Хімія. Повторне видання. 8 клас. Савчин

§ 8. Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів. Поняття про радіус атома

Опанувавши матеріал параграфа, ви зможете:

• знати закономірності розподілу електронів в електронних оболонках атомів;
• пояснювати залежність величини сил притягання між ядром атома й 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 визначити кількість електронів в атомі за періодичною системою.

Поясніть, що таке енергетичний рівень.

Розміщення електронів на енергетичних рівнях в елементів 1-3 періодів. Розглянемо, як побудовані електронні оболонки атомів перших 20 хімічних елементів періодичної системи.

З попередніх параграфів ви дізналися про те, що електрони залежно від запасу їхньої енергії розміщуються 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 атомах елементів перших трьох періодів.

Вам уже відомо, що 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 1 · 10^-9 метра) рухається один s-електрон. У Гелію заряд ядра зростає на одиницю і становить +2. На такій самій віддалі від ядра, як і в Гідрогену, рухаються два s-електрони. Перший енергетичний рівень є завершеним і повторюється в усіх розміщених за Гелієм хімічних елементах.

Схематично моделі атомів Гідрогену та Гелію зображено на рисунку 15.

Рис. 15. Спрощені моделі атомів: а — Гідрогену; б — Гелію

В елементів 2 періоду електрони, що з’являються внаслідок зростання заряду ядра атома на одиницю, розміщуються на більшій віддалі від ядра атома. Відповідно вони мають більший запас енергії та утворюють другий енергетичний рівень. У Літію як елемента другого періоду формується другий енергетичний рівень (рис. 16, а). Від Берилію до Неону електрони поступово накопичуються до восьми. Наприклад, в атомі Флуору їх сім (рис. 16, б), а в атомі Неону — вісім (рис. 16, в). Другий рівень теж завершений.

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

Ви, певно, 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 схематично (табл. 4), розмістивши 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 кількість 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 розміщуються на дедалі більшій віддалі від ядра атома.

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

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

Структура електронних оболонок атомів. Розглянемо, як у сучасній моделі атома електрони розподіляють за енергетичними рівнями та підрівнями. На одному енергетичному рівні спочатку заповнюються s-орбіталі, а потім — р-орбіталі. Розміщення другого електрона на атомній орбіталі можливо за умови, коли на ній уже наявний один електрон.

Заповнення енергетичних рівнів записують за допомогою електронних і графічних електронних формул. Для складання графічних електронних формул спрощено орбіталь позначають невеликим квадратом (електронна комірка), а електрон у ній — стрілкою. Електронну й графічну електронну формули енергетичного рівня Гідрогену прийнято записувати так, як показано на рисунках 17 і 18.

Рис. 17. Електронна формула Гідрогену

Рис. 18. Графічна електронна формула Гідрогену

Під час досліджень учені з’ясували, що на кожній орбіталі не може бути більше двох електронів з однаковим запасом енергії, формою та орієнтацією в просторі. Електрони, які мають три однакові характеристики, але різняться спіном, називають спареними. Якщо на орбіталі наявний лише один електрон, то він неспарений. Отже, в атома Гідрогену на першому енергетичному рівні є один неспарений електрон. У квадратику його позначають однією стрілкою.

В інертного елемента Гелію заряд ядра атома становить +2, на першому енергетичному рівні перебувають два електрони, отже, він завершений. Запис електронної та графічної електронної формул зображено на рисунках 19 і 20.

Рис. 19. Електронна формула Гелію, s-електрони

Рис. 20. Графічна електронна формула Гелію, спарені електрони

Послідовність заповнення енергетичних рівнів електронами. Розглянемо, як відбувається заповнення енергетичних рівнів в атомах хімічних елементів перших трьох періодів (табл. 5).

Таблиця 5

Електронні формули елементів 1-3 періодів

Скористаємося електронними формулами, наведеними в таблиці 5, і простежимо послідовність заповнення енергетичних рівнів електронами в атомах хімічних елементів 1-3 періодів.

