Материал: Альонкіна К. В., Сотниченко Т. Д Хімія. Підготовка до ЗНО
тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома
Енергетичний підрівень може містити тільки певне число орбіталей. Кожен s-підрівень представлений однією s-орбіталлю, р-підрівень — трьома р-орбіталями, d-підрівень — п’ятьма d-орбіталями, f-підрівень — сімома f-орбіталями. В атомі ці орбіталі розташовуються таким чином, що ядро атома збігається із центром орбіталі.
Графічно орбіталь заведено позначати квадратом. Отже, орбіталі перших чотирьох енергетичних рівнів будуть мати такий вигляд:
n = 4
n = 3 |
f |
|
|
n = 2 |
d |
|
|
n = 1 |
p |
|
s
На кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони, які мають однакову енергію, але відрізняються особливою властивістю — спіном. Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля.
Одна орбіталь може містити такі два електрони, в яких спіни антипаралельні. Це правило назива-
ють принципом заборони Паулі: на одній орбіталі можуть перебувати не більше двох електронів, при чому їхні спіни мають бути антипаралельними.
Графічно електрони зображають у вигляді стрілок, спрямованих угору або вниз, що наочно позначають напрямок спіну електрона. Стрілки, спрямовані в протилежні боки, позначають електрони з протилежними спінами:
— вільна (вакантна або незаповнена) орбіталь; ↑ — орбіталь, що містить один електрон; такий електрон називають неспареним;
↑↓ — заповнена орбіталь, що містить два електрони з протилежними спінами; такі електрони називають спареними, або електронною парою.
Усі хімічні властивості речовин визначаються будовою електронних оболонок атомів. Для того щоб описати електронну будову атомів, необхідно знати, як саме розподілені електрони по орбіталях.
Число енергетичних рівнів, які заповнюються в певному атомі, визначають за номером періоду Періодичної системи, в якому розташований певний хімічний елемент. Так, в атомах хімічних елементів першого періоду заповнюється тільки перший енергетичний рівень, в атомах другого періоду — перші два енергетичні рівні, третього — три тощо.
Гідроген розташований у першому періоді під номером 1. Із цього випливає, що в електронній оболонці атомів Гідрогену є тільки один електрон, який розташований на першому енергетичному рівні на єдиній s-орбіталі:
cимвол елемента |
номер енергетичного |
||||
|
|
|
|
|
рівня |
|
|
H |
1 |
|
|
|
1 |
|
|||
|
|
|
s |
тип енергетичного |
|
|
|
||||
заряд ядра атома |
|||||
(число електронів) |
підрівня |
||||
Окрім графічного зображення будови електронної оболонки, використовують також її запис у вигляді формули — електронної конфігурації, в якій наводять усі зайняті енергетичні підрівні із зазначенням числа електронів на кожному з них. Електронна конфігурація Гідрогену 1s1 .
25
www.e-ranok.com.ua
тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома
cимвол хімічного елемента
номер енергетичного рівня
He 
s12
число електронів 
на даному підрівні
тип енергетичного підрівня (орбіталі)
Розподіл електронів по орбіталях відбувається за правилом Хунда: У межах одного енергетич ного підрівня електрони розташовуються таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальне.
Атом Карбону чотиривалентний. Для того щоб виявляти таку валентність, він повинен мати чотири неспарених електрони. Це досягається в результаті збудження атома і переходу одного електрона із 2s-орбіталі у вакантну 2р-орбіталь:
С → C* 1s22s22p2 → 1s22s12p3
Електронні оболонки атомів інших періодів заповнюються за такими самими правилами. Так, в атомів першого елемента третього періоду — Натрію — починає заповнюватися третій енергетичний рівень:
11Nа 3 |
↑ |
|
|
|
2 |
↑↓ |
↑↓ ↑↓ ↑↓ |
d |
1s2 2s2 2p6 3s1 |
1 |
↑↓ |
p |
|
|
|
s |
|
|
|
Структура Періодичної системи повністю обумовлюється принципами будови електронної оболонки атомів. Число хімічних елементів, що містяться в кожному періоді, визначається місткістю відповідних енергетичних шарів. Число орбіталей на кожному енергетичному рівні визначається за формулю n2 , де n — номер енергетичного рівня. Оскільки кожна орбіталь містить щонайбільше два електрони, то максимальне число електронів на кожному енергетичному рівні буде 2n2 .
