Хімія. 8 клас. Савчин

§ 9. Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів. Радіус атома

Опанувавши матеріал параграфа, ви зможете:

  • знати закономірності розподілу електронів у електронних оболонках атомів;
  • пояснювати залежність величини сил притягання між ядром атома і електронами зовнішнього енергетичного рівня в періоді та групі;
  • записувати електронні та графічні електронні формули атомів хімічних елементів малих періодів; розподіл електронів за енергетичними комірками.

Пригадайте будову атома. Поясніть, як виявити кількість електронів в атомі за періодичною системою.

Поясніть, що ви розумієте під поняттям «енергетичний рівень».

Розташування електронів за енергетичними рівнями в елементів 1-3 періодів. Розглянемо, як побудовані електронні оболонки атомів перших двадцяти хімічних елементів періодичної системи.

З попередніх параграфів ви дізналися про те, що електрони залежно від запасу їх енергії розташовуються на різних віддалях від ядра атома: одні рухаються ближче до ядра, інші — далі від нього. Унаслідок цього утворюються енергетичні рівні. Відомо, що на одному енергетичному рівні можуть перебувати електрони, що мають однакові (Н, Не) або різні (Li — Ne; Na — Ar) орбіталі. Тому кожний енергетичний рівень складається з підрівнів, кількість яких залежить від видів електронних орбіталей. Простежимо, як заповнюються енергетичні рівні в атомів елементів перших трьох періодів.

Як ви вже знаєте, перший період складається з двох елементів: Гідрогену та Гелію. Атом Гідрогену має заряд ядра +1 і навколо нього на віддалі 0,053 нм (нанометр, що означає 1х10-9 метра) рухається один s-електрон. У Гелію заряд ядра зростає на одиницю й становить +2. На такій самій віддалі від ядра, як і в Гідрогену, рухаються два s-електрони. Цей енергетичний рівень є завершеним і повторюється в усіх розташованих за Гелієм хімічних елементах.

Схематично моделі атомів можна зобразити так, як показано на рисунку 15.

Елементи другого періоду характеризуються тим, що електрони, які прибувають у зв’язку зі зростанням заряду ядра атома на одиницю, розташовуються на більшій віддалі від ядра атома. Відповідно вони мають більший запас енергії й утворюють другий енергетичний рівень. У Літію як елемента другого періоду формується другий енергетичний рівень (рис. 16 а). Від Берилію до Неону електрони плавно накопичуються до восьми. Наприклад, в атома Флуору — їх сім (рис. 16 б), а в Неону — вісім (рис. 16 в). Другий рівень теж завершений.

Рис. 15. Моделі атомів: а — Гідрогену; б — Гелію

Рис. 16. Модель атомів: а — Літію; б — Флуору; в — Неону

Ви, мабуть, здогадалися, що після завершення енергетичного рівня в наступних елементів знову з’являється новий енергетичний рівень. Відповідно в елементів від Натрію до Аргону електрони поступово заповнюють третій енергетичний рівень.

Зобразимо все описане вище схематично (табл. 4), розташувавши елементи так, як у періодичній системі. Кружечок із цифрою в ньому — це ядро з відповідним зарядом, дужки вказують на кількість енергетичних рівнів, а цифри під дужками — на число електронів відповідного рівня.

Таблиця 4

Схеми заповнення електронами енергетичних рівнів елементів 1-3 періодів

Зі схем добре видно, що з переходом від періоду до періоду електрони розташовуються на дальших віддалях від ядра атома.

Віддаль від ядра атома до зовнішнього енергетичного рівня називають радіусом атома.

Отже, з переходом від періоду до періоду з’являється новий енергетичний рівень, і радіуси атомів відповідно зростають. Чим більший радіус атома, тим більше послаблюються сили притягання між ядром і електронами зовнішнього енергетичного рівня. Унаслідок того, що заряди атомних ядер у періоді зростають, від його початку до кінця радіус незначно зменшується.

Структура електронних оболонок атомів. Заповнення електронних оболонок відбувається в певному порядку відповідно до послаблення запасу енергії електрона. На одному енергетичному рівні спочатку заповнюються s-орбіталі, а потім — р-орбіталі. Спарення відбувається за умови, коли на орбіталі вже наявний один електрон.

Заповнення енергетичних рівнів можна подати за допомогою електронних і графічних електронних формул. Квадратик, у якому розташовують стрілки, називають енергетичною коміркою. Електронну й електронну графічну формули енергетичного рівня Гідрогену прийнято записувати так, як показано на рисунках 17 і 18.

