Поняття про енергетичні підрівні. Радіус атома

Продовжимо вивчати будову електронної оболонки атома й зосередимося на будові енергетичних підрівнів.

Як ви з’ясували в попередньому параграфі, на одному енергетичному рівні можуть перебувати електрони з різними формами атомних орбіта лей. Щоб розрізняти їх, уведено поділ енергетичних рівнів на підрівні.

За формою атомних орбіталей електрони одного рівня поділяються на підрівні.

Розподіл електронів одного рівня на підрівні. На першому енергетичному рівні можуть перебувати від одного до двох електронів зі сферичною формою орбіталі. Це s-електрони, і вони утворюють «-підрівень. Отже, на першому енергетичному рівні існує один підрівень, утворений «електронами.

На другому енергетичному рівні, крім « електронів, можуть бути електрони з гантелеподібною формою орбіталей, тобтор-електропи. Відповідно до цього другий рівень включає 2 підрівні — s-підрівень (максимально 2 електрони) та р-підрівень (максимально б електронів).

Третій енергетичний рівень складається з трьох підрівнів. Про «-, ір-підрівні ви вже дізналися. Третій має назву rf-підрівень. Максимальна кількість d-електронів на цьому підрівні — 10.

Четвертий підрівень називається /-підрівнем, з’являється він на четвертому енергетичному рівні та вміщує максимально 14 електронів.

Назви підрівнів повторюють назви орбіталей. Це не випадково, оскільки поділ на підрівні здійснено за формою атомних орбіталей електронів, що утворюють електронну⁷ оболонку атома.

Застосуйте набуті знання для заповнення таблиці

Для елементів перших чотирьох енергетичних рівнів узагальнені відомості про будову електронної оболонки атомів внесено в таблицю 8.

Таблиця 8

Розподіл електронів на перших чотирьох енергетичних рівнях

Максимальна кількість електронів на одному енергетичному рівні чітко визначена. На першому енергетичному рівні може бути не більше двох електронів, на другому — не більше восьми, на третьому — не більше вісімнадцяти, на четвертому — не більше тридцяти двох.

ПОНЯТТЯ ПРО РАДІУС АТОМА. Унаслідок того, що електрон одночасно виявляє властивості і мікрочастинки, і хвилі, атом не має чітких меж. Звідси — виміряти абсолютні розміри атомів неможливо. А оскільки сучасна теорія будови атома трактує його форму у вигляді кулі, то радіуси атомів (R) різних хімічних елементів були розраховані теоретично.

Радіусом атома називається відстань від центра ядра до сферичної поверхні електронної оболонки, ймовірність перебування на якій електронів зовнішнього рівня є найбільшою.

Що більша кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці, то більший радіус атома (мал. 26).

Як вам відомо, кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома співпадає з номером періоду періодичної системи, у якому елемент розташований. Відтак, в атома Натрію три енергетичні рівні, в атома Літію — два. Отже, атом Натрію має більший радіус. За розрахунками, R_a (Li) = 0,159 нм, R_a (Na) = 0,189 нм. Ще більший радіус в атома Рубідію — 0,225 нм.

У межах однієї підгрупи зі збільшенням заряду ядра радіуси атомів збільшуються. Що більшою є кількість енергетичних рівнів, то більший радіус атома.

У межах одного періоду кількість енергетичних рівнів в електронних оболонках атомів однакова, проте радіуси — різні. Обчислення показали, що зі збільшенням заряду ядра, незважаючи на збільшення кількості електронів, радіуси атомів загалом зменшуються. Для порівняння: R_a (Li) = 0,159 нм, R_a (F) = 0,040 нм. Найбільше зменшення відбувається в малих періодах (мал. 27).

Зменшення радіуса атомів у межах одного періоду пояснюється зростанням притягування зовнішніх електронів до ядра. У Літію вона менша, бо зовнішній електрон один, у Флуору — більша, бо на зовнішньому енергетичному рівні в нього 7 електронів.

В електронній оболонці атома розрізняють: енергетичні рівні та енергетичні підрівні.

Через відмінність форм атомних орбіталей рівні поділяються на підрівні. Розрізняють 4 види підрівнів: s-, р-, d-, f-підрівні.

Максимальна кількість електронів на s-підрівні — 2, на р-підрівні — 6, на d-підрівні — 10, на f-підрівні — 14.

Радіус атома, як і його відносна атомна маса, є однією з кількісних характеристик атома, зміни якої в межах одного періоду та однієї підгрупи мають певні закономірності.

У 1919 р. було створено міжнародну організацію Міжнародний союз фундаментальної та прикладної хімії IUPAC₁ українською ІЮПАК. Членами цієї організації є понад 40 держав світу, в тому числі Україна (з 1992 р.).

Зараз штаб-квартира IUPAC міститься в Цюриху (Німеччина).

Мета ІЮПАК — сприяти розвитку хімії як науки, розвивати стандарти найменувань хімічних елементів та сполук.

Останні версії періодичної системи хімічних елементів ця організація затверджувала в 2005 та 2007 р. Із цього часу «постійну прописку» в періодичній системі одержали 111 хімічних елементів, останній — Рентгеній (^₁Rg).

У XXI ст. вченими було синтезовано ще 6 нових хімічних елементів з порядковими номерами 113-118. Як тільки будуть достатньо вивчені та описані їхні властивості, IUPAC прийме рекомендації щодо їхніх назв. А поки що вони складаються з назв трьох цифр порядкового номера елемента, наприклад, ₁₁₃Унунтрій Uut (ун-ун-трій — один-один-три) чи ₁₁₈Унуноктій (Uuo) (ун-ун-октій — один-один-вісім).

Залишилося відкрити 112-й хімічний елемент, і 7 період буде завершений.

Яка максимальна кількість енергетичних рівнів існує? Як визначити, скільки енергетичних рівнів має електронна оболонка конкретного атома?

Назвіть енергетичні підрівні з такою максимальною кількістю електронів на них:

Яка максимальна кількість електронів може перебувати Has-, p-_f d-, f-підрівнях?

Чи може бути на s-підрівні: а) 1 електрон; б) 2 електрони; в) 6 електронів? Відповідь обґрунтуйте.

Назвіть підрівні третього енергетичного рівня.

Знайдіть і виправте помилки, якщо вони є, у наведених твердженнях. Твердження 1. Кількість енергетичних рівнів визначається номером групи. Твердження 2. Кількість електронів в атомі дорівнює його відносній атомній масі.

Знайдіть і виправте помилки, якщо вони є, у наведених твердженнях. Твердження 1. Спільним у будові електронних оболонок атомів з порядковими номерами 11 і 18 є наявність трьох енергетичних рівнів.

Твердження 2. Радіус атома зі збільшенням заряду ядра атомів у періоді зменшується, а в підгрупі — зростає.

Як і чому змінюється радіус атомів хімічних елементів одного періоду?

Як і чому змінюється радіус атомів хімічних елементів в межах головної підгрупи?

Це матеріал з підручника Хімія 8 клас Ярошенко