При одинакових значеннях суми (n + l) заповнення електронами орбіталей відбувається послідовно у напрямі зростання значення головного квантового числа.
Заповнення електронами всіх енергетичних рівнів і підрівнів залежно від їх енергії відбувається в такій послідовності:
1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – 5d – 4f – 6p – 7s – 6d – 5f – 7p
Заповнення електронами еквівалентних орбіталей відбувається згідно правила Гунда: сумарне спінове число електронів певного підрівня має бути максимальним. Елементи, в атомах яких заповнюються s-орбіталі, називаються s-елементами; р-орбіталі – називаються р-елементами; d-орбіталі – d-елементами; f-орбіталі – f-елементами.
На основі теорії будови атомів було встановлено причину періодичної зміни властивостей елементів. Властивості елементів змінюються періодично завдяки тому, що періодично повторюється заповнення електронами зовнішніх енергетичних рівнів. Наприклад: лужні метали містять на зовнішньому рівні один електрон в атомі – us1, лужноземельні – us2.
Ядро атома. Атомне ядро складається з протонів (р) і нейтронів (n), які об’єднуються під загальною назвою нуклони. Природа елементарних часток р і n визначається трьома кількісними характеристиками: масою, зарядом і спіном.
Протон (р) – частка з масою 1,007276 в. о, зарядом +1 (заряд рівний за величиною заряду електрона, але протилежний за знаком) і спіном ±.
Нейтрон – частка з масою 1,008665 в. о, електричного заряду і спіном ±.
Властивості ядра визначаються його складом – числом протонів (Z) і нейтронів (W), що входять до складу ядра і визначають його масове число А: А = Z + W. Масове число і порядковий номер елемента (число протонів) називають числовими індексами (зліва символу хімічного елемента: верхній індекс – масове число; нижній індекс – число протонів). Наприклад:
Атоми з одинаковим числом протонів і різною кількістю нейтронів у ядрі називають ізотопами.
Атоми з одинаковим числом нуклонів (А) і різним числом протонів і нейтронів – ізобарами. Наприклад:
і – ізотопи; і – ізобари
Ядра атомів природних елементів бувають стійкими і радіоактивними. Якщо число протонів приблизно дорівнює числу нейтронів, ядра атомів елементів стійкі. Якщо число нейтронів значно перевищує число протонів, то ядра стають нестійкими. Стійкість ядер характеризується параметрами Бора – значенням співвідношення
Якщо це співвідношення більше ніж 33, то ядро нестійке, радіоактивне. Елементи з порядковими номерами Z = = 84 – 92 розміщені в періодичній системі за вісмутом – радіоактивні.
Радіоактивними є ізотопи елементів з порядковими номерами 93–104, які добувають штучно внаслідок ядерних реакцій.
Радіоактивністю називається самовільне перетворення нестійкого ізотопу одного хімічного елементу в ізотоп іншого елементу, що супроводжується випромінюванням елементарних частот, або ядер. Число ядер Р радіоактивного ізотопу, що розпалися за одиницю часу прямопропорційне загальній кількості ядер Q цього ізотопу (закон радіоактивного розпаду): Р = λ · Q, де λ – коефіцієнт пропорціональності, або константа радіоактивного розпаду, яка для кожного радіоактивного ізотопу має своє певне значення.
До основних видів радіоактивного розпаду належать α-розпад, β-розпад, електронний захват і спонтанний поділ ядер.
При α-розпаді ядро випромінює α-частку , що приводить до зменшення заряду вихідного радіоактивного ядра на 2, а його масового числа на 4. Отже, в результаті утворюється атом елемента зміщеного від вихідного радіоактивного елемента на два місця вліво в періодичній системі. Наприклад:
→ +
При β-розпаді ядро випромінює електрони (β–-частинку) завдяки перетворенню одного нейтрона ядра у протонза схемою:
n → p + β– +
– антинейтрино. υ-нейтрино і -антинейтрино – елементарні частки, які не мають заряду і не характеризуються масою спокою, але відрізняються одна від одної спіном. При β-розпаді заряд ядра збільшується на одиницю, а масове число не змінюється, тобто утворюється ізотоп елемента з порядковим номером на одиницю більше, ніж у вихідного. Наприклад:
→ + β– +
Для ядер, у яких число нейтронів менше за число протонів, характерний позитронний розпад, тобто розпад з виділенням (β+) позитрона. Позитрон – елементарна частка з масою електрона і позитивним елементарним зарядом. При β+-розпаді один протон перетворюється в нейтрон за схемою: р → n + β+ + . При цьому розпаді заряд ядра зменшується на одиницю, а масове число не змінюється:
→ + β+ + υ
Електронний захват полягає в тому, що електрон з найближчого до ядра шару захвачується ядром і при цьому один з протонів ядра перетворюється в нейтрон: р + → n. Наприклад:
+ → + γ.
Для важких елементів крім α- і β-розпаду можливий самовільний поділ ядер. Це явище характерне для трансуранових елементів. Ізотопи 232Th, 238U і 235Cl є родопочатковими природних радіоактивних рядів важких елементів. Закінчується розпад утворенням складних ізотопів свинцю. Ряд перетворень 238U:
Явище штучної радіоактивності було відкрите у 1932 році Ірен і Фредеріком Кюрі. Під час ядерних реакцій відбувається взаємодія відповідних часток (n, p, α) з ядрами хімічних елементів
Для розвитку ядерної хімії велике значення мало відкриття у 1939 р. поділу ядер урану тепловими нейтронами:
Ядро розщеплюється на два нові радіоактивні ядра з різними масами. Поділ ядра супроводжується виділенням великої кількості енергії. При цьому замість одного нейтрона утворюються 2,3 нові, які можуть спричинювати подальший поділ ядер. На цьому грунтується дія атомної бомби. На керованих реакціях поділу ядер урану, плутонію грунтується дія ядерних реакторів.
