1.7. Будова електронних оболонок атомів

Під час хімічних реакцій ядро атома не змінюється. Змін зазнають електронні оболонки атомів, особливостями будови яких пояснюються властивості хімічних елементів.

Електронна оболонка – це сукупність електронів, що рухаються в атомі навколо ядра по певних орбіталях.

Простір навколо ядра, в якому найімовірніше перебування електрона називають орбіталлю.

Крім обертання навколо ядра, електрон має ще свій власний рух – спін. Це рух електрона навколо своєї осі. Якщо два електрони мають однакові напрямки обертання, то говорять, що це електрони з паралельними спінами, а якщо напрямки обертання у них протилежні (один електрон обертається навколо своєї осі за годинниковою стрілкою, а інший – проти годинникової стрілки), то це – електрони з протилежними (антипаралельними) спінами. Два електрони з протилежними спінами створюють навколо себе магнітне поле з протилежно спрямованими силовими лініями, що забезпечує взаємне притягання електронів. На одній орбіталі можуть перебувати лише два електрони з протилежними спінами. Схематично атомну орбіталь позначають квадратиком, а електрони стрілочками в двох протилежних напрямках .

Характеристика орбіталей

Електронна хмара може мати різну густину, розмір і форму. Чим сильніше притягується електрон до ядра, тим його хмара щільніша і менша за розміром. Електронна хмара може мати кілька форм. Електрон рухаючись навколо ядра, може утворювати хмару кулястої форми. Орбіталь, що має форму кулі називають s-орбіталлю, а електрон, що утворює таку форму орбіталі – s-електроном.

Орбіталі можуть мати форму гантелі (об’ємної вісімки) або ще складнішу. Орбіталі, що мають форму гантелі позначають буквою p, а електрони, які утворюють таку орбіталь називають p-електронами. Ці електрони розміщуються в просторі уздовж трьох взаємно перпендикулярних осей координат.

Будова електронних оболонок атомів

Номер періода вказує кількість електронних шарів (енергетичних рівнів) в атомі.

На кожному енергетичному рівні рухаються електрони з однаковою чи дуже близькою енергією. Першому рівню належать електрони, які перебувають найближче до ядра і тому мають найменшу енергію. Електрони другого рівня характеризуються вищою енергією, третього — ще вищою.

Енергетичні рівні позначають буквами K, L, M, N … або цифрами 1, 2, 3, 4 … і умовно позначають їх дужками (як частиною від кола) під час запису розміщення електронів на енергетичних рівнях.

На кожному енергетичному рівні рухається обмежене число електронів. Їх максимальне число на енергетичному рівні визначається за формулою:

N = 2n², де n — номер рівня.

I рівень 2 × 1² = 2. III рівень 2 × 3² = 18.

II рівень 2 × 2² = 8. IV рівень 2 × 4² = 32.

Схема 1. Розміщення електронів на енергетичних рівнях і підрівнях.

Якщо на орбіталі перебуває один електрон, то він називається неспареним, якщо два, то це – спарені електрони (орбіталь умовно позначають квадратиком, а електрони – стрілками в протилежних напрямках).

Якщо зовнішній електронний шар атома має максимальне число електронів, яке він може вмістити, то такий шар називають завершеним.

Якщо в зовнішньому електронному шарі атома міститься менше електронів, ніж він може вмістити, то цей шар називають незавершеним.

Номер групи (для елементів головних підгруп) вказує число електронів на зовнішньому енергетичному рівні елемента.

На останньому енергетичному рівні будь-якого атома не може бути більше 8 електронів.

Електронна будова атома Сульфуру

Електронна схема – це розподіл електронів в атомі на енергетичних рівнях.

Для написання електронної схеми необхідно:

1.	За порядковим номером елемента визначаємо число протонів у ядрі, і число електронів, вказуємо символ елемента.
2.	Номер періода вказує на число енергетичних рівнів (пишемо число дужок).
3.	Номер групи елемента вказує на число електронів на зовнішньому енергетичному рівні.
4.	Пишемо максимальне число електронів, на першому енергетичному рівні (2), а другий розраховуємо за різницею: 16 – 6 – 2 = 8. (Якщо рівнів більше, то чинимо так: пишемо число електронів за номером групи під останнім рівнем, під першими рівнями — максимальну їх кількість для цих рівнів, а під передостаннім — залишок).

Електронна формула — це розподіл електронів в атомі на енергетичних рівнях і підрівнях.

1.	16 електронів у атомі Сульфуру знаходяться на трьох енергетичних рівнях. На першому рівні (1) рухається два s-електрони (число електронів пишеться вгорі справа).	1s²
2.	На другому енергетичному рівні (2) рухаються два s-електрони і шість p-електронів (номер рівня пишеться для кожного підрівня).	2s² 2p⁶
3.	На третьому енергетичному рівні (3) рухаються два s-електрони і чотири p-електрони.	3s² 3p⁴
4.	Сумарна електронна формула матиме вигляд:	1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Електронна конфігурація — це графічне зображення розподілу електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Електрони позначаються стрілочками, а орбіталі — клітинками. Вільна клітинка — це вільна орбіталь, яку може зайняти електрон після збудження.

