§ 2. Електронна будова атомів
Електрони в атомі. Електрон — дуже дрібна частинка. Його розміри, траєкторію руху визначити неможливо. Вам відомо, що частину простору атома, в якій перебування електрона є найбільш імовірним, називають орбіталлю. Розрізняють сферичні, або s-орбіталі, гантелеподібні, або р-орбіталі, та складніші за формою d- і f-орбіталі (мал. 2). р-Орбіталі орієнтовані вздовж осей х, у і z; їх позначають з відповідними нижніми індексами: pх, ру, pz.
Мал. 2. Орбіталі: а — s-орбіталь; б — одна із р-орбіталей; в — три р-орбіталі в одному атомі; г — одна із d-орбіталей
1 Цю властивість електрона ототожнюють із напрямом його обертання навколо своєї осі (за годинниковою стрілкою чи проти неї).
Чим компактніша орбіталь, у якій рухається електрон, тим його енергія менша.
Енергія електронів. Сучасна модель будови атома враховує енергію електронів, яку можна визначити досить точно. Електрони розміщуються в атомі так, щоб їхня енергія була мінімальною. Це — принцип найменшої енергії; він визначає електронну будову атома.
Електрони в атомі розподіляють за енергетичними рівнями і підрівнями (схема 1). Кожний енергетичний рівень заповнюють електронами з однаковою чи дуже близькою енергією. Електрони першого рівня мають найменшу енергію, оскільки рухаються поблизу ядра атома. Другий рівень займають електрони з вищою енергією, третій — зі ще вищою і т. д. Електрони, які заповнюють останній енергетичний рівень, називають зовнішніми.
Енергетичні рівні
Кількість енергетичних рівнів атома, на яких перебувають електрони, збігається з номером періоду, де міститься елемент.
Номер енергетичного рівня вказує на кількість підрівнів у ньому. Так, перший рівень має один підрівень (1s), другий — два (2s, 2р), третій — три (3s, 3р, 3d) і т. д. (схема 1). Позначення кожного підрівня таке саме, що й відповідної орбіталі.
• Які максимальні кількості електронів можуть перебувати на 1-му і 2-му енергетичних рівнях?
Електронна будова атомів. Послідовність заповнення електронами рівнів і підрівнів в атомах узгоджується зі схемою 1:
Електрони в атомах елементів 1-го періоду Гідрогену і Гелію перебувають в s-орбіталі першого енергетичного рівня. Електронні формули цих атомів — 1s 1 і 1s 2 відповідно. Загальна електронна формула атомів елементів 1-го періоду — 1s n (n = 1, 2).
В атомах елементів 2-го періоду з’являються електрони в s- і p-орбіталях другого енергетичного рівня. Загальна електронна формула атомів цих елементів — 1s 2 2s n 2p m (n= 1, 2; m = 0, 1, . 6). Приклад електронної формули атома Нітрогену та її графічний варіант:
Звертаємо вашу увагу на те, що кожний із трьох p-електронів «займає» окрему орбіталь, оскільки два електрони в одній орбіталі зазнають взаємного відштовхування.
Часто електронна формула містить символ інертного елемента у квадратних дужках [He]2s 2 2p 3 . Це означає, що внутрішня електронна оболонка атома Нітрогену така сама, як і в атома Гелію. У скорочених електронних формулах записують лише зовнішні електрони: . 2s 2 2p 3 .
Заповнення електронами орбіталей в атомах елементів 3-го періоду відбувається аналогічно; зовнішні електрони розташовуються в s- і р-орбіталях 3-го енергетичного рівня.
• Зобразіть графічний варіант скороченої електронної формули атома Силіцію.
В атомах елементів 4-го періоду Калію і Кальцію, згідно з принципом найменшої енергії (схема 1), зовнішні електрони розміщуються в 4s-орбіталі, а не в 3d-орбіталях:
Цікаво знати
Атоми d-елементів 4-го періоду, перетворюючись на катіони, спочатку втрачають 4s-електрони, потім — 3d-електрони.
Атом Скандію містить на один електрон більше, ніж атом Кальцію. Цей електрон «займає» одну із п’яти 3d-opбiτaлeй (форзац І). У кількох наступних елементів 4-го періоду в d-орбіталі спочатку надходить по одному електрону, потім у кожній орбіталі розміщується другий електрон. Наводимо електронну формулу та її графічний варіант для атома Феруму:
Важливо знати, що кількість зовнішніх електронів в атомах елементів головних підгруп збігається з номером групи періодичної системи.
