Хімія підготовка до ЗНО та ДПА
Комплексне видання
ЧАСТИНА І
ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ
БУДОВА АТОМА
Будова електронних оболонок та властивості хімічних елементів
Металічні й неметалічні елементи
Хімічні властивості елементів обумовлюються не всіма електронами, а тільки тими, які мають найбільшу енергію. Ці електрони називають валентними.
В атомах елементів головних підгруп валентними е електрони зовнішнього енергетичного рівня. Завершені внутрішні енергетичні рівні атомів суттєво не впливають на їхні хімічні властивості.
Саме від числа валентних електронів залежить те, є елемент металом чи неметалом, властивості його сполук та значення валентності в цих сполуках.
Якщо в атомах елементів на зовнішньому рівні є невелике число електронів (переважно від одного до чотирьох), то елемент проявляє металічні властивості,
Зі збільшенням порядкового номера елемента в Періодичній системі число валентних електронів періодично повторюється, що призводить до періодичної зміни властивостей елементів й утворених ними речовин. Саме тому кожний період починається з металічного елемента й закінчується неметалічним.
В атомах перехідних елементів (d-елементів) на зовнішньому енергетичному рівні здебільшого міститься два електрони. Завдяки цьому всі перехідні елементи відносять до металічних. Усі f-eлементи так само відносять до металічних.
Атоми, які містять на зовнішньому рівні число електронів, проміжне між металічними й неметалічними (зазвичай це три-чотири), утворюють амфотерні сполуки.
Залежність металічних і неметалічних властивостей від будови зовнішнього електронного шару
Завершені енергетичні рівні, а також зовнішні рівні, які містять вісім електронів, мають підвищену стійкість. Саме цим пояснюється хімічна інертність гелію, неону та аргону: вони взагалі не вступають у хімічні реакції. Атоми всіх інших хімічних елементів намагаються віддати або приєднати електрони, щоб їхня електронна оболонка стала стійкою, при цьому вони перетворюються на заряджені частинки.
Заряджений атом або групу атомів називають іоном. Розрізняють катіони – іони з позитивним зарядом, та аніони – негативно заряджені іони.
Розгляньмо лужний метал Натрій – елемент головної підгрупи І групи. Натрій – активний метал, він легко горить на повітрі, реагує не тільки з кислотами, але й з водою. Висока хімічна активність натрію пояснюється наявністю в його атомах одного валентного електрона. Втрачаючи цей електрон, атом Натрію перетворюється на позитивно заряджений іон Na+ з електронною конфігурацією інертного газу Неону. Іони Na+ входять до складу всіх сполук Натрію, наприклад соди та кухонної солі. На відміну від атомів Натрію, іони Натрію хімічно інертні й практично нешкідливі для організму. Весь Натрій, що міститься в організмі людини (приблизно 90 г), перебуває у вигляді іонів.
Чим більше число електронів міститься на зовнішньому електронному шарі, тим складніше їх віддавати, тому зі збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні (у періодах) металічні властивості елементів зменшуються.
В атомах галогенів, які утворюють головну підгрупу VII групи, сім електронів на зовнішньому рівні. До його завершення їм не вистачає всього одного електрона, тому для них найбільш, характерний процес приєднання електрона. Так, атом Флуору, приєднуючи один електрон, перетворюється на іон F-, що має електронну конфігурацію інертного газу й за хімічними властивостями значно відрізняється від простої речовини фтору, яка складається з молекул F2.
Атоми інших неметалічних елементів, так само, як і атоми галогенів, прагнуть завершити зовнішній енергетичний рівень шляхом приєднання електронів, тому що іони з електронною конфігурацією інертного газу мають підвищену стійкість. Чим більше електронів не вистачає до завершення електронного шару, тим важче їх приєднувати, адже чим менше електронів на зовнішньому рівні, тим слабше виявлені неметалічні властивості.
Таким чином, металічні властивості обумовлюються здатністю віддавати електрони, а неметалічні – здатністю їх приєднувати. У періоді зі збільшенням порядкового номера металічні властивості зменшуються, а неметалічні – зростають. Кожний період починається найбільш активним (серед елементів певного періоду) металічним елементом, а наприкінці періоду розташований найбільш активний неметалічний елемент (у групі VII) та інертний газ (у групі VIII).
