Будова атома хлору (cl), схема і приклади

Хлор знаходиться в третьому періоді VII групі головною (А) підгрупі Періодичної таблиці.

Відноситься до елементів p-сімейства. Неметалл. Елементи-неметали, що входять в цю групу, носять загальна назва галогени. Позначення – Cl. Порядковий номер – 17. Відносна атомна маса – 35,453 а.е.м.

Електронна будова атома хлору

Атом хлору складається з позитивно зарядженого ядра (+17), що складається з 17 протонів і 18 нейтронів, навколо якого по 3-м орбітах рухаються 17 електронів.

Рис.1. Схематична будова атома хлору.

Розподіл електронів по орбіталях виглядає наступним чином:

На зовнішньому енергетичному рівні атома хлору знаходиться сім електронів, всі вони вважаються валентними. Енергетична діаграма основного стану приймає наступний вигляд:

Наявність одного неспареного електрона свідчить про те, що хлор здатний виявляти ступінь окислення +1. Також можливо кілька збуджених станів через наявність вакантної 3d орбіталі. Спочатку розпарюються електрони 3p -подуровня і займають вільні d орбіталі, а після – електрони 3s -подуровня:

Цим пояснюється наявність у хлору ще трьох ступенів окислення: +3, +5 і +7.

Приклади розв’язання задач

Дано два елементи з зарядами ядер Z = 17 і Z = 18. Проста речовина, утворене першим елементом, – отруйний газ з різким запахом, а другим – неотруйний, позбавлений запаху, який не підтримує дихання газ. Напишіть електронні формули атомів обох елементів. Який з них утворює отруйний газ?

Електронні формули заданих елементів будуть записуватися наступним чином:

Заряд ядра атома хімічного елемента дорівнює його порядковому номеру в Періодичної таблиці. Отже, це хлор та аргон. Два атома хлору утворюють молекулу простого речовини – Cl2. яке являє собою отруйний газ з різким запахом

Назвіть елементи, в атомах яких розподіл електронів по енергетичним рівням в основному стані відповідає рядах чисел: а) 2,8,7; б) 2,8,8,1; в) 2,8,13,1; г) 2,8,18,1. Які з них відносяться до однієї групи? Які знаходяться в одному періоді?

Визначити положення хімічного елемента в Періодичної таблиці можна склавши всі електрони, наявні в атомі, не враховуючи їх розподілу по енергетичним рівням:

б) 2 + 8 + 8 + 1 = 19. Це калій.

в) 2 + 8 + 13 + 1 = 24. Це хром.

г) 2 + 8 + 18 + 1 = 29. Це мідь.

В одній групі-першої, але різних підгрупах розташовані калій і мідь. Калій і хром знаходяться в одному періоді – четвертому.

Схожі статті

§ 2. Збуджений стан атома. Валентні стани елементів. Можливі ступені окиснення неметалічних елементів другого і третього періодів

Збуджений стан атома. У 9 й 10 класах ви дізналися про основний і збуджений стани атома Карбону та його валентні можливості (мал. 2.1).

Рис. 2.1. Будова атома Карбону в основному і збудженому станах

Пригадайте: електронні конфігурації атомів з найменшою енергією називають основними. Унаслідок отримання енергії ззовні можливий перехід електронів на вищий підрівень, де є вільні орбіталі. Тобто атом переходить у збуджений стан.

Такий перехід відбувається внаслідок опромінення або нагрівання речовини. Стан, який потребує для підвищення енергії електрона найменших затрат енергії, називають першим збудженим станом. Збуджений стан атома позначають зірочкою – Е*. Наприклад, перший збуджений стан атома Сульфуру зумовлений переходом одного з 3р_х-електронів на 3d-підрівень:

Другий збуджений стан атома Сульфуру зумовлений переходом на 3d-підрівень одного з 3s-електронів:

Зверніть увагу: збуджений стан атома – нестійкий. Тому через деякий час електрон, утративши енергію, переходить на енергетичний підрівень з меншою енергією, унаслідок переходу відбувається випромінення фотона – порції (кванта) світла.

Валентні стани елементів та їхні ступені окиснення пов’язані між собою та зумовлені особливостями будови зовнішнього енергетичного рівня атомів. Виконавши завдання, наведені далі, ви зможете дійти щодо цього певних висновків.

1. Сульфур виявляє змінну валентність – II, IV, VI. Проаналізуйте графічні варіанти електронних формул атома Сульфуру в основному й збуджених станах, наведені вище. Скільки неспарених електронів в атомі Сульфуру в кожному із станів? Яким значенням валентності Сульфуру вони, на вашу думку, відповідають? 2. Зобразіть графічний варіант електронної формули атома Оксигену. Чи можливий його перехід у збуджений стан? Чому?