Атомні орбіталі поділяють за типами на s, p, d та f. За цим же принципом можна класифікувати й хімічні елементи. Якщо в атомах хімічного елемента останнім заповнюється s-підрівень, то такі елементи відносять до s-елементів. У Періодичній системі клітинки з такими елементами зазвичай зафарбовують у червоний колір. Якщо останнім заповнюється p-підрівень, то такий елемент називають р-елементом, і його клітинку в Періодичній системі зафарбовують, як правило, у жовтий колір. d-Підрівень заповнюється в d-елементів (синій колір у Періодичній системі) і f-підрівень у f-елементів (зелений колір).
Хімічні елементи, в атомах яких відбувається заповнення електронами передзовнішнього енергетичного рівня, називають перехідними.
Розподіл елементів по головних та побічних підгрупах також обумовлюється будовою електронних оболонок. До головних підгруп входять тільки s- та р-елементи, в яких заповнюється зовнішній енергетичний рівень, а до побічних груп входять d-елементи, в яких заповнюється передзовнішній електронний шар.
Хімічні властивості елементів обумовлюються не всіма електронами, а тільки тими, які мають найбільшу енергію. Ці електрони називають валентними.
26
www.e-ranok.com.ua
тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома
Саме від числа валентних електронів залежить те, є елемент металом чи неметалом, властивості його сполук та значення валентності в цих сполуках.
Якщо в атомах елементів на зовнішньому рівні є невелике число електронів (переважно від од - ного до чотирьох), то елемент проявляє металічні властивості, а якщо на зовнішньому рівні є біль - ше чотирьох електронів, то елемент проявляє переважно неметалічні властивості. Чим більшим є число електронів на зовнішньому рівні, тим більше виражені неметалічні властивості й менше — металічні.
Атоми, які містять на зовнішньому рівні число електронів, проміжне між металічними й неметалічними (зазвичай це три-чотири), утворюють амфотерні сполуки.
Залежність металічних і неметалічних властивостей від будови зовнішнього електронного шару
Заряджений атом або групу атомів називають йоном. Розрізняють катіони — йони з позитивним зарядом, та аніони — негативно заряджені йони.
Металічні властивості обумовлюються здатністю віддавати електрони, а неметалічні — здатністю їх приєднувати. У періоді зі збільшенням порядкового номера металічні властивості зменшуються, а неметалічні — зростають. Кожний період починається найбільш активним (серед елементів певного періоду) металічним елементом, а наприкінці періоду розташований найбільш активний неметалічний елемент (у групі VII) та інертний газ (у групі VIII).
Електронні конфігурації йонів можна вивести з електронних конфігурацій атомів, додавши до них або віднявши від них потрібне число електронів. Наприклад, електронна конфігурація атома Літію — 1s2 2s1, а йона Літію Li+ — 1s2, що збігається з конфігурацією атома інертного газу гелію.
При утворенні аніонів додаткові електрони займають вільні орбіталі. Наприклад, конфігурація атома Хлору 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, а йона Cl— — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, що збігається з електронною конфігурацією атома інертного газу аргону.
Радіусатома– відстань від центра ядра до сферичної поверхні, якої торкаються орбіта лі з електронами останнього енергетичного рівня.
В атомів хімічних елементів одного періоду число електронних шарів, що заповнюється, однакове, адже й радіус їхніх атомів має бути однаковим. Проте в періоді зі збільшенням порядкового номера хімічного елемента заряд ядра послідовно зростає. Електрони зі збільшенням заряду ядра притягуються до нього сильніше, і тому в періоді радіус атомів поступово зменшується.
У головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елемента (згори вниз) зростає число зайнятих енергетичних рівнів. Саме тому радіус атомів хімічних елементів однієї групи збільшується.
Зміна радіусів атомів у групах пояснює зміну металічних властивостей елементів однієї групи. Чим далі від ядра розташовані валентні електрони (електрони зовнішнього енергетичного рівня), тим менше вони притягуються до ядра, адже зовнішні електрони зі збільшенням радіуса легше віддавати, і це призводить до того, що металічні властивості, які обумовлені здатністю елементів віддавати електрони, у групах зростають. Водночас неметалічні властивості елементів у групах зі збільшенням радіуса атомів (порядкового номера) зменшуються. Металічні властивості, таким чином, найбільш яскраво виражені в нижнього елемента підгрупи, а неметалічні — у верхнього.
