Хімія. Рівень стандарту. 11 клас. Савчин

ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ (коротка форма)

Шановні одинадцятикласники!

У цьому навчальному році ви завершуєте вивчення шкільного курсу хімії. Упродовж попередніх років ви переконалися, що хімія має величезне значення для кожної людини. Адже хімічні знання є складником загальної культури людини, а вміння застосовувати набуті знання в практичній діяльності визначає рівень її життєвої компетентності й успішної соціалізації. Загальновідомо, що світ, у якому ми живемо, — це світ речовин, з яких побудовані клітини живих організмів, і речовин, що формують наше довкілля.

В 11 класі, вивчаючи загальну хімію та хімію неорганічних сполук, ви формуватимете уявлення про цю науку як про цілісну систему вмінь, набуватимете досвіду роботи з речовинами. Використовуючи отриманий досвід, ви зможете поєднати вивчені поняття, закони й теорії органічної та неорганічної хімії, осягнути їхню універсальність і внутрішньопредметний інтегральний характер. Матеріал 11 класу передбачає можливості самостійно проводити дослідження та спостереження, виконувати практичні роботи, розв'язувати розрахункові й експериментальні задачі, створювати навчальні проекти.

Програма рівня стандарту в 11 класі передбачає вивчення п'яти тем: Тема 1. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів. Тема 2. Хімічний зв'язок і будова речовин. Тема 3. Хімічні реакції. Тема 4. Неорганічні речовини та їхні властивості. Тема 5. Хімія та прогрес людства.

Опановуючи матеріал цих тем, ви поглибите здобуті в основній школі знання про хімічні елементи та речовини, узагальните відомості про електронну будову атомів елементів за їхнім розміщенням у періодичній системі. Вивчення властивостей речовин та їх практичне застосування сприятиме формуванню предметних і життєвих компетентностей, розвиватиме критичне, логічне та дивергентне мислення, спонукатиме до навчання впродовж життя.

Завершальна тема курсу присвячена ролі хімії в розв'язанні найважливіших проблем людства: у створенні нових матеріалів, розвитку нових напрямів технологій, забезпеченні продуктами харчування, сировиною та енергоресурсами, а також впливу діяльності людини на навколишнє середовище. Ознайомлення з філософією «зеленої» хімії як напряму досліджень сприятиме застосуванню технологій, які внеможливлюють утворення шкідливих речовин у процесах їхнього виробництва й використання.

Підручник структуровано на окремі рубрики. На початку параграфів наведено узагальнені цілі, розкрито зміст навчального матеріалу. У тексті параграфів уміщено запитання та завдання з метою діалогічної взаємодії з цим текстом, рефлексії, формування вмінь висловлювати власні судження. Наприкінці кожного параграфа подано рубрики «Підсумовуємо вивчене» та «Завдання для самоконтролю», де вміщено різнорівневі завдання в порядку зростання складності.

Краще орієнтуватися в підручнику вам допоможуть умовні позначення рубрик. Щиро бажаю успіхів у навчанні!

Авторка

Тема 1

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ

§ 1. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН У СВІТЛІ СУЧАСНИХ УЯВЛЕНЬ ПРО ЕЛЕКТРОННУ БУДОВУ АТОМІВ

Опанувавши матеріал параграфа, ви зможете:

  • формулювати сучасне визначення періодичного закону;
  • пояснювати історичні аспекти відкриття періодичного закону та створення періодичної системи хімічних елементів; структуру періодичної системи (малі та великі періоди, групи й підгрупи); склад атомних ядер і будову енергетичних рівнів; форми s-, p-, d-орбіталей;
  • спостерігати демонстрації короткої та довгої форм періодичної системи;
  • обчислювати максимальну кількість електронів на енергетичному рівні;
  • характеризувати енергетичні рівні атомів і послідовність заповнення їх електронами.

