учение о том, какие силы определяют его состав и структуру. В случае химии состав и структура определяются на уровне атомов и молекул, а действующие между
Скачать 0.54 Mb.
|
Электроотрицательность энергия, удерживающая электроны (свои и чужие) у атома Э (элемента) в расчете на 1 электрон. Эта величина определяет, в частности, полярность химических связей: она тем больше, чем больше разность электроотрицательностей соединяющихся атомов. Причем чем больше электроотрицательность атома, тем больший на нем отрицательный заряд, так как он с большей энергией притягивает к себе электроны. Наибольшими значениями обладают галогены (самой большой электроотрицательностью характеризуется фтор), а наименьшими щелочные металлы (Fr наиболее электроположительный). Обычно измеряют не в эВ или Дж, а в условных относительных единицах. Кроме того, определяют не только по I1 и Eср , но и по термохимическим данным. Поэтому существует около 20 шкал электроотрицательностей. В наиболее употребительной из них (шкала Полинга) (F) принята равной 4.0, а (Li) = 1. Следует однако отметить, что элементу часто нельзя приписать одно значение , так как оно должно зависеть от валентного состояния атома в соединении. Несмотря на это, электроотрицательность полезна и широко применяется для качественного объяснения химической связи. Атомные и ионные радиусы. Размер атомов и ионов не может быть определен точно, так как электронная плотность на их периферии убывает экспоненциально. Поэтому используются так называемые эффективные радиусы, то есть условные величины, определяемые в соответствии с каким-либо принципом или условием. Так, например, в качестве орбитальных радиусов атомов принимают расстояние от ядра до последнего максимума электронной плотности. Размеры ионов (ионные радиусы) находят делением в определенной пропорции расстояния между ионами в ионных соединениях. В зависимости от способа определения имеется несколько систем ионных радиусов. Однако закономерности в изменении радиусов атомов и ионов не зависят от способов их определения. Основные из них следующие. 1. Радиус положительного иона меньше радиуса атома и уменьшается с увеличением положительного заряда иона. Это объясняется тем , что при образовании положительно заряженного иона происходит удаление электронов внешней оболочки. Обратная ситуация существует для отрицательных ионов: чем больше отрицательный заряд, тем больше радиус. Например, атомный радиус хлора равен 0,099 нм, для иона хлора он составляет 0,181 нм, а для Cl+5 – 0,034 нм. 2. Радиусы атомов и ионов одинакового заряда уменьшаются при за- полнении рядов элементов одного типа (s, p, d и f)1. Это объясняется тем, что при увеличении заряда ядра в пределах одного (s, p, d, f) ряда элементов увеличивается притяжение ими электронов . В то же время электроны одной подоболочки не экранируют друг друга от ядра. Этот эффект можно называть s-, p-, d-, f-сжатием, соответственно. Однако практически применяют только последний термин в связи с тем, что он проявляется в побочных подгруппах элементов и является одним из главных факторов различия свойств в рядах f-элементов. 3. При одинаковом строении внешней валентной оболочки радиусы атомов (или ионов одинакового заряда) тем больше, чем больше электронных слоев. Эта закономерность хорошо выполняется для элементов главных подгрупп (s-, p-элементов) (рис. 2.5).  Рис. 3.3. Зависимость орбитальных радиусов атомов от порядкового номера элемента Однако для побочных подгрупп d-элементов радиус возрастает от элемента первого переходного ряда (от Sс до Zn ) ко второму (Y…Cd), а элемент третьего переходного ряда (Lu ..Hf) имеет размер почти равный размеру элемента второго ряда. Это объясняется эффектом f-сжатия: между вторым и третьим рядами происходит заполнение 4f-подуровня третьего снаружи слоя, который слабо экранирует внешние 6s2 электроны от ядра, в то время как заряды ядер элементов третьего ряда намного больше, чем второго, и потому электроны сильно притягиваются к ядру. На фоне общего уменьшения радиусов внутри каждого периода и ряда атомов имеются отклонения, связанные с существованием устойчивых (s2, p3, p6, d5, d10, f7, f14 ) и неустойчивых (s1, p1, p4, d1, d4, d6, d9) конфигураций. Например, орбитальный радиус Al (3s23p1) больше, чем у Mg (3s23p0); у Cr (4s13d5) больше, чем у V (4s23d3) и т. д. (рис. 2.5). Пример 3. Учитывая положение в Периодической системе, дать общую характеристику и указать химические свойства фосфора. Решение. Фосфор находится в третьем периоде, V группе, порядковый номер 15, молекулярная масса 31. Ядро атома состоит из 15 протонов и 3115 = 16 нейтронов. 