Підручник з Хімії. 8 клас. Григорович - Нова програма

§ 15. Будова електронних оболонок і характер хімічних елементів

Пригадайте:

• металічні елементи утворюють прості речовини метали та речовини переважно з основними властивостями;

• неметалічні елементи утворюють неметали та речовини переважно з кислотними властивостями; метали активно реагують з неметалами.

Радіус атома

Електронна оболонка не має чіткої межі, тому радіус атомів визначають за відстанню між ядрами сполучених атомів. Розмір ядра атома порівняно з розміром атома мізерний, тому розмір атомного ядра жодним чином не впливає на розмір атомів (мал. 15.1). Радіус атомів повністю зумовлений числом електронних шарів (енергетичних рівнів).

Мал. 15.1. Розміри ядра надзвичайно малі (у десятки тисяч разів менші від розмірів самого атома)

У головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елемента (зверху вниз) збільшується число зайнятих енергетичних рівнів. Тому радіус атомів хімічних елементів однієї групи збільшується (мал. 15.2).

Мал. 15.2. Зміна радіусів атомів хімічних елементів: з наведених атомів найбільший радіус в атомів Цезію (244 пм), а найменший — в атомів Гелію (28 пм), 1 пм = 10^-12 м

В атомів хімічних елементів одного періоду число електронних шарів, що заповнюються, однакове. Це означає, що і радіус їхніх атомів має бути однаковим. Але в періоді зі збільшенням порядкового номера хімічного елемента заряд ядра поступово зростає. Електрони зі збільшенням заряду ядра притягуються до нього сильніше тому в періоді радіус атомів поступово зменшується (мал. 15.2, с. 77).

Причина інертності інертних елементів

Знаючи електронну будову атома, можна передбачити характер хімічних елементів та властивості їхніх сполук. Ці властивості зумовлені електронами, що перебувають на зовнішніх енергетичних рівнях. Такі електрони називають валентними. Розглянемо вплив будови зовнішнього електронного рівня на характер елементів.

Серед хімічних елементів особливу групу становлять інертні елементи. Їхня особливість полягає в тому, що вони не «прагнуть» утворювати сполуки. В атомів інертних елементів надзвичайно стійка електронна оболонка, що зумовлює їхню хімічну інертність. У чому полягає причина її стійкості? Проаналізуймо склад зовнішнього електронного рівня інертних елементів:

В атомів Гелію на зовнішньому рівні містяться два електрони. Це максимальна ємність першого енергетичного рівня, отже, в атомів Гелію електронна оболонка повністю заповнена. В атомів Неону електронна оболонка також містить максимальне число електронів — вісім. Атоми інших інертних елементів (Аргон, Криптон тощо) на зовнішньому рівні містять по 8 електронів. Їхній зовнішній енергетичний рівень хоча й не повністю заповнений, але це відповідає заповненим s- та р-орбіталям на зовнішньому шарі. Саме цим і пояснюється хімічна інертність цих елементів: вони взагалі не вступають у хімічні реакції.

Отже, атоми із завершеними енергетичними рівнями або на зовнішньому рівні яких міститься вісім електронів, мають підвищену хімічну стійкість.

Металічний і неметалічний характер хімічних елементів

Атоми всіх інших хімічних елементів прагнуть мати таку електронну оболонку, як в інертних елементів. Для цього вони втрачають або приєднують електрони, щоб їхня електронна оболонка стала такою, як в атомі найближчого інертного елемента.

Втрачаючи чи приєднуючи електрони, атом перетворюється на заряджену частинку, яку називають йоном. Розрізняють катіони — йони з позитивним зарядом, і аніони — негативно заряджені йони.

Якщо електронів на зовнішньому енергетичному рівні мало, то їх легше віддати, що характерно для металічних елементів. А якщо електронів на зовнішньому рівні багато, то такі атоми прагнуть прийняти електрони, що характерно для неметалічних елементів.

• Невелике число електронів на зовнішньому рівні (зазвичай 1-3) характерне для металічних елементів

• чотири й більше електронів на зовнішньому рівні характерно для неметалічних елементів

Атоми більшості неметалічних елементів можуть також і віддавати електрони, але головна відмінність: атоми металічних елементів здатні тільки віддавати електрони, а неметалічних — і віддавати, і приймати.

