Електронна оболонка

· Головне квантове число n– характеризує енергію електрона (1 – 7).

· Побічне (орбітальне) квантове число ℓ –характеризує форму орбіталі:

s – 0, p – 1, d – 2, f – 3.

· Магнітне квантове число m – характеризує орієнтацію орбіталі у просторі відносно напрямку зовнішнього магнітного поля (–ℓ, 0, +ℓ).

· Спінове квантове число s –характеризує обертання електрона навколо власної осі в той чи інший бік (+½, –½).

Правила, які визначають порядок заповнення атомних орбіталей

· Принцип найменшої енергії:заповнення електронами атомних орбіталей відбувається у порядку збільшення їх енергій.

· Перше правило Клечковського:заповнення електронами енергетичних підрівнів відбувається у порядку послідовного збільшення суми головного та орбітального квантових чисел n +ℓ .

· Друге правило Клечковського:із двох атомних орбіталей з однаковою сумою n +ℓпершою заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа.

· Принцип Паулі:в атомі не може бути двох електронів, у яких всі чотири

квантові числа однакові.

· Правило Хунда:на кожну атомну орбіталь підрівня спочатку поступає по

одному електрону з однаковим напрямком спіну.

· Правило симетрії:електронна конфігурація повністю та наполовину заповнених підрівнів має високу енергетичну стійкість, тому такі конфігурації більш імовірні, ніж незавершені підрівні.

Утворення симетричних конфігурацій можливе за рахунок проскоку електрона з одного енергетичного рівня на інший.

Періодичний закон Д.І.Менделєєва

· Металічність– це здатність елемента віддавати валентні електрони:

Na⁰ – 1ē → Na⁺

Mg⁰ – 2ē → Mg²⁺

Al⁰ – 3ē → Al ³⁺

Чим менше електронів в атомі на зовнішньому рівні, тим активніший метал. Тобто, по періоду металічні властивості елементів зменшуються.

· Неметалічність – це здатність елемента приймати на свій зовнішній рівень електрони до його завершення (до 8):

Si⁰ + 4ē → Si^4–

P⁰ + 3ē → P^3–

S⁰ + 2ē → S^2–

Cl⁰ + 1ē → Cl^–

Чим більше електронів в атомі на зовнішньому рівні, тим активніший неметал. Тобто, по періоду неметалічні властивості елементів зростають.

Неметали можуть також віддавати електрони більш активним неметалам:

Si⁰ – 4ē → Si⁴⁺

P⁰ – 5ē → P⁵⁺

S⁰ – 6ē → S⁶⁺ О⁰ + 2ē → О^2–

Cl⁰ – 7ē → Cl⁷⁺

· Період –це горизонтальний ряд елементів, розташованих за зростанням заряду ядра. Період об’єднує елементи з однаковою кількістю енергетичних рівнів. По періоду металічні властивості елементів зменшуються, а неметалічні зростають, тому що зростає кількість електронів на зовнішньому рівні.

ü Малі періодимістять s– і p–елементи, у яких заповнюються електронами зовнішні рівні. Це елементи головних підгруп:

Na 3s¹ Mg3s² Al3s²3p¹ Si 3s²3p² …

ü Великі періодиміж s– і p–елементами містять по 10 d–елементів, у яких заповнюється передзовнішний d–підрівень, а на зовнішньому рівні залишається 1 чи 2 s–електрони. Це елементи побічних підгруп (перехідні елементи), їх властивості зі збільшенням заряду ядра змінюються незначно.

 

K4s¹ Ca4s² Sc4s²3d¹ Ti4s²3d² …

Zn4s²3d¹⁰ Ga4s²3d¹⁰4p¹ …

ü Лантаноїди та актиноїди– це f–елементи, у яких заповнюється електронами f–підрівень третього зовні енергетичного рівня, а на зовнішньому рівні містяться 2 s–електрони. По 14 f–елементів знаходяться між s– і d–елементами у шостому і сьомому періодах.

· Група – це вертикальний ряд елементів з однаковим числом валентних електронів та однаковим вищим ступенем окислення, що дорівнює номеру групи. По групі зверху вниз металічні властивості зростають, а неметалічні зменшуються, тому що зростає радіус атома.

 

Головна підгрупа	Побічна підгрупа
s– та p–елементи	d–елементи
кількість електронів на зовнішньому рівні дорівнює номеру групи	1 або 2 електрони
метали та неметали	тільки метали
кількість валентних електронів дорівнює номеру групи	кількість валентних електронів дорівнює номеру групи
вищий ступінь окиснення дорівнює номеру групи	вищий ступінь окиснення дорівнює номеру групи

 

Групи головних елементів:

І група – лужні метали: Літій, Натрій, Калій, Рубідій, Цезій, Францій.

ІІ група – Берилій, Магній та лужноземельні метали: Кальцій, Стронцій, Барій, Радій.

VІ група – халькогени: Оксиген, Сульфур, Селен, Телур, Полоній.

VІІ група – галогени:Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат.

VІІІ група – інертні гази:Гелій, Неон, Аргон, Криптон, Ксенон, Радон.

· Енергія іонізації І –це енергія, що необхідна для відриву електрона від незбудженого атома.Чим менше електронів на зовнішньому рівні та більше радіус атома, тим менше енергія іонізації. Тобто у металів енергія іонізації мала.

· Спорідненість до електрона Е –цеенергія, яка виділяється при приєднанні електрона до незбудженого атома. Чим більше електронів на зовнішньому рівні та менше радіус атома, тим більше спорідненість до електрона. Тобто у неметалів енергія спорідненості до електрону велика.

· Електронегативність χ –це здатність атома притягувати до себе спільну електронну пару в хімічній сполуці:

χ = І + Е

Найбільш електронегативний елемент Флуор ( χ = 4,10 ) – неметал.

Найменш електронегативний елемент Францій( χ = 0,86 ) – метал.

 

Зростання неметалічних (окисних) властивостей

(електронегативності, енергії спорідненості)

	I	II	III	IV	V	VI	VII

Зростанняметалічних

(відновних) властивостей

(зменшення енергії

іонізації та

електронегативності)

 

В цьому варіанті періодичної системи указані тільки неметали.

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
							H	He
			B	C	N	O	F	Ne
				Si	P	S	Cl	Ar
					As	Se	Br	Kr
						Te	I	Xe
							At	Rn

 

Хімічні зв’язки

– це всі види взаємодії між атомами, які забезпечують існування двох- та багатоатомних сполук.

· Внутришньомолекулярні зв’язки:

ü ковалентний

ü іонний

ü металічний

· Міжмолекулярні зв’язки:

ü водневий

ü ван–дер–ваальсова взаємодія

Ковалентний зв’язок

– це хімічний зв’язок, що виникає за рахунок утворення спільної електронної пари. Існує два механізми утворення ковалентного зв’язку. В одному випадку кожний з двох атомів, що утворює зв'язок, надає для цього по одному неспареному електрону. В другому випадку один атом надає неподілену пару електронів, а другий – вільну орбіталь.

Обмінний механізм:

+ → + →