Електронна будова атома n. Чим відрізняються атоми різних хімічних елементів друг від друга? Структура ядра атома: протони та нейтрони

Так як при хімічних реакціях ядра реагуючих атомів залишаються без змін (за винятком радіоактивних перетворень), то хімічні властивості атомів залежать від будови електронних оболонок. Теорія електронної будови атомапобудована на основі апарату квантової механіки. Так, структура енергетичних рівнів атома може бути отримана на основі квантовомеханічних розрахунків ймовірностей знаходження електронів у просторі навколо атомного ядра ( Мал. 4.5).

Мал. 4.5. Схема підрозділу енергетичних рівнів на підрівні

Основи теорії електронної будови атома зводяться до таких положень: стан кожного електрона в атомі характеризується чотирма квантовими числами: головним квантовим числом n = 1, 2, 3,; орбітальним (азимутальним) l=0,1,2, n-1; магнітним m l = -l, –1,0,1,  l; спиновим m s = -1/2, 1/2 .

Згідно принципу Паулів одному і тому ж атомі не може бути двох електронів, що мають однакову сукупність чотирьох квантових чисел n, l, m l m s; сукупності електронів з однаковими головними квантовими числами n утворюють електронні шари, або енергетичні рівні атома, що нумеруються від ядра і позначаються як K, L, M, N, O, P, Q,  причому в енергетичному шарі з цим значенням nможуть бути не більше, ніж 2n 2 електронів. Сукупності електронів з однаковими квантовими числами nі l,  утворюють підрівні, що позначаються в міру видалення їх від ядра як s, p, d, f.

Імовірнісне перебування становища електрона у просторі навколо атомного ядра відповідає принципу невизначеностей Гейзенберга. За квантовомеханічними уявленнями, електрон в атомі не має певної траєкторії руху і може знаходитися в будь-якій частині простору навколо ядра, а різні положення розглядаються як електронна хмара з певною щільністю негативного заряду. Простір навколо ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому укладено близько 90% електронної хмари. Кожному підрівню 1s, 2s, 2pі т.д. відповідає певну кількість орбіталей певної форми. Наприклад, 1s- І 2s-орбіталі мають сферичну форму, а 2p-орбіталі ( 2p x , 2p y , 2p z-орбіталі) орієнтовані у взаємно перпендикулярних напрямках і мають форму гантелі ( Мал. 4.6).

Мал. 4.6. Форма та орієнтація електронних орбіталей.

При хімічних реакціях атомне ядро ​​не зазнає змін, змінюються лише електронні оболонки атомів, будовою яких пояснюються багато властивостей хімічних елементів. На основі теорії електронної будови атома було встановлено глибоке фізичне значення періодичного закону хімічних елементів Менделєєва та створено теорію хімічного зв'язку.

Теоретичне обґрунтування періодичної системи хімічних елементів включає дані про будову атома, що підтверджують існування зв'язку між періодичністю зміни властивостей хімічних елементів і періодичним повторенням подібних типів електронних конфігурацій їх атомів.

У світлі вчення про будову атома стає обґрунтованим поділ Менделєєвим всіх елементів на сім періодів: номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів атомів, що заповнюються електронами. У малих періодах із зростанням позитивних заряду ядер атомів зростає кількість електронів на зовнішньому рівні (від 1 до 2 у першому періоді, і від 1 до 8 у другому та третьому періодах), що пояснює зміну властивостей елементів: на початку періоду (крім першого) знаходиться лужний метал, потім спостерігається поступове ослаблення металевих властивостей та посилення неметалевих. Ця закономірність простежується для елементів другого періоду таблиці 4.2.

Таблиця 4.2.

У великих періодах із зростанням заряду ядер заповнення рівнів електронами відбувається складніше, як і пояснює складніша зміна властивостей елементів проти елементами малих періодів.

Одинаковий характер властивостей хімічних елементів у підгрупах пояснюється подібною будовою зовнішнього енергетичного рівня, як це показано в табл. 4.3, що ілюструє послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів для підгруп лужних металів

Таблиця 4.3.