Пригадайте, що вам відомо з курсу хімії 8 класу про періодичний закон і періодичну зміну властивостей хімічних елементів та їхніх сполук.

Коротко про спроби класифікації хімічних елементів. На початку ХІХ ст. з відкриттям дедалі більшої кількості хімічних елементів з'ясувалося, що класифікація елементів на металічні та неметалічні, а простих речовин — на метали й неметали, запропонована французьким ученим А.-Л. де Лавуазьє, не охоплює всіх відомих на той час елементів.

Проблема класифікації хімічних елементів хвилювала багатьох учених-хіміків. Її розв'язанням займалися німецький учений Й. В. Деберайнер, англійський хімік Дж. Ньюлендс, французький геолог О.-Е. де Шанкуртуа. Та найбільше наблизився до природної класифікації німецький науковець, хімік Л. Ю. Мейєр. Учений класифікував елементи за зростанням відносних атомних мас і створив таблицю з дев'яти стовпців, у якій розташував подібні елементи горизонтально. У деяких клітинках таблиці елементи були відсутні.

Російський хімік Д. І. Менделєєв, узагальнивши всі попередні дослідження, сформулював закон періодичної зміни властивостей елементів, або періодичний закон. Він науково обґрунтував залежність між атомною масою хімічних елементів і властивостями простих та складних речовин. На основі періодичного закону була складена таблиця періодичної зміни властивостей елементів, яка дістала назву періодична система. У таблиці акумульовано найважливіші відомості про хімічні елементи, які ви навчилися зчитувати ще у 8 класі. Використовуючи внесені в таблицю відомості, учений передбачив властивості тоді ще не відкритих елементів. Нині хімічній науці відомо 118 елементів. Їх у 2017 р. внесено в таблицю, яка наочно ілюструє періодичний закон.

Пригадайте та поясніть, про що можна довідатися з однієї клітинки періодичної системи.

У підручниках з хімії періодичну систему переважно подають у двох формах: короткій (див. форзац 1) і довгій (див. форзац 2).

Пригадайте з курсу хімії 8 класу: а) що таке протонне число та який його фізичний зміст; б) що таке періоди та які періоди називають малими, а які — великими; в) що таке групи та як їх поділяють; г) як змінюються властивості хімічних елементів та їхніх сполук у періодах і групах.

Явище періодичності. Найрізноманітніші явища, які ви можете спостерігати візуально: зміна дня і ночі, пір року; зміни в рослинному світі, що відбуваються навесні, улітку, восени та взимку; міграція багатьох видів птахів тощо, підтверджують наявність явища періодичності в природі.

З’ясуємо, що розуміють під поняттям «періодичність» у хімії. Це періодична зміна електронної будови атомів і, відповідно, властивостей хімічних елементів і простих та складних речовин, утворених цими елементами. Це періодична зміна радіусів атомів, валентності й ступенів окиснення елементів. Такі зміни відбуваються через кожні 8 елементів у малих періодах і через кожні 18 і 32 елементи — у великих.

З часу відкриття періодичного закону зроблено багато відкриттів щодо будови атома: спростовано твердження про його неподільність; з’ясовано, що атом складається з ядра й електронної оболонки; доведено, що ядро є складним утворенням. Зокрема, установлено, що ядро містить позитивно заряджені частинки із зарядом +1 — протони р+ та електронейтральні частинки — нейтрони n0. Протони й нейтрони мають однакову масу. Оскільки в ядрі зарядженими є тільки протони, то заряд ядра атома визначають кількістю протонів у ядрі. Цей заряд нейтралізує така сама кількість електронів, що рухаються навколо ядра, тому атом є електронейтральною частинкою.

Пригадайте визначення періодичного закону, сформульоване Д. І. Менделєєвим.

Ураховуючи дослідження будови атома, учені дійшли висновку, що не атомні маси безпосередньо впливають на властивості елементів, а заряди атомних ядер. Тому сучасне формулювання періодичного закону дещо інше.

