§ 14. Графічні електронні формули атомів хімічних елементів

За допомогою експериментальних досліджень встановлено, що електрон під час руху обертається навколо уявної лінії — осі.

Пригадайте з природознавства, що Земля, обертаючись навколо своєї осі, зумовлює зміну дня і ночі.

Обертання електрона можна уявити, скориставшись дитячою іграшкою дзиґою. Проте, якщо дзиґа завжди обертається в одному напрямі, то частині електронів електронної оболонки атома «приписують» обертання за годинниковою стрілкою, а частині — проти (мал. 27).

Мал. 27. Модель обертання електрона навколо власної осі: а) за годинниковою стрілкою; б) проти годинникової стрілки

СПАРЕНІ ЕЛЕКТРОНИ Й ЕНЕРГЕТИЧНІ КОМІРКИ. Через різний напрям обертання двох абсолютно однакових електронів в атомі не існує. Електрони можуть мати однакові всі характеристики, окрім однієї — напряму обертання навколо власної осі. Один із них обертається навколо власної осі за годинниковою стрілкою, інший — проти. Два такі електрони перебувають на одній орбіталі й дістали назву спарених електронів. Описуючи будову атома, спарені електрони однієї орбіталі прийнято записувати у квадратику, який має назву енергетичної комірки, у вигляді протилежно спрямованих стрілок ↑↓. З урахуванням цього з’ясуємо, скільки енергетичних комірок є на кожному з енергетичних підрівнів.

ГРАФІЧНІ ЕЛЕКТРОННІ ФОРМУЛИ. Якщо доповнити електронну формулу атома енергетичними комірками та позначити в них стрілками електрони, то одержимо запис графічної електронної формули атома.

Відображення розподілу електронів за енергетичними комірками називається графічною електронною формулою.

Приклад 1.

Поміркуйте, скільки енергетичних комірок мають підрівні d і f.

Проаналізуйте графічну електронну формулу атома Неону й пересвідчіться, що 10 електронів електронної оболонки його атома розмістилися в п’яти енергетичних комірках. Кожна з них вміщує 2 електрони (одну пару). Отже, в атомах Неону всі електрони спарені.

Приклад 2.

Як бачите, на р-підрівні в атома Нітрогену є 3 електрони і три енергетичні комірки. Електрони розміщують по одному в кожній комірці. Загалом в атома Нітрогену 4 електрони спарені (це дві пари s-електронів) і 3 електрони неспарені.

Приклад 3.

В атома Оксигену така сама кількість енергетичних комірок, що й в атома Нітрогену, але електронів на 1 більше. Тобто, як і в Нітрогену, неспарені електрони розташовані на зовнішньому енергетичному рівні й на р-підрівні. Кількісно їх на один менше.

З поданих прикладів 2 і 3 ви зрозуміли, що неспарені електрони в енергетичній комірці позначають однією стрілкою. У темі 2 ви дізнаєтеся, що саме наявність неспарених електронів має важливе значення для сполучення одних атомів з іншими при утворенні речовин.

Попрацюйте групами

Напишіть графічні електронні формули атомів елементів третього періоду.

Порівняйте графічні електронні формули атомів хімічних елементів із протонними числами: а) 3 й 11; б) 7 і 15; в) 8 і 16. Зробіть висновок, що спільного мають графічні електронні формули атомів кожної пари хімічних елементів.

Чи хоч один елемент третього періоду містить електрон на підрівні d?

Сторінка ерудита

За наявності в електронній оболонці атома вільних енергетичних комірок електрони можуть із нижчих енергетичних рівнів чи підрівнів переміститися на вищі. Тобто з незбудженого стану атом переходить у збуджений. При цьому енергія завжди поглинається. Так спарені електрони стають неспареними.

Такі зміни відбуваються за спеціально створених умов (температура, освітлення, наявність інших речовин тощо). Розглянемо це на прикладі Карбону.