1 період. Вам уже відомо, що Гідроген ₁Н має один неспарений електрон, розміщений найближче до ядра атома, оскільки запас його енергії — найменший (позначають формулою 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 інший — проти. Такі електрони є спареними, їх позначають 1s².

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

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

2 період. В атомі Літію ₃Li формується другий (новий) енергетичний рівень, більш віддалений від ядра. Новоприбулий електрон займає 2s-орбіталь, тому запас його енергії більший, а отже, і радіус атома зростає. Це неспарений s-електрон. В атомі Берилію ₄Be 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

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

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

Отже, якщо на орбіталях усі електрони спарені, то їхня кількість удвічі більша, ніж кількість орбіталей. Тому на першому енергетичному рівні спостерігаємо один підрівень, де максимальна кількість електронів — 2. В елементів другого періоду з’являється другий енергетичний рівень, на якому максимальне число електронів — 8, і вони розміщені на одній s- і трьох р-орбіталях.

• Розгляньте подані електронні й графічні електронні формули елементів 2 періоду (рис. 24).

Рис. 24. Електронні графічні формули елементів 2 періоду

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

Так само заповнюватимуться підрівні в електронній оболонці елементів 3 періоду.

Отже, в елементів 2 і 3 періодів спостерігаємо поступове накопичення електронів від 1 до 8 на зовнішньому енергетичному рівні.

Наступний, 4 період починається лужним металічним елементом Калієм K (№ 19). Подібно до Літію та Натрію, його електронна оболонка складається із s- і р-підрівнів. Перший-третій 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 Сa (елемент № 20) із зростанням заряду ядра атома новий s-електрон, обертаючись навколо ядра, утворює s-орбіталь, яка за формою, розміром та орієнтацією в просторі приблизно така сама, як і в Калію. Починаючи зі Скандію Sc (елемент № 21), заповнюються 3d-орбіталі.

• Зобразіть модель атомів Калію та Кальцію за допомогою кружечків. Складіть 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 також встановити будову електронної оболонки атома. Зокрема, на кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці вказує номер періоду, у якому розміщений хімічний елемент. Якщо елемент міститься в головній підгрупі, то номер групи відповідає числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Наприклад, металічні елементи Літій, Натрій та 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 розміщуються на різній віддалі від ядра атома, утворюючи енергетичні рівні залежно від запасу їхньої 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. Електрони, які мають три однакові характеристики, але різняться спіном, називають спареними. Якщо на орбіталі наявний один електрон, то він — неспарений.

• У кожному новому періоді з’являється новий енергетичний рівень, який поступово заповнюється завдяки послабленню притягання електронів ядром атома. Спочатку заповнюється s-, а потім р-підрівні електронних оболонок атомів.

• З 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 розміщений. Якщо елемент міститься в головній підгрупі, то її номер відповідає числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

1. Назвіть відомі вам підрівні в електронній оболонці атома та вкажіть, від чого залежить їхня кількість.

2. Охарактеризуйте форми електронних хмар s- і р-електронів. Назвіть підрівні, утворені цими електронами.

3. Поясніть, що впливає на розміщення електронів на різній віддалі від ядра атома і як це позначається на будові атома.

4. Поясніть, як відбувається заповнення енергетичних рівнів елементів 1-3 періодів. Які електрони називають спареними?

5. Поясніть порядок розміщення електронів на орбіталях.

6. Обґрунтуйте, як за періодичною системою можна визначити кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома й число електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

7. Поясніть, як відбувається розподіл електронів в атомі за орбіталями на прикладі електронних і графічних електронних формул.

8. Укажіть, користуючись періодичною системою:

• а) кількість енергетичних рівнів елементів Берилію, Карбону, Магнію, Кальцію;
• б) число електронів на зовнішньому енергетичному рівні в Натрію, Алюмінію, Фосфору, Брому.

9. Обґрунтуйте, що спільного та відмінного 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, а в Кальцію прибуває ще один електрон на s-підрівень. Починаючи зі Скандію, поступово завершується третій d-підрівень, п’ять орбіталей якого можуть умістити 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 енергетичний рівень завершений, як і в інших інертних елементів, і містить два s- і шість р-електронів.