• Властивості хімічних елементів та їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їхніх атомів.

Отже, завдяки новим відкриттям періодичний закон було науково обґрунтовано на основі сучасного бачення будови атомів і повніше розкрито явище періодичності.

Будова енергетичних рівнів атомів. Форми електронних орбіталей s-, р-, d-електронів. Електронна оболонка атома складається з електронів, що рухаються на певних віддалях від ядра, утворюючи енергетичні рівні залежно від запасу енергії електронів. Тому періодичний характер зміни властивостей елементів залежить від періодичної зміни електронної будови атомів.

Енергетичні рівні — це віддалі, на яких рухаються електрони з певним запасом енергії відносно ядра атома.

Кількість енергетичних рівнів в атомі визначають за номером періоду, у якому розміщений хімічний елемент у періодичній системі, і позначають цифрами 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 або літерами латинського алфавіту К, L, Μ, N, О, Р, Q. Отже, атоми хімічних елементів 1 періоду мають один енергетичний рівень, 2 — два, 3 — три, 4 періоду — чотири тощо. Наприклад, елемент Хлор міститься в 3 періоді, тому 17 електронів розміщуються на трьох енергетичних рівнях.

Максимальну кількість електронів на енергетичному рівні визначають за формулою:

де n — номер енергетичного рівня.

Інакше кажучи, максимальна кількість електронів на енергетичному рівні дорівнює подвоєному квадрату номера енергетичного рівня.

Використавши цю формулу, обчислимо максимальну кількість електронів на кожному енергетичному рівні для перших чотирьох періодів періодичної системи:

n = 1, 2 · 12 = 2; n = 2, 2 · 22 = 8; n = 3, 2 · 32 = 18; n = 4, 2 · 42 = 32.

Кожний енергетичний рівень складається з підрівнів. Підрівні одного енергетичного рівня відрізняються неоднаковою енергією зв’язку з ядром.

Кількість підрівнів дорівнює числу n: якщо n = 1, то на цьому енергетичному рівні є один підрівень, якщо n = 2, то два. Підрівні утворюються орбіталями.

Пригадайте, що відбувається з електронами під час їхнього руху навколо ядра атома та які форми електронних орбіталей ви знаєте.

З курсів хімії та фізики основної школи вам відомо, що негативно заряджені електрони в атомі безперервно рухаються. Швидкий рух електрона навколо ядра атома спричиняє утворення «електронної хмари», яка є неоднорідною за густиною негативного заряду. Утворену рухом електрона хмару називають електронною орбіталлю.

Електронна орбіталь - це об’єм простору навколо ядра, у якому найбільш імовірне перебування електрона.

Орбіталі відрізняються за формою та розміром залежно від того, як вони рухаються та який запас енергії властивий кожному електрону.

Згідно із сучасними дослідженнями, відомо чотири форми електронних орбіталей: s- (ес), р- (не), d- (де), f- (еф). Ознайомимося з першими трьома формами.

Щоб краще зрозуміти розміщення орбіталей у просторі, використаємо вісь координат (рис. 1).

Рис. 1. Вісь координат

Електронні s-орбіталі (від англ. sphere — сфера) мають форму кулі (рис. 2). Така форма орбіталі властива атому Гідрогену. У центрі цієї хмари розміщується ядро атома.

Рис. 2. Форма s-орбіталі та розміщення її в просторі

Електронні р-орбіталі (від англ. perpendicular — перпендикуляр) утворюються під час руху p-електронів навколо ядра у формі правильної вісімки (гантелі). Кожна з цих орбіталей має різну просторову орієнтацію, зокрема вони розміщуються в трьох взаємно перпендикулярних площинах (рис. 3).

Рис. 3. Форма електронних p-орбіталей та їхнє розміщення в просторі

Електронні d-орбіталі (від англ. diffusive — дифузна), порівнюючи з р-орбіталями, мають ще складнішу будову електронних хмар (рис. 4). Така форма орбіталі подібна до чотирипелюсткової квітки (квітки бузку).