Номер групи зазвичай вказує на число електронів в атомі, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У цьому полягає фізичне значення номера групи. У чотирьох місцях періодичної системи елементи розташовані не в порядку зростання атомних мас: Arі K,Coі Ni,Teі I,Thі Pa. Ці відступи вважалися недоліками періодичної системи хімічних елементів. Вчення про будову атома пояснило вказані відступи. Досвідчене визначення зарядів ядер показало, що розташування цих елементів відповідає зростанню їх ядер. Крім того, дослідне визначення зарядів ядер атомів дало можливість визначити кількість елементів між воднем та ураном, а також число лантаноїдів. Нині всі місця в періодичній системі заповнені в проміжку від Z=1до Z=114Проте періодична система не закінчена, можливе відкриття нових трансуранових елементів.

(Конспект лекцій)

Будова атома. Вступ.

Об'єктом вивчення хімії є хімічні елементи та його сполуки. Хімічним елементомназивають сукупність атомів із однаковим позитивним зарядом. атом- Це найменша частка хімічного елемента, що зберігає його Хімічні властивості. Зв'язуючись один з одним атоми одного або різних елементів утворюють складніші частинки - молекули. Сукупність атомів чи молекул утворюють хімічні речовини. Кожна індивідуальна хімічна речовина характеризується набором індивідуальних фізичних властивостей, такими як температури кипіння та плавлення, щільністю, електро- та теплопровідністю тощо.

1. Будова атома та Періодична система елементів

Д.І. Менделєєва.

Знання та розуміння закономірностей порядку заповнення Періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва дозволяє зрозуміти таке:

1.фізичну суть існування у природі певних елементів,

2.природу хімічної валентності елемента,

3.здатність та "легкість" елемента віддавати або приймати електрони при взаємодії з іншим елементом,

4.природу хімічних зв'язків, які може утворити даний елемент при взаємодії з іншими елементами, просторова будова простих і складних молекул тощо, ін.

Будова атома.

Атом є складною мікросистемою що у русі і взаємодіючих друг з одним елементарних частинок.

Наприкінці 19 і на початку 20 століть було встановлено, що атоми складаються з дрібніших частинок: нейтронів, протонів і електронів, Останні дві частинки є зарядженими частинками, протон несе у собі позитивний заряд, електрон - негативний. Оскільки атоми елемента в основному стані електронейтральні, це означає, що число протонів в атомі будь-якого елемента дорівнює числу електронів. Маса атомів визначається сумою маси протонів і нейтронів, кількість яких дорівнює різниці маси атомів та його порядкового номера у періодичній системі Д.І. Менделєєва.

У 1926 р. Шредінгер запропонував описувати рух мікрочастинок в атомі елемента за допомогою виведеного ним хвильового рівняння. При вирішенні хвильового рівняння Шредінгера для атома водню з'являються три цілих квантових числа: n, ℓ і m ℓ які характеризують стан електрона в тривимірному просторі в центральному полі ядра. Квантові числа n, ℓ і m ℓ набувають цілочисельних значень. Хвильова функція, що визначається трьома квантовими числами n, ℓ і m ℓ і одержувана в результаті розв'язання рівняння Шредінгера, називається орбіталлю. Орбіталь - це область простору, в якому найімовірніше знаходження електрона, Що належить атому хімічного елемента Таким чином, рішення рівняння Шредінгера для атома водню призводить до появи трьох квантових чисел, фізичне значення яких полягає в тому, що вони характеризують три різного виду орбіталей, які може мати атом. Розглянемо докладніше кожне квантове число.

Головне квантове число n може набувати будь-яких позитивних цілочисельних значень: n = 1,2,3,4,5,6,7…Воно характеризує енергію електронного рівня та розмір електронної хмари. Характерно, що номер головного квантового числа збігається з номером періоду, де знаходиться даний елемент.

Азімутальне чи орбітальне квантове числоℓ може набувати цілочисельних значень від ℓ = 0….до n – 1 визначає момент руху електронів, тобто. форму орбіталі. Для різних чисельних значень ℓ використовують такі позначення: ℓ = 0, 1, 2, 3 і позначаються символами s, p, d, fвідповідно для ℓ = 0, 1, 2 та 3. У періодичній системі елементів немає елементів зі спиновим числом ℓ = 4.

