УКР ЯЗ

Тема. Взаємозв’язок між будовою електронних оболонок і властивостями хімічних елементів, простих речовин, сполук елементів з Гідрогеном та Оксигеном.

Залежність металічних і неметалічних властивостей від будови зовнішнього електронного шару

Користуючись знаннями про електронну будову атома, можна передбачити властивості хімічних елементів та їх сполук. Властивості елементів і утворених ними речовин залежать від числа валентних електронів, що дорівнює номеру групи в періодичній таблиці.

Завершені енергетичні рівні, а також зовнішні рівні, що 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 прагнуть віддати або приєднати електрони, щоб їхня електронна оболонка виявилася стійкою, при цьому вони перетворюються в заряджені частинки.

Заряджений атом або групу атомів називають йоном.

катіони — йони, що несуть позитивний заряд,

аніони —негативно заряджені йони.

Якщо атом віддає або приймає електрони, він перетворюється на йон. Атом віддає електрони з більш високого енергетичного рівня і підрівня.

Наприклад, перехід атома Кальцію в стан йону із зарядом +2 пов’язаний з віддачею двох електронів із зовнішнього рівня,отже, електронні формули атома та йона можна записати так:

Са 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁶ 4s²

Са ²⁺ 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁶

Електронна конфігурація йона Кальцію Са ²⁺ аналогічна електронній конфігурації атома Аргону.

Атом Сульфуру переходить у йон S ^2-, приймаючи два електрони:

S 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁴

S ^2- 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁶

Електронна конфігурація іона S ^2-, аналогічна електронній конфігурації атома Аргону.

Електронні конфігурації йонів можна вивести з електронних конфігурацій атомів, додавши до них або віднявши від них потрібне число електронів

Розглянемо лужний метал Натрій — елемент головної підгрупи I групи. Натрій — активний метал, він легко загорається на повітрі, реагує не тільки з кислотами, а й з водою. Висока хімічна активність натрію пояснюється наявністю в його атомах єдиного валентного електрона Втрачаючи цей електрон, атом Натрію перетворюється в позитивно заряджений йон Na+ з електронною конфігурацією інертного газу Неону. Йони Na+ входять до складу всіх сполук Натрію, наприклад, соди і кухонної солі. На відміну від атомів Натрію, йони Натрію хімічно інертні і практично нешкідливі для організму. Увесь Натрій, що міститься в організмі людини (приблизно 90 г), перебуває у вигляді йонів.

Чим більше число електронів міститься на зовнішньому електронному шарі, тим складніше їх віддавати, тому зі збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні (в періодах) металічні властивості елементів зменшуються.

В атомах галогенів, що утворюють головну підгрупу VII групи, сім електронів на зовнішньому рівні. До його завершення їм бракує лише одного електрона, тому для них найбільш характерний процесс приєднання електрона. Атом Хлору, наприклад, приєднуючи один електрон ,перетворюється в йон Сl—, що має електронну конфігурацію інертного газу і за хімічними властивостями досить суттєво відрізняється від простої речовини хлору, що складається з молекул Cl2.

Атоми інших неметалічних елементів подібно до атомів галогенів прагнуть завершити зовнішній енергетичний рівень шляхом приєднання електронів, тому що йони з електронною конфігурацією інертного газу мають підвищену стійкість. Чим більше електронів бракує до завершення електронного шару, тим важче їх приєднувати, отже, чим менше електронів на зовнішньому рівні, тим слабше виявлені неметалічні властивості.

Таким чином, металічні властивості зумовлюються здатністю віддавати електрони, а неметалічні — здатністю їх приєднувати.

У періоді зі збільшенням порядкового номера металічні властивості зменшуються, а неметалічні — зростають. Отже,кожен період починається найактивнішим (серед елементів цього періоду) металічним елементом, а в кінці періоду розташовані найактивніший неметалічний елемент (у групі VII) та інертний газ (у групі VIII). Відповідно змінюються і властивості простих речовин, утворених цими елементами.

Оскільки металічні і неметалічні властивості елементів пов’язані з властивостями їх оксидів та гідроксидів, то відповідно по періоду зі зростанням порядкового номера елемента змінюється і кислотно-основний характер оксидів та гідроксидів хімічних

елементів.

Висновки: протягом періоду із збільшенням порядкового номера елемента (зліва направо):

• металічні властивості простих речовин послаблюються, а неметалічні – посилюються;

• основні властивості оксидів та гідратів оксидів послаблюються, а кислотні – посилюються;

• валентність елементів у вищих оксидах та гідратах оксидів зростає від І до VII і дорівнює номеру групи (винятки – F, O);

• валентність елементів у летких сполуках з Гідрогеном зменшується від ІV до І; такі сполуки утворюють тільки неметали.

Якщо порівняти будову атомів елементів періоду, то також бачимо закономірності:

• зростає заряд ядра і число електронів на зовнішньому енергетичному рівні;

• в результаті збільшення сили протягування між електронами і ядром радіуси атомів зменшуються.

Порівнявши зміну будови атомів елементів і зміну властивостей речовин, робимо висновок: Причиною послаблення металічних та посилення неметалічних властивостей елементів одного періоду є зростання числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні і зменшення радіусів атомів.

Залежність металічних і неметалічних властивостей від радіуса атома

Як ви пам’ятаєте, атом складається з ядра та електронів, що утворюють електронну оболонку. Розмір ядра атома порівняно з розміром атома мізерний, тому атомне ядро ніяк не впливає на розмір атомів. Радіус атомів повністю зумовлюється розміром електронної оболонки, а саме числом електронних шарів (енергетичних рівнів).

