2. Будова атомів. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів д.І. Менделєєва Короткі теоретичні відомості

Наслідком квантово-механічного підходу до будови атомів хімічних елементів є теорія так званих квантових чисел, підстановка яких у певні формули дає можливість розрахувати енергію електрона та геометричну форму атомної орбіталі, тобто форму тої області простору навколо ядра, де ймовірність перебування електрона максимальна. Стан електрона в атомі повністю характеризується чотирма квантовими числами, і при цьому, згідно з принципом Паулі, не може існувати навіть двох електронів з однаковими наборами цих чисел. Це означає, що на одній атомній орбіталі (АО) можуть знаходитись максимум два електрони, причому тільки з протилежними значеннями спінового квантового числа.

Приклад 1. Наведіть значення 4-х квантових чисел для чотирьох електронів 4р-підрівня.

Розв’язання. Оскільки всі електрони знаходяться на 4-му рівні та р-підрівні, для них головне квантове число n = 4 і орбітальне (побічне) квантове число l = 1. Пам’ятаємо, що р-підрівень складається з трьох орбіталей, тому що при значенні l = 1 магнітне квантове число m_l = {1; 0; +1} – три значення. Отже, три перші електрони розташовуємо, згідно з правилом Гунда, по одному в комірку з однаковими значеннями спінового квантового числа m_s = +½, а четвертий  у комірку з протилежним значенням m_s = ½. Відповідь подаємо у вигляді таблиці:

Електрони	n	l	ml	ms
1	4	1	1	½
2	4	1	0	½
3	4	1	+1	½
4	4	1	1	½

Електрони розташовуються за енергетичними рівнями та підрівнями згідно з принципом найменшої енергії. При цьому потрібно знати правила Клечковського: чим менша сума головного та орбітального квантових чисел підрівня, тим меншу енергію він має, а при однакових сумах цих чисел для певних підрівнів меншу енергію має підрівень з меншим значенням головного квантового числа. Отже, можна записати таку послідовність енергетичних рівнів і підрівнів:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s….

При написанні електронних формул (конфігурацій) хімічних елементів треба пам’ятати, що кількість електронів у атомі дорівнює порядковому номеру елемента у таблиці Д.І. Менделєєва. Загальну інформацію про знаходження елемента у таблиці, його характеристику та властивості його сполук дають валентні електрони, до яких відносяться всі електрони зовнішнього (останнього) рівня (шару) та електрони передостаннього рівня, але тільки того підрівня, що не заповнений електронами до кінця.

Розглянемо, наприклад, електронні формули Титану (№22) і Стануму (№50):

₂₂Ti : 1s2s2p3s3p3d 4s;

₅₀Sn : 1s 2s2p3s3p3d 4s4p4d 5s5p.

У Титану валентні електрони 3d ²4s², у Стануму  5s²5p². Далі електронна формула має бути проаналізована у такому порядку:

1. Період елемента у таблиці визначається за числом енергетичних рівнів, на яких знаходяться електрони: 4  у Титану, 5  у Стануму.

2. Група елемента у таблиці визначається загальною кількістю валентних електронів: IV група в обох елементів, тому що d ² + s²  4e, s² + p²  4e (тобто чотири електрони).

3. Електронна родина – назва підрівня, що заповнюється електронами в останню чергу: d²  d-родина у Титану, p²  р-родина у Стануму.

4. Елементи кожної групи розділяються на дві підгрупи: головну (елементи s- і p-родин) і побічну (елементи d- і f-родин). Тому Ti  елемент побічної підгрупи, а Sn – елемент головної підгрупи.

5. До металів згідно з електронною формулою відносять всі s- (за винятком Н і Не), d- та f-елементи, а також p-елементи великих періодів з одним або двома електронами. Неметалами є p-елементи з 3-6 електронами на р-підрівні (за винятком Sb, Bi, Po). Тому Титан – метал, тому що він є d-елементом, Станум – також метал, тому що він  елемент великого періоду з двома зовнішніми р-електронами.

6. Валентність (В) елемента визначають кількістю неспарених електронів, тобто електронів, які знаходяться на АО поодинці. Максимальна валентність елемента досягається у збудженому стані і зазвичай дорівнює номеру групи у таблиці. Для Титану і Стануму:

Ti: …3d d d d d 4s ; Sn: …5s 5ppp.