Цікаво і пізнавально

Валентність – багатозначний термін. Наприклад, у мовознавстві – це здатність слова визначати кількість і якість залежних від нього словоформ, зумовлена його семантичними та граматичними властивостями, у психології – позитивна або негативна цінність, значущість об’єкта, події або дії для суб’єкта, їхня мотиваційна (спонукальна) сила.

Порівняймо можливі ступені окиснення розташованих в одній групі неметалічних елементів другого й третього періодів на основі електронної будови їхніх атомів.

1. Зобразіть графічні варіанти електронних формул Флуору та Хлору в основному стані й проаналізуйте їх. Атоми якого із цих двох хімічних елементів можуть перейти в збуджений стан? Чому? 2. Скількох електронів не вистачає атому кожного із цих елементів для набуття стійкої 8-електронної структури – октету? 3. Якого ступеня окиснення набудуть Флуор та Хлор, якщо зовнішні енергетичні рівні їхніх атомів стануть завершеними? 4. Скільки неспарених електронів в атомі Флуору й атомі Хлору в основному стані? 5. Зобразіть графічні варіанти електронних формул атома Хлору в збудженому стані та проаналізуйте їх. 6. Скільки неспарених електронів в атомі Хлору в першому збудженому стані? У другому? У третьому? Скільки електронів може віддати атом Хлору в кожному із цих станів? Якого ступеня окиснення набуде Хлор унаслідок цього? 7. Складіть хімічні формули фторидів Хлору для основного та першого й другого збуджених станів атома Хлору. 8. Визначте ступені окиснення Хлору в речовинах, формули яких СаСl₂, Сl₂О, NaClO, КСlО₃, NaClO₂, КСlО₄, Сl₂.

Знання про будову електронних оболонок атомів хімічних елементів, основний і збуджений стан атомів допоможуть вам зрозуміти, чому багато хімічних елементів виявляють змінну валентність, та глибше усвідомити фізичний зміст явища періодичності, про яке йтиметься в наступному параграфі.

ПРО ГОЛОВНЕ

• В основному стані енергія електронів в атомі мінімальна.

• Унаслідок отримання енергії ззовні атом може перейти в збуджений стан.

• Збуджений стан атома – нестійкий.

• Валентні стани хімічних елементів та їхні ступені окиснення пов’язані між собою та зумовлені особливостями будови зовнішнього енергетичного рівня атомів.

Перевірте себе

• 1. Перетворіть розповідні речення рубрики ПРО ГОЛОВНЕ на питальні. Чи можете ви відповісти на ці запитання без допомоги підручника?

Застосуйте свої знання й уміння

• 2. Зобразіть графічні варіанти електронних формул атомів елементів другого та третього періодів. Оцініть можливість переходу їхніх атомів у збуджений стан та їхні валентні можливості. Порівняйте кількість збуджених станів у тих з них, що можуть у нього перейти.
• 3. Порівняйте валентні можливості: а) Нітрогену й Фосфору; б) Карбону й Силіцію.
• 4. Спрогнозуйте можливі ступені окиснення неметалічних елементів 2 і 3 періодів, порівняйте їх у межах: а) періодів; б) груп.

Творча майстерня

• 5. Розробіть алгоритм складання графічного варіанта електронної формули атома хімічного елемента.

§ 2. БУДОВА ЕЛЕКТРОННИХ ОБОЛОНОК АТОМІВ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ. ЕЛЕКТРОННІ ТА ГРАФІЧНІ ЕЛЕКТРОННІ ФОРМУЛИ АТОМІВ s-, p-, d-ЕЛЕМЕНТІВ

Електронні та графічні електронні формули. У § 1 ви ознайомилися з розподілом електронів на енергетичних рівнях і підрівнях (табл. 1, с. 9). Його відображають електронними та графічними електронними формулами. Згідно з принципом «мінімальної енергії», електрон займає вільну орбіталь з найменшою енергією, тобто цей електрон найміцніше притягується ядром атома.

В електронних формулах, які ще називають електронними конфігураціями, цифрами вказують номер енергетичного рівня та кількість електронів на орбіталях, а латинською літерою позначають енергетичний підрівень. Тож електронна формула атома Гідрогену, що має заряд ядра атома +1, або в запису ₁Н, записується 1s 1 . Розглянемо рис. 5 і з’ясуємо, що означає такий запис.

Рис. 5. Електронна формула атома Гідрогену

Крім електронних формул, структуру електронних оболонок атомів відображають графічними електронними формулами. Орбіталь графічно позначають квадратом, який називають енергетичною коміркою, електрони — стрілкою, що вказує на орієнтацію спіну електрона. Якщо квадрат без стрілки, то це означає, що орбіталь вільна. Її може зайняти електрон, коли атом перебуває в збудженому стані.