Електронна будова атомів і класифікація елементів. Залежно від типу орбіталі, в яку надходить «останній» електрон при формуванні електронної будови атома, розрізняють s-елементи, р-елементи, d-елементи і f-елементи 1 .
1 Клітинки з елементами кожного типу в періодичній системі забарвлені у відповідні кольори (форзац І).
s-Елементи (крім Гелію) перебувають у головних підгрупах І та II груп, а p-елементи — у головних підгрупах III—VIII груп.
• До s- чи p-елементів належать Сульфур, Барій, Калій, Неон, Йод?
В усіх побічних підгрупах містяться d-елементи. Лантаноїди і актиноїди, які належать до III групи, є f-елементами; їх винесено за межі основного поля періодичної системи (форзац І).
За кількістю зовнішніх електронів в атомі можна визначати характер хімічного елемента — металічний, неметалічний. Атоми металічних елементів мають, як правило, 1—3 зовнішніх електрони, атоми неметалічних елементів — від 4 до 8-ми таких електронів.
• Які неметалічні елементи 1—2-го періодів є винятками?
Існують винятки і серед металічних елементів. Атоми Стануму та Плюмбуму містять по чотири зовнішніх електрони, а атом Бісмуту — п’ять.
Електрони в атомі перебувають у ділянках простору, які називають орбіталями. За формою розрізняють s-, р-, d- і f-орбіталі. Електрони розміщуються в орбіталях так, щоб їхня енергія була мінімальною.
Згідно з моделлю атома, яка враховує енергію електронів, ці частинки розподіляють за енергетичними рівнями та підрівнями. Чим більший номер енергетичного рівня, тим вища енергія електрона.
В атомах елементів 1-го періоду електрони заповнюють 1s-орбіталь, в атомах елементів 2-го і 3-го періодів — 2s- і 2р-орбіталі або 3s- і 3р-орбіталі відповідно. В атомах елементів 4-го періоду електрони спочатку надходять у 4s-орбіталь, а потім заповнюються 3d- і 4р-орбіталі.
Зважаючи на тип орбіталі, в якій розміщений «останній» електрон атома, розрізняють s-, p-, d- і f-елементи.
Атоми металічних елементів мають 1—3 зовнішніх електрони, атоми неметалічних елементів — 4—8 зовнішніх електронів.
- 12. Однакову чи різну енергію мають електрони, які перебувають в одній орбіталі?
- 13. У якій орбіталі енергія електрона нижча:
- 15. Визначте кількість енергетичних рівнів з електронами в атомах елементів, що мають протонні числа 7, 14, 20.
- 16. Знайдіть у поданому переліку елемент із найбільшою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні: F, Mg, S. Запишіть електронну формулу його атома.
- 17. Назвіть елементи, атоми яких мають наведені нижче електронні формули:
б) головної підгрупи V групи.
- 19. Доведіть періодичність у зміні електронної будови атомів зі зростанням зарядів ядер на прикладі елементів 2-го і 3-го періодів.
- 20. Чи завжди електрон на енергетичному рівні з більшим номером має вищу енергію, ніж електрон на енергетичному рівні з меншим номером? Відповідь підтвердьте прикладами.
- 21. Скориставшись періодичною системою, з’ясуйте, яких хімічних елементів більше — p-елементів чи d-елементів.
- 22. Які елементи — металічні або неметалічні — переважають:
§ 1. Електронні й графічні електронні формули атомів s-, p-, d-елементів. Принцип «мінімальної енергії»
• Електронна оболонка атома складається з електронів. Їх кількість, як і кількість протонів, визначається протонним числом (порядковим, атомним номером) хімічного елемента.
• Електрон має двоїсту природу. Він наділений властивостями мікрочастинки й хвилі. Через це неможливо простежити всі етапи його руху в атомі, можна лише передбачити ймовірність його перебування в тій чи іншій точці атомного простору.
• Об’єм простору навколо ядра, у якому ймовірність перебування електрона становить 90 і більше відсотків, називають орбіталлю.
• s-Електрони — це електрони зі сферичною формою орбіталі.
• р-Електрони — це електрони з формою орбіталі, схожою на гантель чи об’ємну вісімку.
• Відповідно до форми електронних орбіталей розрізняють s-, p-, d-, f-електрони.
