Розташування електронів на енергетичних оболонках чи рівнях записують електронними формулами хімічних елементів. Електронні формули чи конфігурації допомагають уявити структуру атома елемента.
Будова атома
Атоми всіх елементів складаються з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів, що розташовуються навколо ядра.
Електрони є на різних енергетичних рівнях. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим більшою енергією він має. Розмір енергетичного рівня визначається розміром атомної орбіталі або орбітальної хмари. Це простір, у якому рухається електрон.
Мал. 1. Загальна будоваатома.
Орбіталі можуть мати різну геометричну конфігурацію:
- s-орбіталі- сферичні;
- р-, d і f-орбіталі- гантелеподібні, що лежать у різних площинах.
На першому енергетичному рівні будь-якого атома завжди розташовується s-орбіталь із двома електронами (виняток - водень). Починаючи з другого рівня, на одному рівні знаходяться s- та р-орбіталі.
Мал. 2. s-, р-, d та f-орбіталі.
Орбіталі існують незалежно від знаходження ними електронів і може бути заповненими чи вакантними.
Запис формули
Електронні конфігурації атомів хімічних елементів записуються за такими принципами:
- кожному енергетичному рівню відповідає порядковий номер, що позначається арабською цифрою;
- за номером слідує буква, що означає орбіталь;
- над літерою пишеться верхній індекс, який відповідає кількості електронів на орбіталі.
Приклади запису:
- кальцій -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2;
- кисень -
1s 2 2s 2 2p 4;
- вуглець -
1s 2 2s 2 2p 2 .
Записати електронну формулу допомагає таблиця Менделєєва. Кількості енергетичних рівнів відповідає номер періоду. На заряд атома та кількість електронів вказує порядковий номер елемента. Номер групи показує, скільки валентних електронів на зовнішньому рівні.
Наприклад візьмемо Na. Натрій знаходиться у першій групі, у третьому періоді, під 11 номером. Це означає, що атом натрію має позитивно заряджене ядро (містить 11 протонів), навколо якого три енергетичних рівнях розташовується 11 електронів. На зовнішньому рівні є один електрон.
Згадаймо, що перший енергетичний рівеньмістить s-орбіталь з двома електронами, а другий - s- та р-орбіталі. Залишається заповнити рівні та отримати повний запис:
11 Na) 2) 8) 1 або 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
Для зручності створено спеціальні таблиці електронних формул елемента. У довгій періодичної таблиціформули також вказуються у кожній клітині елемента.
Мал. 3. Таблиця електронних формул.
Для стислості в квадратних дужках записані елементи, електронна формулаяких збігається із початком формули елемента. Наприклад, електронна формула магнію - 3s 2 неона - 1s 2 2s 2 2p 6 . Отже, повна формуламагнію - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . 4.6. Усього отримано оцінок: 195.
Хімічними речовинами називають те, з чого складається навколишній світ.
Властивості кожної хімічної речовини поділяються на два типи: це хімічні, які характеризують його здатність утворювати інші речовини, та фізичні, які об'єктивно спостерігаються та можуть бути розглянуті у відриві від хімічних перетворень. Так, наприклад, фізичними властивостями речовини є його агрегатний стан (твердий, рідкий або газоподібний), теплопровідність, теплоємність, розчинність у різних середовищах (вода, спирт та ін), щільність, колір, смак і т.д.
Перетворення одних хімічних речовинінші речовини називають хімічними явищами або хімічними реакціями. Слід зазначити, що є також і фізичні явища, які, очевидно, супроводжуються зміною будь-яких фізичних властивостейречовини без його перетворення на інші речовини. До фізичних явищ, наприклад, відносяться плавлення льоду, замерзання або випаровування води та ін.
Про те, що в ході будь-якого процесу має місце хімічне явище, можна зробити висновок, спостерігаючи характерні ознаки хімічних реакцій, такі як зміна кольору, утворення осаду, виділення газу, виділення теплоти та (або) світла.
Так, наприклад, висновок про перебіг хімічних реакцій можна зробити, спостерігаючи:
Утворення осаду при кип'ятінні води, що називається в побуті накипом;
Виділення тепла та світла при горінні багаття;
Зміна кольору зрізу свіжого яблука повітря;
Утворення газових бульбашок при бродінні тіста тощо.
Найдрібніші частинки речовини, які у процесі хімічних реакцій мало змінюються, лише по-новому з'єднуються між собою, називаються атомами.
