Хімія

Тема:  Валентні стани елементів. Можливі ступені окиснення неметалічних елементів 2-го і 3-го періодів.

Теоретичні відомості

Інформаційна довідка

• Валентність — це здатність атомів утворювати хімічні зв’язки з певною кількістю інших атомів.

• Постійну валентність мають:

• Більшість хімічних елементів мають змінну валентність. Наводимо її значення для деяких з них: Pb Плюмбум (IV група) — II, IV; P Фосфор (V група) — III, V; S Сульфур (VI група) — II, IV, VI; Cr Хром (VI група) — II, III, VI

.• Валентними електронами називають електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв’язків.

• Ступінь окиснення — це умовний заряд атома в сполуці, обчислений на основі припущення, що вона складається з йонів.

• Ступінь окиснення може набувати позитивного, негативного та нульового значень.

• У простих речовинах валентність і ступінь окиснення хімічних елементів не збігаються. Наприклад, у молекулі кисню О2 валентність Оксигену ІІ, а ступінь окиснення 0.

• Визначаючи ступені окиснення елементів у бінарних сполуках, послуговуються рядом електронегативності. Елементи з більшим значенням електронегативності мають від’ємні значення ступенів окиснення.

ЗБУДЖЕНИЙ СТАН АТОМА. Це поняття пов’язане зі здатністю електронів отримувати додаткові порції енергії або віддавати її частину.

Що ближче до ядра розміщений енергетичний рівень, то меншим запасом енергії наділені його електрони. Тобто електрони другого рівня характеризуються меншою енергією, ніж третього; третього — меншою, ніж четвертого і так далі. У межах свого стійкого енергетичного рівня, електрон не виділяє і не поглинає енергії.

Отримавши додатковий запас енергії, наприклад під час нагрівання, електрони переходять на вищий енергетичний підрівень, атом набуває збудженого стану. Щоб відрізняти збуджений стан атома від основного, символ елемента записують зі значком *. Розглянемо це на прикладі Карбону.

Наведені зображення доводять, що атом Карбону може мати два валентні стани. В одному з них (основному) в атома Карбону два неспарених електрони, і це визначає його мінімальну валентність ІІ та ступінь окиснення +2. У другому стані (збудженому) неспарених електронів чотири. За рахунок них Карбон утворює чотири спільні електронні пари з іншими атомами — набуває чотиривалентного стану і має ступінь окиснення +4 або -4:

Здатність електронів переходити на інші енергетичні підрівні зумовлює наявність в атомів одного хімічного елемента кількох ступенів окиснення.

МОЖЛИВІ СТУПЕНІ ОКИСНЕННЯ НЕМЕТАЛІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ 2-го І 3-го ПЕРІОДІВ.

 В елементів зі змінною валентністю кількість неспарених електронів в основному стані визначає мінімальну валентність атомів, у збудженому стані — проміжні й максимальну (вищу) валентності. Вища (максимальна) валентність здебільшого збігається з номером групи хімічного елемента. Розглянута інформація дає змогу визначити ступені окиснення, яких можуть набувати ті чи інші елементи.

Питання для самоконтролю

 1. З’ясуйте можливі валентні стани Флуору та Фосфору. Для цього складіть електронні та графічні електронні формули атомів цих елементів, розгляньте можливість переходу валентних електронів на більш віддалені від ядра атома енергетичні підрівні.

 2. Напишіть формули сполук : а) Флуору з Оксигеном, Флуору з Гідрогеном; б) Фосфору з Оксигеном, Фосфору з Гідрогеном, що відповідають можливим валентним станам їх атомів, зазначте ступені окиснення.

Викладач   : Геревич О.В.

Тема : ЯВИЩЕ ПЕРІОДИЧНОЇ ЗМІНИ ВЛАСТИВОСТЕЙ ЕЛЕМЕНТІВ ТА ЇХНІХ СПОЛУК НА ОСНОВІ УЯВЛЕНЬ ПРО ЕЛЕКТРОННУ БУДОВУ АТОМІВ

Теоретичні відомості.