• Електрони з приблизно однаковою величиною енергії утворюють один енергетичний рівень.
• У межах одного енергетичного рівня електрони з однаковою формою електронної орбіталі утворюють енергетичний підрівень.
• Валентні електрони — електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв’язків.
• Енергетичні рівні, заповнені максимально можливою для них кількістю електронів, називають завершеними. Енергетичні рівні з меншою за максимальну кількістю електронів — незавершеними.
У 8 класі ви вже мали справу з електронними й графічними електронними формулами. Пригадайте, що:
електронна формула атома — це запис розподілу електронів в електронній оболонці атома, де коефіцієнтами позначають енергетичні рівні (1, 2, . 7), символами — підрівні (s, p, d, f), верхніми індексами — кількість електронів на підрівнях. Наприклад, електронна формула атома Силіцію 14Si така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 .
ГРАФІЧНІ ЕЛЕКТРОННІ ФОРМУЛИ доповнюють інформацію про будову електронної оболонки атома відомостями про кількість енергетичних комірок (кожну комірку позначають квадратиком) та заповнення їх електронами. Два спарені електрони однієї комірки позначають двома протилежно спрямованими стрілками ⇅, неспарений електрон — однією ↑. Протилежно спрямовані стрілочки вказують на те, що спарені електрони обертаються навколо своєї осі в протилежних напрямках.
Графічна електронна формула атома — відображення розподілу електронів за енергетичними комірками.
Приклад графічної електронної формули наведено на малюнку 1.
Мал. 1. Графічна електронна формула атома Силіцію
ЩО СЛІД ПАМ’ЯТАТИ ПІД ЧАС СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ І ГРАФІЧНИХ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ. Складати електронні та графічні електронні формули атомів допоможе вам наведена нижче інформація, частину якої вам достатньо буде лише пригадати з курсу хімії 8 класу.
У межах одного рівня кількість підрівнів визначається кількістю наявних форм орбіталей.
На першому енергетичному рівні перебувають електрони лише зі сферичною формою орбіталей, тобто s-електрони, вони утворюють s-шдрівень. Отже, на першому енергетичному рівні існує один підрівень.
На другому енергетичному рівні розміщені електрони зі сферичною та гантелеподібною формами орбіталей, тобто s- та p-електрони. Відповідно до цього другий рівень включає два підрівні — s-підрівень та р-підрівень. (Назви підрівнів повторюють назви орбіталей.)
На третьому енергетичному рівні є три підрівні: s-, p-, d-. Тобто, з’являється d-підрівень. Його заповнення d-електронами відбувається в атомів хімічних елементів з протонними числами 21-30 (атоми хімічних елементів четвертого періоду).
Четвертий підрівень називається — f-підрівнем і з’являється він на четвертому енергетичному рівні у хімічного елемента Церію (протонне число 58).
Оскільки s-підрівень містить лише одну s-орбіталь, то на ньому можливе перебування не більше двох s-електронів. р-Підрівень містить три р-орбіталі, тому на ньому може перебувати максимально шість р-електронів. На d-підрівні налічується п’ять орбіталей, тож максимальне число d-електронів на ньому — десять. Щоб заповнити сім орбіталей f-підрівня, знадобиться чотирнадцять f-електронів.
На малюнку 2 наведено графічні зображення орбіталей перших чотирьох енергетичних рівнів.
Мал. 2. Структура перших чотирьох енергетичних рівнів
Те, що на підрівні вдвічі більше електронів, ніж орбіталей, пояснюється існуванням спарених електронів.
Наявність неспарених електронів і вільних енергетичних комірок має значення для утворення хімічних зв’язків.
Узагальнену інформацію про максимальну кількість електронів та енергетичних комірок на підрівнях наведено в таблиці 1.
Максимальна кількість електронів та енергетичних комірок на підрівнях
Умовне позначення підрівнів
§ 23. Металічні елементи. Метали
Металічні елементи, їх поширеність у природі. Металічних елементів існує значно більше, ніж неметалічних. До них належать усі d- і f-елементи, а також s-елементи (крім Гідрогену і Гелію) та кілька p-елементів. У довгому варіанті періодичної системи металічні елементи займають ліву і центральну частини 1 :
1 Германій, Стибій і Полоній, що розміщені біля діагональної ламаної лінії, за деякими характеристиками схожі на металічні елементи, а за іншими — на неметалічні.