Рис. 17. Електронна формула Гідрогену

Під час наукових досліджень з’ясовано, що на кожній орбіталі не може бути більше двох електронів з однаковим запасом енергії, формою й орієнтацією в просторі. Такі електрони, які мають три однакові характеристики, але різняться спіном, називають спареними. Якщо ж на орбіталі наявний лише один електрон, то він неспарений. Отже, в атома Гідрогену на першому енергетичному рівні є один неспарений електрон. У квадратику проставляється одна стрілка.

В інертного елемента Гелію заряд ядра атома — +2, на першому енергетичному рівні перебувають два електрони, і він — завершений. Електронною (рис. 19) і графічною електронною (рис. 20) формулами це зображається так:

Рис. 19. Електронна формула Гелію, s-електрони

Рис. 20. Графічна електронна формула Гелію, спарені електрони

Послідовність заповнення енергетичних рівнів електронами.

Тепер розглянемо, як відбувається заповнення енергетичних рівнів в елементів перших трьох періодів (табл. 5).

Таблиця 5

Електронні формули 1-3 періодів

Скористаємося електронними формулами, поданими в таблиці 5 (с. 49), і простежимо послідовність заповнення енергетичних рівнів у елементів 1-3 періодів.

Рис. 21. Розташування s-електронів у просторі: а — в атомі Гідрогену; б — в атомі Гелію

1 період. Як пояснено вище, в елемента Гідрогену 1H є один неспарений електрон, розміщений найближче до ядра атома, оскільки запас його енергії — найменший. Записується 1s1. У Гелію 2Не, завдяки зростанню заряду ядра атома на 1, на цьому ж рівні є два s-електрони. Вони утворюють приблизно однакові за формою та розміром електронні хмари, які накладаються одна на одну. Однак ці дві хмари різняться напрямком руху навколо власної осі (спіном). Якщо уявити, що один із цих електронів рухається за годинниковою стрілкою, то другий — проти. Такі електрони є спареними й позначаються формулою 1s2.

Зовнішній енергетичний рівень елементів 1 періоду можна зобразити так, як показано на рисунку 21.

2 період. У Літію формується другий (новий) енергетичний рівень, більш віддалений від ядра. Новоприбулий електрон займає 2s-орбіталь, тому запас його енергії більший, відповідно й радіус атома зростає. Це неспарений s-електрон. В атома Берилію хмара другого s-електрона накладається на s-електронну хмару зовнішнього енергетичного рівня Літію. Електрони спарені, а 2s-орбіталь — завершена.

Зовнішній енергетичний рівень елементів 2 періоду Літію та Берилію можна зобразити так, як це показано на рисунку 22.

Рис. 22. Розташування s-електронів у просторі: а — в атомі Літію; б — в атомі Берилію

Рис. 23. Розташування p-електронів у просторі: а — в атомі Бору; б — в атомі Карбону; в — в атомі Нітрогену

Далі заповнюється р-підрівень. Від Бору В до Нітрогену N електрони розташовуються по орбіталях х, у, z. Такі електрони — неспарені (рис. 23), а від Оксигену О до Неону Ne p-електрони (їх спіни антипаралельні) поступово дозаповнюють орбіталі р-підрівня. У Неону всі електрони — спарені.

Отже, якщо на орбіталях усі електрони спарені, то їх кількість є вдвічі більшою, ніж число орбіталей. Тому на першому енергетичному рівні спостерігається один підрівень, де максимальна кількість електронів — 2. В елементів другого періоду з’являється другий енергетичний рівень, на якому максимальна кількість електронів — 8, і вони розташовуються на одній s- і трьох р-орбіталях.

Розгляньте подані графічні формули елементів 2 періоду (с. 51-52).

Електронні графічні формули елементів 2 періоду

Запишіть самостійно графічні електронні формули Флуору F і Неону Ne та поясніть, як завершується р-підрівень в елементів 2 періоду.

Аналогічно йтиме заповнення підрівнів у електронній оболонці елементів 3 періоду.

Отже, в елементів 2 і 3 періодів спостерігається плавне накопичення електронів від 1 до 8 на зовнішній енергетичний рівень.

Наступний, 4 період, починається лужним металічним елементом (19) Калієм К. Подібно до Літію та Натрію, його електронна оболонка складається з s- і р-підрівнів. 1-3 енергетичні рівні залишаються такі самі, як і в Аргону. Новий s-електрон, що має більший запас енергії, ніж попередні, рухається навколо ядра на більшій віддалі, утворюючи s-орбіталь. Унаслідок цього зростає радіус атома. У Кальцію Са (елемент 20) із зростанням заряду ядра атома новий s-електрон, обертаючись навколо ядра, утворює s-орбіталь, за формою й розміром та орієнтацією в просторі приблизно однакову з Калієм. Починаючи зі Скандію Sc, заповнюються 3d-орбіталі.