Сама ідея про існування таких одиниць матерії виникла ще в стародавньої Греціїв умах античних філософів, що власне і пояснює походження терміна «атом», оскільки «атомос» у буквальному перекладі з грецької означає «неподільний».
Проте, всупереч ідеї давньогрецьких філософів, атоми є абсолютним мінімумом матерії, тобто. самі мають складну будову.
Кожен атом складається з так званих субатомних частинок – протонів, нейтронів та електронів, що позначаються відповідно символами p + , n o та e −. Надрядковий індекс у використовуваних позначках свідчить про те, що протон має одиничний позитивний заряд, електрон – одиничний негативний заряд, а нейтрон заряду немає.
Що стосується якісного пристрою атома, то у кожного атома всі протони і нейтрони зосереджені в так званому ядрі навколо якого електрони утворюють електронну оболонку.
Протон і нейтрон мають практично однакові маси, тобто. m p ≈ m n , а маса електрона майже 2000 разів менше маси кожного їх, тобто. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Оскільки фундаментальною властивістю атома є його електронейтральність, а заряд одного електрона дорівнює заряду одного протона, з цього можна зробити висновок про те, що кількість електронів у будь-якому атомі дорівнює кількості протонів.
Так, наприклад, у таблиці нижче представлений можливий склад атомів:
Вид атомів з однаковим зарядом ядер, тобто. з однаковою кількістю протонів у тому ядрах, називають хімічним елементом. Таким чином, з таблиці вище можна дійти невтішного висновку у тому, що атом1 і атом2 ставляться у одному хімічному елементу, а атом3 і атом4 — до іншого хімічному елементу.
Кожен хімічний елемент має свою назву та індивідуальний символ, який читається певним чином. Так, наприклад, найпростіший хімічний елемент, атоми якого містять у ядрі лише один протон, має назву водень і позначається символом Н, що читається як аш, а хімічний елемент з зарядом ядра +7 (тобто. що містить 7 протонів) - "азот", має символ "N", який читається як "ен".
Як можна помітити з наведеної вище таблиці, атоми одного хімічного елементаможуть відрізнятися кількістю нейтронів у ядрах.
Атоми, що відносяться до одного хімічного елементу, але мають різну кількість нейтронів і, як наслідок, масу, називають ізотопами.
Так, наприклад, хімічний елемент водень має три ізотопи - 1 Н, 2 Н і 3 Н. Індекси 1, 2 і 3 зверху від символу Н означають сумарну кількість нейтронів і протонів. Тобто. знаючи, що водень - це хімічний елемент, який характеризується тим, що в ядрах його атомів знаходиться по одному протону, можна зробити висновок про те, що в ізотопі 1 Н взагалі немає нейтронів (1-1 = 0), в ізотопі 2 Н - 1 нейтрон (2-1=1) та в ізотопі 3 Н – два нейтрони (3-1=2). Оскільки, як уже було сказано, нейтрон і протон мають однакові маси, а маса електрона порівняно з ними зневажливо мала, це означає, що ізотоп 2 Н практично вдвічі важчий за ізотоп 1 Н, а ізотоп 3 Н — і зовсім втричі . У зв'язку з таким великим розкидом мас ізотопів водню ізотопам 2 Н і 3 Н навіть присвоєно окремі індивідуальні назви і символи, що не характерно більше для жодного іншого хімічного елемента. Ізотопу 2 Н дали назву дейтерій і надали символ D, а ізотопу 3 Н дали назву тритій і надали символ Т.
Якщо прийняти масу протона і нейтрону за одиницю, а масою електрона знехтувати, фактично верхній лівий індекс крім сумарної кількості протонів і нейтронів в атомі можна вважати його масою, тому цей індекс називають масовим числомта позначають символом А. Оскільки за заряд ядра будь-якого атома відповідають протони, а заряд кожного протона умовно вважається рівним +1, кількість протонів в ядрі називають зарядовим числом (Z). Позначивши кількість нейтронів в атомі буквою N, математично взаємозв'язок між масовим числом, зарядовим числом та кількістю нейтронів можна виразити як:
Відповідно до сучасних уявлень, електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу. Він має властивості як частинки, так і хвилі. Подібно до частки, електрон має масу і заряд, але в той же час потік електронів, подібно до хвилі, характеризується здатністю до дифракції.
Для опису стану електрона в атомі використовують уявлення квантової механіки, згідно з якими електрон не має певної траєкторії руху і може перебувати в будь-якій точці простору, але з різною ймовірністю.
