Структура Періодичної системи повністю зумовлена принципами будови електронної оболонки атомів. Це ще раз підтверджує геніальність Д. І. Менделєєва, який створив Періодичну систему, не маючи уявлення про електрони та складну будову електронної оболонки.

Число хімічних елементів, що міститься в кожному періоді, визначається місткістю відповідних енергетичних рівнів і підрівнів. Це означає, що в усіх елементів одного періоду кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атомів однакова. Переконаємося в цьому на прикладі будови електронних оболонок атомів Літію, Карбону, Неону.

Ураховуючи енергетичні підрівні, що заповнюються у хімічних елементів, можна обчислити число хімічних елементів у певному періоді:

Період	Підрівні, що заповнюються електронами в атомах елементів цього періоду	Максимальне число електронів на підрівнях	Число хімічних елементів у періоді
1	1s (1 орбіталь)	2	Два: 1 (H) — 2 (He)
2	2s 2p (4 орбіталі)	8	Вісім: 3 (Li) — 10 (Ne)
3	3s 3p (4 орбіталі)	8	Вісім: 11 (Na) — 18 (Ar)
4	4s 3d 4p (9 орбіталей)	18	Вісімнадцять: 19 (K) — 36 (Kr)

Дайте відповіді на запитання:

Пригадайте: 1. Що називають: а) енергетичним рівнем; б) енергетичним підрівнем?

2. Які енергетичні підрівні є на першому, другому та третьому енергетичних рівнях?

3. Зі скількох орбіталей складається кожен з відомих вам енергетичних підрівнів?

4. Електронна оболонка атома якого з елементів — Аргентуму Ag, Стронцію Sr чи Кальцію Са — має найменшу кількість енергетичних рівнів?

НОМЕР ГРУПИ ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ ТА БУДОВА АТОМА.

Положення хімічного елемента у групі періодичної системи тісно пов’язане з будовою електронних оболонок атомів. Так, в елементів головних підгруп короткоперіодної системи та групах А довгоперіодної системи номер групи збігається з кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні електронної оболонки атома. Тобто валентні електрони в атомах елементів цих підгруп розташовані на зовнішньому енергетичному рівні.

В елементів побічних підгруп короткоперіодної системи та груп Б довгоперіодної системи номер групи збігається з максимальною валентністю атомів елемента у сполуках з Оксигеном (оксидах). Валентні електрони таких атомів розташовані не лише на зовнішньому енергетичному рівні, а й на попередньому енергетичному рівні.

Валентність елементів зі сталою валентністю і, як правило, максимальна валентність елементів зі змінною валентністю збігаються з номером групи.

Знаючи це, ви зможете легко визначати валентність хімічного елемента за його місцем у групі періодичної системи.

Розглянемо будову електронних оболонок атомів таких хімічних елементів: Літій, Натрій, Оксиген та Сульфур. Якщо їх порівняти, то можна побачити, що в елементів однієї групи подібна електронна формула атомів. В атомах Літію і Натрію, що розташовані в першій групі Періодичної системи, на зовнішньому рівні міститься по одному електрону на s-орбіталях. Відмінність лише в тому, що в Літію зовнішнім є другий енергетичний рівень, а в Натрію — третій. Так само і в атомів Оксигену й Сульфуру. Ці елементи належать до шостої групи, тож на зовнішніх рівнях у їхніх атомів по шість електронів, що однаково розподілені по s- і р-підрівнях. Отже, ці дві пари елементів є електронними аналогами.

Коли ви знайомилися із загальною будовою Періодичної системи, то дізналися, що в групи об’єднано хімічні елементи з подібними ознаками. Зараз, ґрунтуючись на електронній будові атомів, можна стверджувати, що ця подібність зумовлена електронною аналогією.

Будова зовнішнього електронного рівня атомів хімічних елементів, що належать до однієї підгрупи, є подібною

Дайте відповіді на запитання:

1. Чому перший період містить лише два хімічні елементи, а другий — вісім? Чим зумовлена місткість періодів Періодичної системи?

2. Число енергетичних рівнів, що заповнюються електронами, визначають: а) за номером періоду; б) за номером групи; в) за порядковим номером елемента.

3. Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні визначають: а) за номером періоду; б) за номером групи; в) за порядковим номером.

4. Як визначити максимальне число електронів, що може міститися на енергетичному рівні?

5. Скільки елементів належить до четвертого й шостого періодів? Скільки електронів може містити четвертий енергетичний рівень?

6. Поясніть, чому Натрій і Калій є електронними аналогами.

7. Електронна формула атома має закінчення ...3p³. Напишіть повну електронну формулу цього елемента, визначте його порядковий номер і назву.

8. Інертні елементи мають таку електронну формулу зовнішнього енергетичного рівня: ns²np⁶. Запишіть електронні формули атомів Неону й Аргону.

Проаналізуйте ці формули.

Скільки вільних квантових комірок на зовнішньому рівні?
Яка кількість неспарених електронів?
Скільки пар електронів на зовнішньому рівні?
Скільки електронів може приєднати атом?
Чому?

Класифікація хімічних елементів за електронною будовою атомів.

У періодичній системі групи поділяються на головні й побічні. Вони включають елементи, подібні за будовою атома. Елементи, в яких останній заповнюваний підрівень — s, називають s-елементами.

Елементи, в яких останній заповнюваний електронами підрівень — р, називають р-елементами.

У побічних підгрупах розташовані елементи, в атомах яких електронами заповнюється d-підрівень, — це d-елементи. На зовнішньому рівні в атомах цих хімічних елементів перебуває один-два s-електрони.

У нижній частині таблиці окремо розташовані два ряди хімічних елементів, що називаються лантаноїди й актиноїди. Елементи лантаноїди й актиноїди відрізняються від решти хімічних елементів тим, що в них заповнюється електронами f-підрівень, максимальна кількість електронів на f-підрівні — 14, тому й f-елементів у кожному періоді — 14.

Дайте відповіді на запитання:

В яких групах розташовуються s-елементи? Використовуючи періодичну систему хімічних елементів, наведіть приклади s-елементів.
В яких групах періодичної системи перебувають р-елементи? Використовуючи періодичну систему хімічних елементів, наведіть приклади р-елементів.
Скільки d- елементів може бути в кожному періоді періодичної системи? Чому? Яка максимальна кількість електронів на d-підрівні? Використовуючи періодичну систему хімічних елементів, наведіть приклади d-елементів.
В якому періоді мають розташовуватися елементи лантаноїди та актиноїди? Скільки таких елементів у кожному періоді? Чому?
Атоми яких елементів мають таку будову зовнішнього електронного шару: а) 3s23p1; б) 3s23p3; в) 3s1; г) 4s2?
Що є спільним у будові атомів Берилію, Магнію та Кальцію?
Скільки електронів міститься на зовнішньому електронному рівні в атомів: а) Арсену; б) Стануму; в) Барію?

Радіус атома

Електронна оболонка не має чіткої межі, тому радіус атомів визначають за відстанню між ядрами сполучених атомів. Розмір ядра атома порівняно з розміром атома мізерний, тому розмір атомного ядра жодним чином не впливає на розмір атомів . Радіус атомів повністю зумовлений числом електронних шарів (енергетичних рівнів).

У головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елемента (зверху вниз) збільшується число зайнятих енергетичних рівнів. Тому радіус атомів хімічних елементів однієї групи збільшується.

Зміна радіусів атомів хімічних елементів: з наведених атомів найбільший радіус в атомів Цезію (244 пм), а найменший — в атомів Гелію (28 пм), 1 пм = 10^–12 м

В атомів хімічних елементів одного періоду число електронних шарів, що заповнюються, однакове. Це означає, що і радіус їхніх атомів має бути однаковим. Але в періоді зі збільшенням порядкового номера хімічного елемента заряд ядра поступово зростає. Електрони зі збільшенням заряду ядра притягуються до нього сильніше тому в періоді радіус атомів поступово зменшується.

Знаючи електронну будову атома, можна передбачити характер хімічних елементів та властивості їхніх сполук. Ці властивості зумовлені електронами, що перебувають на зовнішніх енергетичних рівнях. Такі електрони називають валентними. Розглянемо вплив будови зовнішнього електронного рівня на характер елементів.