15 электронов расположены на трех энергетических уровнях (третий период), валентных электронов 5 (V группа). Фосфор элемент главной подгруппы, значит, все валентные электроны расположены на внешнем (третьем) уровне. Полная электронная формула: 1s22s22p63s23p3. Электронная формула валентных электронов: ...3s23p3. До начала заполнения следующего уровня (в соответствии с порядком заполнения это 4s) остается 3 электрона: 3s23p3 + 3е 3s23p6; ближайшая устойчивая конфигурация при ионизации атома также отстоит на 3 электрона: 3s23p33е 3s23p0. Следовательно, фосфор может быть и окислителем, и восстановителем. Наличие пяти электронов в наружном слое атома указывает, что это неметалл. Высшая положительная степень окисления равна пяти. Формула высшего оксида Р2О5. Пример 4. Вывести формулу валентных электронов и графическую электронную формулу элемента, расположенного в 4-м периоде, 5-й группе, побочной подгруппе. Какой это элемент? Решение. Элемент расположен в четвертом периоде, следовательно, электроны распределены по четырем квантовым уровням (n = 4). В атоме данного элемента имеется 5 валентных электронов (5 группа). Валентные электроны заполняют внешний и предвнешний квантовый уровень (т.к. побочная подгруппа). Таким образом, электронная формула валентных электронов: ...4s23d3; графическая формула:  Элемент ванадий (d-элемент).Пример 5. Исходя из положения металла в периодической системе, объясните, какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: Mg(OH)2 или Ва(OH)2; Cd(OH)2 или Sr(OH)2 ? Решение. Ва и Мg являются элементами одной группы и имеют схожее электронное строение: Ва...6s2, Mg...3s2. Различие в том, что валентные электроны Mg расположены на третьем квантовом уровне, а Ва на шестом. Поэтому у Ва сильнее выражены металлические свойства, чем у Mg (энергия ионизации уменьшается сверху вниз, атомный радиус увеличивается от Mg к Ва, связь электронов с ядром ослабевает, атом Ва легче отдает электроны, металлические свойства усиливаются). Следовательно, Ва(OH)2 более сильное основание, чем Mg(OH)2. Cd и Sr являются элементами одного периода (5-го) и одной группы (II). Но Cd элемент побочной подгруппы, а Sr главной. Электронная формула атомов: 38Sr...4s24p65s2 48Cd...4s24p64d105s2. Общим у этих элементов является наличие на внешнем уровне 2-х электронов. Но у Sr перед ними находится восьмиэлектронная оболочка, а у Cd восемнадцатиэлектронная. Атомный радиус Sr больше, чем у Cd, а следовательно, энергия ионизации меньше, т.е. атом Sr легче отдает два электрона, чем атом Cd, металлические свойства у Sr выражены сильнее. Таким образом, Sr(OH)2 более сильное основание, чем Cd(OH)2. Периодический закон и система химических элементов Д.И.Менделеева 1 марта (по новому стилю) 1869 г. считается датой открытия одного из важнейших законов химии – периодического закона. В середине XIX в. было известно 63 химических элемента, и возникла потребность в их классификации. Попытки такой классификации предпринимали многие ученые (У.Одлинг и Дж.А.Р.Ньюлендс, Ж.Б.А.Дюма и А.Э.Шанкуртуа, И.В.Деберейнер и Л.Ю.Мейер), но лишь Д.И.Менделееву удалось увидеть определенную закономерность, расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс. Эта закономерность имеет периодический характер, поэтому Менделеев сформулировал открытый им закон следующим образом: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элемента. В системе химических элементов, предложенной Менделеевым, был ряд противоречий, которые сам автор периодического закона устранить не смог (аргон–калий, теллур–йод, кобальт–никель). Лишь в начале XX в., после открытия строения атома, был объяснен физический смысл периодического закона и появилась его современная формулировка: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Такую