Тема заліку: ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН. БУДОВА АТОМА. 1. Сформулюйте сучасне визначення періодичного закону. Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. 2. Пригадайте склад атомних ядер і поясніть, від чого залежить кількість електронів в електронній оболонці атома. Атом – електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, що рухаються навколо ядра. Ядро атома, згідно з сучасними уявленнями, складається з протонів і нейтронів, загальна назва яких нуклони (від лат, nucleus — ядро). Виявляється, протон (символ р) мас заряд +1, а нейтрон (символ n) заряду не має (електронейтральний). Число протонів у ядрі атома дорівнює порядковому номеру елемента і визначає його місце у періодичній системі. Тому порядковий номер елемента називають протонним числом. Отже, протонне число (порядковий номер) дорівнює величині заряду ядра атома елемента. Число електронів на оболонці дорівнює числу протонів у ядрі атома і визначається протонним числом елемента (порядковим номером). 2. Пригадайте склад атомних ядер і поясніть, від чого залежить кількість електронів в електронній оболонці атома. Маса протона майже така сама, як і маса нейтрона, і становить одну атомну одиницю маси (а. о. м.), що в 1836 разів більше за масу електрона. Це означає, що практично вся маса атома зосереджена в його ядрі. Наприклад, протонне число (порядковий номер) елемента Калію дорівнює 19. Це означає, що заряд ядра його атома +19, тобто в ядрі міститься 19 протонів. Оскільки відносна атомна маса Калію — 39, то в ядрі його атома міститься \ 39 - 19 = 20 нейтронів. Кожний вид атомів, незалежно від того, якому елементу він належить, однозначно описується сумою протонів і нейтронів — нуклонним числом. Саме тому видів атомів більше, ніж елементів. Кожний окремий вид атомів (вид ядра) називається нуклідом. Нукліди— це різновиди атомів (атомних ядер) з певним числом протонів і нейтронів. 3.Охарактеризуйте будову енергетичних рівнів атомів. Загальна кількість електронів в атомі дорівнює порядковому номеру хімічного елемента в періодичній таблиці. Одною з найважливіших характеристик електрона є його енергія. Величина енергії залежить від того, на якій відстані від ядра рухається електрон. Найменшу енергію має електрон, який розташовується найближче до ядра атома. По мірі віддалення від ядра енергія електрона збільшується. Кожен електрон знаходиться на своїй орбіталі. Чим більше енергія електрона, тим більше за розміром його орбиталь, і тим далі він знаходиться від ядра. Енергетичні рівні нумерують, починаючи з найближчого до ядра. Електрони з близькими значеннями енергії утворюють енергетичний рівень(електронний шар). Віддаль від ядра, на якій є найбільш імовірне перебування електрона, називають енергетичним рівнем. Енергетичний рівень (електронний шар) — сукупність електронів з близькими значеннями енергії. Кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома визначають за номером періоду, в якому міститься елемент. Енергетичні рівні складаються з підрівнів, причому номер рівня вказує на кількість підрівнів. Наприклад, у першого рівня є один S - підрівень, у другого — два підрівня (S, і p), у третього — три (S,p,d )і т.д.. 3.Охарактеризуйте будову енергетичних рівнів атомів 1. У межах одного рівня кількість підрівнів визначається кількістю наявних форм орбіталей. 2. На першому енергетичному рівні перебувають електрони лише зі сферичною формою орбіталей, тобто s-електрони, вони утворюють s-підрівень. Отже, на першому енергетичному рівні існує один підрівень. 3. На другому енергетичному рівні розміщені електрони зі сферичною та гантелеподібною формами орбіталей, тобто s- та p-електрони. Відповідно до цього другий рівень включає два підрівні — s-підрівень та р-підрівень. (Назви підрівнів повторюють назви орбіталей.) 4. На третьому енергетичному рівні є три підрівні: s-, p-, d-. Тобто, з'являється d-підрівень. Його заповнення d-електронами відбувається в атомів хімічних елементів з протонними числами 21-30 (атоми хімічних елементів четвертого періоду). 5. Четвертий підрівень називається — f-підрівнем і з'являється він на четвертому енергетичному рівні у хімічного елемента Церію (протонне число 58). 