З огляду на зміни металічних властивостей у періодах, можна стверджувати, що серед усіх хімічних елементів найбільш активним металічним елементом є Францій (оскільки Францій у природі не виявлений, а добутий штучно ядерним синтезом, то серед існуючих елементів найбільш активний металічний елемент — Цезій). А найбільш активний неметалічний елемент — Флуор.
27
www.e-ranok.com.ua
тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома
Приклади розв’язування задач на визначення формули сполуки
Задача 3.1. Після згорання 9,6 г металу ІІ групи в хлорі одержано 38 г хлориду металу. Визначити метал.
m(MeCl2) = 38 г |
|
|
Розв’язання: |
|
|
|
|
|
m(Me) = 9,6 г |
1. Обчислюємо масу атомного Хлору, витраченого на отримання хлориду |
|||||||
M(Me) — ? |
масою 38г: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
m(Cl) = m(MeCl2) – m (Me); |
m(Cl) = 38 – 9,6 = 28,4 г. |
|
|
|||
2. Кількість речовини атомного хлору в хлориді MeCl становить: n(Cl) = |
m(Cl); |
|
|
|
||||
|
|
|
2 |
|
M(Cl) |
|
|
|
|
|
|
28,4 |
|
|
|
|
|
|
M(Cl) = 35,5 г/моль; n(Cl) = |
35,5 г/моль = 0,8 моль. |
|
|
|
|
||
3. З формули хлориду MeCl випливає, що кількість речовини Me дорівнює: n(Me) |
= |
1 |
; |
|||||
|
2 |
1 |
1 |
|
n(Cl) |
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
||
|
n(Me) = 2 ∙n(Cl); n(Me)= |
2 ∙ 0,8 моль = 0,4 моль. |
|
|
|
|
||
4. Молярна маса металу становить: |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
m(Me) |
9,6 |
|
|
|
|
|
|
M(Me) = n(Me) ; M(Me) = |
0,4 моль |
= 24 г/моль. |
|
|
|
|
|
За періодичною системою елементів Д.І. Менделєєва визначаємо, що хімічний елемент, який утворює цей метал, — Магній.
Відповідь: цей метал — Магній.
Задача 3.2. У наслідок взаємодії з водою двохвалентного металу масою 6,0 г виділився об’ємом 3,36 л (н.у). Визначте цей метал.
Дано: |
Розв’язання: |
|
|
m(Me) = 6 г |
6 г |
3,36 л |
|
V (H2) = 3,36л |
Me + 2H2O = Me(OH)2 + H2 |
||
Vm |
= 22,4 л/моль; |
||
Me — ? |
|||
|
V = 22,4 л. |
||
Згідно з рівняннями 6 г металу витискують з води водень об’ємом 3,36 л, а х г металу – 22,4 л/моль
Н2, звідси: |
6 г ∙ 22,4 л |
|
|
х = |
= 40 г. |
||
3,36 л |
Отже цей метал — кальцій,Ar(Ca) = 40.
Відповідь. Кальцій.
28
www.e-ranok.com.ua
тема 3. ПеРіодичний Закон і ПеРіодична система хімічних елементів. будова атома
виконайте контрольний тест
На його виконання відводиться 15 хвилин. Під час роботи над тестом не можна користуватися слов никами, підручниками, посібниками, довідниками тощо.
тест 6 (контрольний)
1. Позначте кількість неспарених електронів у незбудженному стані елемента з порядковим номером 9:
А 1 |
В 5 |
Б 7 |
Г 3 |
2. Укажіть орбіталі, на яких розміщуються електрони в атомі Оксисену: |
|
А s-орбіталі |
В р-та d-орбіталі |
Б s-та p-орбіталі |
Г s-, p-та d-орбіталі |
3. Укажіть елемент, на зовнішньому енергетичному рівні атома якого розташований один електрон:
АAl |
В Na |
Б Cl |
Г P |
4. |
Установіть відповідність між атомом елементу та кількістю енергетичних рівнів у ньому. |
|
|
А В |
1 2 |
|
Б Ca |
2 4 |
|
В He |
3 3 |
|
Г Mg |
4 1 |
5. |
Встановіть послідовність зростання полярності ковалентного зв’язку між атомами |
|
|
А Н-I |
В Н-Cl |
|
Б Н-F |
Г Н-Br |
6. Для взаємодії з тривалентним металом масою 12,3 г знадобилося 50 г хлоридної кислоти. Визначте цей метал і запишіть його порядковий номер.
29
www.e-ranok.com.ua