Електронні конфігурації іонів можна вивести з електронних конфігурацій атомів, додавши до них або віднявши від них потрібне число електронів. Наприклад, електронна конфігурація атома Літію – 1s22s1, а іона Літію Li+ – 1s2, що збігається з конфігурацією атома інертного газу Гелію.
При утворенні аніонів додаткові електрони займають вільні орбіталі. Наприклад, конфігурація атома Хлору 1s2 2s2 2р6 3s2 Зр5, а іона Сl – – 1s2 2s2 2p6 3s2 Зр6, що збігається з електронною конфігурацією атома інертного газу Аргону.
Радіус атома
Розмір ядра атома порівняно з розміром атома дуже незначний, тому атомне ядро жодним чином не впливає на розмір атомів. Радіус атомів повністю обумовлюється розміром електронної оболонки, а точніше – числом електронних шарів (енергетичних рівнів).
В атомів хімічних елементів одного періоду число електронних шарів, що заповнюється, однакове, адже й радіус їхніх атомів має бути однаковим. Проте в періоді зі збільшенням порядкового номера хімічного елемента заряд ядра послідовно зростає. Електрони зі збільшенням заряду ядра притягуються до нього сильніше, і тому в періоді радіус атомів поступово зменшується.
У головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елемента (згори вниз) зростає число зайнятих енергетичних рівнів. Саме тому радіус атомів хімічних елементів однієї групи збільшується.
Зміна радіусів атомів у групах пояснює зміну металічних властивостей елементів однієї групи. Чим далі від ядра розташовані валентні електрони (електрони зовнішнього енергетичного рівня), тим менше вони притягуються до ядра, адже зовнішні електрони зі збільшенням радіуса легше віддавати, і це призводить до того, що металічні властивості, які обумовлені здатністю елементів віддавати електрони, у групах зростають. Водночас неметалічні властивості елементів у групах зі збільшенням радіуса атомів (порядкового номера) зменшуються. Металічні властивості, таким чином, найбільш яскраво виражені в нижнього елемента підгрупи, а неметалічні – у верхнього.
З огляду на зміни металічних властивостей у періодах, можна стверджувати, що серед усіх хімічних елементів найбільш активним металічним елементом є Францій (оскільки Францій у природі не виявлений, а добутий штучно ядерним синтезом, то серед існуючих елементів найбільш активний металічний елемент – Цезій). А найбільш активний неметалічний елемент – Флуор.
Електронегативність хімічних елементів
Здатність атома притягувати валентні електрони інших атомів називають електронегативністю. Найсильніше притягують електрони атоми найбільш активних неметалічних елементів – Флуору, Оксигену, Хлору, – адже їм для завершення зовнішнього рівня не вистачає одного або двох електронів, І електрони, які вони будуть приймати, розташуються досить близько до ядра – на другому або третьому електронному шарі. Тому електронегативність цих елементів найбільша. Найлегше віддають електрони атоми активних металічних елементів, у першу чергу лужних: Літію, Натрію, Калію тощо. Вони характеризуються найменшою електронегативністю.
Оскільки електронегативність – це властивість, яка також пов’язана з прийомом-утратою електронів, то й змінюватися в Періодичній системі вона буде так само, як і металічні властивості: у періодах електронегативність збільшується зліва направо, а в групах знизу вгору, адже елемент із найбільшою електронегативністю – Флуор, а з найменшою – Цезій.
Спосіб кількісного визначення електронегативності вперше розробив американський хімік Лайнус Полінг. За шкалою Полінга, електронегативність Флуору становить 3,98 (округлено 4), на другому місці перебуває Оксиген (3,44), на третьому – Хлор (3,16). Гідроген і типові неметалічні елементи розташовані посередині шкали; значення їхніх електронегативностей приблизно дорівнюють 2. Активні металічні елементи мають значення електронегативностей менші, ніж 1,6.
(1 votes, average: 5,00 out of 5)