4. Поясніть, як можна визначити максимальну кількість електронів на енергетичному рівні. Енергетичні рівні нумерують, починаючи з найближчого до ядра. Встановлено, що максимальне число електронів на енергетичному рівні дорівнює N = 2n², де n — його номер періоду. N — кількість електронів n — номер рівня (рахуючи від ядра), або головне квантове число. 5. Охарактеризуйте s-, p-, d-орбіталі та визначте максимальну кількість електронів на кожній орбіталі. - У межах одного рівня кількість підрівнів визначається кількістю наявних форм орбіталей. - На першому енергетичному рівні перебувають електрони лише зі сферичною формою орбіталей, тобто s-електрони, вони утворюють s-підрівень. Отже, на першому енергетичному рівні існує один підрівень. - На другому енергетичному рівні розміщені електрони зі сферичною та гантелеподібною формами орбіталей, тобто s- та p-електрони. Відповідно до цього другий рівень включає два підрівні — s-підрівень та р-підрівень. (Назви підрівнів повторюють назви орбіталей.) - На третьому енергетичному рівні є три підрівні: s-, p-, d-. Тобто, з'являється d-підрівень. Його заповнення dелектронами відбувається в атомів хімічних елементів з протонними числами 21-30 (атоми хімічних елементів четвертого періоду). - Четвертий підрівень називається — f-підрівнем і з'являється він на четвертому енергетичному рівні у хімічного елемента Церію (протонне число 58). - Оскільки s-підрівень містить лише одну s-орбіталь, то на ньому можливе перебування не більше двох sелектронів. р-Підрівень містить три р-орбіталі, тому на ньому може перебувати максимально шість релектронів. На d-підрівні налічується п'ять орбіталей, тож максимальне число d-електронів на ньому — десять. Щоб заповнити сім орбіталей f-підрівня, знадобиться чотирнадцять f-електронів. 6. Охарактеризуйте поняття «спін», «антипаралельні спіни». Рухаючись навколо ядра, електрон ще й обертається навколо своєї осі. Цей рух називається «спін». Спін – це рух електрона навколо власної осі. Якщо 2 електрони мають однакові напрямки обертання, то говорять, що це електрони з паралельними спінами, а якщо напрямки обертання у них протилежні, тобто, один обертається за годинниковою стрілкою, а інший – проти, то це електрони з антипаралельними спіними. Орбіталі зображують квадратиком, а електрон у ній – стрілкою. Принцип Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел. Для позначення електронів з різними спінами використовують символи: і . 7.Поясніть послідовність заповнення орбіталей електронами. Розподіл електронів по орбіталях. Принцип «мінімальної енергії»:електрон в атомі займає таке положення, щоб його енергія була мінімальною (правило Клєчковського). Електрони займають орбіталі послідовно починаючи з першого енергетичного рівня за порядком збільшення енергії рівня та підрівня. Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Це правило називають принципом найменшої енергії: • В атомі кожний електрон намагається зайняти орбіталь із мінімальним значенням енергії, що відповідає найміцнішому його зв'язку з ядром. Порівнювати енергії підрівнів слід з урахуванням такого: • енергія s-підрівня завжди менша за енергію р-підрівня того самого енергетичного рівня, тобто s-підрівень заповнюється електронами раніше за р-підрівень; • енергія d-підрівня більша навіть за енергію s-підрівня наступного енергетичного рівня. Порядок заповнення електронами енергетичних підрівнів можна ілюструвати так: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f5d<6p<7s<5f6d<7p Під час заповнення одного підрівня електрони розміщуються так, щоб сумарний спін був максимальним (це відповідає стійкому стану атома) (правило Гунда). • На одному енергетичному підрівні електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним. 7. Поясніть послідовність заповнення орбіталей електронами. Кількість енергетичних рівнів (шарів) дорівнює номеру періоду в якому знаходиться хімічний елемент. s – перший підрівень, складається з 1s – орбіталі. р – другий підрівень, складається з 3р – орбіталей. d – третій підрівень, складається з 5d – орбіталей. f – четвертий підрівень,складається з 7f – орбіталей. Електрони заповнюють електронні шари у порядку послаблення притягання їх до ядра (від 1-го) Заповнення електронами орбіталей відбувається у порядку послаблення зв'язку з ядром (s – орбіталі, р – орбіталі, і т.