формулировку подтверждает и наличие изотопов, химические свойства которых одинаковы, хотя атомные массы различны. Периодический закон – один из основных законов природы и важнейший закон химии. С открытия этого закона начинается современный этап развития химической науки. Хотя физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома, сама эта теория развивалась на основе периодического закона и системы химических элементов. Закон помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Графическим отражением периодического закона является периодическая система химических элементов Менделеева. Существует несколько форм периодической системы (короткая, длинная, лестничная (предложена Н.Бором), спиралеобразная). В России наибольшее распространение получила короткая форма. Современная периодическая система содержит 110 открытых на сегодняшний день химических элементов, каждый из которых занимает определенное место, имеет свой порядковый номер и название. В таблице выделяют горизонтальные ряды – периоды (1–3 – малые, состоят из одного ряда; 4–6 – большие, состоят из двух рядов; 7-й период – незавершенный). Кроме периодов выделяют вертикальные ряды – группы, каждая из которых подразделяется на две подгруппы (главную – а и побочную – б). Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, все они проявляют металлические свойства. Элементы одной подгруппы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек, что обусловливает их схожие химические свойства. Период – это последовательность элементов (от щелочного металла до инертного газа), атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, равное номеру периода. Главная подгруппа – это вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Это число равно номеру группы (кроме водорода и гелия). Все элементы в периодической системе разделяются на 4 электронных семейства (s-, p-, d-, f-элементы) в зависимости от того, какой подуровень в атоме элемента заполняется последним. Побочная подгруппа – это вертикальный ряд d-элементов, имеющих одинаковое суммарное число электронов на d-подуровне предвнешнего слоя и s-подуровне внешнего слоя. Это число обычно равно номеру группы. Периодический характер изменения свойств атомов (орбитальные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность). Орбитальный радиус (rорб.) - расстояние от ядра до граничной поверхности наименее связанного с ядром электрона. В пределах периода величина орбитальных радиусов с возрастанием заряда ядра уменьшается, достигая минимального значения у атомов благородных газов. Такой характер изменения объясняется электронным сжатием, т. к. в предалах периода число электронных слоев остается постоянным, а заряд ядра увеличивается. При переходе к новому периоду возникает новый квантовый слой (энергетический уровень) и радиус резко возрастает. В пределах главных подгрупп I и II групп короткопериодного варианта ПС радиусы атомов при переходе от периода к периоду увеличивается, что обусловлено увеличением числа электронных слоев. В пределах главных подгрупп III-VIII групп и побочных подгрупп изменение радиусов происходит в соответствии с закономерностью, называемой вторичной периодичностью. Вторичная периодичность была открыта русским ученым Е. В. Бироном в 1915 году и интерпретирована С. А. Щукаревым в 1953 году. Особенно четко изменение орбитальных радиусов в соответствии с правилом вторичной периодичности проявляется у р-элементов III группы ПС. При переходе от бора к алюминию, rорб. увеличивается, т. к. увеличивается число электронных слоев; при переходе от алюминия к галлию происходит незначительное уменьшение радиуса. С. А. Щукарев объясняет это d-сжатием, т. к. перед галлием впервые в системе появляются элементы, у которых формируется d-подуровень. При переходе от галлия к индию радиус увеличивается, т. к. на его величину большее влияние оказывает появление нового электронного слоя; при переходе от индия к таллию радиус вновь изменяется незначительно, что объясняется f-сжатием, т.