Учебное пособие рекомендуется для самоподготовки студентов к практическим занятиям, к контрольным и самостоятельным работам по темам «Строение атома»

Скачать 489.87 Kb.

Название	Учебное пособие рекомендуется для самоподготовки студентов к практическим занятиям, к контрольным и самостоятельным работам по темам «Строение атома»
страница	1/3
Тип	Учебное пособие

filling-form.ru > Туризм > Учебное пособие

1 2 3

МИНОБРНАУКИ РОССИИ

федеральное государственное автономное образовательное учреждение
высшего профессионального образования

«ЮЖНЫЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»
Рыбальченко И.В.

СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ

для студентов 1 курса направления 021900 – Почвоведение
факультета биологических наук

Ростов-на-Дону

2013
Рецензент: д.х.н., профессор А.Г. Бережная

Учебное пособие разработано кандидатом технических наук, доцентом кафедры общей и неорганической химии И.В.Рыбальченко
Печатается в соответствии с решением кафедры общей и неорганической химии химического факультета ЮФУ, протокол № 1 от 30 января 2013 г.
Учебное пособие «Строение атома и химическая связь» предназначено для студентов 1 курса факультета биологических наук, обучающихся по направлению 021900 - почвоведение.

Учебное пособие рекомендуется для самоподготовки студентов к практическим занятиям, к контрольным и самостоятельным работам по темам «Строение атома», «Периодическая система и Периодический закон Д.И.Менделеева» и «Химическая связь», а также для подготовки к экзамену по курсу «Общая и неорганическая химия».

Контрольные вопросы, примеры решения типовых задач, тесты для самоконтроля, а также список литературы с указанием рассматриваемых разделов содержится в учебном пособии по самостоятельной работе «Общая и неорганическая химия, часть 2».

СОДЕРЖАНИЕ

Введение 3

1 Строение атома 5

1.1 Модели строения атома 5

1.2 Постулаты Бора 7

1.3 Корпускулярно-волновые свойства микромира 9

1.4 Квантовые числа 11

1.5 Электронные оболочки атомов 14

2 Периодическая система элементов и периодический закон

Д.И.Менделеева 19

3 Периодичность свойств химических элементов 22

4 Химическая связь 24

4.1 Общие положения 24

4.2 Межмолекулярное взаимодействие 30

4.3 Ионная связь 32

4.4 Метод валентных связей 33

4.5 Метод молекулярных орбиталей 40

Введение

Неорганическая химия изучает огромное число химических элементов и типов простых и сложных веществ. Все свойства веществ обусловлены составом и строением их атомов; а изменение состава или строения различных веществ, в свою очередь, являют собой сущность химических превращений.

Поэтому понимание того, какие именно изменения происходят или могут произойти, невозможно без знаний о строении атомов и молекул, свойств ковалентной, ионной, металлической связи и межмолекулярных взаимодействий. Невозможно создавать новые материалы с заданными свойствами, не зная основных аспектов различных теорий строения вещества.

Учение о строении атома и химической связи помогает построить цельную картину химических явлений и процессов в таких разделах, как «термодинамика и термохимия», «кинетика и механизмы химических реакций», «растворы», «окислительно-восстановительные реакции»; а также понимать фактический материал по химии элементов.

Учебное пособие рекомендуется для самоподготовки студентов к практическим занятиям, к контрольным и самостоятельным работам по темам «Строение атома», «Периодическая система и Периодический закон Д.И.Менделеева» и «Химическая связь», а также для подготовки к экзамену по курсу «Общая и неорганическая химия».

Контрольные вопросы, примеры решения типовых задач, тесты для самоконтроля, а также список литературы с указанием рассматриваемых разделов содержится в учебном пособии по самостоятельной работе «Общая и неорганическая химия, часть 2».

1 Строение атома

1.1 Модели строения атома

Одним из основных понятий в химии и других естественных науках является «атом» (от греч. ατομοζ – неделимый). Понятие атома зародилось ещё в Древней Греции в V веке до н. э. Основоположниками атомистического учения считаются древнегреческие философы Левкипп и его ученик Демокрит. Они выдвинули идею о дискретном строении материи и ввели понятие «атом».