Магнітне квантове числоm ℓ характеризує просторове розташування електронних орбіталей і, отже, електромагнітні властивості електрона. Воно може набувати значень від – ℓ до + ℓ , включаючи нуль.

Форма чи, точніше, властивості симетрії атомних орбіталей залежить від квантових чисел ℓ і m ℓ . "Електронна хмара", відповідна s- орбіталі має, має форму кулі (при цьому ℓ = 0).

Рис.1. 1s-орбіталь

Орбіталі, які визначаються квантовими числами ℓ = 1 і m ℓ = -1, 0 і +1, називаються р-орбіталями. Оскільки m ℓ при цьому має три різні значення, то атом при цьому має три енергетично еквівалентні р-орбіталі (головне квантове число для них одне і теж і може мати значення n = 2,3,4,5,6 або 7). р-орбіталі мають осьову симетрію і мають вигляд об'ємних вісімок, у зовнішньому полі орієнтованих по осях x, y і z (рис.1.2). Звідси і походження символіки p x , p y p z .

Рис.2. р x , p y і p z -орбіталі

Крім того, є d-і f-атомні орбіталі, для перших ℓ = 2 і m ℓ = -2, -1, 0, +1 і +2, тобто. п'ять АТ, для других ℓ = 3 та m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 та +3, тобто. 7 АТ.

Четверте квантове m sназивається спиновим квантовим числом, було введено для пояснення деяких тонких ефектів у спектрі атома водню Гаудсмітом та Уленбеком у 1925р. Спин електрона – це кутовий момент зарядженої елементарної частки електрона, орієнтація якого квантована, тобто. суворо обмежена певними кутами. Ця орієнтація визначається значенням спинового магнітного квантового числа (s), яке для електрона дорівнює ½ , тому для електрона згідно з правилами квантування m s = ± ½. У зв'язку з цим до набору із трьох квантових чисел слід додати квантове число m s . Наголосимо ще раз, що чотири квантові числа визначають порядок побудови періодичної таблиці елементів Менделєєва і пояснюють, чому в першому періоді лише два елементи, у другому та третьому – по вісім, - у четвертому – 18 і т. д. Однак, щоб пояснити будову багатоелектронних атомів, порядок заповнення електронних рівнів у міру збільшення позитивного заряду атома недостатньо мати уявлення про чотири квантові числа, що "керують" поведінкою електронів при заповненні електронних орбіталей, але необхідно знати ще деякі прості правила, а саме, принцип Паулі, правило Гунда та правила Клечковського.

Відповідно до принципу Паулі в тому самому квантовому стані, що характеризується певними значеннями чотирьох квантових чисел, не може знаходитися більше одного електрона.Це означає, що один електрон можна помістити на будь-яку атомну орбіталь. Два електрони можуть бути на одній атомній орбіталі тільки в тому випадку, якщо вони відрізняються спіновими квантовими числами.

При заповненні електронами трьох р-АО, п'яти d-AO та семи f-AO слід керуватися крім принципу Паулі ще й правилом Гунду: Заповнення орбіталей однієї підболочки переважно відбувається електронами з однаковими спинами.

При заповненні підболочок (p, d, f) Абсолютне значення суми спинів має бути максимальною.

Правило Клечковського. Згідно з правилом Клечковського при заповненніd і fорбіталією електронами повинен дотримуватисяпринцип мінімальної енергії. Згідно з цим принципом, електрони в основному стані заповнюють орбіталі з мінімальними рівнями енергії. Енергію підрівня визначають сума квантових чиселn + ℓ = Е .

Перше правило Клечковського: спочатку заповнюються ті підрівні, для якихn + ℓ = Е мінімальна.

Друге правило Клечковського: у разі рівностіn + ℓ для кількох підрівнів йде заповнення того підрівня, для якогоn мінімальна .

Наразі відомо 109 елементів.

2. Енергія іонізації, спорідненість до електрона та електронегативність.

