Тема 1.3. Будова атомів хімічних елементів. Походження хімічних елементів. Поширеність хімічних елементів в природі.

1. Будова атомів хімічних елементів.

2. Походження і поширеність хімічних елементів в природі.

1. Будова атомів хімічних елементів.

Перед тим як розглянути питання про закономірності розподілення хімічних елементів в природі, давайте разом припам’ятаємо – з яких складових частин побудовані атоми хімічних елементів, як вони облаштовані і від чого залежать властивості цих атомів. З шкільного курсу фізики і хімії Вам добре відомо, що атом складається з ядра і негативно заряджених електронів, які обертаються навколо нього. Ядро всіх атомів (за виключенням водню), в свою чергу, складається з позитивно заряджених протонів і нейтронів, що не несуть електричного заряду.

Маса протону складає 1,67·10^-24 г, а електрону – вього 9,1·10^-28 г, тобто різниця складає 4 порядки. Розміри: протона і нейтрона – порядка 10^-16 см, а електрону – 10^-13 см, тобто відношення як раз зворотне.

При цьому розмір атомів має порядок 10^-8 см, тобто в 100 000 разів більше розміру електрону і в 100 000 000 більше розміру протону, відповідно, атом має вельми «ажурну» структуру. Різниця за масою між протонами і нейтронами – всього в 1, 0014 разів, що практично неістотно і нею можна знехтувати. Тому в усіх розрахунках маси протону і нейтрону приймаються за 1, а маса електрона – за 0 (так як при різниці на 4 порядки навіть сумарна маса сотні електронів буде настільки мізерною, що нею можна знехтувати, а атомів, в яких число електронів хоча б наближувалося до 1000 в природі не відомо, та і теоретично можливість їх існування вельми сумнівна).

В цілому атом електрично нейтральний. Число позитивних зарядів (протонів) врівноважується числом негативних зарядів (електронів).

Якщо атом втрачає або набуває деяке число електронів, він переходить в заряджений (іонізований) стан.

Хімічна індивідуальність атому визначається числом його протонів, тобто зарядом ядра. Різновиди одного і того ж хімічного елементу за числом нейтронів (з різними атомними масами) називають ізотопами.

З курсу хімії Вам відомо, що хімічні властивості атомів визначаються числом і розміщенням електронів. Вони розміщуються навколо ядра на суворо визначених орбітах (оболонках або енергетичних рівнях).

Максимально можлива кількість електронів на кожному рівні: 2n² (число Паулі), де n – номер оболонки.

Таким чином, на 1 рівні можуть розміщуватися 2 електрони, на 2 рівні – 8 електронів, на 3 – 18, на 4 – 32 електрони і т.д.

Всередині кожного з рівнів виділяються підрівні, які утворюються різними типами електронів (різняться за морфологією орбіт і енергією):

S – одна сферична орбіта в межах кожного рівня; на ній може бути розміщено не більше 2 електронів з протилежними спінами (які рухаються в протилежних напрямках);

p – три «гантелеподібних» орбіти, які орієнтовані взаємно перпендикулярно; теж по два електрона на кожній, всього не більше 6;

d і f – більш видалені від ядра, морфологічно більш складні; ємність підрівня d – не більше 10, f – не більше 14 електронів.

Легко запам’ятати, що кількість орбіт різних типів відповідає натуральному ряду чисел: 1, 3, 5, 7

Число ж електронів на кожній орбіті можна визначати множенням цього ряду на два (2, 6, 10, 14), так як на кожній з орбіт можуть одночасно знаходитися два електрони з протилежними спінами.

Звідси – заповненість оболонок:

I рівень – тільки s-підгрупа – всього 2 електрони

II рівень – s + p; - всього 8 електронів

III рівень – s + p + d; - всього 18 електронів

IV рівень – s + p + d + f всього 32 електрони.

Максимальну енергетичну стійкість мають зовнішні електронні оболонки з числом електронів 2 і 8.

Іонізація – результат здатності атому елемента прийняти або віддати визначене число електронів для досягнення максимальної енергетичної стійкості зовнішньої оболонки.

Існують позитивні (катіони) і негативні (аніони) іони. З зарядом іонів пов’язана властивість валентності.

Д.І. Менделєєв відкрив періодичність зміни хімічних властивостей елементів в залежності від їх атомної ваги (точніше, порядкового номеру). При складанні Періодичної таблиці виявилося , що при збільшенні порядкового номеру елементу порядок заповнюємості рівнів і підрівнів електронами не є лінійно послідовним.

Щоб розібратися як відбувається заповнення електронних оболонок, зручно використовувати формули будови електронних оболонок хімічних елементів.

I період:

Формула для водню – 1s², тобто всього один електрон типу s на першому енергетичному рівні.

Формула для елементу, який завершує перший ряд в системі Менделєєва, буде мати вигляд:

2s¹ – відповідає гелію.

II період:

Формула для кінця другого ряду:

2s¹, 2s² 6p² - неон.

На його початку – елементи, які віддають електрони і утворюють катіони (метали). Наприкінці - неметали. Ці елементи (азот, кисень, фтор) приєднують електрони до заповнення зовнішнього рівня, утворюючи аніони. Між ними – вуглець, здатний як віддавати, так і приймати електрони (утворює як кисневі сполуки, так і з воднем, металами).

III період:

Третій ряд також завершується благородним газом: