§ 14. Ступінь окиснення елементів
Пригадайте: число електронів на зовнішньому енергетичному рівні атомів s- та p-елементів збігається з номером групи в Періодичній системі (для короткоговаріанта).
Поняття про ступінь окиснення
Важливою характеристикою частинок у складі хімічних сполук є число відданих або прийнятих атомом електронів. Якщо для речовин з йонним зв’язком для цього достатньо знати заряди утворених йонів, то в речовинах з ковалентним зв’язком визначити це досить складно. Тому для всіх сполук, незалежно від типу їхнього хімічного зв’язку, застосовують більш універсальне поняття — ступінь окиснення.
Ступінь окиснення визначається числом відданих або прийнятих електронів у речовинах з йонним зв’язком та числом електронів у складі спільних електронних пар, що зумовлюють ковалентний полярний зв’язок.
Ступінь окиснення — це умовний заряд на атомі в молекулі або кристалі, обчислений з припущенням, що всі спільні електронні пари повністю зміщені в бік більш електронегативного елемента.
У найпростіших йонних сполуках ступінь окиснення збігається із зарядами йонів, наприклад:
Розглядаючи сполуки з ковалентним полярним зв’язком, роблять припущення, що спільна електронна пара повністю переходить до більш електронегативного елемента. У цьому випадку в гідроген флуориді та воді ступені окиснення будуть такі:
Можливі ступені окиснення елементів
Ступені окиснення, які елементи можуть виявляти в різних сполуках, у більшості випадків можна визначити за будовою зовнішнього електронного рівня або за положенням елемента в Періодичній системі.
Атоми металічних елементів можуть тільки віддавати електрони, тому в сполуках вони виявляють позитивні ступені окиснення. Максимальне значення — вищий ступінь окиснення — зазвичай дорівнює числу електронів на зовнішньому рівні, а отже, й номеру групи в Періодичній системі.
Атоми неметалічних елементів можуть виявляти як позитивний, так і негативний ступінь окиснення. Максимальний позитивний ступінь окиснення — вищий ступінь окиснення, як і для металічних елементів, дорівнює числу валентних електронів. А нижчий ступінь окиснення визначається тим, скільки електронів бракує атому, щоб на зовнішньому рівні їх було вісім (табл. 9).
Окрім вищого та нижчого ступеня окиснення багато елементів можуть також виявляти й проміжні ступені окиснення. Визначити їх для s- та p-елементів можна за таблицею 9.
Таблиця 9. Найбільш характерні ступені окиснення елементів головних підгруп (s- та p-елементів)
§ 1. Електронні й графічні електронні формули атомів s-, p-, d-елементів. Принцип «мінімальної енергії»
• Електронна оболонка атома складається з електронів. Їх кількість, як і кількість протонів, визначається протонним числом (порядковим, атомним номером) хімічного елемента.
• Електрон має двоїсту природу. Він наділений властивостями мікрочастинки й хвилі. Через це неможливо простежити всі етапи його руху в атомі, можна лише передбачити ймовірність його перебування в тій чи іншій точці атомного простору.
• Об’єм простору навколо ядра, у якому ймовірність перебування електрона становить 90 і більше відсотків, називають орбіталлю.
• s-Електрони — це електрони зі сферичною формою орбіталі.
• р-Електрони — це електрони з формою орбіталі, схожою на гантель чи об’ємну вісімку.
• Відповідно до форми електронних орбіталей розрізняють s-, p-, d-, f-електрони.
• Електрони з приблизно однаковою величиною енергії утворюють один енергетичний рівень.
• У межах одного енергетичного рівня електрони з однаковою формою електронної орбіталі утворюють енергетичний підрівень.
• Валентні електрони — електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв’язків.
• Енергетичні рівні, заповнені максимально можливою для них кількістю електронів, називають завершеними. Енергетичні рівні з меншою за максимальну кількістю електронів — незавершеними.
У 8 класі ви вже мали справу з електронними й графічними електронними формулами. Пригадайте, що:
електронна формула атома — це запис розподілу електронів в електронній оболонці атома, де коефіцієнтами позначають енергетичні рівні (1, 2, . 7), символами — підрівні (s, p, d, f), верхніми індексами — кількість електронів на підрівнях. Наприклад, електронна формула атома Силіцію 14Si така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 .
ГРАФІЧНІ ЕЛЕКТРОННІ ФОРМУЛИ доповнюють інформацію про будову електронної оболонки атома відомостями про кількість енергетичних комірок (кожну комірку позначають квадратиком) та заповнення їх електронами. Два спарені електрони однієї комірки позначають двома протилежно спрямованими стрілками ⇅, неспарений електрон — однією ↑. Протилежно спрямовані стрілочки вказують на те, що спарені електрони обертаються навколо своєї осі в протилежних напрямках.
Графічна електронна формула атома — відображення розподілу електронів за енергетичними комірками.
Приклад графічної електронної формули наведено на малюнку 1.
Мал. 1. Графічна електронна формула атома Силіцію
ЩО СЛІД ПАМ’ЯТАТИ ПІД ЧАС СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ І ГРАФІЧНИХ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ. Складати електронні та графічні електронні формули атомів допоможе вам наведена нижче інформація, частину якої вам достатньо буде лише пригадати з курсу хімії 8 класу.
У межах одного рівня кількість підрівнів визначається кількістю наявних форм орбіталей.
На першому енергетичному рівні перебувають електрони лише зі сферичною формою орбіталей, тобто s-електрони, вони утворюють s-шдрівень. Отже, на першому енергетичному рівні існує один підрівень.
На другому енергетичному рівні розміщені електрони зі сферичною та гантелеподібною формами орбіталей, тобто s- та p-електрони. Відповідно до цього другий рівень включає два підрівні — s-підрівень та р-підрівень. (Назви підрівнів повторюють назви орбіталей.)
На третьому енергетичному рівні є три підрівні: s-, p-, d-. Тобто, з’являється d-підрівень. Його заповнення d-електронами відбувається в атомів хімічних елементів з протонними числами 21-30 (атоми хімічних елементів четвертого періоду).
Четвертий підрівень називається — f-підрівнем і з’являється він на четвертому енергетичному рівні у хімічного елемента Церію (протонне число 58).
Оскільки s-підрівень містить лише одну s-орбіталь, то на ньому можливе перебування не більше двох s-електронів. р-Підрівень містить три р-орбіталі, тому на ньому може перебувати максимально шість р-електронів. На d-підрівні налічується п’ять орбіталей, тож максимальне число d-електронів на ньому — десять. Щоб заповнити сім орбіталей f-підрівня, знадобиться чотирнадцять f-електронів.
На малюнку 2 наведено графічні зображення орбіталей перших чотирьох енергетичних рівнів.
Мал. 2. Структура перших чотирьох енергетичних рівнів
Те, що на підрівні вдвічі більше електронів, ніж орбіталей, пояснюється існуванням спарених електронів.
Наявність неспарених електронів і вільних енергетичних комірок має значення для утворення хімічних зв’язків.
Узагальнену інформацію про максимальну кількість електронів та енергетичних комірок на підрівнях наведено в таблиці 1.
Максимальна кількість електронів та енергетичних комірок на підрівнях
Умовне позначення підрівнів