У квадраті може бути одна або дві стрілки: одна стрілка символізує один неспарений електрон, дві протилежно напрямлені стрілки — два електрони з антипаралельними спінами, тобто спарені електрони.

Приклади запису графічних електронних формул атомів хімічних елементів 1 періоду зображено на рис. 6 (с. 12).

Рис. 6. Графічні електронні формули атомів Гідрогену (а) і Гелію (б)

Пригадаємо, як записують електронні формули атомів елементів 1-3 періодів і розміщення цих елементів у періодичній системі (табл. 2).

Електронні формули атомів елементів 1-3 періодів та їхнє розміщення в періодичній системі

Розглянемо докладніше графічні електронні формули. Оскільки з формулами атомів Гідрогену та Гелію ви ознайомилися на рис. 6, то звернемо увагу на елементи з порядковими номерами 3-18 (рис. 7).

Рис. 7. Розміщення електронів по орбіталях в атомах елементів 2 та 3 періодів в основному стані

Проаналізуємо розміщення електронів в атомах елементів 2 періоду. Як бачимо, в атомах елемента Літію ₃Lі формується новий (другий) енергетичний рівень. Його утворює s-електрон, сферична орбіталь якого така сама, як і в атомах Гідрогену, але з більшим запасом енергії. Тому електронна хмара, яку він описує під час руху навколо ядра, більша за розміром. В атомах елемента Берилію ₄Ве четвертий електрон розміщується на s-орбіталі другого енергетичного рівня; s-підрівень стає завершеним, електрони спарені. Починаючи з Бору ₅В, в атомах елементів заповнюється р-орбіталь. Крім двох s-електронів, п’ятий — це неспарений р-електрон, який під час руху навколо ядра атома описує електронну хмару у формі гантелі. В атомах Карбону ₆С й Нітрогену ₇N неспарені р-електрони заповнюють вільні р-орбіталі цього енергетичного рівня, а від Оксигену ₈О до Неону ₁₀Ne відбувається спарювання p-електронів з антипаралельними спінами. Другий енергетичний рівень в атомах Неону завершений.

В атомах елементів 3 періоду заповнення електронами зовнішнього енергетичного рівня повторює послідовність другого рівня. Як бачимо з рис. 7, 3d-підрівень залишається вільним.

Електронна та графічна електронна формули атома Феруму. Розглянемо електронну та графічну електронну формули атома Феруму. Це елемент 4 періоду, головної підгрупи VIII групи періодичної системи хімічних елементів.

В атомах елементів, що входять до 4 періоду, починаючи зі Скандію (21), заповнюється d-підрівень. Електронна оболонка елемента Феруму складається з 26 електронів, що розташовані на чотирьох енергетичних рівнях. Їхнє розміщення відображає електронна формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , або [Ar] 3d 6 4s 2 .

Розглянемо графічну електронну формулу атома Феруму (рис. 8).

Рис. 8. Розміщення електронів по орбіталях атома Феруму

З електронної та графічної електронної формул бачимо, що в утворенні хімічних зв’язків можуть брати участь не тільки 4s, а й 3d-електрони. У сполуках Ферум найчастіше утворює йони Fe 2+ і Fe 3+ , утрачаючи два або три електрони. Тільки за особливих умов можуть використовуватися всі шість електронів з утворенням фератів. Елементи, у яких заповнюються внутрішні d-підрівні, називають d-елементами. Ферум d-елемент.

Отже, можна зробити висновок:

• хімічні елементи, в атомах яких заповнюється електронами s-підрівень зовнішнього енергетичного рівня, називають s-елементами·,

• хімічні елементи, в атомах яких заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього енергетичного рівня, називають р-елементами;

• хімічні елементи, в атомах яких заповнюється електронами d-підрівень другого ззовні енергетичного рівня, а на зовнішньому залишається один або два електрони, називають d-елементами.

Розміщення s-, p-, d-елементів у періодичній системі. У табл. 2 (с. 12) s-, p-елементи виділені кольорами: s-елементи — рожевим, p- — жовтим.

Вам відомо, що внаслідок розташування періодів один під одним утворюються групи, які поділяють на підгрупи А і В. У головних підгрупах (підгрупи А) І та II груп розміщуються s-елементи. До них також належать два елементи 1 періоду, тобто Гідроген і Гелій.

У головних підгрупах III—VIII груп розміщуються р-елементи. У їхніх атомах заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього енергетичного рівня.

У побічних підгрупах I—VIII груп розміщуються d-елементи. У їхніх атомах заповнюється електронами d-підрівень попереднього енергетичного рівня.

Отже, за розміщенням хімічних елементів у періодичній системі можна скласти електронну та графічні електронні формули будь-якого з елементів, і навпаки, за електронною або графічною електронною формулою атома елемента — з’ясувати розміщення елемента в періодичній системі.

Збуджений стан атома. Вам уже відомо, що атоми елементів можуть перебувати в основному та збудженому станах. Основний стан атома характеризується найменшою енергією під час руху електронів навколо ядра, електрон в основному стані зв’язаний з ядром атома найміцніше. Усі електронні формули атомів елементів, наведених у табл. 2, — формули атомів в основному стані.

Під час хімічних перетворень атоми, поглинаючи додаткову енергію (теплову, радіаційну), можуть переходити в збуджений стан, віддаючи або приєднуючи електрони. Це стан атома з вищим рівнем енергії, унаслідок чого зв’язок з ядром послаблюється аж до відриву електрона. Розглянемо електронні та графічні електронні формули атомів неметалічних елементів 2 і 3 періодів (рис. 9).

Рис. 9. Розміщення електронів по орбіталях в атомах неметалічних елементів 2 та 3 періодів в основному (А) та збудженому (Б) станах

Валентні стани елементів. Можливі ступені окиснення неметалічних елементів 2 та 3 періодів. Уявлення про основні та збуджені стани атомів елементів дають змогу пояснити поняття «валентність» і періодичність її зміни. Насамперед будова електронної оболонки й енергетичних рівнів впливає на зміну радіуса атома. У межах одного періоду атомний радіус зменшується, бо із зростанням заряду ядра атома збільшуються сили притягання. З переходом до наступного періоду (див. табл. 2, с. 12) збільшується кількість енергетичних рівнів, а тому значно зростає радіус атома. Такі зміни спостерігаються в усіх періодах періодичної системи. Кожний новий період починається атомом, у якого формується новий енергетичний рівень (зовнішній) з одним s-електроном, що зумовлює стрибкоподібну зміну властивостей елементів та їхніх простих і складних речовин.

Пригадайте, у чому полягає відмінність між валентністю атомів елементів та їхніми ступенями окиснення.

Максимальну валентність атомів елементів і, відповідно, їхніх ступенів окиснення можна визначити за номером групи, у якій розміщений елемент. У головних підгрупах ці характеристики збігаються з кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Найвищий ступінь окиснення елемент проявляє, коли утворює сполуки з найбільш електронегативними Оксигеном і Флуором. Серед усіх елементів електронегативність Флуору є найбільшою. Тому, утворюючи сполуки, він завжди має ступінь окиснення -1. Оксиген у сполуках з іншими елементами проявляє негативний ступінь окиснення, найчастіше -2, крім сполуки OF₂, у якій його ступінь окиснення дорівнює +2. У пероксидах (H₂O₂, Na₂O₂), де атоми Оксигену сполучені між собою ковалентним неполярним зв’язком, ступінь окиснення становить -1. Атоми цих елементів не переходять у збуджений стан. Атом Нітрогену, приєднуючи три електрони на зовнішній енергетичний рівень, утворює стійку електронну конфігурацію з восьми електронів. Ступінь окиснення становить -3. Це відбувається під час взаємодії з менш електронегативним елементом.

Однак збудження атомів Нітрогену, Оксигену та Флуору — 2s 2 2p 3 , 2s 2 2p 4 та 2s 2 2p 5 відповідно — неможливе, тому що в них немає незаповнених підрівнів.

Про особливості будови атома Карбону та здатність утворювати безліч сполук вам відомо з курсу хімії 9 й 10 класів.

У неметалічних елементів ступені окиснення можуть змінюватися. Це залежить від того, скільки електронів (усі або частина) переміщаються (зміщуються) від одного атома до іншого. Нітроген, взаємодіючи з більш електронегативними елементами, може проявляти ступінь окиснення +1, +2, +3, +4, +5 залежно від того, скільки електронів зміщується.

Атоми неметалічних елементів 3 періоду мають вакантний d-підрівень. У разі надання їм енергії електрони переходять із s- і р-підрівнів на d-підрівень і мають можливість збільшити кількість неспарених електронів. Наприклад, ₁₄Si, ₁₅P. Цим пояснюється чотири- й п’ятивалентність цих елементів відповідно.

Атоми Сульфуру та Хлору здатні мати декілька збуджених станів і, відповідно, проявляти різні ступені окиснення залежно від кількості неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Розглянемо це на прикладі атома Хлору (табл. 3).

Стани атома Хлору та їхні характеристики

Електронна формула. Стан атома

Валентність

Ступінь окиснення

Формула речовини