Серед хімічних елементів особливу групу становлять інертні елементи. Їхня особливість полягає в тому, що вони не «прагнуть» утворювати сполуки. В атомів інертних елементів надзвичайно стійка електронна оболонка, що зумовлює їхню хімічну інертність. У чому полягає причина її стійкості? Проаналізуймо склад зовнішнього електронного рівня інертних елементів:

В атомів Гелію на зовнішньому рівні містяться два електрони. Це максимальна ємність першого енергетичного рівня, отже, в атомів Гелію електронна оболонка повністю заповнена. В атомів Неону електронна оболонка також містить максимальне число електронів — вісім. Атоми інших інертних елементів (Аргон, Криптон тощо) на зовнішньому рівні містять по 8 електронів. Їхній зовнішній енергетичний рівень хоча й не повністю заповнений, але це відповідає заповненим s- та p-орбіталям на зовнішньому шарі. Саме цим і пояснюється хімічна інертність цих елементів: вони взагалі не вступають у хімічні реакції.

Отже, атоми із завершеними енергетичними рівнями або на зовнішньому рівні яких міститься вісім електронів, мають підвищену хімічну стійкість.

Металічний і неметалічний характер хімічних елементів

Атоми всіх інших хімічних елементів прагнуть мати таку електронну оболонку, як в інертних елементів. Для цього вони втрачають або приєднують електрони, щоб їхня електронна оболонка стала такою, як в атомі найближчого інертного елемента.

Втрачаючи чи приєднуючи електрони, атом перетворюється на заряджену частинку, яку називають йоном. Розрізняють катіони — йони з позитивним зарядом, і аніони — негативно заряджені йони.

Якщо електронів на зовнішньому енергетичному рівні мало, то їх легше віддати, що характерно для металічних елементів. А якщо електронів на зовнішньому рівні багато, то такі атоми прагнуть прийняти електрони, що характерно для неметалічних елементів.

• Невелике число електронів на зовнішньому рівні (зазвичай 1-3) характерне для металічних елементів

• чотири й більше електронів на зовнішньому рівні характерно для неметалічних елементів

Атоми більшості неметалічних елементів можуть також і віддавати електрони, але головна відмінність: атоми металічних елементів здатні тільки віддавати електрони, а неметалічних — і віддавати, і приймати.

Розглянемо лужний елемент Натрій — елемент головної підгрупи І групи. Проста речовина, утворена Натрієм, — активний метал. Висока хімічна активність натрію пояснюється наявністю в його атомах єдиного валентного електрона, який він легко віддає у хімічних реакціях. Втрачаючи цей електрон, атом Натрію перетворюється на позитивно заряджений йон Na⁺ з електронною формулою інертного елемента Неону:

Йони Na⁺ містяться у складі всіх сполук Натрію, наприклад соди й кухонної солі. На відміну від атомів Натрію, йони Натрію хімічно інертні й майже нешкідливі для організму. Увесь Натрій, що міститься в організмі людини (близько 90 г), перебуває саме у вигляді йонів.

Розглянемо галоген Флуор — елемент головної підгрупи VII групи. Проста сполука, утворена Флуором, — активний неметал. Висока хімічна активність фтору пояснюється тим, що в його атомах на зовнішньому рівні міститься сім електронів. До його завершення бракує лише одного електрона, тому для них найхарактернішим є процес приєднання електрона. Наприклад, атом Флуору, приєднуючи один електрон, перетворюється на йон F-, що має електронну формулу інертного елемента Неону:

Розглянемо Карбон — елемент головної підгрупи IV групи. Його атоми на зовнішньому рівні містять по чотири електрони. Вони можуть набути електронної конфігурації Гелію, віддавши чотири електрони, або електронної конфігурації Неону, прийнявши чотири електрони:

Отже, Карбон може виявляти як металічний, так і неметалічний характер. Але Карбон відносять до неметалічних елементів, оскільки головна ознака неметалічних елементів — це здатність приєднувати електрони, і вона переважає над здатністю їх віддавати.

В атомах перехідних елементів (d-елементів) на зовнішньому енергетичному рівні переважно міститься два електрони. Завдяки цьому всі перехідні елементи є металічними. Усі f-елементи (родини лантаноїдів та актиноїдів) також є металічними.

