Контрольні завдання

1. Визначте масу 3,5 моль речовини KHSiO₃.

2. Скільки моль міститься в 245 г речовини H₃PO₄?

3. Скільки молекул міститься в 1,1 кг Zn(OH)₂?

4. Визначте масу (в грамах) однієї молекули SO₂.

5. Який об’єм займає CO₂ за температури 57 °С і тиску 2340 мм рт. ст., якщо його маса дорівнює 78 мг?

6. Визначте еквівалентні маси хром (ІІІ) гідроксиду, ортофосфатної кислоти, калій сульфіту.

7. Скільки еквівалентів міститься в 4,9 г Cu(OH)₂?

8. Визначте молекулярну масу газу, якщо він об’ємом 600 мл має масу 652 мг, а повітря об’ємом 0,8 л за аналогічних умов має масу 0,9 г.

9. Розрахуйте масові частки кожного із елементів у сполуці Fe₂(SO₄)₃.

2 Будова атома. Періодичний закон і періодична система елементів

Атоми складаються з позитивно зарядженого ядра і електронів, розміщених навколо ядра на певних енергетичних рівнях та підрівнях.

Ядро атома приблизно менше від атома у 100 000 разів. Розмір атома наближено становить 10^–10 м, розмір ядра – 10^–14÷ 1^0–15м. Нехай ядро має діаметр 1 мм уявно (величина макового зернятка), тоді діаметр атома становитиме 10⁵ мм = 100 м.

Ядро складається з позитивно заряджених частинок – протонів та нейтральних частинок – нейтронів. Кількість протонів дорівнює кількості електронів і співпадає з порядковим номером елемента у періодичній системі (див. додаток А). Отже, порядковий номер елемента визначає заряд ядра і кількість електронів, що міститься у атомі. Наприклад, для елемента, порядковий номер якого 13 ( Al ) заряд ядра +13, навколо якого розміщені 13 електронів. Маса атома, в основному, зосереджена в ядрі і складається з мас протонів і нейтронів. Оскільки маси протону (p) і нейтрону (n) приблизно однакові і дорівнюють 1 а. о. м., то маса атома є цілим числом. Загальна кількість протонів ( Z ) та нейтронів ( N ) в атомі елемента називається масовим числом А

A = Z + N

і визначає його атомну масу.

Атомна маса позначається верхнім індексом перед символом елемента. Наприклад, запис означає, що у ядрі атома елемента з порядковим номером 17 міститься 17 протонів та 35-17=18 нейтронів. Відомо, що є атоми, які мають однакові заряди ядер, але різну масу через різному кількість нейтронів у ядрі. Такі атоми є ізотопами. Наприклад, крім у природі існують атоми , тобто такі, які також мають заряди ядер +17, але 37-17=20 нейтронів.

Атомна маса елемента, наведена в періодичній таблиці, є усередненим значенням мас ізотопів, що бувають у природі. Усереднення проводиться відповідно до поширеності ізотопу в природі. Тому атомна маса елемента не є цілим числом, і для Хлору, наприклад, середня атомна маса дорівнює 35,45.

Атоми, які мають однакові масові числа, але різні заряди ядер отже, і різну кількість електронів на зовнішньому та передостанньому енергетичних рівнях, які і обумовлюють хімічну активність елементів, є ізобарами.

Наприклад, атоми , , є ізобарами.

Ядро оточене електронною хмарою. В електронній хмарі можна виділити оболонки, для кожних з яких існує кілька можливих орбіталей. Заповнені орбіталі складають електронну конфігурацію, властиву для кожного хімічного елемента. Будову електронної конфігурації атомів зображують електронними формулами, у яких вказують розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями ( рівні позначають цифрами – 1, 2, 3…, підрівні – буквами s, p, d, f ). Кількість електронів на підрівні позначають цифрою, яку записують правим верхнім індексом (наприклад, p³). Кількість енергетичних рівнів співпадає з періодом, у якому розміщений хімічний елемент. На першому енергетичному рівні є один підрівень (s), на другому – два (s, p), на третьому – три (s, p, d), на четвертому – чотири (s, p, d, f).