Область простору навколо ядра, де найімовірніше знаходження електрона, називається атомною орбіталлю.
Атомна орбіталь може мати різною формою, Розміром та орієнтацією. Також атомну орбіталь називають електронною хмарою.
Графічно одну атомну орбіталь прийнято позначати у вигляді квадратного осередку:
Квантова механіка має вкрай складний математичний апарат, тому в рамках шкільного курсу хімії розглядаються тільки наслідки квантово-механічної теорії.
Згідно з цими наслідками, будь-яку атомну орбіталь і електрон, що знаходиться на ній, повністю характеризують 4 квантові числа.
- Головне квантове число - n - визначає загальну енергію електрона на цій орбіталі. Діапазон значень головного квантового числа – усі натуральні числа, тобто. n = 1,2,3,4, 5 і т.д.
- Орбітальне квантове число - l - характеризує форму атомної орбіталі і може набувати будь-яких цілочисельних значень від 0 до n-1, де n, нагадаємо, - це головне квантове число.
Орбіталі з l = 0 називають s-орбіталями. s-Орбіталі мають сферичну форму і не мають спрямованості у просторі:
Орбіталі з l = 1 називаються p-орбіталями. Дані орбіталі мають форму тривимірної вісімки, тобто. формою, отриманої обертанням вісімки навколо осі симетрії, і зовні нагадують гантель:
Орбіталі з l = 2 називаються d-орбіталями, а з l = 3 - f-орбіталями. Їхня будова набагато складніша.
3) Магнітне квантове число – m l – визначає просторову орієнтацію конкретної атомної орбіталі та виражає проекцію орбітального моменту імпульсу на напрямок магнітного поля. Магнітне квантове число m l відповідає орієнтації орбіталі щодо спрямування вектора напруженості зовнішнього магнітного поля і може набувати будь-яких цілочисельних значень від –l до +l, включаючи 0, тобто. Загальна кількість можливих значеньодно (2l+1). Так, наприклад, при l = 0 m l = 0 (одне значення), при l = 1 m l = -1, 0, +1 (три значення), при l = 2 m l = -2, -1, 0, +1 , +2 (п'ять значень магнітного квантового числа) тощо.
Приміром, p-орбіталі, тобто. орбіталі з орбітальним квантовим числом l = 1, що мають форму «тривимірної вісімки», відповідають трьом значенням магнітного квантового числа (-1, 0, +1), що, у свою чергу, відповідає трьом перпендикулярним напрямкам напряму в просторі.
4) Спинове квантове число (або просто спин) - ms - умовно можна вважати відповідальним за напрямок обертання електрона в атомі, воно може приймати значення. Електрони з різними спинами позначають вертикальними стрілками, спрямованими в різні боки: і .
Сукупність всіх орбіталей в атомі, що мають одне й те саме значення головного квантового числа, називають енергетичним рівнем або електронною оболонкою. Будь-який довільний енергетичний рівень із деяким номером n складається з n 2 орбіталей.
Безліч орбіталей з однаковими значеннями головного квантового числа та орбітального квантового числа є енергетичним підрівнем.
Кожен енергетичний рівень, якому відповідає головне квантове число n містить n підрівнів. У свою чергу, кожен енергетичний підрівень з орбітальним квантовим числом l складається з (2l+1) орбіталей. Таким чином, s-підрівень складається з однієї s-орбіталі, p-підрівень – трьох p-орбіталей, d-підрівень – п'яти d-орбіталей, а f-підрівень – з семи f-орбіталей. Оскільки, як було зазначено, одна атомна орбіталь часто позначається однією квадратною осередком, то s-, p-, d- і f-підрівні можна графічно зобразити так:
Кожній орбіталі відповідає індивідуальний строго певний набір трьох квантових чисел n, l і ml.
Розподіл електронів за орбіталями називають електронною конфігурацією.
Заповнення атомних орбіталей електронами відбувається відповідно до трьох умов:
- Принцип мінімуму енергії: електрони заповнюють орбіталі, починаючи з підрівня з найменшою енергією. Послідовність підрівнів у порядку збільшення їх енергій виглядає так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Для того, щоб простіше запам'ятати цю послідовність заповнення електронних підрівнів, дуже зручна наступна графічна ілюстрація:
- Принцип Паулі: на кожній орбіталі може бути не більше двох електронів.
Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним, а якщо два, то їх називають електронною парою.
- Правило Хунда: найбільш стійкий стан атома є такий, при якому в межах одного підрівня атом має максимально можливе число неспарених електронів. Такий найбільш стійкий стан атома називається основним станом.