Следуя за Левкиппом, Демокрит утверждал, что всё существующее состоит из атомов и пустоты. Атомы - это неделимые частицы. Атомы соединяются между собой и образуются вещи. Они различаются формой, порядком и положением. Атомы едины, неделимы, неизменны и неуничтожимы. Кроме них, существует только пустота, так как без пустоты не было бы возможности перемещения, а также уплотнения и сгущения. Пустота по своему характеру однородна, она может разделять тела между собой, а может находиться и внутри самих тел и отделять отдельные части этих тел. Атомы же не содержат пустоты, они отличаются абсолютной плотностью. Атомы от природы обладают свойством движения, и это движение передается посредством столкновения атомов. Движение выступает основным источником развития.

Таким образом, Демокрит считал атом наименьшей частицей материи, далее уже неделимой.

В конце XIX – начале ХХ века в области физики были сделаны открытия, которые показали, что атом имеет сложное строение и неделимым является только в химических реакциях: открытие катодных лучей, открытие электрона английским физиком Дж.Томсоном, открытие рентгеновского излучения, открытие и изучение явления радиоактивности и т.д.

Одной из первых теорий строения атома была теория, предложенная другим английским ученым У.Томсоном (1903 г.). Согласно этой модели, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома и электронов, колеблющихся внутри этого заряда.

В 1910 г. в лаборатории Э.Резерфорда проводили эксперименты по бомбардировке α-частицами тонких металлических пластинок. Было обнаружено, что большинство α-частиц проходят сквозь золотую фольгу, не изменяя своей траектории движения. Некоторые частицы отклонялись от первоначальной траектории незначительно и только 1 из 20 000 α-частиц отклонялась на угол близкий к 180^о.

Результаты этого эксперимента позволяли сделать следующие выводы:

- в атоме есть некоторое «препятствие» (которое назвали ядром);

- ядро имеет положительный заряд, т.к. положительно заряженные α-частицы отталкивались в обратном направлении;

- ядро очень мало по сравнению с размерами атома, т.к. лишь незначительная часть α-частиц изменяла направление своего движения;

- ядро имеет массу большую, чем масса α-частиц.

Эксперименты по рассеянию α-частиц позволили оценить размеры атомов и ядер: атомы имеют диаметр порядка 10^–10 м, ядра - порядка 10^–15- 10^–14 м.

Чтобы объяснить полученные результаты Резерфорд выдвинул идею планетарного строения атома. Атом - подобие Солнечной системы: в центре находится ядро, которое содержит основную массу атома и весь положительный заряд атома, а вокруг ядра по разным орбитам вращаются электроны. Эта модель довольно хорошо объясняла накопившийся к тому времени экспериментальный материал, однако имела и недостатки:

- в соответствии с уравнениями классической электродинамики любая заряженная частица, которая движется с ускорением (а электроны в атоме двигаются с центростремительным ускорением), должна излучать энергию. Потеря энергии должна приводить к уменьшению радиуса орбиты и падению электрона на ядро.

- непрерывное изменение траектории движения электрона должно способствовать непрерывному изменению частоты излучения и, значит, непрерывному спектру испускания. Однако эксперименты показывали, что спектры испускания водорода и других атомов, находящихся в газообразном состоянии, состоят из нескольких полос, т. е. имеют дискретный характер.
1.2 Постулаты Бора

Выход из создавшегося положения был найден в 1913 году датским физиком Нильсом Бором, который предложил свою теорию строения атома. Он не отбрасывал полностью прежние представления о планетарном строении атома, но для объяснения устойчивости такой системы сделал предположение, что законы классической физики не всегда применимы для описания таких систем, как атомы. Бор сформулировал два постулата:

Первый постулат Бора. Электроны могут вращаться вокруг ядра по строго определенным стационарным орбитам, при этом они не излучают и не поглощают энергию.
Второй постулат Бора. При переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или испускает квант энергии.