Зі схем видно, що у нормальному стані (стан, який відповідає мінімальній енергії атома) Титан і Станум двохвалентні (В = ІІ). При збудженні атом поглинає квант енергії та переходить у стан з більшою енергією  збуджений стан. При цьому один зі спарених валентних електронів переходить на вільну АО підрівня з більшою енергією, але на тому ж самому енергетичному рівні:

Ti: …3d d d d d 4s 4p В = IV;

Sn: …5s 5p p p В = IV.

Таким чином, унаслідок переходу в збуджений стан валентність Титану і Стануму збільшується на дві одиниці і стає IV.

7. Наприкінці аналізу потрібно навести формулу вищого оксиду елемента, визначити його кислотно-основний характер і навести формулу відповідного гідроксиду (основи, кислоти, або і першого, і другого). Пам’ятаємо, що оксиди чотирьохвалентних металів амфотерні, тому вищому оксиду титану TiО₂ відповідають водночас і основа Тi(OH)₄, і кислота H₂TiO₃, а вищому оксиду стануму SnО₂  відповідно основа Sn(OH)₄ та кислота H₂SnO₃.

Треба розрізняти електронні формули атомів та їх іонів. Якщо атом втрачає електрони, він перетворюється у позитивно заряджений іон  катіон. При цьому в першу чергу від’єднуються s- і p-електрони зовнішнього рівня, а потім – d-електрони передостаннього рівня. Наприклад,

Ti²⁺: …3d ²4s⁰; Ti⁴⁺: …3d ⁰4s⁰.

Здатність атомів елементів віддавати валентні електрони характеризується енергією іонізації. Для металів енергія іонізації має відносно низькі значення.

Якщо атом приєднує електрони, він перетворюється у негативно заряджений іон  аніон, наприклад:

₁₅P: 1s 2s2p3s3p + 3е  P: 1s 2s 2p3s 3p.

Здатність атомів елементів приєднувати “зайві” електрони характеризується енергією спорідненості до електрона. Великі значення цієї енергії характерні для неметалів. Значення енергій іонізації та спорідненості до електрона для кожного елемента закономірно пов’язані з його положенням у таблиці Д.І. Менделєєва.

Задачі

1. Чим відрізняється електронна будова атомів від електронної будови іонів відповідних елементів? Поясніть на прикладах: Mn  Mn²⁺  Mn⁷⁺; Cl⁷⁺  Cl³⁺  Cl  Cl^. Наведіть визначення енергії іонізації та енергії спорідненості до електрона.

2. Напишіть електронні формули атомів Ванадію та Арсену в нормальному та збудженому станах і наведіть їх повний аналіз.

3. Назвіть елемент, що знаходиться у п’ятому періоді табл. Д.І. Менделєєва, вищий оксид якого ЕО₂ і який не утворює з Гідрогеном газоподібних сполук. Запишіть і дайте повний аналіз електронної формули цього елемента.

4. Назвіть елемент, що знаходиться у четвертому періоді табл. Д.І. Менделєєва, вищий оксид якого ЕО₃ і який з Гідрогеном утворює газоподібну сполуку Н₂Е. Запишіть і дайте повний аналіз електронної формули цього елемента.

5. В якому стані  нормальному чи збудженому  знаходиться хлор у сполуках: KClO₃, Cl₂O₇, NaClO₂, HCl? Наведіть електронні формули цього елемента для відповідних станів. Дайте пояснення, чому Хлор знаходиться в 3-му періоді, VI групі, головній підгрупі табл. Д.І. Менделєєва і є неметалом?

6. Валентні закінчення електронних формул елементів  5s²5p⁴ i 4d⁵5s¹. Назвіть ці елементи. Напишіть відповідні повні електронні формули і дайте їх аналіз. Чому ці елементи знаходяться в одному періоді та групі табл. Д.І. Менделєєва, але в різних підгрупах?

7. У якого елемента 4-го періоду  Хрому чи Селену  більше виявлені металічні властивості? Чому? Який з цих елементів утворює газоподібну сполуку з Гідрогеном? Яку? Відповідь мотивуйте електронною будовою атомів Хрому та Селену.

8. Що є мірою металічних і неметалічних властивостей елементів? Які елементи мають найбільш виявлені неметалічні властивості? Охарактеризуйте їх місце у періодичній системі та будову їх електронних оболонок.

9. Які орбіталі атома заповнюються електронами раніше: 4s чи 3d; 5s чи 4р? Чому? Складіть і наведіть повний аналіз електронної формули елементу з порядковим номером 21.