Розглянемо лужний елемент Натрій — елемент головної підгрупи І групи. Проста речовина, утворена Натрієм, — активний метал. Висока хімічна активність натрію пояснюється наявністю в його атомах єдиного валентного електрона, який він легко віддає у хімічних реакціях. Втрачаючи цей електрон, атом Натрію перетворюється на позитивно заряджений йон Na⁺ з електронною формулою інертного елемента Неону:

Йони Na⁺ містяться у складі всіх сполук Натрію, наприклад соди й кухонної солі. На відміну від атомів Натрію, йони Натрію хімічно інертні й майже нешкідливі для організму (мал. 15.3, с. 80). Увесь Натрій, що міститься в організмі людини (близько 90 г), перебуває саме у вигляді йонів.

Мал. 15.3. Лужні метали — літій, натрій, калій (зображені ліворуч на кожному склі) — складаються з атомів відповідних металічних елементів і є м'якими та блискучими речовинами з високою реакційною здатністю. Йони цих лужних елементів, що містяться у складі хлоридів (зображені праворуч), є хімічно інертними

Розглянемо галоген Флуор — елемент головної підгрупи VII групи. Проста сполука, утворена Флуором, — активний неметал. Висока хімічна активність фтору пояснюється тим, що в його атомах на зовнішньому рівні міститься сім електронів. До його завершення бракує лише одного електрона, тому для них найхарактернішим є процес приєднання електрона. Наприклад, атом Флуору, приєднуючи один електрон, перетворюється на йон F-, що має електронну формулу інертного елемента Неону:

Розглянемо Карбон — елемент головної підгрупи IV групи. Його атоми на зовнішньому рівні містять по чотири електрони. Вони можуть набути електронної конфігурації Гелію, віддавши чотири електрони, або електронної конфігурації Неону, прийнявши чотири електрони:

Отже, Карбон може виявляти як металічний, так і неметалічний характер. Але Карбон відносять до неметалічних елементів, оскільки головна ознака неметалічних елементів — це здатність приєднувати електрони, і вона переважає над здатністю їх віддавати.

В атомах перехідних елементів (d-елементів) на зовнішньому енергетичному рівні переважно міститься два електрони. Завдяки цьому всі перехідні елементи є металічними. Усі f-елементи (родини лантаноїдів та актиноїдів) також є металічними.

Електронні формули йонів можна визначити за електронними формулами атомів, додавши до них або віднявши від них потрібне число електронів.

Наприклад, електронна формула атома Літію — 1s²2s¹, а катіона Літію Li⁺ — 1s², що збігається з формулою Гелію.

Під час утворення аніонів приєднані електрони займають вільні місця на орбіталях. Наприклад, формула атома Хлору 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵, а аніона Сl^- — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, що збігається з електронною формулою Аргону.

Зміна металічних і неметалічних властивостей

У різних хімічних елементів — металічних чи неметалічних — різна хімічна активність. Це також зумовлено числом валентних електронів на зовнішньому електронному шарі їхніх атомів.

Елементам І групи потрібно віддати один електрон, а II групи — два електрони. Один електрон віддати легше, ніж два. Отже, чим більше електронів на зовнішньому рівні, тим атомам складніше їх віддавати, тому зі збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні (у періодах) металічні властивості елементів послаблюються.

Чим більше електронів бракує до завершення електронного шару, тим важче їх приєднувати, тож, чим менше електронів на зовнішньому шарі, тим слабшими є неметалічні властивості елементів.

У періоді зі збільшенням порядкового номера металічні властивості елементів та утворених ними простих речовин послаблюються, а неметалічні — посилюються (мал. 15.4, с. 82).

Мал. 15.4. Зміна характеру елементів 3-го періоду та утворених ними простих речовин

В елементів однієї групи на зовнішньому енергетичному рівні є однакове число електронів. Наприклад, у лужних елементів в усіх атомів по одному електрону, але вони розташовані на різних рівнях: в атомів Літію — на другому, Натрію — на третьому тощо. Але, чим далі від ядра розташовані валентні електрони, тим менше вони притягуються до ядра. Завдяки цьому атоми Натрію втрачають електрони легше, ніж атоми Літію.