Подана графічна електронна формула свідчить про те, що атом Карбону в стаціонарному (незбудженому) стані на другому енергетичному рівні має 2 спарені s-електрони та 2 неспарені р-електрони, а також одну вільну (порожню) енергетичну комірку на р-підрівні. Отримавши додатковий запас енергії, s-електрон другого енергетичного рівня переходить на р-підрівень цього самого рівня й неспарених електронів стає 4.

Чим далі від ядра розміщений енергетичний рівень, тим його електрони наділені більшим запасом енергії. Щоб підкреслити це, комірки розташовують не лінійно, а на зразок сходинок. Покажемо це на прикладі Аргону.

Наступний після Аргону елемент Калій розміщено в четвертому періоді. В електронній оболонці його атома з’являється дев’ятнадцятий електрон, яким розпочинається заповнення четвертого енергетичного рівня.

Двадцятий електрон атома Кальцію завершить заповнення 4s-підрівня. Десять наступних хімічних елементів (₂₁Sc-₃₀Zn) зберігатимуть електронну конфігурацію його зовнішнього енергетичного рівня — . 4s 2 , заповнюючи електронами 3d-підрівень. І тільки хімічний елемент Галій ₃₁Ga продовжить заповнення електронами зовнішнього енергетичного рівня — підрівня p.

Стисло про основне

• Графічна електронна формула атома — це позначення розміщення електронів в електронній оболонці атома за допомогою енергетичних комірок.

• Кількість енергетичних комірок на одному підрівні вдвічі менша, ніж максимально можлива кількість електронів на ньому.

• При заповненні одного енергетичного підрівня електрони, доки є вільні енергетичні комірки, розміщуються в них по одному, а потім — по два.

Знаємо, розуміємо

1. Дайте визначення графічної електронної формули атома.

2. Скільки енергетичних комірок необхідно для розміщення максимально можливої кількості електронів:

• а) першого енергетичного рівня;
• б) другого енергетичного рівня;
• в) третього енергетичного рівня?

3. Яка кількість енергетичних комірок на підрівні s, а яка — на підрівні р?

4. Назвіть хімічний елемент, електронна формула якого має 6 s-електронів та 6 р-електронів.

5. Назвіть хімічний елемент, електронна формула якого має закінчення . 3s 2 3p 4 .

6. В електронній оболонці атома якого хімічного елемента — Нітрогену чи Неону — усі енергетичні комірки повністю заповнені електронами?

7*. Як змінюється графічна електронна формула атома Карбону внаслідок переходу у збуджений стан?

8. Розташуйте хімічні елементи за збільшенням числа повністю заповнених електронами енергетичних комірок.

• А Флуор
• Б Магній
• В Нітроген
• Г Оксиген

Застосовуємо

42. Напишіть графічну електронну формулу атома Хлору. Скільки в ній: а) спарених електронів; б) неспарених електронів; в) s-електронів; г) р-електронів?

43. Установіть відповідність між хімічними елементами та розміщенням електронів зовнішнього енергетичного рівня за енергетичними комірками.

§ 13. Йони. Йонний зв’язок, його утворення

Йони – це заряджені частинки, на які перетворюються атоми і молекули внаслідок приєднання або втрачання одного або кількох електронів.

Якщо електронейтральна частинка приєднує електрони, вона перетворюється на негативний йон – аніон. Цей процес супроводжується виділенням енергії. Натомість утворення катіона – позитивного йона – відбувається внаслідок втрачання електронейтральною частинкою електронів. Під час цього процесу енергія поглинається. Протилежно заряджені йони притягуються, між ними виникає йонний зв’язок.

Цікаво і пізнавально

Поняття і термін «йон» увів у 1834 році англійський науковець Майкл Фарадей (рис. 13.1). У перекладі з давньогрецької ιόν – той, що йде. Аніон – той, що йде вгору, катіон – той, що йде вниз.