Найважливішими характеристиками електронної конфігурації атома є енергія іонізації (ЕІ) або потенціал іонізації (ПІ) та спорідненість атома до електрона (СЕ). Енергією іонізації називають зміну енергії у процесі відриву електрона від вільного атома при 0 К: А = + + ē . Залежність енергії іонізації від порядкового номера елемента Z, розміру атомного радіуса має яскраво виражений періодичний характер.

Спорідненість до електрона (СЕ), є зміною енергії, яким супроводжується приєднання електрона до ізольованого атома з утворенням негативного іона при 0 К: А + ē = А - (атом та іон перебувають у своїх основних станах).У цьому електрон займає нижчу вільну атомну орбіталь (НСАО), якщо ВЗАО зайнята двома електронами. СЕ залежить від їх орбітальної електронної конфігурації.

Зміни ЕІ та СЕ корелюють зі зміною багатьох властивостей елементів та їх сполук, що використовується для передбачення цих властивостей за значеннями ЕІ та СЕ. Найбільш високим за абсолютною величиною спорідненістю до електрона мають галогени. У кожній групі періодичної таблиці елементів потенціал іонізації або ЕІ зменшується зі збільшенням номера елемента, що пов'язано зі збільшенням атомного радіусу та збільшенням кількості електронних шарів і що добре корелює зі збільшенням відновлювальної здатності елемента.

У таблиці 1 Періодичної системи елементів наведено значення ЕІ та СЕ в еВ/на атом. Зазначимо, що точні значення СЕ відомі лише для небагатьох атомів, їх величини підкреслені таблиці 1.

Таблиця 1

Перша енергія іонізації (ЕІ), спорідненість до електрона (СЕ) та електронегативність χ) атомів у періодичній системі.

χ – електронегативність за Полінгом

r- атомний радіус, (з «Лабораторні та семінарські заняття з загальної та неорганічної хімії», Н.С. Ахметов, М.К. Азізова, Л.І. Бадигіна)

Будова атомних ядер

Радіоактивний розпад

Види радіоактивного розпаду

Будова електронних оболонок атомів елементів перших трьох періодів

атом- найменша частка речовини, неподільна хімічним шляхом. У XX столітті було з'ясовано складну будову атома. Атоми складаються із позитивно зарядженого ядрата оболонки, утвореної негативно зарядженими електронами. Загальний заряд вільного атома дорівнює нулю, оскільки заряди ядра і електронної оболонкиврівноважують один одного. При цьому величина заряду ядра дорівнює номеру елемента в періодичній таблиці ( атомному номеру) і дорівнює загальній кількості електронів (заряд електрона дорівнює −1).

Атомне ядро ​​складається з позитивно заряджених протонівта нейтральних частинок - нейтронів, які не мають заряду. Узагальнені характеристики елементарних частинок у складі атома можна подати у вигляді таблиці:

Число протонів дорівнює заряду ядра, отже, дорівнює атомному номеру. Щоб знайти число нейтронів в атомі, потрібно від атомної маси (що складається з мас протонів і нейтронів) відібрати заряд ядра (число протонів).

Наприклад, в атомі натрію 23 Na число протонів p = 11, а число нейтронів n = 23 − 11 = 12

Число нейтронів в атомах одного і того ж елемента може бути різним. Такі атоми називають ізотопами .

Електронна оболонка атома також має складну будову. Електрони розміщуються на енергетичних рівнях (електронних шарах).

Номер рівня характеризує енергію електрона. Пов'язано це з тим, що елементарні частинки можуть передавати і приймати енергію як завгодно малими величинами, а певними порціями - квантами. Чим вищий рівень, тим більшу енергію має електрон. Оскільки чим нижче енергія системи, тим вона стійкіша (порівняйте низьку стійкість каменю на вершині гори, що має велику потенційну енергію, і стійке положення того ж каменя внизу на рівнині, коли його енергія значно нижча), спочатку заповнюються рівні з низькою енергією електрона і тільки потім - Високі.

Максимальне число електронів, яке може вмістити рівень, можна розрахувати за такою формулою:
N = 2n 2 , де N - максимальна кількість електронів на рівні,
n – номер рівня.

Тоді для першого рівня N = 2 · 1 2 = 2,

для другого N = 2 · 2 2 = 8 і т.д.

