Будова атома й хімічні властивості елементів та їхніх сполук

Атом – це електронейтральна частинка, що складається із позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. Атом зберігає властивості хімічного елемента.

Центральною частинкою атома є позитивно заряджене ядро, в якому зосереджена основна його маса. Заряд ядра атома дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі, а кількість електронів чисельно дорівнює заряду ядра.

Сучасні уявлення про будову атома ґрунтуються на теоретичних засадах квантової механіки та теорії ймовірностей. 

Частина простору навколо ядра, у якому знаходження електрона є найбільш ймовірним називається атомною орбіталлю. Сукупність атомних орбіталей одного енергетичного рівня утворює електронний шар (оболонку). Енергетичний стан електрона у атомі описується 4 квантовими числами: n, l, ml, ms.

Головне квантове число “n” – характеризує рівень енергії у полі ядра і відстань цього рівня від ядра. Співпадає з номером періоду, тобто енергетичного рівня. Приймає значення: n = 1,2,3....

Побічне, орбітальне або азимутальне число “l” – визначає енергію енергетичного підрівня, характеризує форму орбіталі. Приймає значення від 0 до (n-1):

l = 0        1        2        3        4

        s        p        d        f        q

Магнітне квантове число “ml” – характеризує просторове розміщення орбіталей відносно магнітної осі атома. Приймає значення: від +1 через 0 до –1.

Спінове квантове число “ms” – характеризує рух електрона навколо власної осі. Воно має два значення: +1/2, -1/2 ↑.

Розміщення електронів на енергетичних рівнях і підрівнях називається електронною конфігурацією. Запис електронних конфігурацій здійснюють таким чином: вказують значення головного квантового числа, потім – літерами s, p, d, f – значення орбітального квантового числа, а зверху справа над літерою – число електронів на даному підрівні. Наприклад, запис 2р4 означає, що на другому енергетичному рівні на р-підрівні знаходиться чотири електрони. Послідовність заповнення електронами орбіталей різних енергетичних рівнів можна уявити наступним чином:

1 s2 2s2 2p6 3s2 Зр6 4s2 3d10 4р6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d1+9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d1+9.

Важливе значення мають валентні електрони, які приймають участь в утворенні хімічних зв'язків.

Валентними електронами можуть бути:

– s-електрони зовнішнього (останнього) рівня – для лужних та лужноземельних металів;

– s- і р-електрони останнього рівня, що заповнюється – для елементів головних підгруп І – VII груп;

– s-електрони останнього та d-електрони передостаннього енергетичного рівня, який заповнюється – для d-металів (елементів побічних підгруп І – VII груп).

Наприклад, для елемента з порядковим номером № 13 електронна формула якого 1s22s22p63s23р1, валентними є електрони зовнішнього рівня 3s23р1. Для елемента з порядковим номером № 26 електронну формула 1s22s22p63s23р64s23d6, валентними будуть 4s2 електрони останнього та 3d6 передостаннього.

За валентними електронами атома даного елемента, можна визначити:

1) період, в якому розміщений елемент – за найбільшим значенням головного квантового числа, наприклад, 5s24d2 – це елемент 5-го періоду;

2) групу (за сумарною кількістю валентних електронів);

3) родину елемента (s, р, d, f) – за тим рівнем, який заповнюється;

4) метал чи неметал – до металів належать всі s-елементи (крім Н, Не), d-, f-елементи та р1-елементи (ІІІ-А група, крім бору); до неметалів належать решта р-елементів; виділяють також металоїди – елементи, які за фізичними властивостями наближаються до металів, а за хімічними – до неметалів, так за класифікацією українського хіміка А.М. Голуба сюди належать елементи IV A – VI A-груп 5-6 періодів: Sn, Sb, Te, Pb, Bi, Po;

5) вищий ступінь окиснення – за номером групи або кількістю валентних електронів);

6) формулу вищого оксиду та гідроксиду, який йому відповідає, а також їх характер визначають за вищим ступенем окиснення:

Приклади розв’язування типових задач

       Приклад Назвати елемент і охарактеризувати його хімічні властивості за електронною будовою атома, валентні електрони якого – 4s1 3d5. Наведіть приклади практичного використання цього елементу.

       Розв’язування: Хром (4s1 3d5) – це d-елемент IV періоду (n=4), VI B-групи (Σs+d = 6), метал, утворює оксиди зі ступенем окиснення +2 (CrO), +3 (Сr2O3) та +6 (СrO3). За загальним правилом: оксид з нижчим ступенем окиснення (+2) має основний характер, з проміжним (+3) – амфотерний та з вищим ступенем окиснення (+6) – кислотний характер. Їм відповідають гідроксиди, амфоліти і кислоти: Cr(OH)2, Cr(OH)3, H3CrO3, H2CrO4.

       Хром використовують як легуючу добавку у різні сорти сталі (жаростійкі, інструментальні та ін.). Введення у сталь 13% Cr робить її нержавіючою. Входить до складу ніхрому (80% Ni, 20% Cr), який використовують у електронагрівальних приладах. Широко застосовується хромування різних виробів (дизайн, захист від корозії). Є складовою частиною композиційних матеріалів – керметів (кераміка + метал), наприклад, матеріал, що містить 72% Cr і 28% Al2O3. 

Контрольні завдання

Завдання 1 За електронною конфігурацією зовнішнього енергетичного рівня (валентними електронами) назвати елемент і охарактеризувати його хімічні властивості. Навести приклади практичного використання даного елемента.

Завдання 2 Охарактеризувати властивості елемента та його сполук за планом: 1) електронна формула; 2) період; 3) група; 4) підгрупа; 5) родина; 6) метал чи неметал; 7) вищий ступінь окиснення; 8) формула вищого оксиду та його кислотно-основні властивості; 9) формула відповідної кислоти чи гідроксиду. (Кожен пункт відповіді пояснити).