Будова атомів хімічних елементів

Перед тим як розглянути питання про закономірності розподілення хімічних елементів в природі, давайте разом припам’ятаємо – з яких складових частин побудовані атоми хімічних елементів, як вони облаштовані і від чого залежать властивості цих атомів. З шкільного курсу фізики і хімії Вам добре відомо, що атом складається з ядра і негативно заряджених електронів, які обертаються навколо нього. Ядро всіх атомів (за виключенням водню), в свою чергу, складається з позитивно заряджених протонів і нейтронів, що не несуть електричного заряду.

Маса протону складає 1,67·10^-24 г, а електрону – вього 9,1·10^-28 г, тобто різниця складає 4 порядки. Розміри: протона і нейтрона – порядка 10^-16 см, а електрону – 10^-13 см, тобто відношення як раз зворотне.

При цьому розмір атомів має порядок 10^-8 см, тобто в 100 000 разів більше розміру електрону і в 100 000 000 більше розміру протону, відповідно, атом має вельми «ажурну» структуру. Різниця за масою між протонами і нейтронами – всього в 1, 0014 разів, що практично неістотно і нею можна знехтувати. Тому в усіх розрахунках маси протону і нейтрону приймаються за 1, а маса електрона – за 0 (так як при різниці на 4 порядки навіть сумарна маса сотні електронів буде настільки мізерною, що нею можна знехтувати, а атомів, в яких число електронів хоча б наближувалося до 1000 в природі не відомо, та і теоретично можливість їх існування вельми сумнівна).

В цілому атом електрично нейтральний. Число позитивних зарядів (протонів) врівноважується числом негативних зарядів (електронів).

Якщо атом втрачає або набуває деяке число електронів, він переходить в заряджений (іонізований) стан.

Хімічна індивідуальність атому визначається числом його протонів, тобто зарядом ядра. Різновиди одного і того ж хімічного елементу за числом нейтронів (з різними атомними масами) називають ізотопами.

З курсу хімії Вам відомо, що хімічні властивості атомів визначаються числом і розміщенням електронів. Вони розміщуються навколо ядра на суворо визначених орбітах (оболонках або енергетичних рівнях).

Максимально можлива кількість електронів на кожному рівні: 2 n ² (число Паулі), де n – номер оболонки.

Таким чином, на 1 рівні можуть розміщуватися 2 електрони, на 2 рівні – 8 електронів, на 3 – 18, на 4 – 32 електрони і т.д.

Всередині кожного з рівнів виділяються підрівні, які утворюються різними типами електронів (різняться за морфологією орбіт і енергією):

S – одна сферична орбіта в межах кожного рівня; на ній може бути розміщено не більше 2 електронів з протилежними спінами (які рухаються в протилежних напрямках);

p – три «гантелеподібних» орбіти, які орієнтовані взаємно перпендикулярно; теж по два електрона на кожній, всього не більше 6;

d і f – більш видалені від ядра, морфологічно більш складні; ємність підрівня d – не більше 10, f – не більше 14 електронів.

Легко запам’ятати, що кількість орбіт різних типів відповідає натуральному ряду чисел: 1, 3, 5, 7

Число ж електронів на кожній орбіті можна визначати множенням цього ряду на два (2, 6, 10, 14), так як на кожній з орбіт можуть одночасно знаходитися два електрони з протилежними спінами.

Звідси – заповненість оболонок:

I рівень – тільки s-підгрупа – всього 2 електрони

II рівень – s + p; - всього 8 електронів

III рівень – s + p + d; - всього 18 електронів

IV рівень – s + p + d + f всього 32 електрони.

Максимальну енергетичну стійкість мають зовнішні електронні оболонки з числом електронів 2 і 8.

Іонізація – результат здатності атому елемента прийняти або віддати визначене число електронів для досягнення максимальної енергетичної стійкості зовнішньої оболонки.

Існують позитивні (катіони) і негативні (аніони) іони. З зарядом іонів пов’язана властивість валентності.

Д.І. Менделєєв відкрив періодичність зміни хімічних властивостей елементів в залежності від їх атомної ваги (точніше, порядкового номеру). При складанні Періодичної таблиці виявилося, що при збільшенні порядкового номеру елементу порядок заповнюємості рівнів і підрівнів електронами не є лінійно послідовним.

Щоб розібратися як відбувається заповнення електронних оболонок, зручно використовувати формули будови електронних оболонок хімічних елементів.

I період:

Формула для водню – 1s², тобто всього один електрон типу s на першому енергетичному рівні.

Формула для елементу, який завершує перший ряд в системі Менделєєва, буде мати вигляд:

2s¹ – відповідає гелію.

II період:

Формула для кінця другого ряду:

2s¹, 2s² 6p² - неон.

На його початку – елементи, які віддають електрони і утворюють катіони (метали). Наприкінці - неметали. Ці елементи (азот, кисень, фтор) приєднують електрони до заповнення зовнішнього рівня, утворюючи аніони. Між ними – вуглець, здатний як віддавати, так і приймати електрони (утворює як кисневі сполуки, так і з воднем, металами).

III період:

Третій ряд також завершується благородним газом:

2s¹, 2s²6p², 2s³6р³ – аргон.

Тут, в третьому рівні залишається незаповненим підрівень d, який може вмістити 10 електронів. Але, так як на зовнішній оболонці розміщено 8 електронів, тобто стійке число (не за властивостями самого числа, в піфагорейському сенсі, а в сенсі найбільшої енергетичної стійкості такої кількості електронів), то це – завершений період.