Зі збільшенням радіуса зовнішні електрони легше втрачати, тому металічні властивості в групах посилюються. Разом із цим неметалічні властивості елементів у групах зі збільшенням радіуса атомів послаблюються. Металічні властивості елементів однієї підгрупи найсильніше виражені в елементів з найбільшим радіусом (найбільшим порядковим номером), а неметалічні — в елементів з найменшим радіусом (найменшим порядковим номером) (мал. 15.5).

Мал. 15.5. Зміна характеру елементів V групи та утворених ними простих речовин

Серед усіх хімічних елементів найактивнішим металічним елементом є Францій (оскільки Францій у природі не трапляється, а добутий штучно, то серед існуючих елементів найактивніший металічний елемент — Цезій). А найактивніший неметалічний елемент — Флуор.

Зі збільшенням порядкового номера:

• у періодах металічні властивості послаблюються, а неметалічні — посилюються

• у головних підгрупах металічні властивості посилюються, а неметалічні — послаблюються

Як ви могли побачити, властивості елементів та їхніх сполук зумовлені будовою електронних оболонок атомів. Отже, і періодичність змін цих властивостей пов’язана з періодичністю повторюваності електронної конфігурації атомів.

Висновки

1. Радіус атомів визначається розміром електронної оболонки. У періодах радіус атомів зменшується, а в групах — збільшується.

2. Властивості елементів та їхніх сполук зумовлені будовою електронних оболонок атомів. Металічні властивості виявляють переважно елементи, в атомів яких на зовнішніх рівнях міститься не більше ніж чотири електрони. Атоми неметалічних елементів містять на зовнішньому рівні чотири й більше електронів.

3. У періодах металічні властивості елементів зі збільшенням порядкового номера послаблюються, а в групах — посилюються. Неметалічні властивості, навпаки, у періодах посилюються, а в групах — послаблюються.

Контрольні запитання

1. Чим зумовлені металічні та неметалічні властивості елементів?

2. Як визначити число валентних електронів в електронних оболонках атомів хімічних елементів головних підгруп?

3. Чому атоми приймають або віддають електрони в хімічних реакціях?

4. Чому інертні елементи не вступають у хімічні реакції?

5. Які частинки називають йонами?

6. Як змінюється сила притягання валентних електронів до ядра в періоді та підгрупі?

7. Як змінюються металічні й неметалічні властивості елементів у групах і періодах Періодичної системи зі збільшенням порядкового номера? Чим пояснюються такі зміни?

8. Чим зумовлений радіус атомів? Як він змінюється в періодах і групах?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Випишіть із наведеного переліку окремо символи: а) атомів; б) катіонів; в) аніонів; г) молекул.

2. Запишіть електронну конфігурацію; а) атома Хлору і йона Сl^-; б) атома Магнію і йона Мg²⁺.

3. Скільки протонів і електронів містить; а) атом Алюмінію; б) йон АІ³⁺ ?

4. Атом якого елемента містить стільки електронів, скільки їх у йоні Na⁺?

5. Порівняйте електронну будову йонів S^2-, Сl^-, К⁺, Са²⁺ з будовою атома Аргону.

6. Скільки електронів бракує до завершення зовнішнього енергетичного рівня атомам: а) Оксигену; б) Хлору; в) Фосфору?

7. Йон певного елемента Е²⁺ має таку саму електронну будову, що й атом Аргону. Визначте цей елемент.

8. За Періодичною системою визначте число електронів, яке максимально може віддавати та приєднувати в хімічних реакціях атом Фосфору.

9. Чому істотно відрізняються за властивостями елементи головних підгруп І і VII груп? Поясніть відповідь з точки зору будови їхніх електронних оболонок.

10. У чому полягає відмінність електронної оболонки йона Натрію від електронних оболонок: а) атома Натрію; б) атома Неону; в) йона К⁺?

11. Чому хімічні елементи Флуор і Хлор мають подібні властивості?