Бор предположил, что момент импульса электрона в атоме может принимать дискретные значения, которые равны только целому числу квантов действия (h/2π), что математически можно записать так:

m·v·r = n·h/2· π (1),

где m – масса электрона;

v – линейная скорость его вращения;

r – радиус орбиты;

n – главное квантовое число;

h – постоянная Планка (6,625·10^–34 Дж/с).

Главное квантовое число n может принимать целочисленные значения от 1 до бесконечности.

Уравнение (1) представляет собой математическое выражение первого постулата Бора. Энергия электрона на соответствующей орбите будет определяться следующим выражением:

E = -2 π²·m·e⁴/n²·h² (2).

В этом уравнении, все величины, кроме n, являются константами.

Таким образом, энергия электрона в атоме определяется значением главного квантового числа n.

Используя приведенные выше уравнения, Бор сумел рассчитать линейчатый спектр излучения атома водорода. Расчеты Бора оказались в полном согласии с результатами, которые получены экспериментально.

Позже, при детальном изучении спектральных линий оказалось, что некоторые из них представляют собой не одну, а несколько близко расположенных линий. Это говорило о том, что существуют орбиты, на которых электроны имеют близкие значения энергий. Тогда Зоммерфельд предположил, что электроны могут вращаться не только по круговым, но и по эллиптическим орбитам.

Однако теория Бора также имела недостатки. С ее позиций нельзя описать поведение атома водорода в магнитном поле; не удалось объяснить и образование молекулы водорода. Возникли трудности принципиального характера при попытке описать состояние электронов в многоэлектронных атомах.

Эти трудности удалось преодолеть позже с позиций новой теории – теории волновой или квантовой механики. Законы, которые описывают явления, происходящие в микромире, существенно отличаются от законов, описывающих поведение макротел. Квантовое число n, которое было искусственно введено в теории Бора, с точки зрения квантовой теории оказалось неизбежным следствием более общих законов.
1.3 Корпускулярно-волновые свойства микромира

Двойственная природа микромира была впервые установлена для света. С одной стороны, для света характерны такие явления как интерференция и дифракция, которые можно объяснить только с позиций его волновой природы. Однако явление фотоэффекта с позиций этой теории описать нельзя. Это можно сделать, предположив для света корпускулярную (от лат. сorpusculum – частица) природу. В 1905 г. Эйнштейн высказал мысль, согласно которой свет испускается в виде частиц (их назвали фотонами или квантами). Каждый фотон обладает энергией согласно уравнению

E = h·ν (3),

где ν – частота колебаний;

h – постоянная Планка.

Из корпускулярной природы света следует, что фотоны должны обладать определенной массой. Масса покоя фотона равна нулю, а при движении фотон приобретает динамическую массу. Для вычисления этой массы Эйнштейн предложил уравнение эквивалентности массы и энергии:

E = m·c² (4)

Объединяя уравнения (3) и (4) получим:

m·c²= h·ν.

Учтем, что для фотона скорость движения v равна скорости света с, и в это равенство вместо частоты ν подставим с/λ; в итоге получим основное уравнение волновой механики (уравнение де Бройля):

λ = h/m·v (5)

В 1924 г. французский физик де Бройль исходя из представления о двойственной природе микромира, предположил, что электрон, также как и другие частицы микромира, обладает корпускулярно-волновой двойственностью. Таким образом, частице с массой m, которая движется со скоростью v, соответствует движение волны длиной λ = h/m·v.

В 1927 предположение де Бройля году было экспериментально подтверждено дифракцией электронов на кристаллах хлорида натрия.

В теорию Бора принцип квантования был введен произвольно. В его теории в основном использовались законы классической механики. Открытие волновых свойств электрона, фотоэффект и опыты с абсолютно черным телом привели к созданию нового раздела физики, который был назван квантовой механикой. Большую роль в ее создании сыграли Э. Шредингер и В. Гейзенберг.