Періодична зміна властивостей елементів.  За допомогою періодичної системи можна скласти електронні формули кожного з хімічних елементів. Зважаючи на те, що властивості елементів періодично повторюються, узагальнимо від чого залежать їхні періодичні зміни.Мивже знаємо, що електронна конфігурація атома пояснює періодичні зміни таких характеристик атома, як радіус, електронегативність, валентність і ступінь окиснення, що визначають хімічні властивості елементів та їхніх сполук. Розглянемо це докладніше.

Радіус атома. Через хвильовий характер руху електронів навколо ядра радіуси атомів не мають чітких меж. Крім того, форма орбіталей електронів є різною. Якщо припустити, що атоми мають форму кулі, то радіус атома визначають як віддаль від ядра до зовнішнього енергетичного рівня. Інакше кажучи, поняття «атомний радіус» є умовним. Якщо треба встановити числові значення радіусів атомів елементів, то їх визначають експериментально, ураховуючи довжини хімічних зв’язків між атомами в сполуці. Одиницею вимірювання атомних радіусів є нанометр (нм): 1 нм = 1 · 10-9 м.

Звернімо увагу на зміни, які відбуваються з радіусами йонів, оскільки вони відрізняються від радіусів атомів елементів. Якщо атоми віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня, то радіус йона зменшується. Це властиво металічним елементам. Атоми неметалічних елементів приєднують електрони, що є причиною збільшення розмірів йонів. Отже, радіуси катіонів завжди менші від радіусів аніонів та електронейтральних атомів.З’ясуємо, як змінюються радіуси атомів у групах періодичної системи. Через те, що в атомів елементів кожного наступного періоду формується новий енергетичний рівень, у них періодично збільшуються радіуси атомів. Як наслідок, спостерігається різка зміна властивостей елементів та їхніх сполук. Щодо радіусів йонів однакового заряду, то вони збільшуються із зростанням зарядів ядер.

Електронегативність. .Електронегативність елемента — це властивість атома, що характеризує здатність притягувати до себе спільні електрони під час утворення хімічних зв’язків. Ця здатність змінюється в періодах і групах залежно від розміщення елемента в періодичній системі.

Одиницею електронегативності вважають електронегативність Літію. Її порівнюють з іншими елементами, тому для інших елементів вона є відносною величиною, тобто відносною електронегативністю. Розглянемо, як змінюється електронегативність елементів у періодах і групах періодичної системи .

Таблиця 4

Зміна відносної електронегативності елементів у періодах і групах

Період Група Зміна електронегативності
І ІІ III IV V VI VII VIII
1 H 2,1 He Зі збільшенням заряду ядра атома в періодах — зростає, у головних підгрупах — спадає.
2 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Ne
3 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 Ar

Отже, зі збільшенням заряду ядра атома електронегативність у періодах систематично зростає, а в підгрупах — спадає. Найбільшу електронегативність проявляє Флуор.

За допомогою поняття «відносна електронегативність» пояснюють механізми утворення хімічного зв’язку.

Валентність і ступінь окиснення. Фізичний зміст валентності атомів елементів полягає в їхній здатності утворювати хімічні зв’язки. Валентність — це кількість ковалентних хімічних зв’язків, якими атом сполучений з іншими атомами. З погляду будови атома в утворенні ковалентних зв’язків беруть участь неспарені електрони зовнішнього енергетичного рівня.

Проте вам відомо, що існує безліч речовин немолекулярної будови, тому поняття «валентність» втрачає свою визначеність. Для них використовують поняття «ступінь окиснення».

Ступінь окиснення — це умовний заряд атома, якщо припустити, що сполука складається тільки з йонів. Він може набувати: позитивного значення, якщо атом під час утворення сполуки віддає електрони; негативного — у разі приєднання атомом електронів або нульового, якщо утворюється сполука з ковалентним неполярним зв’язком..

Під час переходу атома елемента в збуджений стан усі неспарені електрони зовнішнього енергетичного рівня беруть участь в утворенні хімічних зв’язків. Тому максимальна валентність атомів більшості елементів та їхні ступені окиснення відповідають номеру групи, у якій розміщується елемент у періодичній системі. Наприклад, в атома Хлору в третьому збудженому стані два р-електрони й один s-електрон третього рівня переходять на d-підрівень. Це відбувається в атомах елементів побічних підгруп, у яких на зовнішньому енергетичному рівні валентними є s-електрони та d-електрони передостаннього енергетичного рівня.