Фактично вищесказане означає те, що, наприклад, розміщення 1-го, 2-х, 3-х і 4-х електронів на трьох орбіталях p-підрівня здійснюватиметься таким чином:
Заповнення атомних орбіталей від водню, що має зарядове число 1 до криптону (Kr) з зарядовим числом 36 буде здійснюватися наступним чином:
Подібне зображення порядку заповнення атомних орбіталей називається енергетичною діаграмою. З електронних діаграм окремих елементів, можна записати їх звані електронні формули (конфігурації). Так, наприклад, елемент з 15 протонами і, як наслідок, 15 електронами, тобто. фосфор (P), матиме наступний вид енергетичної діаграми:
При переведенні в електронну формулу атома фосфору набуде вигляду:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Цифрами нормального розміру ліворуч від символу підрівня показано номер енергетичного рівня, а верхніми індексами праворуч від символу підрівня показано кількість електронів на відповідному підрівні.
Нижче наведені електронні формули перших 36 елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва.
| період | № елемента | символ | назва | електронна формула |
| I | 1 | H | водень | 1s 1 |
| 2 | He | гелій | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | літій | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Be | берилій | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | бір | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | вуглець | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | азот | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | кисень | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | фтор | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | натрій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | алюміній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | кремній | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | сірка | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | калій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | кальцій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | ванадій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень | |
| 25 | Mn | марганець | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | залізо | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | нікель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | мідь | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 тут спостерігається проскок одного електрона з sна dпідрівень | |
| 30 | Zn | цинк | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | галій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | германій | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | As | миш'як | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Як було зазначено, переважно своєму стані електрони в атомних орбіталях розташовані відповідно до принципу найменшої енергії. Тим не менш, за наявності порожніх p-орбіталей в основному стані атома, нерідко при повідомленні йому надлишкової енергії атом можна перевести в так званий збуджений стан. Так, наприклад, атом бору в основному стані має електронну конфігурацію та енергетичну діаграму наступного виду:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
На збудженому стані (*), тобто. при повідомленні деякої енергії атому бору, його електронна конфігурація та енергетична діаграма виглядатимуть так:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Залежно від цього, який підрівень в атомі заповнюється останнім, хімічні елементи ділять на s, p, d чи f.
Знаходження s, p, d та f-елементів у таблиці Д.І. Менделєєва:
- У s-елементів останній заповнений s-підрівень. До цих елементів відносяться елементи головних (ліворуч у осередку таблиці) підгруп I та II груп.
- p-елементів заповнюється p-підрівень. p-елементів відносять останні шість елементів кожного періоду, крім першого і сьомого, а також елементи головних підгруп III-VIII груп.
- d-Елементи розташовані між s- та p-елементами у великих періодах.
- f-Елементи називають лантаноїдами та актиноїдами. Вони винесені донизу таблиці Д.І. Менделєєва.
склад атома.
Атом складається з атомного ядраі електронної оболонки.
Ядро атома складається з протонів ( p +) та нейтронів ( n 0). Більшість атомів водню ядро складається з одного протона.
Число протонів N(p +) дорівнює заряду ядра ( Z) та порядковому номеру елемента в природному ряді елементів (і в періодичній системі елементів).
N(p +) = Z
Сума числа нейтронів N(n 0), що позначається просто літерою N, і числа протонів Zназивається масовим числомі позначається буквою А.
A = Z + N
Електронна оболонка атома складається з електронів, що рухаються навколо ядра ( е -).
Число електронів N(e-) в електронній оболонці нейтрального атома дорівнює числу протонів Zу його ядрі.
Маса протона приблизно дорівнює масі нейтрону і в 1840 разів більша за масу електрона, тому маса атома практично дорівнює масі ядра.
Форма атома – сферична. Радіус ядра приблизно в 100000 разів менший за радіус атома.
Хімічний елемент- Вид атомів (сукупність атомів) з однаковим зарядом ядра (з однаковим числом протонів в ядрі).
Ізотоп- Сукупність атомів одного елемента з однаковим числом нейтронів в ядрі (або вид атомів з однаковим числом протонів і однаковим числом нейтронів в ядрі).
Різні ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів у ядрах їх атомів.
Позначення окремого атома або ізотопу: (Е - символ елемента), наприклад: .
Будова електронної оболонки атома
Атомна орбіталь- Стан електрона в атомі. Умовне позначення орбіталі - . Кожній орбіталі відповідає електронна хмара.
