Хімічна природа елемента залежить від здатності його атомів втрачати чи здобувати електрони. Ця здатність кількісно оцінюється енергією іонізації атома і спорідненістю до електрона.
Потенціал іонізації ( I) – енергія, необхідна для відриву електрона з орбіталі і видалення його на нескінченну відстань від ядра. У періодах від s-елементів 1 групи до p-елементів VIII групи енергія іонізації збільшується, що обумовлено зростанням заряду ядра і кількості зовнішніх електронів. (Сила взаємодії між ними зростає за законом Кулона: F = q1q2/r2). З початком нового періоду енергія іонізації знову знижується. Таким чином, у межах періоду ця властивість змінюється майже монотонно, а від періоду до періоду – стрибкоподібно. Відповідно до цього, хімічні властивості в періоді монотонно змінюються від типового металу до неметалу, а потім стрибком – від інертного газу до лужного металу.
Спорідненість до електрона ( E)– кількість енергії, що виділяється при приєднанні електронів до нейтрального атома. У періодах зліва направо Е збільшується. Як і потенціал іонізації, спорідненість до електрона від періоду до періоду змінюється стрибкоподібно.
Напівсума I і Е позначається як электронегативність (ЭО) (Л. Полінг, 1931 р.). Таблиця значень відносної електронегативнесті ( χ – грецьк. „каппа”) наведена в задачнику М.Л.Глінки , а також у додатку.
Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва є основою вивчення хімії елементів. Керуючись цим, у загальній характеристиці елементів необхідно уміти визначати наступне:
- положення елемента в періодичній системі, електронну структуру атома, можливі ступені окиснення;
- закономірності в змінах радіусів атомів, енергії іонізації, електронегативності в періоді і підгрупі;
- найбільш характерні властивості простих речовин, утворених елементами, закономірності в зміні властивостей по періодах і підгрупах;
- форми сполуки елементів з гідрогеном, оксигеном, деякими іншими елементами;
- закономірності в зміні кислотно-основних і окисно-відновних властивостей оксидів, гідроксидів по періодах і підгрупах.
3.2. Приклади розв ¢язування типових задач
Задача 1. Напишіть електронну формулу (розташування електронів на рівнях і підрівнях) іонів Na+ і Cl- .
Розв’язок . Елементи 11Na і 17Сl мають електронні формули: 1s22s22p63s1 i 1s22s22p63s23p5 відповідно. При утворенні іонів Nа+ і Сl- натрій віддає один електрон, а хлор, навпаки, приєднує електрон. Отже, електронні формули мають вигляд:
іон Na+ : 1s22s22p63s0 ;
іон Cl- : 1s22s22p63s23p6 .
Задача 2. Розташуйте 4p, 3d, 4s, 4d-орбіталі в порядку зростання енергії.
Скористаємося правилами Клечковського і знайдемо суму n+ l для кожної з орбіталей:
4s (4 + 0 = 4); 3d (3 + 2 = 5); 4р (4 + 1 = 5) ; 4d (4 + 2 = 6). Тоді ряд має наступний вид: 4s, 3d, 4p, 4d.
Задача 3. На основі розподілу електронів на рівнях і підрівнях атомів 15Р і 23V укажіть: а) метал чи неметал; б) можливі ступені окислення; в) формули оксидів і їх гідратів, а також можливі сполуки з гідрогеном цих елементів.
Розв’язок. Елемент 15Р (фосфор) має електронну конфігурацію: 1s22s22p63s23p3 . Це - неметал, валентними електронами є 3s23р3, тобто, фосфор здатний приймати при хімічних перетвореннях три електрони і віддавати п’ять, утворюючи сполуки, у яких він виявляє ступінь окиснення від –3 до +5. Але найбільш поширеними є ступені окиснення: -3 (РН3), 0 (елементарний Р), +3 (Р2О5, Н3РО3) , +5 (Р2О5, Н3РО4). Електронна формула елемента 23V (ванадій): 1s22s22p63s23p63d34s2; цe d-елемент, метал. Валентними електронами є 3d34s2 . Ванадій утворює сполуки, у яких він виявляє ступені окиснення від 0 (елементарний ванадій) до +5:
+2 : VO, V(OH)2 ;
+3 : V2O3, V(OH)3 ;
+4 : VO2 , V(OH)4, H2VO3 ;
+5 : V2O5 , H3VO4, HVO3 .
Задача 4. Запишіть електронну конфігурацію і енергетичну діаграму елементів з порядковими номерами: 23 і 33.
Рішення. Використовуємо правила заповнення:
1s22s22p63s23p64s23d3; 1s22s22p63s23p64s23d104s24p3.
Енергетична діаграма ( графічна формула) має вид:
Z = 23 (23V ) Z = 33 (33As)
3d 4p
4s ¯ 4s ¯
3p ¯ ¯ ¯ 3d ¯ ¯ ¯ ¯ ¯
3s ¯ 3p ¯ ¯ ¯
2p ¯ ¯ ¯ 3s ¯
2s ¯ 2p ¯ ¯ ¯
1s ¯ 2s ¯
1s ¯
3.3. Задачі для самостійного рішення : 182, 183, 190, 208
3.4. Лабораторна робота