Мінімальний ступінь окиснення (негативний) визначають за кількістю приєднаних атомом електронів, щоб його зовнішній енергетичний рівень став завершеним. Здебільшого його обчислюють так: 8 мінус номер групи, у якій розміщений елемент.

Визначаючи ступінь окиснення в бінарних і складніших сполуках, необхідно пам’ятати правило: усередині однієї молекули сполуки сума позитивних зарядів дорівнює сумі негативних.Знаючи ступені окиснення елементів, складають формули бінарних сполук.Отже, теорія будови атома пояснила, чому в періодичній системі періодично змінюються властивості елементів, їхніх простих і складних речовин. На її основі вчені відкриватимуть дедалі більше нових хімічних елементів. Знання та застосування явища періодичної зміни властивостей елементів та їхніх сполук на основі уявлень про електронну будову атомів дає змогу керувати виробничими процесами, що відбуваються з речовинами, синтезувати нові хімічні елементи та речовини.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ

Електронна конфігурація атомів пояснює періодичні зміни таких характеристик атома, як радіус, електронегативність, валентність і ступінь окиснення, що визначають хімічні властивості елементів та їхніх сполук.

• У межах одного періоду кількість енергетичних рівнів в атомів елементів не змінюється, але збільшується заряд ядра атома. Унаслідок цього від початку до кінця періоду радіуси атомів незначно зменшуються. Тому в елементів одного малого періоду й у парних рядах великих періодів металічні властивості елементів плавно змінюються на неметалічні.

• В атомів елементів кожного наступного періоду формується новий енергетичний рівень, що спричиняє різке збільшення радіуса атома й, відповідно, зміну властивостей елементів та їхніх сполук.

Електронегативність елемента характеризується здатністю атома притягувати електрони під час утворення хімічних зв’язків. Зі зростанням заряду ядра атома електронегативність у періодах зростає, а в підгрупах спадає. Найбільшу електронегативність проявляє Флуор.

Валентність і ступінь окиснення — поняття неоднозначні. Валентність визначається здатністю атомів елементів утворювати хімічні зв’язки, а ступінь окиснення — це умовний заряд атома, якщо припустити, що сполука складається тільки з йонів. Максимальна валентність атомів більшості елементів та їхні ступені окиснення відповідають номеру групи, у якій міститься елемент у періодичній системі. Мінімальний ступінь окиснення (негативний) обчислюють за формулою 8 мінус номер групи, у якій міститься елемент.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ1. Поясніть на основі електронних конфігурацій атомів, як змінюється радіус атома: а) у періодах; б) у групах.2. Поясніть на основі електронної будови атомів, як змінюється електронегативність елементів: а) у періодах; б) у групах.3. Поясніть, чим відрізняються валентність і ступінь окиснення.

Викладач Геревич О.В.

Тема : Електронні і графічні формули s, p і d елементів. Принцип « мінімальної» енергії».

    Знаючи будову електронних шарів, можна уявити структуру всієї електронної оболонки атома. Для цього необхідно користуватися такими правилами: заповнювати електронні шари електронами необхідно від першого шару до наступних згідно з порядком послаблення їх притягання до ядра; заповнювати орбіталі електронами необхідно також у порядку послаблення їх зв’язку з ядром: спочатку необхідно заповнити   орбіталі, потім   орбіталі, а потім   та   орбіталі; на кожній з орбіталей можна розмістити лише два електрони; на кожній із орбіталей спочатку міститься по одному електрону, а потім, якщо число електронів перевищує кількість орбіталей, розміщують по другому електрону, при цьому утворюються електронні пари. Будова електронної оболонки атома зображується електронною формулою, яка показує розподіл електронів за енергетичними рівнями і підрівнями. У цих формулах енергетичні рівні позначаються цифрами один, два, три, чотири, а підрівні — буквами  . Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується справа вгорі від букви, що показує підрівень.

    Складемо електронні формули атомів хімічних елементів першого періоду. Наприклад, атом Гідрогену має один електрон, який розміщений на  -підрівні першого енергетичного рівня. Електронна формула атома Гідрогену:    .

Електронна формула атома Гелію, що містить два електрони:    .

Перший електронний шар в атомі Гелію є завершеним, оскільки на першому енергетичному рівні може знаходитися лише два електрони.

