Методические указания по подготовке к практическому занятию и выполнению индивидуального задания общая характеристика объекта изучения. Методические советы и рекомендации
Скачать 0.64 Mb.
|
Пример. Сравним радиусы ионов F- и Na+.Фтор находится во II периоде. Принимая один электрон, F + e F-, переходит в анион, имеющий электронную конфигурацию F- : 1s2 2s2 2p6 .Натрий расположен в III периоде. Отдав один электрон, Na - e Na+, переходит в катион, имеющий электронную конфигурацию Na+: 1s2 2s2 2p6 . Из электронных формул ионов F- и Na+ видно, что количество электронов у них одинаковое. Эффективный заряд у катиона больше, чем у аниона, поэтому электроны Na+ притягиваются сильнее к ядру, чем электроны иона F- , и радиус соответственно катиона меньше, чем аниона.2.7.2.ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ. ЭНЕРГИЯ (ПОТЕНЦИАЛ) ИОНИЗАЦИИ Энергия ионизации – это количество энергии, которую необходимо затратить, чтобы удалить электрон из невозбужденного атома или иона, находящихся в газообразном состоянии А – е = А+ + ЭИ1 , А+ - е = А2+ + ЭИ2 , … где А – атом Аn+- положительно заряженный ион (катион); ЭИ – энергия ионизации в кДж/моль или в эВ/ат (1эВ=1,610-19 Дж). Потенциал ионизации I – это параметр, равный величине энергии ионизации, деленной на заряд электрона. Потенциал ионизации, выраженный в вольтах (В), численно совпадает с энергией ионизации в электронвольтах (эВ) и часто используется как ее аналог. Для многоэлектронных атомов потенциал ионизации I1 cоответствует отрыву первого электрона, I2 – второго электрона, I3 – третьего электрона и т.д. I1 I2 I3 Ii…< In . (20) При последовательном отрыве электронов, положительный заряд иона возрастает, поэтому для удаления каждого последующего электрона требуется затратить больше энергии. Установлено, что от атома лития Li сравнительно легко (5,39 эВ) можно удалить один электрон, от атома бериллия Be – два (18,2 эВ), от атома бора B – три (37,9 эВ), от атома углерода C – четыре (64,5 эВ). Отрыв последующих электронов от атомов требует гораздо большей затраты энергии: удаление третьего, последнего электрона у атома лития требует уже 122,4 эВ, а для удаления пятого, предпоследнего электрона у атома углерода – 392,0 эВ. Это говорит о том, что намного легче удалить электроны, которые находятся на последнем энергетическом уровне атома. Ниже показана схема последовательного процесса ионизации атома железа, в ходе которого первый и последующие потенциалы ионизации составляют, соответственно 7,87; 16,18 и 30,64 В.    Сумма энергий ионизаций при удалении всех электронов у атома составляет его полную электронную энергию:  или  .Значения энергии ионизации определяют экспериментально, в том числе из атомных спектров. Энергии ионизации атомов могут быть вычислены, исходя из боровской формулы (12) для энергии электрона в атоме водорода и у водородоподобных ионов, в которой использованы эффективный заряд ядра атома (Zэфф) и эффективное значение главного квантового числа (nэфф) соответствующего электронного слоя для данного атома:  , (21)где IH – энергия ионизации атома водорода, равная 13,6 эВ Согласно Слэтеру, значения «nэфф» отличаются от значений главного квантового числа «n», начиная с четвертого:
На рис.11. показаны первые потенциалы ионизации для атомов элементов шести периодов и их зависимость от величины заряда ядра. Зависимости энергии (потенциала) ионизации от заряда ядра атома имеют периодический характер. В табличной и графической форме они имеются в учебной литературе 1и2.  Рис.11. Зависимость первых потенциалов ионизации (энергии ионизации, эВ/ат) у атомов химических элементов от заряда их ядер Как видно из рис.11, первые потенциалы ионизации (I1) с увеличением порядкового номера у атомов одной и той же подгруппы периодической системы уменьшаются. Это связано с возрастанием радиусов атомов и уменьшением эффективного заряда, что приводит к ослаблению связи внешних электронов с ядром и, следовательно, к уменьшению потенциала ионизации. Такую закономерность можно наблюдать во всех главных подгруппах и в побочной группе III группы. У атомов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации увеличивается, а металлические свойства ослабевают. Энергия ионизации характеризует восстановительную способность атомов и ионов. Чем меньше энергия ионизации, тем сильнее выражены восстановительные свойства атома. Восстановителями называются элементы, атомы которых отдают электроны. Самые сильные восстановители располагаются в начале каждого периода. 2.7.3.СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ Сродство к электрону – это тепловой эффект процесса присоединения электрона к невозбужденному атому: А + е А  ЭС или А + е → А F,где A - атом, который находится в основном состоянии; A - отрицательно заряженный ион (анион); СЭ (или F) – сродство к электрону в кДж/моль или в эВ/атом. Знак у величины сродства к электрону обратный по отношению к знаку теплового эффекта. Положительный знак у сродства указывает на самопроизвольность присоединения электрона к атому химического элемента. Сродство к электрону увеличивается при уменьшении радиуса атомов и увеличении эффективного заряда ядра атома.  Рис.12. Периодическая зависимость сродства к электрону (эВ/ат) у атомов элементов первых трех периодов от заряда ядра Данные, приведенные на рис.12, показывают, что в периоде слева направо сродство к электрону, как правило, возрастает, но атомы, имеющие полностью заполненные электронные оболочки и на половину заполненные (ns2, ns2 np3, ns2np6), имеют отрицательное или близкое к нулю значение сродства к электрону. Например, Be (…2s2), Mg (…3s2), Ne (…2s22p6) имеют отрицательную величину сродства к электрону, а у азота N (…2s22p3) она близка к нулю. В группах сверху вниз сродство к электрону уменьшается, но при переходе от фтора F к хлору Cl и от кислорода O к сере S значение ее увеличивается, что связано с наличием d-орбиталей у атомов элементов III периода. Таким образом, галогены отличаются самым высоким значением сродства к электрону, так как при присоединении одного электрона к атому они приобретают электронную конфигурацию благородного газа «ns2np6». Это свидетельствует об усилении неметаллических свойств по мере приближения к концу каждого периода. Сродство к электрону у атомов металлов близко к нулю или отрицательно, следовательно, для атомов металлов присоединение электронов энергетически невыгодно. Сродство к электрону, так же, как и энергия ионизации, изменяется периодически в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. Если сопоставить зависимость сродства к электрону и зависимость потенциала ионизации от заряда ядра для одних и тех же атомов (рис.11 и 12), то минимумы и максимумы на зависимости сродства будут смещены относительно таковых на зависимости энергии ионизации влево на один элемент и минимумы на первой зависимости соответствуют максимумам на второй. Сродство к электрону характеризует окислительную активность атома. Чем больше сродство к электрону, тем сильнее выражены его окислительные свойства. Окислителями называются элементы, атомы которых присоединяют электроны. Сильными окислителями являются галогены, кислород, сера. 2.7.4.ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ Электроотрицательность – это мера способности атома, входящего в химическое соединение, притягивать к себе обобществленные валентные электроны. Элементу нельзя приписать постоянное значение электроотрицательности, оно зависит от валентного состояния элемента, типа соединения и т.д. Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару (смещает к себе электронную плотность в области химической связи). а) Электроотрицательность по Малликену выражается полусуммой энергии ионизации и энергии сродства к электрону:  . (22) Чем больше эта полусумма для атома, тем меньше у него выражена способность отдавать электроны и больше – присоединять. Такой расчет может быть применен к атомам элементов, для которых известны достоверные значения сродства к электрону. Значения энергии сродства к электрону установлены далеко не для всех элементов, поэтому используются иные способы определения электроотрицательности у атомов.б) Относительная электроотрицательность атомов по Полингу «χ» определяется по отношению к атому лития Li, электроотрицательность которого принята равной единице. Для фтора она принята равной четырем. Полинг предложил количественно оценивать электроотрицательность элементов, сравнивая энергию химической связи между двумя различными атомами в молекуле АВ со средним значением энергии связи в молекулах с одинаковыми атомами А2 и В2. Считается, что избыточная энергия связи в молекуле АВ обусловлена различием электроотрцательностей у атомов А и В. Поскольку вычислениям доступна только разность электрооотрицательностей одному элементу придано условное значение электроотрицательности (в шкале Полинга это – фтор, χF=4), а для других элементов рассчитываются относительные значения электроотрицательности.  Рис.13. График изменения относительной электроотрицательности у атомов химических элементов в периодах и подгруппах Из рис.13 видно, что в пределах периодов у атомов элементов с ростом заряда ядра электроотрицательность увеличивается, s–элементы имеют самую низкую величину электроотрицательности – это типичные металлы, кроме водорода и гелия, а галогены – наивысшую величину электроотрицательности - типичные неметаллы; у элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом заряда ядра уменьшается. