- •1.1. Основні хімічні поняття. Речовина
- •1.1.1. Хімія як наука. Предмет вивчення та завдання хімії
- •1.1.2. Основні хімічні поняття Речовина
- •1.1.3. Хімічні властивості речовин. Молекула. Елемент. Фізичне тіло. Прості та складні речовини. Хімічна формула
- •1.1.5. Хімічні реакції. Відносна атомна (молекулярна) маса. Моль
- •1.1.6. Закон авогадро. Молярний об'єм газу.
- •1.1.6. Закон авогадро. Молярний об'єм газу.
- •1.2. Хімічна реакція
- •1.2.1. Закон збереження маси
- •1.2.4. Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага. Принцип ле Шательє
- •1.2.5. Основні типи хімічних реакцій
- •1.3. Періодичний закон і періодична система елементів д. І. Менделєєва
- •1.3.3. Сучасна періодична система
- •1.4. Будова атома
- •1.4.1. Протон, нейтрон, електрон. Квантові числа
- •1.4.2. Електронні формули атомів та йонів
- •1.4.3. Явище радіоактивності
- •1.4.4. Ядерні реакції
- •1.5. Хімічний зв'язок
- •1.5.1. Ковалентний хімічний зв'язок
- •1) Одинарні: н2
- •1.5.2. Координаційний хімічний зв'язок
- •1.5.3. Йонний хімічний зв'язок
- •1.5.4. Металічний хімічний зв'язок
- •1.5.5. Водневий зв'язок
- •1.5.6. Молекулярна і немолекулярна будова речовин
- •1.5.7. Типи кристалічних ґраток
- •1.5.8. Електронегативність
- •1.5.9. Ступінь окиснення
- •1.6. Розчини
- •1.6.1. Поняття про розчини
- •1.6.2. Розчинність
- •1.6.3. Теорія електролітичної дисоціації
- •1.6.4. Індикатори
- •1.6.5. Електроліз розплавів і розчинів
- •2.1. Основні класи неорганічних сполук
- •2.1.1. Оксиди
- •2.1.2. Основи
- •2.1.3. Кислоти
- •2.1.5. Амфотерні сполуки
- •2.1.6. Узагальнення відомостей про класи неорганічних сполук
- •1. Генетичний ряд металу
- •2. Генетичний ряд неметалу
- •2.2. Металічні елементи та їх сполуки. Метали 2.2.1. Загальні відомості про металічні елементи
- •2.2.2. Лужні і лужноземельні метали
- •2.2.3. Алюміній та сполуки Алюмінію
- •2.2.4. Залізо та сполуки Феруму
- •2.2.5. Узагальнення відомостей про метали та сполуки елементів-металів
- •2.3. Елементи-неметали та їх сполуки. Неметали
- •2.3.1. Елементи-неметали
- •2.3.2. Водень і сполуки гідрогену
- •2.3.3. Сполуки галогенів
- •2.3.4. Підгрупа Оксигену
- •2.3.5. Підгрупа Нітрогену
1.4.2. Електронні формули атомів та йонів
На прикладі атома із зарядом ядра, який дорівнює 20 (Са), пояснимо процес складання електронних формул.
На першому енергетичному рівні розташовані 2з-електрони (1з2). На другому енергетичному рівні розташовані 2з-електрони (2з2) та 6р-електронів (2р6). На третьому енергетичному рівні знаходяться 2з-електрони (3з2) та 6р-електронів (3р6). На четвертому рівні розташовані 2з-електрони (4з2).
Таким чином, електронна формула Са має такий вигляд — І822822р63823р6482.
Іноді потрібно відобразити графічну електронну формулу. У цьому випадку кожній орбіталі відводиться чотирикутник:
п = 4 4з2 їй
йПййї
п = 3 3в23р6 йї
|
йї |
їй |
йї |
йї |
|
||
п = 1 1з2 йї
Іноді електронну формулу елемента порівнюють з електронною формулою інертного газу, що закінчує попередній період. Так, електронна формула Аргону — І822822р63823р6, тобто вона аналогічна тій частині електронної формули Кальцію, що виступає перед 4з2-орбіталлю. Тому спрощено електронну формулу Кальцію можна записати [Аг] 4з2.
Під час хімічних реакцій атоми віддають або приєднують електрони, утворюючи заряджені йони. Так, йон Са2+ має електронну формулу, в якій відсутні 4з-електрони: І822822р63823р6.
Валентний енергетичний рівень, валентні електрони
Особливе місце в атомі посідає зовнішній рівень, який називається валентним, а електрони, що на ньому розташовані, називаються валентними електронами. Особливість валентних електронів полягає в тому, що саме вони беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, тобто обумовлюють хімічні властивості елементів.
Чому і як відбуваються реакції між атомами хімічних елементів? Вони, як і всі процеси в природі, підпорядковані принципу мінімальної енергії, тобто відбуваються у напрямі утворення сполук, що є більш стійкими, ніж вихідні речовини. Стійкість сполук підвищується, якщо валентні рівні атомів, що входять до складу молекули, набувають стійкої електронної
конфігурації. Такою конфігурацією для атома Гідрогену є або повна відсутність валентних електронів (Н+), або наявність на валентному рівні двох електронів (Н). Для решти елементів стійкою електронною конфігурацією зовнішнього енергетичного рівня є конфігурація, що містить нуль або вісім валентних електронів. Тому для атомів елементів, які мають на валентному рівні від одного до трьох електронів, енергетично вигідно їх віддати і перетворитися на позитивно заряджений йон.
І навпаки, атоми елементів, що мають на валентному рівні 5, 6 та 7 електронів, під час хімічних реакцій намагаються приєднати кількість електронів, яких не вистачає до 8. При цьому вони перетворюються на негативно заряджені йони.
Таким чином, кількість валентних електронів в атомі є одним з основних чинників, що визначає хімічні властивості елемента.
Іншим чинником є радіус атома. Зрозуміло, що чим більший радіус атома, тобто чим далі валентні електрони розміщені від ядра, тим слабше вони утримуються на валентному рівні. Дійсно, якщо 1з-електрон атома відривається тільки під час дії досить сильних окиснювачів, то вже валентний 2з-електрон атома Літію може бути відірваний атомом Гідрогену:
2^і + н2 = 2^ін.
З Натрієм (валентний 3з-електрон), Калієм (валентний 4з-електрон) подібні реакції протікають зі значним виділенням енергії. Таким чином, для елементів, що мають на валентному рівні 5—7 електронів, тенденція до приєднання електронів тим більша, чим менший радіус атома. Так, атом Флуору (2р-вакансія) відриває електрони з валентного рівня атома Оксигену.
Отже, кількість валентних електронів і радіус атома є основними чинниками, що зумовлюють хімічні властивості елемента.
Обидва ці чинники, у свою чергу, залежать від загальної кількості електронів у атомі, що відповідає заряду його ядра, тобто заряд ядра атома визначає всі хімічні властивості елемента.