Орбіталі реальних атомів в основному (незбудженому) стані бувають чотирьох типів: s, p, dі f.
Електронна хмара- Частина простору, в якій електрон можна виявити з ймовірністю 90 (або більше) відсотків.
Примітка: іноді поняття "атомна орбіталь" та "електронна хмара" не розрізняють, називаючи і те, й інше "атомною орбіталлю"
Електронна оболонка атома шарувата. Електронний шарутворений електронними хмарами однакового розміру. Орбіталі одного шару утворюють електронний ("енергетичний") рівеньїх енергії однакові в атома водню, але розрізняються в інших атомів.
Однотипні орбіталі одного рівня групуються в електронні (енергетичні)підрівні:
s-підрівень (складається з однієї s-орбіталі), умовне позначення - .
p-підрівень (складається з трьох p
d-підрівень (складається з п'яти d-орбіталей), умовне позначення - .
f-підрівень (складається з семи f-орбіталей), умовне позначення - .
Енергії орбіталей одного підрівня однакові.
При позначенні підрівнів до символу підрівня додається номер шару (електронного рівня), наприклад: 2 s, 3p, 5dозначає s-підрівень другого рівня, p-підрівень третього рівня, d-Підрівень п'ятого рівня.
Загальна кількість підрівнів на одному рівні дорівнює номеру рівня n. Загальна кількість орбіталей на одному рівні дорівнює n 2 . Відповідно до цього, загальна кількість хмар в одному шарі так само n 2 .
Позначення: - вільна орбіталь (без електронів); - орбіталь з неспареним електроном; - орбіталь з електронною парою (з двома електронами).
Порядок заповнення електронами орбіталей атома визначається трьома законами природи (формулювання дано спрощено):
1. Принцип найменшої енергії – електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії орбіталей.
2. Принцип Паулі - на одній орбіталі не може бути більше двох електронів.
3. Правило Хунда - у межах рівня електрони спочатку заповнюють вільні орбіталі (по одному), і лише після цього утворюють електронні пари.
Загальна кількість електронів на електронному рівні (або в електронному шарі) дорівнює 2 n 2 .
Розподіл підрівнів за енергіями виражається поруч (у прядці збільшення енергії):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...
Наочно ця послідовність виражається енергетичною діаграмою:
Розподіл електронів атома за рівнями, підрівнями та орбіталями (електронна конфігурація атома) може бути зображена у вигляді електронної формули, енергетичної діаграми або, спрощено, у вигляді схеми електронних шарів ("електронна схема").
Приклади електронної будови атомів:
Валентні електрони- електрони атома, які можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. У будь-якого атома це все зовнішні електрони плюс ті зовнішні електрони, енергія яких більша, ніж у зовнішніх. Наприклад: у атома Ca зовнішні електрони - 4 s 2, вони ж і валентні; у атома Fe зовнішні електрони - 4 s 2 , але має 3 d 6, отже у атома заліза 8 валентних електронів. Валентна електронна формула атома кальцію - 4 s 2 , а атома заліза - 4 s 2 3d 6 .
Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва
(природна система хімічних елементів)
Періодичний закон хімічних елементів(сучасне формулювання): властивості хімічних елементів, а також простих та складних речовин, що ними утворюються, знаходяться в періодичній залежності від значення заряду з атомних ядер.
Періодична система- графічне вираження періодичного закону.
Природний ряд хімічних елементів- ряд хімічних елементів, збудованих за зростанням кількості протонів в ядрах їх атомів, або, що те саме, щодо зростання зарядів ядер цих атомів. Порядковий номер елемента у цьому ряду дорівнює числу протонів у ядрі будь-якого атома цього елемента.
Таблиця хімічних елементів будується шляхом "розрізання" природного ряду хімічних елементів на періоди(горизонтальні рядки таблиці) та об'єднання у групи (вертикальні стовпці таблиці) елементів, зі схожою електронною будовою атомів.
Залежно від способу об'єднання елементів у групи таблиця може бути довгооперіодний(у групи зібрані елементи з однаковим числом та типом валентних електронів) та короткоперіодний(У групи зібрані елементи з однаковим числом валентних електронів).
Групи короткоперіодної таблиці поділяються на підгрупи ( головніі побічні), що збігаються з групами довгооперіодної таблиці.
У всіх атомів елементів одного періоду однакова кількість електронних шарів дорівнює номеру періоду.