В квантовой механике для описания поведения электрона в атоме исходными являются два положения:

1. Движение электрона носит волновой характер.

2. Наши знания о поведении электрона имеют вероятностный (или статистический) характер.

Гейзенберг вывел соотношение неопределенностей

∆р ·∆х ≥ h/2π,

где ∆р – неопределенность в значении импульса объекта (или его количества движении),

∆х – неопределенность положения электрона по координате х.

В соответствии с принципом неопределенности Гейзенберга, никогда нельзя точно установить место нахождения частицы. Лучшее, что можно сделать, это указать вероятность, с которой частица будет находиться в области пространства ∆V = ∆x·∆y·∆z. Так например, если положение электрона будет определено с точностью 0,01 А^о (10^–10 см), то неопределенность в скорости составит 58000 км/с (при скорости электрона в 2000 км/с).

В 1926 г. Шрёдингер предложил волновое уравнение для описания поведения электрона в атоме. Для одноэлектронного атома водорода уравнение Шрёдингера выглядит так:

∆² ψ + 8π²·m/h²(E - U) · ψ = 0 (6),

где E – полная энергия электрона;

U – потенциальная энергия электрона;

m – масса электрона;

h – постоянная Планка;

ψ – волновая функция;

∆² – оператор Гамильтона.

Гамильтониан показывает, какие математические операции нужно произвести с волновой функцией, чтобы решить уравнение относительно энергии. Физический смысл волновой функции определить трудно, а вот квадрат модуля волновой функции |ψ|² определяет вероятность нахождения электрона в данной области пространства.

Уравнение Шрёдингера точно решается только для атома водорода и водородоподобных атомов (для систем, состоящих из ядра и одного электрона). Из решения этого уравнения для атома водорода следует, что поведение электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами.
1.4 Квантовые числа

Главное квантовое число – n, может принимать целочисленные значения от 1 до ∞. Однако невозбужденные атомы известных в настоящее время химических элементов не содержат электроны, для описания которых необходимы значения n > 7.

Состояние электрона, которое характеризуется определенным значением главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Например, при значении n = 1 электрон находится на первом энергетическом уровне, при n = 2 – на втором.

Главное квантовое число определяет общую энергию электрона на данном уровне. Наименьшей энергией электрон обладает на первом уровне, с увеличением значения n энергия электрона возрастает.

Главное квантовое число отражает также удаленность электрона от ядра и определяет размер электронного облака. Чем больше n, тем дальше от ядра находится в атоме электрон. Поскольку электронное облако не имеет четко очерченных в пространстве границ, за размеры электронного облака принимаются размеры граничной поверхности, проведенной так, чтобы она включала 90% заряда и массы электрона.

Орбитальное квантовое число – l. При данном значении n орбитальное квантовое число l принимает целочисленные значения от 0 до (n-1).

Состояние электрона, соответствующее определенному значению l, называется энергетическим подуровнем. То есть, энергетические уровни подразделяются на подуровни. Число подуровней совпадает с номером уровня.

Например: n = 1 l = 0

n = 2 l = 0, 1

n = 3 l = 0, 1, 2

n = 4 l = 0, 1, 2, 3

s p d f

Для численных значений орбитального квантового числа l приняты буквенные обозначения: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3).

Орбитальное квантовое число определяет энергию электрона на подуровне и форму электронного облака.

Магнитное квантовое число – m_l. При данном значении l магнитное квантовое число m_l может принимать значения всех целых чисел от – l через нуль до +l. Магнитное квантовое число определяет ориентацию электронного облака в пространстве.

Данному значению l соответствует (2l+1) способов расположения электронного облака в пространстве.

s (l = 0) m_l= 0 2l+1=1

p (l = 1) m_l= -1, 0,1 2l+1=3

d (l = 2) m_l=-2,-1,0,1,2 2l+1=5

f (l = 3) m_l= -3,-2,-1,0,1,2,3 2l+1=7

Состояние электрона в атоме, которое характеризуется определенными значениями n, l, m_l (т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака), получило название атомной электронной орбитали. Таким образом, в s-состоянии имеется только одна орбиталь, в р-состоянии – три орбитали, в d-состоянии - пять орбиталей, в f-состоянии – семь орбиталей.