В атомів хімічних елементів одного періоду число електронних шарів, що заповнюється, однакове. Отже, і радіус їх атомів повинен бути однаковим.

Але 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 (зверху вниз) зростає число зайнятих енергетичних рівнів. З цієї причини 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. Отже, зовнішні електрони зі збільшенням радіуса легше віддавати і це призводить до то-

го, що металічні властивості, які зумовлені 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 у нижнього елемента підгрупи, а неметалічні — у верхнього.

Висновки: в головних підгрупах із збільшенням порядкового номера елемента (зверху вниз):

• число електронів на зовнішньому енергетичному рівні залишається незмінним і дорівнює номеру групи; це є причиною подібності властивостей елементів та їхніх сполук;

• радіуси атомів зростають внаслідок збільшення числа енергетичних рівнів;

• в зв’язку із зростанням радіусів атомів посилюються металічні властивості елементів і послаблюються неметалічні;

• посилюється основний і послаблюється кислотний характер оксидів і гідроксидів елементів.

Якщо в періодичній системі провести уявну діагональ від Бора до Астату , то лівіше і нижче цієї діагоналі розташовані метали, а правіше і вище (тільки в головних підгрупах) – неметали. Елементи, що межують з діагоналлю зліва і знизу, проявляють перехідний характер, а їхні оксиди і гідроксиди є амфотерними.

РУС.ЯЗ

Тема. Взаимосвязь между строением электронных оболочек и свойствами химических элементов, простых веществ, соединений элементов с водородом и кислорода.

Зависимость металлических и неметаллических свойств от строения внешнего электронного слоя

Пользуясь знаниями о электронном строении атома, можно предсказать свойства химических элементов и их соединений. Свойства элементов и образуемых ими веществ зависят от числа валентных электронов, равную номеру группы в периодической таблице.

Завершены энергетические уровни, а также внешние уровне, содержащих восемь электронов, имеют повышенную устойчивость. Именно этим объясняется химическая инертность гелия, неона и аргона: они вообще не вступают в химические реакции. Атомы всех других химических элементов стремятся отдать или присоединить электроны, чтобы их электронная оболочка оказалась устойчивой, при этом они превращаются в заряженные частицы.

Заряженный атом или группу атомов называют ионом.

катионы - ионы, несущие положительный заряд,анионы-отрицательно заряженные ионы.

Если атом отдает или принимает электроны, он превращается в ион. Атом отдает электроны с более высокого энергетического уровня и подуровня.

Например, переход атома кальция в состояние иона с зарядом +2 связан с отдачей двух электронов с внешнего уровня, следовательно, электронные формулы атома и иона можно записать так:

Са 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁶ 4s²

Са ²⁺ 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁶

Электронная конфигурация иона кальция Са 2 + аналогичная электронной конфигурации атома Аргона.

Атом серы переходит в ион S 2 -, принимая два электрона:

S 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁴

S ^2- 1s² 2s²2p⁶ 3s²3 p⁶

Электронная конфигурация иона S 2 -, аналогичная электронной конфигурации атома Аргона.

Электронные конфигурации ионов можно вывести из электронных конфигураций атомов, добавив к ним или отняв от них нужное число электронов

Рассмотрим щелочной металл Натрий - элемент главной подгруппы I группы. Натрий - активный металл, он легко воспламеняется на воздухе, реагирует не только с кислотами, но и с водой. Высокая химическая активность натрия объясняется наличием в его атомах единого валентного электрона Теряя этот электрон, атом натрия превращается в положительно заряженный ион Na + с электронной конфигурацией инертного газа неона. Ионы Na + входят в состав всех соединений натрия, например, соды и поваренной соли. В отличие от атомов натрия, ионы натрия химически инертны и практически безвредны для организма. Все Натрий, содержащийся в организме человека (примерно 90 г), находится в виде ионов.

Чем больше число электронов находится на внешнем электронном слое, тем сложнее их отдавать, поэтому с увеличением числа электронов на внешнем уровне (в периодах) металлические свойства элементов уменьшаются.

В атомах галогенов, образующих главную подгруппу VII группы, семь электронов на внешнем уровне. До завершения им не хватает лишь одного электрона, поэтому для них наиболее характерен процесс присоединения электрона.Атом хлора, например, присоединяя один электрон, превращается в ион Сl-, имеющим электронную конфигурацию инертного газа и по химическим свойствам весьма существенно отличается от простого вещества хлора, состоящий из молекул Cl2.

Атомы других неметаллических элементов подобно атомов галогенов стремятся завершить внешний энергетический уровень путем присоединения электронов, так как ионы с электронной конфигурацией инертного газа имеют повышенную устойчивость. Чем больше электронов хватает до завершения электронного слоя, тем труднее их присоединять, следовательно, чем меньше электронов на внешнем уровне, тем слабее обнаружены неметаллические свойства.

Таким образом, металлические свойства обусловлены способностью отдавать электроны, а неметаллические - способностью их присоединять.

В периоде с увеличением порядкового номера металлические свойства уменьшаются, а неметаллические - растут. Таким образом, каждый период начинается активным (среди элементов этого периода) металлическим элементом, а в конце периода расположены активный неметаллический элемент (в группе VII) и инертный газ (в группе VIII). Соответственно изменяются и свойства простых веществ, образованных этими элементами.

Поскольку металлические и неметаллические свойства элементов связаны со свойствами их оксидов и гидроксидов, то соответственно по периоду с ростом порядкового номера элемента меняется и кислотно-основной характер оксидов и гидроксидов химических

элементов.