Електронні формули йонів можна визначити за електронними формулами атомів, додавши до них або віднявши від них потрібне число електронів.

Наприклад, електронна формула атома Літію — 1s²2s¹, а катіона Літію Li⁺ — 1s², що збігається з формулою Гелію.

Під час утворення аніонів приєднані електрони займають вільні місця на орбіталях. Наприклад, формула атома Хлору 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵, а аніона Сl^- — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, що збігається з електронною формулою Аргону.

Зміна металічних і неметалічних властивостей

У різних хімічних елементів — металічних чи неметалічних — різна хімічна активність. Це також зумовлено числом валентних електронів на зовнішньому електронному шарі їхніх атомів.

Елементам І групи потрібно віддати один електрон, а II групи — два електрони. Один електрон віддати легше, ніж два. Отже, чим більше електронів на зовнішньому рівні, тим атомам складніше їх віддавати, тому зі збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні (у періодах) металічні властивості елементів послаблюються.

Чим більше електронів бракує до завершення електронного шару, тим важче їх приєднувати, тож, чим менше електронів на зовнішньому шарі, тим слабшими є неметалічні властивості елементів.

У періоді зі збільшенням порядкового номера металічні властивості елементів та утворених ними простих речовин послаблюються, а неметалічні — посилюються.

В елементів однієї групи на зовнішньому енергетичному рівні є однакове число електронів. Наприклад, у лужних елементів в усіх атомів по одному електрону, але вони розташовані на різних рівнях: в атомів Літію — на другому, Натрію — на третьому тощо. Але, чим далі від ядра розташовані валентні електрони, тим менше вони притягуються до ядра. Завдяки цьому атоми Натрію втрачають електрони легше, ніж атоми Літію.

Зі збільшенням радіуса зовнішні електрони легше втрачати, тому металічні властивості в групах посилюються. Разом із цим неметалічні властивості елементів у групах зі збільшенням радіуса атомів послаблюються. Металічні властивості елементів однієї підгрупи найсильніше виражені в елементів з найбільшим радіусом (найбільшим порядковим номером), а неметалічні — в елементів з найменшим радіусом (найменшим порядковим номером).

Серед усіх хімічних елементів найактивнішим металічним елементом є Францій (оскільки Францій у природі не трапляється, а добутий штучно, то серед існуючих елементів найактивніший металічний елемент — Цезій). А найактивніший неметалічний елемент — Флуор.

Зі збільшенням порядкового номера:

• у періодах металічні властивості послаблюються, а неметалічні — посилюються

• у головних підгрупах металічні властивості посилюються, а неметалічні — послаблюються

Як ви могли побачити, властивості елементів та їхніх сполук зумовлені будовою електронних оболонок атомів. Отже, і періодичність змін цих властивостей пов’язана з періодичністю повторюваності електронної конфігурації атомів.

Висновки

1. Радіус атомів визначається розміром електронної оболонки. У періодах радіус атомів зменшується, а в групах — збільшується.

2. Властивості елементів та їхніх сполук зумовлені будовою електронних оболонок атомів. Металічні властивості виявляють переважно елементи, в атомів яких на зовнішніх рівнях міститься не більше ніж чотири електрони. Атоми неметалічних елементів містять на зовнішньому рівні чотири й більше електронів.

3. У періодах металічні властивості елементів зі збільшенням порядкового номера послаблюються, а в групах — посилюються. Неметалічні властивості, навпаки, у періодах посилюються, а в групах — послаблюються.

Контрольні запитання

1. Чим зумовлені металічні та неметалічні властивості елементів?

2. Як визначити число валентних електронів в електронних оболонках атомів хімічних елементів головних підгруп?

3. Чому атоми приймають або віддають електрони в хімічних реакціях?

4. Чому інертні елементи не вступають у хімічні реакції?

5. Які частинки називають йонами?

6. Як змінюється сила притягання валентних електронів до ядра в періоді та підгрупі?

7. Як змінюються металічні й неметалічні властивості елементів у групах і періодах Періодичної системи зі збільшенням порядкового номера? Чим пояснюються такі зміни?

8. Чим зумовлений радіус атомів? Як він змінюється в періодах і групах?