Число електронів на зовнішньому рівні для елементів головних (А) підгруп дорівнює номеру групи.

У більшості сучасних періодичних таблиць розташування електронів за рівнями вказано у клітині з елементом. Дуже важливорозуміти, що рівні читаються знизу вгорущо відповідає їхній енергії. Тому стовпчик цифр у клітині з натрієм:
1
8
2

на 1-му рівні - 2 електрони,

на 2-му рівні – 8 електронів,

на 3-му рівні - 1 електрон
Будьте уважні, дуже поширена помилка!

Розподіл електронів за рівнями можна подати у вигляді схеми:
11 Na)))
2 8 1

Якщо в періодичній таблиці не вказано розподіл електронів за рівнями, можна керуватися:

• максимальною кількістю електронів: на 1-му рівні не більше 2 e − ,
  на 2-му - 8 e − ,
  на зовнішньому рівні - 8 e −;
• числом електронів на зовнішньому рівні (для перших 20 елементів збігаються з номером групи)

Тоді для натрію перебіг міркувань буде наступним:

1. Загальне число електронів дорівнює 11, отже, перший рівень заповнений містить 2 e − ;
2. Третій зовнішній рівень містить 1 e − (I група)
3. Другий рівень містить інші електрони: 11 − (2 + 1) = 8 (заповнений повністю)

* Ряд авторів більш чіткого розмежування вільного атома і атома у складі сполуки пропонують використовувати термін «атом» лише позначення вільного (нейтрального) атома, а позначення всіх атомів, зокрема й у складі сполук, пропонують термін «атомні частки». Час покаже, як складеться доля цих термінів. На наш погляд, атом за визначенням є часткою, отже, вираз «атомні частинки» можна розглядати як тавтологію («олія олія»).

2. Завдання. Обчислення кількості речовини одного з продуктів реакції, якщо відома маса вихідної речовини.
Приклад:

Яка кількість речовини водню виділиться при взаємодії цинку із соляною кислотою масою 146 г?

Рішення:

1. Записуємо рівняння реакції: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Знаходимо молярну масу соляної кислоти: M(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
   (молярну масу кожного елемента, чисельно рівну відносній атомній масі, дивимося в періодичній таблиці під знаком елемента і округляємо до цілих, крім хлору, який береться 35,5)
3. Знаходимо кількість речовини соляної кислоти: n(HCl) = m/M = 146 г/36,5 г/моль = 4 моль
4. Записуємо над рівнянням реакції наявні дані, а під рівнянням - число моль відповідно до рівняння (рівно коефіцієнту перед речовиною):
   4 моль x моль
   Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
   2 моль 1 моль
5. Складаємо пропорцію:
   4 моль - xмоль
   2 моль - 1 моль
   (або з поясненням:
   з 4 моль соляної кислоти вийде xмоль водню,
   а з 2 моль - 1 моль)
6. Знаходимо x:
   x= 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль

Відповідь: 2 моль.

склад атома.

Атом складається з атомного ядраі електронної оболонки.

Ядро атома складається з протонів ( p +) та нейтронів ( n 0). Більшість атомів водню ядро ​​складається з одного протона.

Число протонів N(p +) дорівнює заряду ядра ( Z) та порядковому номеру елемента в природному ряді елементів (і в періодичній системі елементів).

N(p +) = Z

Сума числа нейтронів N(n 0), що позначається просто літерою N, і числа протонів Zназивається масовим числомі позначається буквою А.

A = Z + N

Електронна оболонка атома складається з електронів, що рухаються навколо ядра ( е -).

Число електронів N(e-) в електронній оболонці нейтрального атома дорівнює числу протонів Zу його ядрі.

Маса протона приблизно дорівнює масі нейтрону і в 1840 разів більша за масу електрона, тому маса атома практично дорівнює масі ядра.

Форма атома – сферична. Радіус ядра приблизно в 100000 разів менший за радіус атома.

Хімічний елемент- Вид атомів (сукупність атомів) з однаковим зарядом ядра (з однаковим числом протонів в ядрі).

Ізотоп- Сукупність атомів одного елемента з однаковим числом нейтронів в ядрі (або вид атомів з однаковим числом протонів і однаковим числом нейтронів в ядрі).