Число елементів у періодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Більшість елементів восьмого періоду отримані штучно, останні елементи цього періоду ще не синтезовані. Всі періоди, крім першого, починаються з елемента, що утворює лужний метал (Li, Na, K і т. д.), а закінчуються елементом, що утворює благородний газ (He, Ne, Ar, Kr і т. д.).
У короткоперіодній таблиці - вісім груп, кожна з яких поділяється на дві підгрупи (головну та побічну), у довгооперіодній таблиці - шістнадцять груп, що нумеруються римськими цифрами з літерами А або В, наприклад: IA, IIIB, VIA, VIIB. Група IA довгооперіодної таблиці відповідає головній підгрупі першої групи короткоперіодної таблиці; група VIIB - побічну підгрупу сьомої групи: решта - аналогічно.
Характеристики хімічних елементів закономірно змінюються у групах та періодах.
У періодах (зі збільшенням порядкового номера)
- збільшується заряд ядра,
- збільшується кількість зовнішніх електронів,
- зменшується радіус атомів,
- збільшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації),
- збільшується електронегативність,
- посилюються окисні властивості простих речовин ("неметалевість"),
- слабшають відновлювальні властивості простих речовин ("металічність"),
- слабшає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів,
- зростає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів.
У групах (зі збільшенням порядкового номера)
- збільшується заряд ядра,
- збільшується радіус атомів (тільки в А-групах),
- зменшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації; тільки в А-групах),
- зменшується електронегативність (тільки в А-групах),
- слабшають окисні властивості простих речовин ("неметалевість"; тільки в А-групах),
- посилюються відновлювальні властивості простих речовин ("металічність"; тільки в А-групах),
- зростає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
- слабшає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
- знижується стійкість водневих сполук (підвищується їхня відновна активність; тільки в А-групах).
Завдання та тести на тему "Тема 9. "Будова атома. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва (ПСХЕ)"."
- Періодичний закон - Періодичний закон та будова атомів 8–9 клас
Ви повинні знати: закони заповнення орбіталей електронами (принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Хунда), структуру періодичної системи елементів.Ви повинні вміти: визначати склад атома за положенням елемента в періодичній системі, і, навпаки, знаходити елемент у періодичній системі, знаючи його склад; зображати схему будови, електронну конфігурацію атома, іона, і, навпаки, визначати за схемою та електронною конфігурацією положення хімічного елемента в ПСХЕ; давати характеристику елемента та утворюваних ним речовин за його становищем у ПСХЕ; визначати зміни радіусу атомів, властивостей хімічних елементів та утворених ними речовин у межах одного періоду та однієї головної підгрупи періодичної системи.
приклад 1.Визначте кількість орбіталей третьому електронному рівні. Які це орбіталі?
Для визначення кількості орбіталей скористаємося формулою Nорбіталей = n 2 , де n- Номер рівня. Nорбіталей = 3 2 = 9. Одна 3 s-, три 3 p- і п'ять 3 d-орбіталей.приклад 2.Визначте, у якого атома елемента електронна формула 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Щоб визначити, який це елемент, треба з'ясувати його порядковий номер, який дорівнює сумарному числу електронів атома. В даному випадку: 2+2+6+2+1=13. Це алюміній.Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.
Рекомендована література:- О. С. Габрієлян та ін. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002;
- Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.
- Спочатку записуємо знак хім. елемента, де знизу ліворуч від знака вказуємо його порядковий номер.
- Далі за номером періоду (з якого елемент) визначаємо число енергетичних рівнів і малюємо поруч із знаком хімічного елемента таку кількість дуг.
- Потім за номером групи число електронів на зовнішньому рівні записуємо під дугою.
- На 1-му рівні максимально можливо 2е, на другому вже 8, на третьому - цілих 18. Починаємо ставити числа під відповідними дугами.
- Число електронів на передостанньому рівні потрібно розраховувати так: із порядкового номера елемента вилучається кількість вже проставлених електронів.
- Залишається перетворити нашу схему на електронну формулу:
- Пишемо хімічний елемент і його порядковий номер. Номер показує кількість електронів в атомі.
- Складаємо формулу. Для цього потрібно дізнатися кількість енергетичних рівнів, основою визначення береться номер періоду елемента.
- Розбиваємо рівні на під рівні.
Нижче наведено приклад, як правильно складати електронні формули хімічних елементів.