Рис. 4. Форма електронних d-орбіталей та їхнє розміщення в просторі

Так само, як і орбіталі, латинськими літерами s-, p-, d-, f-позначають підрівні: s-підрівень, р-підрівень і т. под.

Орбіталі, що мають однаковий запас енергії, утворюють енергетичний рівень.

Характеристика енергетичних рівнів. Для того щоб зрозуміти причини періодичної зміни властивостей хімічних елементів та їхніх сполук, необхідно знати будову енергетичних рівнів, що утворюють електронну оболонку атомів. Вам відомо, що енергетичні рівні складаються з підрівнів, які різняться між собою неоднаковою енергією зв’язку з ядром, а кожний підрівень містить певну кількість орбіталей (s-, p-, d-, f-). Найменший за енергією підрівень кожного енергетичного рівня містить одну s-орбіталь. Другий підрівень — три р-орбіталі, третій — п’ять d-орбіталей, четвертий — сім f-орбіталей. Отже, кожному значенню енергетичного рівня n відповідає кількість орбіталей n2, як це зазначено у формулі (див. с. 6).

Дослідженнями встановлено, що на кожній орбіталі може міститися не більш як два електрони. Наприклад, атом Гідрогену має один s-електрон. У атома Гелію на тому ж першому рівні є два s-електрони. Постає запитання: як на одному енергетичному рівні можуть розміщуватися дві орбіталі сферичної форми?

Квантова фізика дає таку відповідь: електрони, крім руху навколо ядра, обертаються й навколо власної осі. Якщо уявити образно, то один з них рухається навколо власної осі за годинниковою стрілкою, а другий — проти. Такий стан електрона в атомі дістав назву спін (від англ. spin — обертання). Два електрони того самого енергетичного рівня можуть характеризуватися трьома однаковими числами (енергетичний рівень, підрівень, орбіталь), але різним напрямком руху електрона навколо власної осі, тобто спіном. Електрони, що рухаються у двох протилежних напрямках навколо власної осі, мають антипаралельні спіни. Їх називають спареними електронами.

Отже, підсумуємо характеристику руху електрона в атомі.

• Залежно від запасу енергії електрони здатні рухатися на певній віддалі від ядра атома. Віддаль, на якій найбільш імовірне перебування електрона, називають енергетичним рівнем. Найбільший запас енергії мають електрони найвіддаленішого від ядра енергетичного рівня, який називають зовнішнім.

• Енергетичні рівні складаються з підрівнів, кількість яких відповідає номеру енергетичного рівня. Електрони одного й того самого підрівня мають певну просторову орієнтацію та форму орбіталі (рис. 2-4, с. 7).

• Розрізняють чотири форми орбіталей: s-, р-, d-, f-орбіталі. На одному підрівні можуть перебувати тільки два електрони з однаковою формою та орієнтацією орбіталей, які мають антипаралельні спіни.

Послідовність заповнення орбіталей електронами. Заповнення орбіталей електронами здійснюється за принципом «мінімальної енергії», згідно з яким електрон в атомі розміщується так, щоб його енергія була найменшою. Через те електрони заповнюють орбіталі в порядку зростання їхньої енергії: спочатку заповнюється перший енергетичний рівень, і аж тоді як він повністю завершиться, починається заповнення другого тощо.

На одному енергетичному рівні насамперед заповнюється s-підрівень. Наприклад, в атомах елементів 2 періоду, які мають два підрівні, спочатку заповнюється s-підрівень, а потім р-підрівень.

Атом, що перебуває в основному стані, має мінімальну енергію. Розподіл енергетичних рівнів і підрівнів хімічних елементів 1-4 періодів визначає така послідовність зростання енергії електронів: 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р.

Максимальну кількість електронів на енергетичних рівнях і підрівнях перших чотирьох періодів наведено в табл. 1.