к. в шестом периоде появляются элементы, у которых формируется f-подуровень. Таким образом, помимо основной периодичности в ПС проявляется и вторичная периодичность. Энергия ионизации (энтальпия ионизация) - энергия, которая необходима для отрыва электрона от изолированного невозбужденного атома. Измеряется в единицах энергии и характеризует способность атомов к отдаче электронов. Очевидно, что чем меньше эта величина, тем сильнее выражены восстановительные свойства атома. На величину энергии иони зации влияют величина орбитального радиуса, эффекты экранирования и проникновения электронов к ядру. В пределах периодов основным фактором является величина орбитального радиуса. Чем он меньше, тем ближе электрон к ядру, тем больше энергия ионизации. Поэтому в пределах периодов энергия ионизации минимальна для элементов, начинающих период (щелочные и щелочно-земельные металлы) и максимальна у благородных газов. Однако, и в этом случае наблюдается отклонение от общей закономерности, что проявляется в явлении дополнительной периодичности. Так, в пределах II периода при переходе от бериллия к бору и от азота к кислороду обнаруживается, что энергия (энтальпия) ионизации бериллия больше, чем у бора, а у азота больше, чем у кислорода. Объясняется это тем, что завершенный подуровень или подуровень, заполненный на половину, более устойчив и отрыв электронов требует большей энергии. В пределах главных подгрупп I и II группы ПС на величину энергии ионизации основное влияние оказывает вели чина орбитального радиуса, поэтому от периода к периоду она уменьшается. В случае главных и побочных подгрупп остальных групп системы изменение энергии ионизации подчиняется вторичной периодичности. Влияние эффектов проникновения и экранирования ядра электронами на величину энергии ионизации особенно четко проявляется при сравнении энергий ионизации и, соответственно, свойств атомов элементов главных и побочных подгрупп - I - II групп ПС. Эти эффекты связаны и приводят к уменьшению заряда ядра, т. е. создают экран, который ослабляет притяжение электронов к ядру. Наиболее сильным экранирующим действием обладает конфигурация (n-1)s2(n-1)p6, если конфигурация представлена d-электронами, то экранирующий эффект незначителен. Это объясняется тем, что s-электроны и в несколько меньшей степени р-электроны способны проникать к ядру, тем самым уменьшая его заряд; d- и f-электроны проникающим эффектом не обладают и соответственно не экранируют ядро. Для каждого атома различают несколько значений энергии ионизации l1, l2, l3... и т. д. Практически их столько, сколько электронов в атоме. С возрастанием порядкового номера электрона энергия ионизации увеличивается. Поэтому обычно рассматривают энергию ионизации первого электрона. К периодически изменяющимся свойствам атомов относится сродство к электрону - это энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к изолированному атому. Сродство к электрону максимально у р-элементов VII группы и минимально у благородных газов. Сродство к электрону определено не для всех атомов ПС. Для типичных неметаллов сродство атомов к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому многозарядные отрицательные ионы не существуют (О2-, S2-, N3- и др.). |
Похожие:
 | При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения... |  | Есть ли какие-то общие Законы Мироздания, которые определяют структуру нашего Мира? Почему именно таким мы видим окружающее нас пространство?... |
| Этапы развития представлений о строении молекулы метана отражены на рис. Современным данным отвечает структура г: молекула имеет... | | Настоящие Требования устанавливают правила оформления декларации об объекте недвижимости, а также определяют состав содержащихся... |
| Состав профсоюзного комитета, состав комиссии по трудовым спорампрофсоюзной организации мук№1 | | Состав и структура показателей налоговой декларации по единому сельскохозяйственному налогу |
| Аттестат выдан: ООО «нпп «свк» (Аттестат аккредитации органа по аттестации № сзи ru. 2377. В189. 365 от 13. 10. 2009 г., лицензия... | | Состав и структура налоговой инспекции по г. Ялуторовску Тюменской области, ее задачи и функции |
| Ядро составляют нейтроны и протоны. В химии не изучают ядра атомов, но, тем не менее, ниже мы рассмотрим некоторые характеристики... | | Какое максимальное число электронов может располагаться на энергетических уровнях? |