Хімія. Рівень стандарту. 11 клас. Ярошенко

Періодична система хімічних елементів (коротка форма)

ШАНОВНІ ВИПУСКНИКИ І ВИПУСКНИЦІ!

За цим підручником ви завершуєте п'ятирічне опанування хімії. Він містить ретельно підібраний, аргументовано і логічно розкритий навчальний матеріал, що повністю відповідає новій навчальній програмі і спрямований на формування ключових і предметних компетентностей. Посилення практичного спрямування змісту підручника забезпечено розкриттям прикладних аспектів використання хімічних знань у суспільному господарстві України та побуті людей. Належна увага приділена досягненням вітчизняних учених, розвитку хімічної технології, впливу хімічних чинників на довкілля.

Збережена рубрикація тексту попередніх підручників. Текст параграфів для кращого орієнтування поділений на логічно завершені частини, що мають заголовки. Основні поняття і терміни, а також алгоритмічні приписи і правила виділені кольором і шрифтом. Новий матеріал перемежовується завданнями для групової роботи. Призначення групової навчальної діяльності — забезпечити вашу активну самостійну роботу в процесі вивчення нового матеріалу, розвивати комунікативні вміння й лідерські якості, здатність працювати в команді. Якщо розуміння основного матеріалу параграфа потребує попередньо засвоєних або додаткових знань, ви знайдете їх у рубриці «Інформаційна довідка».

Ви завжди зможете самостійно здобути знання, на це вас орієнтує рубрика «Працюємо з медійними джерелами». Додаткову інформацію, що розширює та доповнює основний текст, уміщено в рубриці «Сторінка ерудита». Рубрика «Хімія — це життя: сторінка природодослідника» містить експериментальні завдання, виконуючи які ви розвиватимете дослідницьку компетентність. «Біографічна довідка» містить короткі відомості про життя й наукову діяльність видатних учених-хіміків.

У рубриці «Знаємо, розуміємо» вміщено запитання, складені з дотриманням державних вимог до очікуваних результатів вашої навчальної діяльності. У рубриці «Застосовуємо» запропоновано завдання для письмового виконання, що потребують практичного використання набутих знань у стандартних, змінених або нових умовах, а також творчого підходу.

«Предметний покажчик» містить посилання на сторінки, де розтлумачені поняття і терміни. У Додатку наведено відповіді до розрахункових задач.

Пам'ятайте, що лише на міжпредметній основі можливе формування природничо-наукової картини світу, тому всіляко реалізуйте міжпредметні зв'язки хімії з іншими навчальними предметами.

Після кожної теми вміщено узагальнювальний матеріал під однойменною назвою. Вдумливо опрацьовуйте його, кожне із загальних положень ілюструйте власними конкретними прикладами.

Завершальні параграфи в кожній темі «Завдання різного рівня складності» допоможуть вам здійснити самооцінку навчальних досягнень, перевірити готовність до тематичного контролю знань, а тим, хто обрав ЗНО з хімії — готуватися до нього.

Систематично працюючи з текстом підручника, виконуючи зазначені в ньому завдання і вправи, цікавлячись додатковою навчально-пізнавальною інформацією, ви неодмінно досягнете успіхів! Успішного вам завершення опанування хімії!

Авторка

Тема 1

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ

Вивчивши цю тему, ви збагатите свою компетентність з хімії знаннями про:

• s-, р-, d-елементи;
• електронні й графічні електронні формули атомів s-, р-, d-елементів (Феруму) 1-4 періодів;
• принцип «мінімальної енергії»;
• зв'язок між валентними станами і ступенями окиснення елементів;
• збуджений стан атома;
• можливі ступені окиснення неметалічних елементів 2-го і 3-го періодів.

У процесі вивчення теми удосконалюватимуться ваші предметні вміння:

• складати електронні й графічні електронні формули атомів s-, р-, d-елементів (Феруму) 1-4 періодів з урахуванням принципу «мінімальної енергії»;
• складати електронні й графічні електронні формули атомів неметалічних елементів 2-го і 3-го періодів в основному й збудженому станах;
• аналізувати відмінності електронних конфігурацій атомів s-, р-, d-елементів (Феруму) 1-4 періодів;
• порівнювати можливі ступені окиснення неметалічних елементів 2-го і 3-го періодів, що розміщені в одній групі, на основі електронної будови їхніх атомів

§ 1. Електронні й графічні електронні формули атомів s-, p-, d-елементів. Принцип «мінімальної енергії»

Інформаційна довідка

• 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: 1s²2s²2p⁶3s²3p².