Таблиця 1

Розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях

Енергетичний рівень

Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні

Підрівень на енергетичному рівні

Максимальна кількість електронів на енергетичному підрівні

1

2 е

s

2 е

2

8 е

s

2 е

p

6 е

3

18 е

s

2 е

p

6 е

d

10 е

4

32 е

s

2 е

p

6 е

d

10 е

f

14 е

Отже, для розуміння явища періодичної зміни властивостей хімічних елементів та їхніх сполук, радіусів атомів і ступенів окиснення елементів необхідно мати уявлення про сучасну модель будови атома, особливо будову електронних оболонок атомів.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ

• З погляду теорії будови атома періодичний закон трактується так: властивості хімічних елементів та їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їхніх атомів.

• Під поняттям «періодичність» у хімії розуміють періодичну зміну електронної будови атомів і, відповідно, властивостей хімічних елементів, простих і складних речовин, утворених цими елементами; періодичну зміну радіусів атомів, валентності та ступенів окиснення.

Енергетичні рівні — віддалі, на яких рухаються електрони з певним запасом енергії відносно ядра атома. Енергетичні рівні складаються з підрівнів, які утворюються орбіталями, що мають однаковий запас енергії.

• Номер енергетичного рівня позначають числом n. Максимальну кількість електронів на енергетичному рівні визначають за формулою N = 2n2, тобто максимальна кількість електронів на енергетичному рівні дорівнює подвоєному квадрату номера рівня. Номер періоду в періодичній системі вказує на кількість енергетичних рівнів в атомі хімічного елемента.

• Кожний підрівень складається з певної кількості s-, p-, d-, f-орбіталей. Найменший за енергією підрівень кожного енергетичного рівня містить одну s-орбіталь, другий підрівень — три р-орбіталі, третій — п’ять d-орбіталей, четвертий — сім f-орбіталей.

• Дослідженнями встановлено, що на кожній орбіталі може бути не більше ніж два електрони, які відрізняються напрямком руху електрона навколо власної осі, тобто спіном. Електрони, що рухаються у двох протилежних напрямках навколо власної осі, мають антипаралельні спіни. Їх називають спареними електронами.

• Послідовність заповнення орбіталей електронами визначається за принципом «мінімальної енергії», згідно з яким електрон в атомі розміщується так, щоб його енергія була мінімальною.

• Атом в основному стані має мінімальну енергію. Розподіл енергетичних рівнів і підрівнів елементів 1-4 періодів відбувається відповідно до зростання енергії електронів у такій послідовності: 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р.

• Для розуміння явища періодичності необхідно мати уявлення про сучасну модель будови атома, особливо будову електронних оболонок атомів.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

  • 1. Сформулюйте сучасне визначення періодичного закону.
  • 2. Поясніть, чому за основу класифікації хімічних елементів узято будову атома.
  • 3. Пригадайте склад атомних ядер і поясніть, від чого залежить кількість електронів в електронній оболонці атома.
  • 4. Поясніть, що розуміють під поняттям «періодичність» у хімії.
  • 5. Охарактеризуйте будову енергетичних рівнів атомів.
  • 6. Поясніть, як можна визначити максимальну кількість електронів на енергетичному рівні.
  • 7. Охарактеризуйте s-, p-, d-орбіталі та визначте максимальну кількість електронів на кожній орбіталі.
  • 8. Охарактеризуйте поняття «спін», «антипаралельні спіни».
  • 9. Поясніть послідовність заповнення орбіталей електронами.

ЦІКАВО ЗНАТИ

• У 1934 р. німецька фізико-хімік Іда Ноддак, проаналізувавши отримані Енріко Фермі дані досліду з бомбардування урану нейтронами, першою висловила припущення про можливість поділу ядра атома. Це припущення підтвердилося через 5 років.

Попередня
Сторінка
Наступна
Сторінка

Зміст