IV період:

І, хоча залишається незаповненим підрівень d третього рівня, далі починається заповнення четвертого рівня. І наступним знову виявляєтьс черговий луговий елемент – калій (2s¹, 2s² 6p², 2s³ 6p³, 1s⁴).

Але з третього елементу цього періоду – скандія – починається заповнення того самого підрівня d, який залишився пропущеним. І тому далі два валентних електрони залишаються на зовнішньому (четвертому) рівні, а решта продовжує заповнювати третій (додається по одному, аж до нікеля):

2s¹, 2s² 6p², 2s³ 6p³ 8d³, 2s⁴

Звідси вибігає два слідства:

1. Більшу частину наступного періоду складають елементи, які утворюють катіони, тобто мають властивості металів (тому що через мале число на зовнішній оболонці їх втрата енергетично більш корисна, чим приєднання).

2. Поширена змінна валентність, так як, окрім втрату двох електронів з зовнішнього рівня можлива і втрата частини електронів, зазвичай, з підрівня d).

А далі – ще цікавіше. У міді, порівняно з нікелем, додається 1 електрон, але на заповнення підрівня d третьої оболонки переходять одразу 2 електрони, і вона, таким чином, заповнюється остаточно. А на зовнішній оболонці залишається один електрон, і мідь знову може бути одновалентна:

2s¹, 2s² 6p², 2s³ 6p³ 10d³, 1s⁴.

При цьому 18-електронна зовнішня оболонка менш корисна, чим 8-електронна. Тому менш корисно і віддавати цей єдиний електрон з зовнішньої оболонки. В результаті, мідь та її аналоги (срібло, золото) можуть в природі існувати в самородному стані, не вступаючи в сполуки з іншими елементами. Причому хімічна інертність серед них зростає від міді до золота.

А завершується цей період елементом з електронною формулою:

2s¹, 2s² 6p², 2s³ 6p³ 10d³, 2s⁴ 6p⁴.

Цей зносу інертний газ – кріптон.

V період:

Далі знову починається з додаванням одного, потім двох електронів на черговому (вже п’ятому) рівні (рубідій, стронцій). А потім – заповнення d-підрівню попереднього рівню. Все аналогічно IV періоду. Наприкінці – черговий інертний газ (ксенон):

2s¹, 2s² 6p², 2s³ 6p³ 10d³, 2s⁴ 6p⁴ 10d⁴, 2s⁵ 6p⁵.

VI період:

Починається аналогічно попереднім періодам – луговим і лугоземельним елементами (цезієм, барієм). З третього елементу – лантану – знову з’являється перший електрон на підрівні d попедернього рівню. Але ж до цього часу всередині четвертого (вже позапопереднього!) рівня залишився не заповненим підрівень f, що з’являється тут. І після лантану починається заповнення цього підрівню. Нові додаткові електрони опиняються глибоко всередині, далеко від зовнішнього рівню. Вони практично не впливають на валентні властивості атомів, і вся велика група наступних елементів займає в таблиці Менделеєва одну клітину з лантаном. Потім вже продовжується заповнення підрівню 5d, і так далі.

VII період:

На початку повторює VI період. Можна припускати, що в його рамках повинно відбуватися заповнення ще більшого числа підрівнів, і він повинен виявитися ще довшим. Але, так як він не завершений через нестійкість надважких елементів, це залишається лише припущенням.

Із зростанням атомного номеру елемента закономірно змінюються не тільки хімічні властивості елементів, але і їх розміри (параметри) – атомні та іонні радіуси.

Це особливо важливе для геохімії, так як окрім валентних властивостей хімічних елементів, процеси їх міграції в істотній мірі залежать від їх розмірів. В найбільшій мірі, ці процеси їх міграції в істотній мірі залежать від їх розмірів. В найбільшій мірі, ці параметри впливають на явище ізоморфізму – взаємозаміщення атомів в хімічних сполуках (це явище Вам відомо з курсу загальної геології, а далі ми розглянемо його дещо детальніше).

Визначення розмірів атомів та іонів стало можливим завдяки появленню методу вивчення кристалічних решіток та їх параметрів рентгеноструктурним методом (вивчення структури кристалічної решітки за характером діфракції рентгенівських променів, які проходять через неї).

Закономірності:

1. Величини іонних радіусів коливаються від 0,46 ангстрем у водня до 2,62 – у цезія.

2. Значення іонних радіусів в елементарних аніонів завжди перевищує атомні, а в катіонів є меньшими.

3. Величини атомних та іонних радіусів змінюються з періодичністю, яка відповідає положенню елементів в періодичній системі Менделєєва.

4. Максимальне значення атомних радіусів характерні для елементів, з яких починається заповнення чергового енергетичного рівня електронних оболонок, тобто починаючих періоди (лугових елементів). Виключення – самий перший з них (літій), атомний радіус якого менший, чим у гелія.

5. В межах кожного періоду спочатку спостерігається поступове зменшення атомних радіусів, а потім воно змінюється на зростання.

6. В межах груп періодичної системи спостерігається зростання величин атомних радіусів від легких елементів до більш важких. Закономірність не розповсюджується на елементи, важкіші лантану, через так зване лантанове стискання (обумовлене зростанням сили внутрішньоатомних зв’язків в результаті заповнення внутрішніх електронних оболонок).