Рисунок 1 - Пространственные конфигурации s-, p- и d-орбиталей.

Спиновое квантовое число – m_s. Изучение тонкой структуры атомных спектров показало, что электроны в атомах отличаются еще одной характеристикой – собственным моментом количества движения, называемым спином. Этот момент порождается особым движением электрона, которое, очень условно, можно описать, как движение вокруг собственной оси. Спин, как и другие характеристики движения микрочастиц, не имеет подлинных механических аналогий и принципиально не может быть связан с какой-либо наглядной моделью.

Вращение электрона вокруг своей оси следует понимать лишь в том смысле, что электрон имеет собственный момент количества движения. Этот собственный момент описывается спиновым квантовым числом. Значение спинового момента количества движения равно ±h/2π, т.е. +½ и –½ в единицах h/2π. Поэтому спиновое квантовое число может иметь только два значения:

+ ½ (↑) и – ½(↓).

Полуцелый спин электронов является столь же фундаментальным свойством электронов, как их масса и электрический заряд.

Итак, четыре квантовых числа полностью характеризуют состояние электрона в атоме, и никаких других характеристик, независимых от этих квантовых чисел, быть не может.
1.5 Электронные оболочки атомов

Совокупность электронов, окружающих ядро, называется электронной оболочкой атома. Электроны в оболочке располагаются в порядке возрастания их энергии с учетом принципа Паули и правила Гунда (Хунда).

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Запрет Паули является отражением особого взаимодействия между электронами, также не имеющего механической аналогии. И сам этот запрет не имеет никаких аналогов среди законов и принципов классической механики. Из принципа Паули следует:

1. Каждая атомная орбиталь может быть занята не более, чем двумя электронами, спины которых имеют противоположные знаки.

↑

↓ ↑

спаренные электроны неспаренный электрон

Спаренные электроны не вносят никакого вклада в суммарный магнитный момент атома. Известно, что магнитные моменты атомов или молекул с неспаренными электронами часто пропорциональны числу неспаренных электронов.

2. Максимальное число электронов в энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа:

N_max = 2n².

Ограниченность числа электронов в каждом уровне делает неизбежной периодичность в построении электронных оболочек атомов с вытекающей отсюда периодичностью в изменении всех их свойств.

n = 1	2n² = 2
n = 2	2n² = 8
n = 3	2n² = 18
n = 4	2n² = 32

Полученные значения совпадают с числом элементов в периодах периодической системы.

3. Максимальное число электронов в подуровне равно:

N_l = 2(2l + 1)

s (l = 0)	N_s = 2
p (l = 1)	N_p= 6
d (l = 2)	N_d = 10
f (l = 3)	N_f = 14

Принцип Паули теоретически обосновывает периодический закон и периодическую систему элементов.

Существует определенная форма записи состояния электрона в атоме. Например, для основного состояния атома водорода:

Это означает, что на первом энергетическом уровне на s-подуровне находится один электрон. Существует и другая форма записи распределения электронов по подуровням – с помощью квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае условно обозначается квадратами, а электроны – стрелками ↑ или ↓, в зависимости от знака спина. Тогда электронное строение атома водорода можно изобразить так:

Электронное строение многоэлектронных атомов:

₂He: 1s²

₃Li: 1s²2s¹

₄Be: 1s²2s²

₅B: 1s²2s²2p¹

₆C: 1s²2s²2p²
Правило Хунда: В пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, т. е. на подуровне должно быть максимальное число неспаренных электронов.

Это правило определяет последовательность заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня.

Рассмотрим выполнение этого правила на примере заполнения p-подуровня.

В соответствии с правилом Хунда заполнение орбиталей в основном состоянии происходит по первому варианту, т. е. сначала электроны занимают все свободные орбитали и только затем спариваются.