Термоядерні реакції – вид ядерних реакцій, що відбуваються при високих температурах:
Квантово-механічне пояснення будови молекул
Вчення про хімічний зв’язок – центральна проблема сучасної хімії. Незнаючи природу взаємодії атомів у речовині не можна зрозуміти механізм утворення хімічних сполук, їх склад, будову і реакційну здатність.
Сукупність хімічно зв’язаних атомів – це складна система атомних ядер і електронів. Певному просторовому положенню атомних ядер відповідає певний розподіл електронної густини. Описати хімічний зв’язок у речовині означає встановити, як саме розподіляється електронна густина. Залежно від характеру розподілу електронної густини в молекулах речовини розрізняють такі основні типи хімічного зв’язку: повалентний, іонний і металічний. Для переважної більшості речовин характерне накладання різних типів зв’язків.
Хімічний зв’язок між атомами в основному здійснюється так званими валентними електронами: у-, s- і p-елементів валентними є електрони зовнішнього енергетичного рівня, а у d-елементів – електрони s-стану останнього і d-стану передостаннього енергетичних рівнів.
Деякі параметри молекули. Інформацію про будову речовини можна одержати, досліджуючи її фізичні і хімічні властивості. Зокрема, за допомогою фізичних методів дослідження визначають основні параметри молекули – міжядерні віддалі, валентні кути і геометрію молекул. Довжиною зв’язку називається віддаль між ядрами двох хімічно зв’язаних атомів, які урівноважені силами притягання та відштовхування, а внутрішня енергія молекули при цьому мінімальна.
Встановлено, що довжина зв’язку зменшується із збільшенням порядку або кратності зв’язку. Наприклад (1Å = 1·10–8 см):
d(C–C) = 1,541 ± 0,003Å;
d(C=C) = 1,337 ± 0,006Å;
d(CºC) = 1,204 ± 0,002Å.
Оцінити довжину хімічного зв’язку в молекулі АВ можна виходячи з міжядерних віддалей в простих речовинах А2 і В2:
А2 + В2 → 2АВ; dA–B =
Якщо значення довжини зв’язків залишаються постійними в ряду молекул або ковалентно побудованих твердих сполук і якщо довжина ковалентного зв’язку А–В рівна середньому значенню довжин зв’язків А–А і В–В, то атомам можна приписати ковалентні радіуси, і тоді довжина хімічного зв’язку буде рівна сумі ковалентних радіусів відповідних елементів. Так, наприклад, у всіх насичених сполуках С–С = 1,54–1,58Å; в ароматичних С–С = 1,39–1,42Å
Валентні кути. Схематично валентні кути можна представити прямими лініями, що з’єднують ядра атомів у молекулі. Валентні кути залежать від природи атомів і характеру зв’язку. Якщо двохатомні молекули А2 або АВ можуть мати тільки лінійну конфігурацію, то уже трьохатомна молекула може бути як лінійною В–А–В, так і кутовою В А В або замкненою В А В. До І типу (лінійних) відносяться BeCl2, ZnBr2, CdI2, CO2. До ІІ типу – H2O, H2S. АВ3 – плоска пірамідальна або Т-подібна: BCl3, NH3, ClF3. 4-атомні молекули: С2Н2 – лінійна, СН4 – тетраедрична.
Енергія хімічного зв’язку – одна з основних характеристик хімічного зв’язку. Вона визначає міцність зв’язку.
Мірою міцності хімічного зв’язку може служити як кількість енергії, що витрачається на її розрив, так і величина, яка при сумуванні по всіх зв’язках дає енергію утворення молекули з атомів (середня енергія зв’язку). Енергія розриву – додатня.
Енергія зв’язку дорівнює енергії розриву, але протилежна за знаком. Якщо склад багатоатомної молекули виражається формулою АВn, то
Езв’язку = Еутворення молекули з атомів
Наприклад:
= 397 ккал/моль; Е(С–Н) = = 99 ккал
Але якщо допустити, що проходить процес послідовного відриву атома В від молекули АВn, то при такій дисоціації проходить зміна ядерної і електронної конфігурації системи і як наслідок – зміна енергії взаємодії атомів, що входять у молекулу. Якщо в СН4 валентний кут дорівнює 109,5°, то в СН3 – 120°, майже плоский. Тому енергія послідовного відриву кожного з атомів в В в молекулі АВn буде неодинакова. Тут можливі різні випадки. Якщо відрив одного атома приводить до послаблення інших зв’язків, тоді енергія послідовного відриву зменшується. Наприклад, у Н2О відрив 1-го атому Н: Е = 118 ккал/моль і другого – 102 ккал/моль2. Якщо відрив одного атома приводить до зміцнення хімічних зв’язків, то енергія відриву наступних атомів зростає. Наприклад, в AlCl3 – E1 = 911; Е2 = 95; Е3 = 119 ккал/моль. Для СН4: Е = 102, 88, 124, 80;
Есер. = = 99 ккал/моль
Енергія утворення молекули може бути вирахована також як сума енергій хімічних зв’язків:
С5Н12 (Н3С–СН2–СН2–СН2–СН3)
= 4ЕС–С + 12ЕС–Н
Закономірна зміна енергії в однотипних зв’язках дозволяє оцінити енергію зв’язку і в аналогічних молекулах.