Найбільше металічних елементів містить літосфера. Найпоширенішим серед них є Алюміній (мал. 56). Елементи, від яких походять активні метали, містяться переважно в хлоридних, карбонатних, сульфатних і силікатних мінералах, інші — в оксидних і сульфідних мінералах. Дуже рідко трапляються самородні мідь, срібло, золото, платина (мал. 57).
Мал. 56. Атомні частки найпоширеніших металічних елементів у літосфері
Мал. 57. Природні речовини, утворені металічними елементами
У гідросфері також багато металічних елементів, але у значно менших кількостях. У воді морів і океанів переважає Натрій, а у прісній воді — Кальцій.
Металічні елементи містяться і в живих організмах. Натрій і Калій входять до складу усіх клітин, Магній є у хлорофілі, а Ферум — у гемоглобіні. Сполуки Кальцію становлять неорганічну основу кісток, зубів, яєчної шкаралупи, черепашок.
Атоми і йони металічних елементів. В атомі будь-якого металічного елемента на зовнішньому енергетичному рівні перебуває невелика кількість електронів (як правило, від одного до трьох). Такий атом може віддавати ці електрони й перетворюватися на позитивно заряджений йон (катіон):
• Запишіть схему утворення йона Кальцію з атома, використавши електронні формули частинок.
Здатність атомів металічних елементів втрачати електрони зростає зі збільшенням радіусів атомів: у періоді — справа наліво, а в групі — згори донизу. Типові металічні елементи розміщені в лівому нижньому куті періодичної системи. Серед них — Цезій; його атом найлегше втрачає електрон.
Прості катіони металічних елементів містяться в основних і амфотерних оксидах, основах, солях. Значення зарядів таких йонів для елементів головних підгруп І—III груп збігаються з номерами груп періодичної системи: Na + , Mg 2+ , Аl 3+ . Подібної закономірності для елементів побічних підгруп немає. Наприклад, елемент І групи Купрум утворює катіони Сu + і Сu 2+ , а елемент VIII групи Ферум — катіони Fe 2+ і Fe 3+ .
Атоми деяких металічних елементів можуть утворювати ковалентні зв’язки з атомами неметалічних елементів. Результатом цього є існування складних аніонів (наприклад, MnO – 4) або молекул (CrO3).
Метали. Металічні елементи утворюють прості речовини — метали. За звичайних умов вони перебувають у твердому стані (крім ртуті) і є кристалічними речовинами.
Фізичні властивості. Метали схожі за зовнішнім виглядом (мал. 58). Металевий блиск, електропровідність, пластичність — властивості металів, зумовлені металічним зв’язком і наявністю в них делокалізованих електронів (§ 7). Найвищу електро- і теплопровідність мають срібло, мідь, золото, алюміній. Найпластичнішим металом є золото.
Мал. 58. Найважливіші метали
Температури плавлення більшості металів перевищують 1000 °С. Метали, які плавляться за нижчої температури (наприклад, свинець, олово, цинк, алюміній), називають легкоплавкими. Найтугоплавкіший метал — вольфрам (т. пл. 3420 °С). Найнижчу температуру плавлення має ртуть (-38,9 °С).
Значення густини металів перебувають у широкому інтервалі — від 0,534 (літій) до 22,5 г/см 3 (осмій).
Метали різняться й за твердістю. Найтвердішим є хром; ним можна різати скло. Найм’якші метали — натрій, калій, свинець.
Колір металів звичайно білий або сірий. Золото і цезій мають жовтий колір, а мідь — червоний.
Залізо, кобальт і нікель є феромагнетиками — речовинами, які здатні намагнічуватися в зовнішньому магнітному полі і зберігати такий стан.
Застосування. Найважливішими для практики металами є залізо, алюміній, мідь, цинк. Вони набули широкого використання завдяки стійкості до природних умов і поширеності природної сировини, з якої їх добувають. Золото, срібло, платина — дорогоцінні метали. З них виготовляють ювелірні вироби, прикраси, іноді карбують монети (мал. 59). Ці метали також застосовують у хімічній промисловості, приладобудуванні, електронній техніці.
Мал. 59. Срібна монета
Сплави металів. Значно частіше за метали використовують їх сплави (табл. 9). Кожний сплав є однорідною сумішшю (твердим розчином), яку виготовляють шляхом сумісного сплавляння металів із подальшим охолодженням.
Деякі металічні сплави
Склад (масові частки, %)
Склад (масові частки, %)
Нержавіюча сталь (звичайна)