₇N: 1s²2s²2p³

.......................

₁₀Ne: 1s²2s²2p⁶

₁₁Na: [Ne]3s¹

₁₂Mg: [Ne]3s²

₁₃Al: [Ne]3s²3p¹

..........................

₁₈Ar: [Ne]3s²3p⁶

У атома калия начинает заполняться 4s-подуровень и пропускается 3d, что более выгодно энергетически. Вероятность нахождения 4s-электрона около ядра больше, чем 3d-электрона.

₁₉K: [Ar](3d^о)4s¹

₂₀Ca: [Ar](3d)4s²

₂₁Sc: [Ar]3d¹ 4s²

₂₂Ti: [Ar]3d² 4s²

.............................

₃₀Zn: [Ar]3d¹⁰ 4s²

₃₁Ga: [Ar]3d¹⁰ 4s²4p¹

..................................

₃₆Kr: [Ar]3d¹⁰ 4s²4p⁶

₃₇Rb: [Kr](4d)(4f)5s¹ и так далее.
Правила Клечковского

Последовательность заполнения атомных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел была исследована советским ученым Клечковским, который сформулировал два правила.
Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.
Действительно, для 3d-орбиталей (n=3, l=2) сумма (n+l)=5, а для 4s- орбитали (n = 4, l = 0) сумма (n+l) = 4. Следовательно, 4s-подуровень должен заполняться раньше, чем 3d-подуровень, что в действительности и происходит.
Второе правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение электронами орбиталей происходит в порядке возрастания значений главного квантового числа n.
В соответствии с этим правилом в случае (n+l) = 5 сначала должен заполняться подуровень 3d (n = 3), затем – подуровень 4р (n = 4) и, наконец, подуровень 5s (n = 5).

В атомах некоторых элементов происходит проскок электрона с внешнего s-подуровня на d- подуровень предыдущего слоя.

Например, электронное строение атома меди выражается формулой

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹.

Аналогичный проскок электрона с внешнего s- на предвнешний d-подуровень происходит и в атомах аналогов меди – серебра и золота. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, которые имеют полностью заполненные или ровно наполовину заполненные энергетические подуровни. Переход электрона в атоме меди с 4s- на 3d-подуровень приводит к образованию полностью заполненного d-подуровня и поэтому оказывается энергетически более выгодным.

Этим объясняется «проскок» одного 4s-электрона в атоме хрома (z = 24) на 3d-подуровень, в результате чего атом хрома приобретает устойчивую электронную конфигурацию (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹), имея наполовину заполненный 3d-подуровень. Аналогичный переход 5s электрона на 4d-подуровень происходит и в атоме молибдена (z = 42).
2 Периодическая система элементов и периодический закон Д.И.Менделеева.

Периодический закон был открыт Д.И.Менделеевым в 1869 году.

Современная формулировка периодического закона:
Периодическое изменение свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся структуры электронной оболочки их атомов.
Эта формулировка раскрывает истинную причину периодического изменения свойств элементов. Наглядным выражением периодического закона является периодическая система элементов. В периодической системе каждый элемент имеет свой порядковый номер, смысл которого теперь совершенно ясен: порядковый номер химического элемента равен заряду ядра атома и числу электронов в оболочке атома.

Периодическая система в наиболее яркой форме отражает взаимосвязь всех химических элементов. Химические элементы, являясь качественно отличными друг от друга индивидуальными субстанциями, в то же время представляют в свой совокупности упорядоченное множество, подчиненное внутренней взаимосвязи всех элементов между собой.

Современный вариант периодической системы утвержден Международным союзом по теоретической (чистой) и прикладной химии (ИЮПАК) в 1989 году.

Система химических элементов состоит из периодов (горизонтальные строки) и групп (вертикальные столбцы).

Периодов в системе семь: 1, 2 и 3 – называют малыми, остальные – большими, седьмой период – не завершен.

Номер периода указывает на число энергетических уровней в атоме данного элемента.