     Складемо електронні формули атомів деяких хімічних елементів другого періоду. Після заповнення першого енергетичного рівня електрони заповнюють другий рівень, на якому може розміщуватись не більше, ніж вісім електронів. На другому рівні спочатку електрони заповнюють  -підрівень, а потім  -підрівень. Наприклад, електронна формула Нітрогену:    .

Електронна формула Неону:    .

На другому енергетичному рівні атома не може знаходитися більше, ніж вісім електронів, тому другий енергетичний рівень атома Неону є завершеним.

Складемо електронні формули атомів деяких хімічних елементів третього періоду. В атомах елементів третього періоду формується третій енергетичний рівень, на якому розміщуються до вісімнадцяти електронів. Спочатку електрони заповнюють  -підрівень, потім  -підрівень, заповнення  -підрівня не відбувається. Наприклад, електронна формула Силіцію:    .

Електронна формула Аргону:    . В атомі Аргону останній енергетичний рівень є завершеним.

У перших двох елементів четвертого періоду починає заповнюватись четвертий енергетичний рівень. Електронна формула Калію:    .

Електронна формула Кальцію:    .

Починаючи з елемента Скандію (порядковий номер 21) відбувається заповнення електронами  -підрівня третього енергетичного рівня. Електронна формула Скандію:    .

Часто користуються скороченими електронними формулами. Наприклад, скорочена електронна формула Сульфуру:     де   означає завершену електронну оболонку Неону. Скорочена електронна формула дозволяє виділити «валентні» електрони, які не входять до оболонки інертного газу.

Підрівень, що заповнюється електронами останнім, є ознакою, за якою всі хімічні елементи діляться на чотири сімейства:  -, -,  – та  -елементи. Наприклад, Калій належить до  -елементів, Силіцій до  -елементів, а Скандій – до  -елементів.

Електронні формули часто зображують графічно, використовуючи графічні позначення орбіталей (квадрат або клітина) та електронів (стрілка). Електронно-графічні формули показують розподіл електронів не тільки за рівнями і підрівнями, а й за орбіталями. Записують знизу нагору, починаючи з першого енергетичного рівня, на якому знаходиться одна клітина (одна  -орбіталь), потім зображують другий енергетичний рівень, який містить чотири клітини (одна  -орбіталь та три  -орбіталі), а потім — третій енергетичний рівень, який містить дев’ять клітин (одна  -орбіталь, три  -орбіталі та п’ять  -орбіталей). Часто записують не всю графічну формулу, а лише її закінчення, тобто підрівні, на яких розміщені валентні електрони.

Знаючи положення елемента в періодичній системі, можна визначити його електронну конфігурацію та скласти електронну формулу. Для цього треба пам’ятати наступні закономірності:

· номер періоду дорівнює числу електронних шарів (енергетичних рівнів) в атомі;

· номер групи дорівнює числу валентних електронів (електронів зовнішнього рівня);

· для елементів побічних підгруп третьої — сьомої груп номер групи також дорівнює числу валентних електронів, які розташовані як на зовнішньому, так і на передзовнішньому електронному шарі

2. Поняття про радіус атома

Вам вже відомо, що в періодах у міру зростання заряду ядра атомів елементів послідовно змінюється структура зовнішнього енергетичного рівня (кількість валентних електронів). Саме з цим пов’язана зміна властивостей елементів, тобто тих ознак, які становлять їх відмінну особливість. Такими ознаками можуть бути радіус атома, електронегативність, металічний або неметалічний характер елемента та його споАтомний радіус характеризує міжатомну відстань.

    У періодах із зростанням протонного числа радіус атомів елементів зменшується, а в групах (головних підгрупах) — збільшується.
Зрозуміло, чим більший радіус атома, тим далі від ядра перебувають валентні електрони і тим слабкіше вони зв’язані з ядром, отже, легше від нього відриваються. Така структура атома характерна для елементів-металів.

Вправи для закріплення 1. Запишіть електронну конфігурацію атома Калію.
2. Електронна конфігурація 1s22s22p63s23p64s2 відповідає атому
а) Кальцію;6) Калію; в) Скандію; г) Аргону.
Склади схему розподілу електронів даного атома за енергетичними комірками.