Нарисуйте модель атомів Калію та Кальцію за допомогою кружечків. Напишіть електронні й графічні електронні формули будови електронних оболонок цих атомів.

Зверніть увагу на той факт, що в елементів однієї підгрупи є однакова кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Цим пояснюється явище періодичності властивостей елементів і сполук, утворених ними.

За періодичною системою можна встановити й будову електронної оболонки.

Зокрема, на число енергетичних рівнів в електронній оболонці вказує номер періоду, у якому розташований хімічний елемент. А якщо елемент знаходиться в головній підгрупі, то номер групи відповідає числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Наприклад, металічні елементи Літій, Натрій, Калій — елементи головної підгрупи І групи. На зовнішньому енергетичному рівні цих елементів є по одному s-електрону.

Порівняйте самостійно кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні в елементів Карбону й Силіцію, Оксигену й Сульфуру, Флуору й Хлору та зробіть відповідні висновки.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ

  • Електрони розташовуються на різних віддалях від ядра атома, утворюючи енергетичні рівні залежно від запасу їх енергії. Кожний енергетичний рівень складається з підрівнів, кількість яких залежить від видів атомних орбіталей. Елементи 1-3 періодів містять s- і р-підрівні.
  • Заповнення енергетичних рівнів відбувається поступово зі зростанням заряду ядра атома. Рівень, що має 2 або 8 електронів, є завершеним, а всі електрони в ньому — спарені.
  • На кожній орбіталі не може бути більше двох електронів з однаковими запасом енергії, формою та орієнтацією в просторі. Такі електрони, які мають три однакові характеристики, але різняться спіном, називають спареними. Якщо на орбіталі наявний один електрон, то він — неспарений.
  • У кожному новому періоді починається новий енергетичний рівень, який поступово заповнюється завдяки послабленню притягання електронів ядром атома: спочатку s-, а потім р-підрівні електронних оболонок атомів.
  • 3 появою нового енергетичного рівня зростає радіус атома й послаблюється зв’язок із ядром.
  • За допомогою електронних формул атомів унаочнюється заповнення електронами енергетичних рівнів і підрівнів. Графічні електронні формули відображають розподіл електронів за енергетичними комірками.
  • На кількість енергетичних рівнів в атомі елемента вказує номер періоду, у якому він розташований. Якщо елемент знаходиться в головній підгрупі, то її номер відповідає числу електронів зовнішнього енергетичного рівня.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

  • 1. Назвіть відомі вам підрівні в електронній оболонці атома та вкажіть, від чого залежить їх число.
  • 2. Охарактеризуйте форми електронних хмар s- і р-електронів. Назвіть підрівні, утворені цими електронами.
  • 3. Поясніть, що впливає на розташування електронів на різних віддалях від ядра атома і як це позначається на будові атома.
  • 4. Поясніть, як відбувається заповнення енергетичних рівнів у елементів 1-3 періодів. Які електрони називають спареними?
  • 5. Поясніть порядок розташування електронів на орбіталях.
  • 6. Обґрунтуйте, як за періодичною системою можна визначити кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома й кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
  • 7. Обґрунтуйте, як відбувається розподіл електронів в атомі за орбіталями на прикладі електронних і графічних електронних формул.
  • 8. Укажіть, користуючись періодичною системою: а) кількість енергетичних рівнів в елементів Берилію, Карбону, Магнію, Кальцію; б) число електронів на зовнішньому енергетичному рівні в Натрію, Алюмінію, Фосфору, Брому.
  • 9. Обґрунтуйте, що спільне та що відмінне в будові електронної оболонки атомів елементів: а) Літію та Натрію; б) Нітрогену й Фосфору; в) Гелію та Неону.

ЦІКАВО ЗНАТИ

  • В елементів великих періодів заповнення енергетичних рівнів електронами відбувається складніше. Наприклад, 4 період починається Калієм, у якого з’являється s-електрон на новому рівні, та в Кальцію прибуває ще один електрон на s-підрівень. Починаючи зі Скандію, завершується поступово третій d-підрівень, п’ять орбіталей якого можуть розташувати максимум 10 електронів. Таке заповнення здійснюється від Скандію до Цинку. Від Галію до Криптону завершення енергетичного рівня повторюється, як в елементів 2 і 3 періодів. У Криптону зовнішній рівень завершений, як і в інших інертних елементів, і містить два s- і шість р-електронів.