В периодической системе насчитывают 18 групп, которые обозначаются арабскими цифрами. В группах объединены элементы по признаку химического сходства. Многие группы имеют тривиальные названия, например, элементы первой группы называют щелочными металлами, элементы второй группы (начиная с кальция) – щелочноземельными металлами, элементы 16-ой группы – халькогенами, элементы 17-ой группы – галогенами.

В периодической системе выделяют четыре области, которые соответствуют s-, p-, d- и f-элементам.

В представленной периодической таблице для каждого элемента введены дополнительно следующие величины:

- значения электроотрицательности (ЭО) атомов,

- основные физические параметры соответствующих простых веществ (температуры плавления и кипения).

3 Периодичность свойств химических элементов

Многие свойства химических элементов зависят от их электронной конфигурации. В их изменении по мере увеличения порядкового номера элемента проявляется периодичность. К таким свойствам атомов элементов относятся: атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления (валентность), оптические и магнитные свойства. Эти свойства позволяют предсказать и объяснить химические свойства элементов, которые также закономерно изменяются с ростом порядкового номера и периодически повторяются у элементов одной группы.

Радиусы нейтральных атомов. Наибольшими радиусами обладают атомы щелочных металлов, являющиеся сильнейшими восстановителями. По мере увеличения порядкового номера в периодах слева направо радиусы атомов постепенно уменьшаются.

Для переходных элементов (d-элементов) также происходит уменьшение радиусов атомов, однако немонотонно и гораздо меньше по сравнению с уменьшением, наблюдаемым для типичных элементов. Причина этого в том, что у переходных элементов электроны прибавляются во внутренний (n-1)d –слой.

В шестом периоде у атомов лантаноидов при общем падении радиусов, приводящем к сжатию объемов атомов (эффект называется лантаноидной контракцией) - у атомов 63-го и 70-го элементов наблюдается увеличение радиусов. Это вызвано тем, что электроны заполняют наполовину или полностью 4f-подуровень (f⁷ и f¹⁴).

В группах s-, p- и в третьей группе d-элементов радиусы атомов возрастают сверху вниз. В группах d-элементов, кроме третьей группы, радиусы изменяются не монотонно: от первого элемента в группе ко второму радиус атома несколько увеличивается, а от второго к третьему – практически не изменяется, что объясняется влиянием лантаноидной контракции.

Энергия ионизации атомов (I) равна энергии, которую необходимо затратить, чтобы перенести один электрон из атома в бесконечность с образованием положительного иона:

Na – e → Na⁺.

Измеряется энергия ионизации в кДж/моль или эВ/моль. Энергия ионизации служит количественной характеристикой восстановительной способности химических элементов.

В периодах слева направо энергия ионизации, в общем, возрастает, а восстановительная активность уменьшается.

В группах s-, p-элементов и в третьей группе d-элементов сверху вниз величины I уменьшаются и восстановительная активность увеличивается. В группах d-элементов, кроме третьей группы, энергия ионизации уменьшается, как правило, в обратном направлении, т.е. снизу вверх, и соответственно нарастают восстановительные свойства.

Сродство к электрону (Е) – энергия, которая выделяется при присоединении к нейтральному атому одного электрона с образованием отрицательного иона:

Cl + e → Cl^–.

Измеряется энергия сродства к электрону в кДж/моль или эВ/моль. Энергия сродства к электрону служит количественной характеристикой окислительной способности элементов.

Сродство к электрону возрастает по мере уменьшения радиуса, т.е. в периодах слева направо и в группах неметаллов – снизу вверх. В этих же направлениях происходит увеличение окислительной активности элементов.

Электроотрицательность (ЭО) определяется как способность атомов в молекуле или кристалле удерживать свои и притягивать чужие электроны. Общее стремление атома к присоединению электрона определяется полусуммой значений энергии ионизации и сродства к электрону.

В периодах ЭО возрастает слева направо; в группе ЭО больше у элемента, расположенного выше. Наиболее электроотрицательным из всех элементов является фтор.