Різні ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів у ядрах їх атомів.

Позначення окремого атома або ізотопу: (Е - символ елемента), наприклад: .

Будова електронної оболонки атома

Атомна орбіталь- Стан електрона в атомі. Умовне позначення орбіталі - . Кожній орбіталі відповідає електронна хмара.

Орбіталі реальних атомів в основному (незбудженому) стані бувають чотирьох типів: s, p, dі f.

Електронна хмара- Частина простору, в якій електрон можна виявити з ймовірністю 90 (або більше) відсотків.

Примітка: іноді поняття "атомна орбіталь" та "електронна хмара" не розрізняють, називаючи і те, й інше "атомною орбіталлю"

Електронна оболонка атома шарувата. Електронний шарутворений електронними хмарами однакового розміру. Орбіталі одного шару утворюють електронний ("енергетичний") рівеньїх енергії однакові в атома водню, але розрізняються в інших атомів.

Однотипні орбіталі одного рівня групуються в електронні (енергетичні)підрівні:
s-підрівень (складається з однієї s-орбіталі), умовне позначення - .
p-підрівень (складається з трьох p
d-підрівень (складається з п'яти d-орбіталей), умовне позначення - .
f-підрівень (складається з семи f-орбіталей), умовне позначення - .

Енергії орбіталей одного підрівня однакові.

При позначенні підрівнів до символу підрівня додається номер шару (електронного рівня), наприклад: 2 s, 3p, 5dозначає s-підрівень другого рівня, p-підрівень третього рівня, d-Підрівень п'ятого рівня.

Загальна кількість підрівнів на одному рівні дорівнює номеру рівня n. Загальна кількість орбіталей на одному рівні дорівнює n 2 . Відповідно до цього, загальна кількість хмар в одному шарі так само n 2 .

Позначення: - вільна орбіталь (без електронів); - орбіталь з неспареним електроном; - орбіталь з електронною парою (з двома електронами).

Порядок заповнення електронами орбіталей атома визначається трьома законами природи (формулювання дано спрощено):

1. Принцип найменшої енергії – електрони заповнюють орбіталі у порядку зростання енергії орбіталей.

2. Принцип Паулі - на одній орбіталі не може бути більше двох електронів.

3. Правило Хунда - у межах рівня електрони спочатку заповнюють вільні орбіталі (по одному), і лише після цього утворюють електронні пари.

Загальна кількість електронів на електронному рівні (або в електронному шарі) дорівнює 2 n 2 .

Розподіл підрівнів за енергіями виражається поруч (у прядці збільшення енергії):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Наочно ця послідовність виражається енергетичною діаграмою:

Розподіл електронів атома за рівнями, підрівнями та орбіталями (електронна конфігурація атома) може бути зображена у вигляді електронної формули, енергетичної діаграми або, спрощено, у вигляді схеми електронних шарів ("електронна схема").

Приклади електронної будови атомів:

Валентні електрони- електрони атома, які можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. У будь-якого атома це все зовнішні електрони плюс ті зовнішні електрони, енергія яких більша, ніж у зовнішніх. Наприклад: у атома Ca зовнішні електрони - 4 s 2, вони ж і валентні; у атома Fe зовнішні електрони - 4 s 2 , але має 3 d 6, отже у атома заліза 8 ​​валентних електронів. Валентна електронна формула атома кальцію - 4 s 2 , а атома заліза - 4 s 2 3d 6 .

Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва
(природна система хімічних елементів)

Періодичний закон хімічних елементів(сучасне формулювання): властивості хімічних елементів, а також простих та складних речовин, що ними утворюються, знаходяться в періодичній залежності від значення заряду з атомних ядер.

Періодична система- графічне вираження періодичного закону.

Природний ряд хімічних елементів- ряд хімічних елементів, збудованих за зростанням кількості протонів в ядрах їх атомів, або, що те саме, щодо зростання зарядів ядер цих атомів. Порядковий номер елемента у цьому ряду дорівнює числу протонів у ядрі будь-якого атома цього елемента.