Максимальна кількість електронів на s-підрівні – два (s²), на p-підрівні – шість (p⁶), на d-підрівні – десять (d¹⁰), на f-підрівні– чотирнадцять ( f ¹⁴).

Порядок заповнення електронами енергетичних рівнів та підрівнів

Номер періоду	Заповнення електронами енергетичних рівнів та підрівнів
1	1s2
2	2s2 2p6
3	3s2 3p6
4	4s2 3d10 4p6
5	5s2 4d10 5p6
6	6s25 d1 4f14 5d9 6p6
7	7s26d1 5f14 6d9 7p6

У атомів Літію, Натрію, Калію, Цезію, Рубідію, Францію на останнньому енергетичному рівні розміщений один електрон. Всі вони – найактивніші метали (лужні). Загальна електронна формула останннього енергетичного рівня для цих елементів описується формулою ns¹, де n – номер періоду. Наприклад, повну електронну формулу Натрію записують таким чином:

₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹

Електрони останннього енергетичного рівня є валентними, тобто такими, які беруть участь в утворенні хімічних зв’язків. Для Натрію валентними електронами є 3s¹-електрони.

У атомів Берилію, Магнію, Кальцію, Стронцію, Барію та Радію на останнньому енергетичному рівні розміщено два електрони. Всі вони – активні метали (лужноземельні). Загальна електронна формула останннього енергетичного рівня для цих елементів описується формулою ns², де n – номер періоду.

Елементи першої та другої груп головних підгруп належать до s-елементів.

У елементів ІІІ-VІІІ головних підгруп електрони заповнюють p-підрівнь. Загальна електронна формула останннього енергетичного рівня для цих елементів описується формулою ns²np^1÷6, де n – номер періоду. Ці елементи називають p- елементами.

У елементів побічних підгруп електрони заповнюють d-підрівень передостаннього енергетичного рівня (починаючи з елементів четвертого періоду). Загальна формула для них – ns²(n-1)d^1÷10, де n – номер періоду. Ці елементи називають d-елементами. Наприклад, повну електронну формулу Кобальту записують таким чином:

₂₇Co 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁷

Для d-елементів валентними електронами є електрони останннього рівня та частково d-електрони передостаннього енергетичного рівня.

Починаючи з 58 хімічного елемента (після Лантану) і до 71 включно, електрони заповнюють другий ззовні енергетичний рівень f-підрівень. Ці елементи мають подібні фізичні та хімічні властивості, що зумовлюється однаковою будовою останніх електронних оболонок їхніх атомів. Їх називають лантаноїдами. Електронна конфігурація усіх лантаноїдів відрізняється числом електронів на внутрішньому 4f-підрівні - від нуля у лантану до максимально можливого числа 14 для лютецію. Наприклад, повну електронну формулу Гадолінію записують таким чином:

₆₄Gd 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s² 4d¹⁰5p⁶6s²5d¹4f⁷

Для f-елементів валентними електронами є електрони останннього рівня та d-електрон передостаннього енергетичного рівня (підкреслені). Тому лантаноїди у сполуках найчастіше є тривалентними.

Аналогічно відбувається заповнення електронами 5f-підрівня у елементів, розташованих у періодичній системі після урану (порядкові номери 90-103). Їх називають актиноїдами.

Загальна формула лантаноїдів та актиноїдів

ns²(n-1)d ^0÷1(n-2)f ^1÷14,

де n – номер періоду.

Виходячи з електронних конфігурацій елементів, можна зробити висновок: чим менше електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні, тим більш металічні властивості проявляє елемент.

Крім цього, великий вплив на властивості елементів має розмір атомів. У періодах розмір атомів зменшується, що пояснюється посиленням електростатичної взаємодії ядра із зовнішніми електронами.

Елемент	Li	Be	B	C	N	O	F
Радіус атома за Полінгом, пм	134	107	89	77	70	66	64

У межах головних підгруп радіуси атомів із збільшенням порядкового номера зростають.

Елемент	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Радіус атома за Беловим, пм	155	189	236	248	268	280

У межах головних підгруп проявляється ефект «екранування», пов'язаний із наявністю більшої кількості електронів між ядром і електронами зовнішнього енергетичного рівня. Тому із збільшенням порядкового номера у підгрупах металічні властивості посилюються.