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.

Таблиця 1

Максимальна кількість електронів та енергетичних комірок на підрівнях

Умовне позначення підрівнів	s	p	d	f
Максимально можлива кількість електронів на підрівні	2	6	10	14
Максимально можлива кількість енергетичних комірок	1	3	5	7

Попрацюйте групами

Завдання 1. Ознайомтеся з інформацією таблиці 2.

Таблиця 2

Будова енергетичних рівнів

Енергетичний рівень	1	2	3	4
Можливі види орбіталей у межах рівня	s-	s-, р-	s-, р-, d-	s-, р-, d-, f-
Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні	2 (2)	8 (2 + 6)	18 (2 + 6 + 10)	32 (2 + 6 + 10 + 14)
Загальна кількість енергетичних комірок

Завдання 2. У робочих зошитах складіть таку саму таблицю, доповнивши її інформацією, якої не вистачає.

ПРИНЦИП «МІНІМАЛЬНОЇ ЕНЕРГІЇ», АБО ПРАВИЛО МІНІМУМУ ЕНЕРГІЇ. За сучасною теорією будови атома заповнення електронних оболонок атомів хімічних елементів підлягає таким загальним правилам.

Спочатку в атома електронами заповнюється перший енергетичний рівень, потім другий, і тільки після остаточного заповнення другого енергетичного рівня розпочинається заповнення третього рівня.

У межах одного енергетичного рівня першим заповнюється s-підрівень, після чого розпочинається заповнення р-підрівня.

Зазначені правила — наслідок дії принципу «мінімальної енергії». Цей принцип полягає в тому, що електрон в електронній оболонці атома за можливості займає енергетично найбільш вигідну орбіталь. З двох орбіталей енергетично вигіднішою для конкретного електрона є орбіталь з мінімальною енергією. Наприклад, атом Бору має п'ять електронів. Елемент розташований у другому періоді, тож його електронна оболонка має два енергетичні рівні. Перший рівень складається з одного підрівня — s-підрівня, а от другий рівень окрім s-підрівня має ще й р-підрівень. Сумарно обидва рівні налічують п'ять енергетичних комірок. Здавалося б, є можливість кожному з п'яти електронів розміститись в окремій комірці. Але це не так. Згідно з принципом «мінімальної енергії» повністю заповняться електронами s-підрівні обох енергетичних рівнів, і тільки один електрон розміститься на р-підрівні. Тож електронна й графічна електронна формули атома Бору будуть такими:

СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ І ГРАФІЧНИХ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ АТОМІВ. В основній школі вам неодноразово доводилося складати електронні формули атомів. Застосуйте набуті знання й інформацію цього параграфа та виконайте завдання рубрики «Попрацюйте групами».

Пам'ятайте, що складаючи електронні й графічні електронні формули, спершу на кожному енергетичному підрівні в кожній енергетичній комірці позначають по одному електрону ↑. Якщо вільних комірок не залишається, то позначають по два ⇅.

Попрацюйте групами

Завдання 1. Складіть електронні й графічні електронні формули атомів хімічних елементів другого періоду.

Завдання 2. Дотримуючись принципу «мінімальної енергії», складіть електронну й графічну електронну формули атома, електронна оболонка якого має шість s-електронів і сім р-електронів. Назвіть елемент, дайте йому характеристику за місцем у періодичній системі.

Завдання 3. Знайдіть і виправте помилки в електронних формулах атомів:

а) 1s²2s¹2p⁴;

б) 1s¹2s²;

в) 1s²2s¹2p⁷.

Завдання 4. Назвіть хімічні елементи, яким відповідають виправлені електронні формули атомів у попередньому завданні.

ПОНЯТТЯ ПРО s-, р-, d-ЕЛЕМЕНТИ. За послідовним заповненням електронами електронних оболонок атомів хімічні елементи поділяють на s-, р-, d-, f-елементи. Таблиця 3 ознайомлює вас із класифікаційними характеристиками перших трьох.