10. Які орбіталі атома заповнюються електронами раніше: 4d чи 5s; 6s чи 5р? Чому? Складіть і наведіть повний аналіз електронної формули елементу з порядковим номером 43.

11. Дайте визначення енергіям іонізації та спорідненості до електрона. Чим відрізняється електронна будова атомів від електронної будови іонів відповідних елементів? Поясніть на прикладах: Р⁵⁺, Р³⁺, Р, Р^3; Fe, Fe²⁺, Fe³⁺.

12. Чому Манган виявляє металічні властивості, а Бром  неметалічні? Відповідь обгрунтуйте електронними формулами атомів цих елементів. Чому ці елементи знаходяться в одному періоді та в одній групі, але в різних підгрупах? Вкажіть хімічний характер і напишіть формули оксидів Mn (IV) i Br (VII) та формули відповідних гідроксидів.

13. В якого елемента табл. Д.І. Менделєєва валентними є 5s²5p²-електрони? Напишіть електронну формулу атома цього елемента і зробіть її повний аналіз.

14. Значення 4-х квантових чисел для валентних електронів деякого елемента такі: n = 4, l = 0, m_l = 0, m_s = +½, m_s = ½; n = 4, l = 1, m_l = {+1, 0, 1}, m_s = +½, m_s = +½, m_s = +½, m_s = ½. Назвіть цей елемент. Напишіть електронну формулу атома та зробіть її повний аналіз.

15. В якого з р-елементів V групи періодичної системи  Фосфору чи Стибію  сильніше виражені неметалічні властивості? Чому? Відповідь обгрунтуйте електронною будовою атомів цих елементів. Дайте повний аналіз електронної формули атомів одного з цих елементів.

16. Манган утворює сполуки, в яких він виявляє ступені окиснення +2, +3, +4, +6, +7. Складіть формули його оксидів і гідроксидів, які відповідають цим ступеням окиснення, і наведіть будову електронних оболонок атома та іонів.

17. Приведіть будови електронних оболонок елементів третього періоду періодичної системи. Складіть формули їх оксидів і гідроксидів, які відповідають найвищому ступеню окиснення. Як змінюється кислотно-основний характер цих сполук при переході від Натрію до Хлору?

18. Напишіть електронну формулу атома елемента і назвіть його, якщо значення квантових чисел (n, l, m_l, m_s) електронів зовнішнього (останнього) та попереднього енергетичних рівнів такі: 6, 0, 0, ½; 6, 0, 0, ½; 6, 1, 1, ½. Зробіть повний аналіз цієї формули.

19. Напишіть електронну формулу атома елемента і назвіть його, якщо значення квантових чисел (n, l, m_l, m_s) електронів зовнішнього (останнього) та попереднього енергетичних рівнів такі: 5, 0, 0, ½; 5, 0, 0, ½; 4, 2, 2, ½. Зробіть повний аналіз цієї формули.

20. В атомі елемента знаходиться 7 зовнішніх електронів, розташованих на 5-му енергетичному рівні. У вигляді таблиці наведіть набір 4-х квантових чисел, що характеризують ці електрони. Назвіть цей елемент і дайте пояснення його положення у табл. Д.І. Менделєєва (період, група, підгрупа).

21. Складіть електронні формули атомів елементів, які мають по два електрони: а) на 4d- і б) на 5s-атомних орбіталях. Запишіть повні електронні формули цих елементів і наведіть їх повний аналіз.

22. Напишіть електронні формули атомів Флуору і Хлору. Наведіть їх повний аналіз. Чому Флуор у сполуках виявляє єдину валентність, що дорівнює одиниці, а Хлор  I, III, V, VII?

23. Вкажіть, у яких групах і підгрупах періодичної таблиці розташовані елементи з валентними електронами: а) ns²np⁴; б) (n  1)d³ns²; в) np⁶(n + 1)s¹. Дайте пояснення. Які з наведених груп елементів належать до металів, а які  до неметалів? Наведіть у кожному випадку загальні формули вищих оксидів, вкажіть їх кислотно-основний характер, запишіть формули відповідних гідроксидів.

24. Напишіть електронні формули атомів Фосфору та Ванадію. Зробіть їх повний аналіз.

25. У чому полягає різниця електронної будови атома у нормальному та збудженому станах? Покажіть це на прикладах атомів Карбону, Сульфуру та Брому. Атоми яких елементів можуть бути збудженими? Відповідь обґрунтуйте.