Орбіталі заповнюють так:

1.	Перший енергетичний рівень має тільки один s–підрівень, на якому знаходяться два електрони з протилежними спінами.
2.	Другий енергетичний рівень має два підрівні: на s-підрівні знаходиться 2 електрони і на p-підрівні — 6 (на трьох орбіталях).
3.	Третій енергетичний рівень має три підрівні: на s-підрівні знаходиться 2 електрони, на p-підрівні — 4 (на трьох орбіталях), а d-підрівень (п’ять орбіталей) у Сульфуру не заповнений.

В такому, незбудженому, стані атом Сульфуру має два неспарені електрони – тобто проявляє валентність II.

На третьому d-підрівні є вільні орбіталі, тому в збудженому стані електрони з 3p-підрівня та 3s-підрівня можуть «перестрибувати» на 3d-підрівень, займаючи вільні орбіталі. Валентність атома при цьому змінюється на ІV або VІ.

Розміщуючи електрони по електронних (квантових) комірках, можна виявити число неспарених електронів в атомі і можливу валентність елемента.

Під дією зовнішньої енергії, електрон може «перестрибнути» з нижнього підрівня на більш високий підрівень в межах одного енергетичного рівня. Такий стан атома називають збудженням.

В межах одного періоду у елементів головних підгруп поступово збільшується число електронів на останньому, а у елементів побічних підгруп — на передостанньому енергетичному рівні.

Щоб розрахувати число неспарених електронів у елементів IV-VII груп головних підгруп, необхідно від числа 8 відняти номер групи.

Завдання для самоконтролю

■ 66. Запишіть електронні формули атомів: Li, Na, Al, S, Si, їх валентність у збудженому і незбудженому станах.

▲● 67. Зазначте кількість електронів, яка міститься на зовнішньому енергетичному рівні в атомі елемента з протонним числом 13: а) 5; б) 1; в) 2; г) 3.

68. Однакову кількість енергетичних рівнів мають атоми елементів з протонними числами: а) 5 і 15; б) 7 і 27; в) 13 і 15; г) 13 і 27.

69. Вкажіть пару елементів, що мають однакову кількість валентних електронів на останньому енергетичному рівні: а) Літій і Бор; б) Літій і Калій; в) Бор і Калій; г) Бор і Берилій.

70. Елемент з протонним числом 5 утворює вищий оксид типу: а) EO; б) E₂O₃; в) EO₂; г) Е₂О.

71. Однакову кількість електронів на зовнішньому рівні містять атоми елементів з протонними числами: а) 8 і 9; б) 9 і 18; в) 16 і 18; г) 8 і 16.

●● 72. Скільки електронів міститься у атомі ?

73. Скільки непарних електронів мають атоми таких елементів: Cl, N, Si в незбудженому стані?

74. Що спільного в будові атомів елементів з протонними числами 12 і 16: а) заряд ядра; б) кількість електронів; в) кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні; г) кількість електронних рівнів?

75. Вкажіть формулу і характер вищого оксиду хімічного елемента з протонним числом 7.

76. Атомне ядро якого елемента містить 35 протонів і 45 нейтронів?

77. Напишіть три хімічних елементи, у яких на зовнішньому енергетичному рівні міститься по 4 електрони. Зобразіть електронні схеми їх атомів.

●●● 78. Запишіть електронні формули атомів: Mg, K, P і Cl. Вкажіть їх валентність у збудженому і незбудженому станах.

79. Конфігурація зовнішніх електронних оболонок атомів така: а) 4s²4p³; б) 6s². У яких періодах і групах періодичної системи містяться ці елементи?

80. Електронна формула атома – 1s²2s²2p⁶3s¹. Який це елемент? Напишіть для даного елемента формулу оксиду і гідроксиду.

81. Атом якого елемента має такий розподіл електронів по енергетичних рівнях: 2, 8, 5? Складіть формулу його водневої сполуки, оксиду і гідроксиду.

82. Визначте елементи, атоми яких мають такі електронні формули: а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶; б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²; в) 1s²2s²2p¹.

●●●● 83. Які з наведених електронних формул відповідають незбудженому стану атомів елементів? Назвіть ці елементи: а) 1s²2s¹2p¹; 1s²2s²2p⁴; 1s²2s²2p⁶3s²; б) 1s²2s²2p⁶3s¹; 1s²2s²2p⁵3s²; 1s²2s².

84. У яких випадках наведені електронні формули відповідають атомам різних елементів, а в яких – атомам одного і того ж елемента, що знаходиться в збудженому і незбудженому станах? а) 1s²2s²2p³ і 1s²2s²2p⁴; б) 1s²2s²2p² і 1s²2s¹2p³; в) 1s²2s²2p³ і 1s²2s²2p²; г) 1s²2s²2p⁵ і 1s²2s¹2p⁶.

85. Зовнішній енергетичний рівень атома елемента має будову: ns²np⁴. Кислота, що відповідає його вищому оксиду, має відносну молекулярну масу 145. Назвіть цей елемент.

86. Оксид хімічного елемента I групи головної підгрупи має відносну молекулярну масу 232. Назвіть цей елемент.