Таблиця 3

Класифікаційні характеристики s-, p-, d-елементів

Назва групи елементів	Підрівні, що заповнюються електронами	Приклади
s-елементи	s-підрівень	Гідроген, Натрій, Магній
р-елементи	р-підрівень	Бор, Алюміній, Хлор
d-елементи	d-підрівень	Ферум, Купрум, Цинк

Як бачимо з таблиці 3, в s-елементів на зовнішньому енергетичному рівні електрони розташовані лише на s-підрівні. Усього s-елементів у періодичній системі чотирнадцять. Це Гідроген, Гелій, лужні та лужноземельні хімічні елементи. Усі вони розташовані в головних підгрупах (групах А) періодичної системи. Елементів, у атомах яких електронами послідовно заповнюється p-підрівень зовнішнього енергетичного рівня, тобто p-елементів, серед уже відкритих є тридцять два. Місця ще чотирьох позначено в періодичній системі номерами 113, 115, 117 і 118. Як і s-елементи, p-елементи розташовані в головних підгрупах (групах А) періодичної системи. У побічних підгрупах (групах Б) періодичної системи розташовані елементи, у атомах яких є електрони на s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня, а послідовне заповнення електронами відбувається на d-підрівні передостаннього енергетичного рівня. Вони належать до d-елементів, їх відомо сорок. Згідно з програмою ви будете вивчати один з них — Ферум. Лантаноїди й актиноїди належать до f-елементів.

Зверніться до розташованої на форзаці кольорової періодичної системи, і ви побачите, що клітинки кожної з розглянутих груп елементів зафарбовані однаковим кольором.

ОСОБЛИВОСТІ БУДОВИ АТОМІВ d-ЕЛЕМЕНТІВ. Особливістю електронної будови їхніх атомів є те, що на зовнішньому енергетичному рівні в них здебільшого два електрони, а це властиво металічним елементам. І справді, усі хімічні елементи побічних підгруп утворюють прості речовини — метали. Так, у четвертому періоді після Кальцію розташовані десять хімічних елементів, атоми яких мають однакову з ним будову зовнішнього (він у них четвертий) енергетичного рівня: 4s² (виняток становлять Купрум, Хром). Електрони, що з'являються в атомах цих елементів, розміщуються на d-підрівні передостаннього, тобто третього енергетичного рівня. Для прикладу розглянемо електронну будову атома Феруму. Двадцять шість його електронів розміщені на чотирьох енергетичних рівнях (мал. 3).

Мал. 3. Схема будови електронної оболонки атома Феруму

Складемо електронну формулу атома Феруму: ₂₆Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s².

Знаємо, розуміємо

• 1. Як за допомогою періодичної системи дізнатися про: а) кількість електронів в атомі; б) кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома?
• 2. Скільки максимально електронів може перебувати на підрівнях: s-, p-, d-, f-?
• 3. Скільки максимально електронів може перебувати на 1-му, 2-му, 3-му, 4-му енергетичних рівнях?
• 4. У чому полягає суть принципу «мінімальної енергії»?
• 5. Скільки енергетичних комірок на: s-, p-, d-, f-підрівнях?

Застосовуємо

• 1. Складіть електронну й графічну електронну формули атомів хімічних елементів з порядковими номерами 4 і 13. У якого з атомів усі електрони спарені?
• 2. Установіть відповідність між електронною будовою зовнішнього енергетичного рівня атома й хімічним елементом.

Частина електронної формули		Хімічний елемент
1	...3s23p5	А	Оксиген
2	...2s22p4	Б	Неон
3	...3s2	В	Хлор
4	...3s23p6	Г	Магній
		Д	Аргон

• 3. Укажіть можливі підрівні третього енергетичного рівня.

А s, р

Б s, p, d

В s, p, d, f

Г s, f, p

• 4. Укажіть пару s-елементів.

А Na і Al

Б Ba і Rb

В Fe і Cs

Г Ra і Cu

• 5. Укажіть електронну формулу атома елемента II групи 3-го періоду.

А 1s²2s²

Б 1 s²2s²2p¹

В 1s²2s²2p⁶3s²

Г 1s²2s²2p⁶3s²3p³

• 6. Укажіть електронну формулу атома хімічного елемента із завершеним зовнішнім енергетичним рівнем.

А 1s²2s²2p⁶3s²

Б 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²

В 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Г 1s²2s²2p⁶

• 7. Складіть електронні й графічні електронні формули атомів хімічних елементів з протонними числами: а) 7 і 15; б) 13 і 16. У кожній парі зазначте спільні і відмінні риси.
• 8. Складіть електронні формули атома та йона: а) Натрію; б) Хлору.
• 9*. Атом хімічного елемента має однакову кількість електронів із катіоном Калію. Визначте назву цього хімічного елемента, складіть електронну й графічну електронну формули його атома.