Таблиця хімічних елементів будується шляхом "розрізання" природного ряду хімічних елементів на періоди(горизонтальні рядки таблиці) та об'єднання у групи (вертикальні стовпці таблиці) елементів, зі схожою електронною будовою атомів.

Залежно від способу об'єднання елементів у групи таблиця може бути довгооперіодний(у групи зібрані елементи з однаковим числом та типом валентних електронів) та короткоперіодний(У групи зібрані елементи з однаковим числом валентних електронів).

Групи короткоперіодної таблиці поділяються на підгрупи ( головніі побічні), що збігаються з групами довгооперіодної таблиці.

У всіх атомів елементів одного періоду однакова кількість електронних шарів дорівнює номеру періоду.

Число елементів у періодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Більшість елементів восьмого періоду отримані штучно, останні елементи цього періоду ще не синтезовані. Всі періоди, крім першого, починаються з елемента, що утворює лужний метал (Li, Na, K і т. д.), а закінчуються елементом, що утворює благородний газ (He, Ne, Ar, Kr і т. д.).

У короткоперіодній таблиці - вісім груп, кожна з яких поділяється на дві підгрупи (головну та побічну), у довгооперіодній таблиці - шістнадцять груп, що нумеруються римськими цифрами з літерами А або В, наприклад: IA, IIIB, VIA, VIIB. Група IA довгооперіодної таблиці відповідає головній підгрупі першої групи короткоперіодної таблиці; група VIIB - побічну підгрупу сьомої групи: решта - аналогічно.

Характеристики хімічних елементів закономірно змінюються у групах та періодах.

У періодах (зі збільшенням порядкового номера)

• збільшується заряд ядра,
• збільшується кількість зовнішніх електронів,
• зменшується радіус атомів,
• збільшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації),
• збільшується електронегативність,
• посилюються окисні властивості простих речовин ("неметалевість"),
• слабшають відновлювальні властивості простих речовин ("металічність"),
• слабшає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів,
• зростає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів.

У групах (зі збільшенням порядкового номера)

• збільшується заряд ядра,
• збільшується радіус атомів (тільки в А-групах),
• зменшується міцність зв'язку електронів з ядром (енергія іонізації; тільки в А-групах),
• зменшується електронегативність (тільки в А-групах),
• слабшають окисні властивості простих речовин ("неметалевість"; тільки в А-групах),
• посилюються відновлювальні властивості простих речовин ("металічність"; тільки в А-групах),
• зростає основний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
• слабшає кислотний характер гідроксидів та відповідних оксидів (тільки в А-групах),
• знижується стійкість водневих сполук (підвищується їхня відновна активність; тільки в А-групах).

Завдання та тести на тему "Тема 9. "Будова атома. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва (ПСХЕ)"."

• Періодичний закон - Періодичний закон та будова атомів 8–9 клас
  Ви повинні знати: закони заповнення орбіталей електронами (принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Хунда), структуру періодичної системи елементів.

  Ви повинні вміти: визначати склад атома за становищем елемента в періодичній системі, і, навпаки, знаходити елемент у періодичній системі, знаючи його склад; зображати схему будови, електронну конфігурацію атома, іона, і, навпаки, визначати за схемою та електронною конфігурацією положення хімічного елемента в ПСХЕ; давати характеристику елемента та утворюваних ним речовин за його становищем у ПСХЕ; визначати зміни радіусу атомів, властивостей хімічних елементів та утворених ними речовин у межах одного періоду та однієї головної підгрупи періодичної системи.

  приклад 1.Визначте кількість орбіталей третьому електронному рівні. Які це орбіталі?
  Для визначення кількості орбіталей скористаємося формулою Nорбіталей = n 2 , де n- Номер рівня. Nорбіталей = 3 2 = 9. Одна 3 s-, три 3 p- і п'ять 3 d-орбіталей.

  приклад 2.Визначте, у якого атома елемента електронна формула 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, щоб визначити, який це елемент, треба з'ясувати його порядковий номер, який дорівнює сумарному числу електронів атома. В даному випадку: 2+2+6+2+1=13. Це алюміній.

  Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

  
  Рекомендована література:
  • О. С. Габрієлян та ін. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.