д.) На кожній орбіталі може перебувати не більше ніж два електрони. Електрони заповнюють орбіталі спочатку по одному на кожну, а якщо електронів більше за число орбіталей, - то по два. Послідовність зв'язку орбіталей з ядром: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d-7p 8. Поясніть, що відображає електронна формула атома. Електронна формула атома – це запис розподілу електронів в атомі за допомогою коефіцієнтів, якими позначаються енергетичні рівні (1, 2, 3 …7), символів підрівнів (s, p, d, f) та верхніх індексів, що дорівнюють числу електронів на підрівні. Алгоритм складання електронних формул атомів хімічних елементів 1. Визначити загальне число електронів у атомі (вказує порядковий номер елемента). 2. Визначити число енергетичних рівнів (вказує номер періоду). 3. Записати можливі підрівні в межах рівня. 4. Дотримуючись правил заповнення електронами енергетичних рівнів та підрівнів, записати електронну формулу атома. Електронна формула атома Фосфору: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 9. Поясніть, що означає принцип «мінімальної енергії». Найбільш стабільному стану електрона в атомі відповідає стан із мінімальною можливою енергією. У атомі кожний електрон намагається зайняти орбіталь із мінімальним значенням енергії, що відповідає найміцнішому його зв’язку з ядром. 10. Охарактеризуйте основний та збуджений стани атома на прикладі атомів Сульфуру та Хлору, поясніть валентні стани та ступені окиснення цих елементів у сполуках. Стан атома, коли його електронні конфігурації мають мінімальну енергію, називають основним. Якщо атом має вакантні електронні орбіталі на останньому рівні, то він здатний переходити в збуджений стан. Спарені електрони розпаровуються і переходять на вільні орбіталі. При поглинанні енергії ззовні, один або кілька електронів можуть підвищувати свою енергію, піднімаючись на більш високі за енергією рівні. Такі стани атома називаються збудженими. Перехід атома в збуджений стан відбувається при опроміненні або нагріванні речовини. Збуджений стан атома є нестійким. Через деякий час електрон втрачає енергію, переходить на енергетичну орбіталь з меншою енергією, випускаючи при цьому квант світла. 10. Атом Сульфуру 3S2 3p4 S ↑↓ ↓↑ ↑ ↑ S 3S2 3p3 S* ↑↓ ↑ ↑ * 3S1 S** ↑ 3d1 ↑ збуджений стан Збуджений стан атома ↑ 3p3 ↑ ↑ Основний стан атома (незбуджений стан) 3d0 3d2 ↑ ↑ ↑ Збуджений стан Можливі валентності Сульфуру ІІ, ІV, VІ. (відповідно до кількості неспарених електронів) Ступінь окиснення 0,-2, +4, +6 10. Атом Хлору 1. Основний стан (збудження відсутнє): Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ Перший збуджений стан: Cl*:1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ 3d¹ 3. Другий збуджений стан Cl**: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ 3d² 4. Третій збуджений стан: Cl***: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² 3d³ 11. Поясніть на основі електронних конфігурацій атомів, як змінюється радіус атома: а) у періодах; б) у групах. Радіус атома — величина, що визначається розмірами електронної оболонки атома і дорівнює середній відстані між ядром атома та найвіддаленішою орбітальною електронною оболонкою атома. 11. Радіуси атомів елементів у періоді зменшуються зліва направо Li +3 C ) ) 2е 1е +6 F ) ) 2е 4е +9 )) 2е 7е Зліва направо зростає заряд ядра і кількість електронів на зовнішньому рівні. Електрони сильніше притягуються до ядра, радіус атома зменшується. 11. Радіуси атомів елементів у підгрупах зростають зверху донизу. Li +3 )) 2е1е +11 Na ))) 2е 8е 1е К + 19 )))) 2е 8е 8е 1е В головних підгрупах зверху донизу зростає кількість енергетичних рівнів , на яких розміщені електрони. Чим більше енергетичних рівнів має атом, тим більше його радіус. Зверху донизу зростають заряди ядер, але зростаючі позитивні заряди екрануються (ніби нейтралізуються) негативними зарядами внутрішніх електронів. Тому визначальним чинником, який впливає на радіуси атомів елементів є кількість енергетичних рівнів, на яких перебувають електрони. 