Рис. 13.1. Фарадей Майкл (1791-1867). Англійський науковець. Навчався самотужки, наукові дослідження почав у галузі хімії. Зробив вагомий внесок у розвиток хімічного аналізу, синтетичної органічної хімії, металургії, уперше отримав низку газів у зрідженому стані. Установив кількісні закони електролізу. Увів терміни «йон», «катіон», «аніон», «електрод», «електроліт», поняття діелектричної проникності. Досліджував електромагнетизм, створив учення про електромагнітне поле. Член багатьох академій наук і наукових товариств

Йонний зв’язок – це зв’язок між катіонами та аніонами. Його можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв’язку. Якщо різниця в значеннях електронегативності атомів хімічних елементів дуже велика, спільні електронні пари практично повністю зміщуються до атома більш електронегативного елемента. За цих умов атоми перетворюються на йони. Розгляньмо утворення йонного зв’язку у кристалі натрій хлориду.

Атом Натрію втратив один електрон і перетворився на катіон Na + . Це стійка частинка, адже після втрачання електрона має завершений зовнішній другий рівень, такий як в атома Неону: 1s 2 2s 2 2p 6 .

Атом Хлору приєднав один електрон і перетворився на аніон Сl – . Це також стійка частинка. Адже в атомі Хлору на зовнішньому енергетичному рівні було сім електронів, а після приєднання електрона рівень набув завершеності, як атом Аргону: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

За рахунок електростатичних сил притягання між катіонами Натрію та аніонами Хлору утворюються йонні зв’язки у кристалі натрій хлориду (рис. 13.2).

Рис. 13.2. Утворення хімічного зв’язку між йонами Натрію і Хлору

Зверніть увагу: у кристалі натрій хлориду катіон Натрію з усіх боків оточений аніонами Хлору і навпаки. Енергетично найбільш вигідно, коли кожен йон оточений максимальним числом йонів протилежного знака. Однак через відштовхування однойменних йонів один від одного стійкість системи досягається лише за певного взаємного розташування йонів. Наприклад, у натрій хлориді кожен катіон оточений шістьма аніонами і навпаки.

Запам’ятайте: на катіони перетворюються атоми металічних елементів, на зовнішньому енергетичному рівні яких зазвичай не більше трьох електронів. На аніони перетворюються атоми неметалічних елементів (за винятком інертних), на зовнішньому енергетичному рівні яких – від чотирьох до семи електронів. Атом Гідрогену може утворити як катіон, так і аніон.

• Запишіть електронну формулу атома Гідрогену. Визначте, скільки протонів і електронів у його катіоні та аніоні.

Рис. 13.3. Радіуси атома (1) і катіона (2) Натрію та атома (3) і аніона (4) Хлору в пікометрах. Пікометр (скорочення пм, міжнародне – pm) часткова одиниця вимірювання відстані, яка дорівнює 10 -12 м (0,000 000 000 001 м)

Зверніть увагу: радіуси йонів відрізняються від атомних радіусів відповідних хімічних елементів. Утрачання атомами електронів зумовлює зменшення їхніх ефективних розмірів, а приєднання електронів – збільшення. Тому радіус катіона завжди значно менший, а радіус аніона завжди трохи більший за радіус атома (рис. 13.3). У межах головної підгрупи радіуси йонів однакового заряду, як і радіуси атомів, зростають зі збільшенням протонного числа (рис. 13.4).

Рис. 13.4. Закономірності зміни в періодичній системі хімічних елементів радіусів атомів і йонів

Межа між ковалентним полярним та йонним зв’язком дещо умовна. Різниця електронегативності хімічних елементів дає змогу визначити, наскільки хімічний зв’язок у сполуці відрізняється від ковалентного неполярного. Для ковалентного неполярного зв’язку різниця значень електронегативності дорівнює нулю або дуже близька до нуля. Якщо величина Δχ менша за 0,4, такий зв’язок теж умовно називають «неполярним ковалентним». За різниці електронегативності від 0,4 до 2,0 зв’язок уважають полярним ковалентним. За різниці значень електронегативності понад 2,0 зв’язок уважають йонним.

• 1. Використовуючи дані таблиці, визначте тип хімічного зв’язку у сполуках: F₂; О₂; ССl₄; HF; NaCl; SO₂; NaF.