Будова електронної оболонки атома.

Як ми вже знаємо, число електронів у атомі дорівнює порядковому номеру хімічного елементу у періодичній системі. Під час вивчення електронної оболонки атома виявлено такі закономірності:

1. Електронна оболонка атома неоднорідна, вона поділяється на окремі електронні (або енергетичні) рівні. Число електронних рівнів дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться хімічний елемент.

2. Для елементів головних підгруп номер групи вказує число електронів на зовнішньому електронному рівні.

Приклад. Електронна оболонка деяких атомів.

₁ Н 1 період, І група, головна (А) підгрупа, неметал.

+1 1е ^- ) 1 е ^–

₃ Li 2 період, І група, головна (А) підгрупа, метал.

3 е ^-

+3 ) ) 1 е ^–

₈ О 2 період, VІ група, головна (А) підгрупа, неметал.

8 е ^-

+8 ) ) 6 е ^–

₁₄ Si 3 період, ІV група, головна (А) підгрупа, неметал.

14 е ^-

+14 ) ) ) 4 е ^–

14 р⁺

14 n⁰

Вправа 11. Cкладіть схеми будови електронної оболонки та атома в цілому для хімічних елементів з порядковими номерами 2, 5, 11, 16, 20, 25, 31, 35, 43, 50, 55.

Вправа 12. Однакову кількість електронів на зовнішньому електронному рівні мають атоми елементів з порядковими номерами: а) 6 і 14 ; б) 6 і 7 ; в) 29 і 30 ; г) 39 і 29.

Вправа 13. Однакову кількість електронів на зовнішньому електронному рівні мають атоми елементів з порядковими номерами: а) 9 і 35 ; б) 9 і 25 ; в) 16 і 24 ; г) 16 і 34.

Вправа 14. Укажіть порядковий номер елемента, атом якого має на зовнішньому електронному рівні один електрон: а) 81 ; б) 37 ; в) 36 ; г) 32.

Вправа 15. Укажіть порядковий номер елемента, атом якого має на зовнішньому електронному рівні три електрони: а) 20 ; б) 21 ; в) 31 ; г) 40.

Стан електронів у атомі. Енергетичні рівні та підрівні.

Отже, номер періоду вказує на число електронних рівнів у електронній оболонці атома. Електронні рівні (енергетичні рівні) в свою чергу поділяються на електронні підрівні. Їх позначають латинськими літерами s, p, d, f.

Перший електронний рівень складається лише з s-підрівня. На другому рівні – два підрівні ( s та p ), на третьому рівні – три підрівні ( s, p, d ). Четвертий електронний рівень, відповідно, містить чотири електронні підрівні: s, p, d, f.

У дещо спрощеному вигляді розташування електронних підрівнів навколо ядра можна зобразити так:

● ) ) ) ) ) ) ) ) ) )

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Число спереду формули – ногмер електронного рівня. Літера – електронний підрівень (тип електронної орбіталі).

Електронна орбіталь – це певний простір навколо ядра, у якому знаходиться даний електрон. Електронну орбіталь ще називають електронна хмара.

s – eлектрони утворюють електронну орбіталь у формі сфери, р – електрони мають електронну орбіталь, що нагадує вісімку (гантель). d – електрони мають ще більш складну форму орбііталі, ну а найскладнішою є просторова форма f – орбіталей.

s- орбіталь абсолютно симетрична, і має тільки один варіант положення у просторі. А ось р-орбіталі можуть розташовуватись у трьох можливих положеннях: по осі х, у та z відповідно. Для d-орбіталей можливими є вже п’ять різноманітних положень у просторі.

Відстань від центру ядра до найостаннішого електрона електронної оболонки називається радіус атома хімічного елементу.

Радіус атома є дуже важливою характеристикою хімічного елементу і має суттєвий вплив на його властивості.

У періодах із зростанням зарядів ядер атомів елементів притягання ядром електронної оболонки посилюється — відбувається своєрідне «стискання» їх, і радіус атомів і йонів зменшується. Наприклад, у разі переходу від Літію до Неону заряд ядра поступово збільшується (від +3 до +10), що зумовлює зростання сил притягання електронів до ядра. Розміри атомів при цьому зменшуються. Тому на початку періодів розміщуються елементи, в яких невелике число валентних електронів (на зовнішньому енергетичному рівні) і великий радіус атома. А в групах навпаки: зі збільшенням кількості енергетичних рівнів радіус атома збільшується.

Отже, 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.

Атоми неметалів у порівнянні з атомами металів цього ж періоду мають невеликий радіус, їх зовнішні електрони досить близько від ядра, міцно втримуються ним. Тому для атомів неметалів більш характерною є здатність приймати електрони.