12. Поясніть, як змінюються властивості елементів та їхніх простих речовин з накопиченням електронів у періодах і збільшенням радіусів атомів у головних підгрупах. У межах окремих періодів зі збільшенням заряду ядер: • зменшується атомний радіус, тому що зростає сила притягання електронів до ядра; • послаблюються металічні властивості елементів і посилюються неметалічні; • енергія іонізації для елементів одного періоду зростає зліва направо; • збільшується максимальний позитивний ступінь окиснення елемента (за винятком Оксигену і Флуору, в яких немає ступенів окисненя +6 і +7 відповідно); • послаблюються основні властивості оксидів і гідроксидів елементів, одночасно підвищуються їхні кислотні властивості 12. У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядер : • електронегативність зменшується; • зростає атомний радіус і кількість електронних шарів; • посилюються металічні властивості елементів і послаблюються неметалічні; • енергія іонізації спадає внаслідок збільшення відстані між електронами зовнішнього енергетичного шару і ядра; • посилюються основні властивості оксидів та гідроксидів. 13. Поясніть на основі електронної будови атомів, як змінюється електронегативність елементів: а) у періодах; б) у групах. Електронегативність елемента — це умовне значення атома, що характеризується здатністю притягувати до себе електрони під час утворення хімічних зв’язків. Ця здатність змінюється в періодах і групах залежно від розміщення елемента в періодичній системі. Зі збільшенням порядкового номера елементів ЕН змінюється періодично. У періоді вона зростає зліва направо при накопиченні електронів на зовнішньому шарі. У групі вона знижується згори донизу при збільшенні числа електронних шарів і збільшенні атомних радіусів. Найбільшу ЕН у кожному періоді мають найменші атоми , які мають сім зовнішніх електронів - атоми галогена (інертні гази сполук не утворюють). Найменшу ЕН у періоді має найбільший атом з одним зовнішнім електроном — атом лужного елемента. 14. Поясніть, чим відрізняються валентність і ступінь окиснення. Валентність не буває від’ємною і не може дорівнювати нулю. Поняття «валентність» можна застосовувати тільки для сполук з ковалентним зв’язком (складних і простих). Вона не завжди дорівнює номеру групи періодичної системи, в якій знаходиться елемент. Це стосується в першу чергу елементів другого періоду: адже на зовнішньому енергетичному рівні їх атомів не може знаходитися більше чотирьох пар електронів, тому, наприклад, максимальна валентність нітрогену (елемента V групи) дорівнює чотирьом. Поняття «валентність» не можна застосовувати щодо сполук з йонним і металічним зв’язком. 14. Поясніть, чим відрізняються валентність і ступінь окиснення. 1. Під валентністю розуміють число неспарених електронів атома в основному чи збудженому стані, що беруть участь в утворені спільних електронних пар з електронами інших атомів. 2. Величина валентності визначається числом зв’язків. 3. Ступінь окиснення — це умовний заряд, якого набув би атом, якби всі електрони його хімічних зв'язків у даній сполуці змістилися до більш електронегативного атома. 4. Ступінь окиснення, на відміну від валентності, може мати додатне, від'ємне і нульове значення. 5. Значення ступіня окиснення зі знаком плюс чи мінус перед арабською цифрою зазначається над символом елемента або римською цифрою без знака у дужках після назви елемента. 6. Додатні значення ступенів окиснення мають ті атоми, і віддали свої електрони іншим атомам. 7. Від'ємні значення ступенів окиснення мають ті атоми, і приєднали електрони від інших атомів. 14.Поясніть, чим відрізняються валентність і ступінь окиснення. 1. Нульове значення ступенів окиснення мають атоми в простих речовинах, наприклад С12, N2, H2, O2, Br2, F2. 2. 3. алгебрична сума ступенів окиснення всіх атомів у сполуці має дорівнювати нулю. У феруму(ІІІ) хлориді FeCl3 сума усіх ступенів окиснення дорівнює: +3 + (-1) -3 = 0; 1. ступінь окиснення елементів у простих речовинах дорівнює нулю; 2. ступінь окиснення лужних металів завжди дорівнює +1; 3. ступінь окиснення Гідрогену в сполуках, як правило, дорівнює +1; 4. Флуор в усіх сполуках має ступінь окиснення -1; 5. ступінь окиснення Оксигену в сполуках, як правило,дорівнює -2. Таким чином, за однакових значень валентності елемент може мати різний ступінь окислення як за знаком так і за значенням. Ступінь окиснення і валентність — родинні поняття. У багатьох сполуках абсолютна величина ступеня окиснення елементів співпадає з їх валентністю. Однак існує багато випадків, коли валентність відрізняється від ступеня окиснення. Валентність це зв’язки (спільні електронні пари) між елементами Ступінь окиснення це умовний заряд, що виникає на атомі в результаті приєднання чи віддачі електронів.