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотрицательность и сильнее выражены его восстановительные свойства; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность и тем сильнее выражены его окислительные свойств. Неравномерность распределения электронов между атомами в молекулах, которые состоят из двух или более разных атомов, называется окисленностью. Число электронов, смещенных от одного атома к другому - степенью окисления. По величине относительной электроотрицательности можно определить знак степени окисления элемента в соединении. Элемент с наибольшей величиной электроотрицательности имеет отрицательную степень окисления, с наименьшей величиной – положительную степень окисления. В простых веществах (H2,Cl2) степень окисления элемента всегда равна нулю. Некоторые элементы имеют постоянную степень окисления в сложных молекулах. Элементы I группы главной подгруппы (щелочные металлы) имеют степень окисления равную (+1), элементы II группы главной подгруппы (щелочноземельные металлы) равную (+2), фтор (-1), кислород (-2), кроме перекисных соединений и фторида кислорода, водород часто имеет степень окисления (+1), кроме гидридов. Начиная с IV группы, атомы p-элементов могут проявлять переменную степень окисления. Например, азот имеет максимальную степень окисления (+5), а также: +1; +2; +3; +4; -3. Элементы побочных подгрупп проявляют только положительную переменную степень окисления. Для элементов с переменной степенью окисления ее значение можно подсчитать, зная формулу соединения и учитывая, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Пример. Вычислим степень окисления углерода в соединениях CH4 , CF4 , СaC2, CO и CO2 . Обозначив степень окисления углерода через x, получим  x + 14 = 0 x = - 4  x + (-1) 4 = 0 x = 4 2 + 2x = 0 x = -1 x + (-2) = 0 x = 2 x + (-2) 2 = 0 x = 4Степень окисления углерода в этих соединениях равна, соответственно, -4, 4, -1, 2. Соединения, в которых элемент проявляет положительную высшую степень окисления, является окислителем, отрицательную – восстановителем, промежуточную – окислителем или восстановителем в зависимости от условий. 3. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПРОВЕРКИ 1  .Что представляет собой атом как динамическая микросистема?2.В чем заключается корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц? 3.На каких положениях базируется квантовомеханическая модель атома? 4.Какой физический смысл имеет  dV?5.Какие ограничения накладывает принцип Гейзенберга? 6.Что является решением уравнения Шредингера для атома водорода? 7.Почему невозможно определить траекторию электрона в атоме? 8.Сколько квантовых чисел необходимо использовать, чтобы однозначно определить состояние электрона в атоме? Какой физический смысл они имеют? 9.В чем состоит проявление принципа наименьшей энергии в применении к многоэлектронным атомам? 10.Что и как регламентируется правилом Клечковского? 11.Какие ограничения налагает принцип Паули на число электронов, находящихся на атомных орбиталях, подуровнях и уровнях? 12.Что и как регламентируетсят правилом Гунда? 13.В каких единицах указаны атомные массы химических элементов? 14.Что называется изотопом? 15.По какому признаку расположены атомы в периодической системе элементов Д. И. Менделеева? 16.Что такое химический элемент? Каковы его основные характеристики? 17.Что понимают под размером атома? 18.Как изменяется потенциал ионизации, сродство к электрону и относительная электроотрицательность у атомов химических элементов в периодах и в группах? 4. БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
|
Похожие:
 | Методические указания подготовлены в соответствии с учебным планом курса "Учетно-операционная и аналитическая работа в банке", предусматривающим... | | Методические указания предназначены для студентов заочного отделения по специальности 120301 «Землеустройство» исодержат программу... |
| Исследование систем управления: Методические указания по выполнению контрольного задания для студентов 2 и 3 курсов специальности... | | Содержание профилактической работы врача – педиатра с детьми и подростками в поликлинике и на дому |
| Ii содержание работы врача дошкольно-школьного отделения детской поликлиники | | Ii содержание работы врача дошкольно-школьного отделения детской поликлиники |
| Методические указания по выполнению индивидуального домашнего задания (идз) по теме «Базы данных» 58 | | Методические указания содержат не только непосредственно задания для выполнения работ, но и все необходимые бланки первичных учетных... |
| Задания для контрольной работы и методические указания по ее выполнению студентам – заочникам по специальности | | Задания по практикуму и методические рекомендации по его выполнению для слушателей 3 курса заочной формы обучения (специальность:... |