- спочатку заповнюємо s-підрівень, а потім р-, d-b f-підрівні;
- за правилом Клечковського електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії цих орбіталей;
- за правилом Хунда електрони в межах одного підрівня займають вільні орбіталі по одному, а потім утворюють пари;
- за принципом Паулі однією орбіталі більше 2 електронів немає.
Електронна формула хімічного елемента показує, скільки електронних шарів і скільки електронів міститься в атомі і як вони розподілені по шарах.
Щоб скласти електронну формулу хімічного елемента, потрібно заглянути в таблицю Менделєєва і використовувати дані для даного елемента. Порядковий номер елемента таблиці Менделєєва відповідає кількості електронів в атомі. Число електронних шарів відповідає номеру періоду, кількість електронів на останньому електронному шарі відповідає номеру групи.
Необхідно пам'ятати, що на першому шарі знаходиться максимум 2 електрона 1s2, на другому - максимум 8 (два s і шість р: 2s2 2p6), на третьому - максимум 18 (два s, шість p, десять d: 3s2 3p6 3d10).
Наприклад, електронна формула вуглецю: 1s2 2s2 2p2 (порядковий номер 6, номер періоду 2, номер групи 4).
Електронна формула натрію: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (порядковий номер 11, номер періоду 3, номер групи 1).
Для перевірки правильності написання електронної формули можна заглянути на веб-сайт www.alhimikov.net.
Складання електронної формули хімічних елементів на перший погляд може здатися досить складним заняттям, проте все стане зрозуміло, якщо дотримуватися наступної схеми:
- спершу пишемо орбіталі
- вставляємо перед орбіталями числа, що вказують номер енергетичного рівня. Не забуваємо формулу визначення максимальної кількості електронів на енергетичному рівні: N=2n2
А як дізнатися про кількість енергетичних рівнів? Просто подивіться таблицю Менделєєва: це число дорівнює номеру періоду, в якому цей елемент знаходиться.
- над значком орбіталі пишемо число, яке позначає кількість електронів, що знаходяться на цій орбіталі.
Наприклад, електронна формула скандія виглядатиме таким чином.
Завдання складання електронної формули хімічного елемента не найпростіше.
Отже, алгоритм складання електронних формул елементів такий:
Ось електронні формули деяких хімічних елементів:
Скласти електронні формули хімічних елементів потрібно в такий спосіб: потрібно подивитися номер елемента у таблиці Менделєєва, в такий спосіб дізнатися скільки в нього електронів. Потім потрібно дізнатися кількість рівнів, що дорівнює періоду. Потім пишуться підрівні і вони заповнюються:
Насамперед вам треба визначити число атомів згідно з таблицею Менделєєва.
Для складання електронної формули вам знадобиться періодична система Менделєєва. Знаходьте ваш хімічний елемент там і дивіться період - він дорівнюватиме кількості енергетичних рівнів. Номер групи відповідатиме чисельно кількості електронів на останньому рівні. Номер елемента буде кількісно дорівнює числу його електронів. Також вам чітко треба знати, що на першому рівні є максимум 2 електрони, на другому - 8, на третьому - 18.
Це головні моменти. До того ж в інтернеті (у тому числі і нашому сайті) ви можете знайти інформацію з вже готовою електронною формулою для кожного елемента, так ви зможете перевірити себе.
Складання електронних формул хімічних елементів дуже складний процес, без спеціальних таблиць тут не обійтися, та й формул потрібно застосовувати цілу купу. Коротко для складання потрібно пройти цими етапами:
Потрібно скласти орбітальну діаграму, де буде поняття відмінності електронів друг від друга. У діаграмі виділяються орбіталі та електрони.
Електрони заповнюються за рівнями, знизу догори і мають кілька підрівнів.
Отже спочатку пізнаю загальну кількість електронів заданого атома.
Заповнюємо формулу за певною схемою та записуємо – це і буде електронною формулою.
Наприклад у Азоту ця формула виглядає так, спочатку розбираємось з електронами:
І записуємо формулу:
Щоб зрозуміти принцип складання електронної формули хімічного елемента, Спершу потрібно визначити за номером у таблиці Менделєєва загальну кількість електронів в атомі. Після цього потрібно визначити кількість енергетичних рівнів, взявши за основу номер періоду, де знаходиться елемент.
Після цього рівні розбиваються на підрівні, які заповнюють електронами, ґрунтуючись на принципі найменшої енергії.
Можна перевірити правильність своїх міркувань, заглянувши, наприклад, сюди.
Склавши електронну формулу хімічного елемента, можна дізнатися, скільки електронів та електронних шарів у конкретному атомі, а також порядок їхнього розподілу по шарах.
Спочатку визначаємо порядковий номер елемента по таблиці Менделєєва, він відповідає числу електронів. Кількість електронних шарів вказує на номер періоду, а кількість електронів на останньому шарі атома відповідає номеру групи.
Умовне зображення розподілу електронів в електронній хмарі за рівнями, підрівнями та орбіталями називається електронною формулою атома.
Правила, на основі | підставі | яких | яких | складають | здають | електронні формули
1. Принцип мінімальної енергії: чим менший запас енергії має система, тим стійкішою вона є.
2. Правило Клечковського: розподіл електронів за рівнями та підрівнями електронної хмари відбувається у порядку зростання значення суми головного та орбітального квантових чисел (n + 1). У разі рівності значень (n + 1) першим заповнюється той рівень, який має менше значення n .
Номер рівня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбітальне 1* 0 0 1 0 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантове число
n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Ряд Клечковського
1* - дивись таблицю №2.
3. Правило Хунда: під час заповнення орбіталей одного підрівня нижчому рівню енергії відповідає розміщення електронів з паралельними спинами.
Складання | здає | електронних формул
Потенційний ряд:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Ряд Клечковського
Порядок заповнення Електроні 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 .
(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
Електронна формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Інформативність електронних формул
1. Положення елемента в періодичній | періодичній | системі.
2. Можливі ступені| окиснення елемента.
3. Хімічний характер елемента.
4. Склад | склад | та властивості сполук елемента.
Положення елемента в періодичній|періодичної|системі Д.І.Менделєєва:
а) номер періоду, В якому знаходиться елемент, відповідає числу рівнів, на яких розташовуються електрони;
б) номер групи, До якої належить даний елемент, дорівнює сумі валентних електронів. Валентні електрони для атомів s- та р-елементів – це електрони зовнішнього рівня; для d – елементів – це електрони зовнішнього рівня та незаповненого підрівня попереднього рівня.
в) електронне сімействовизначається за символом підрівня, який надходить останній електрон (s-, p-, d-, f-).
г) підгрупавизначається за належністю до електронного сімейства: s - і р - елементи займають головні підгрупи, а d - елементи - побічні, f - елементи займають окремі розділи в нижній частині періодичної системи (актиноїди та лантаноїди).
2. Можливі ступені| окиснення елементів.
Ступінь окислення– це заряд, який набуває атома, якщо віддає або приєднує електрони.
Атоми, які віддають електрони, набувають позитивного заряду, що дорівнює числу відданих електронів (заряд електрона (-1)
Z Е 0 – ne Z E + n
Атом, який віддав електрони перетворюється на катіон(Позитивний заряджений іон). Процес відриву електрона від атома називається процесом іонізації.Енергія, необхідна для здійснення цього процесу називається енергією іонізації (Еіон, еВ).
Першими відокремлюються від атома електрони зовнішнього рівня, які на орбіталі не мають пари - розпаровані. За наявності вільних орбіталей у межах одного рівня під дією зовнішньої енергії електрони, які утворювали на даному рівні пари, розпаровуються, а потім відокремлюються усі разом. Процес розпарювання, який відбувається в результаті поглинання одним з електронів пари порції енергії та переходом його на вищий підрівень, називається процесом збудження.
Найбільше електронів, які може віддати атом, дорівнює числу валентних електронів і відповідає номеру групи, в якій розташований елемент. Заряд, який набуває атом після втрати всіх валентних електронів, називається найвищим ступенем окисленняатома.
Після звільнення | звільнення | валентного рівня зовнішнім стає | стає | рівень, який | який | передував валентному. Це повністю заповнений електронами рівень, і тому|і тому| енергетично стійкий.
Атоми елементів, які мають зовнішньому рівні від 4 до 7 електронів, досягають енергетично стійкого стану як шляхом віддачі електронів, а й їх приєднання. Внаслідок цього утворюється рівень (.ns 2 p 6) - стійкий інертно-газовий стан.
Атом, який приєднав електрони, набуває негативнуступіньокислення– негативний заряд, що дорівнює числу прийнятих електронів.
Z Е 0 + ne Z E - n
Число електронів, які може приєднати атом, дорівнює числу (8 –N|), де N – це номер групи, в якій | розташований елемент (або число валентних електронів).
Процес приєднання електронів до атома супроводжується виділенням енергії, що називається з спорідненістю до електрона (Есродства,єВ).
