Строение атома. Химическая связь


с. 1 с. 2 с. 3
Глава 4

Строение атома. Химическая связь



4.1. Периодический закон Д.И.Менделеева
В 1869 году Д.И. Менделеев формулирует открытый им периодический закон:

«свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов».

В настоящее время вместо понятия «атомный вес» используется понятие «атомная масса».

Дальнейшее развитие естествознания, особенно учения о строении атома, показало, что индивидуальность химического элемента
определяется зарядом его ядра, а химические свойства элементов и
их соединений, периодическая повторяемость их у разных элементов определяются строением электронной оболочки атома, которая, в свою очередь, зависит от заряда ядра атома.

Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева гласит:

«Свойства химических элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений, находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов».

Таким образом, для того, чтобы понять причину периодичности


свойств соединений химических элементов, надо обратиться к изучению строения атома.
4.2. Строение атома
Атом – это наименьшая частица химического элемента, входящая в состав простых и сложных веществ.

По современным представлениям атомэто электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и компенсирующих его заряд электронов.

В свою очередь ядро атома состоит из протонов, нейтронов (общее название нуклоны) и большого числа других частиц. Электроны атома образуют его электронную оболочку, строение которой определяет многие химические свойства элемента.


Рис. 4.1. Схема строения атома элемента
Протон  положительно заряженная микрочастица с зарядом +1,6·1019 К, условно принятым за единицу положительного заряда qр = +1. Масса протона близка к 1 а.е.м. Общее число протонов Np, входящих в состав ядра, определяет общий заряд ядра атома и его порядковый номер в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Нейтрон  электронейтральная микрочастица входящая в состав ядра атома. Его масса, как и масса протона, близка к 1 а.е.м.

Нуклоны (от лат. nucleus – ядро, зерно, косточка) – собирательное название протонов и нейтронов – основных частиц, образующих атомные ядра.

Электрон ē  отрицательно заряженная микрочастица, входящая в состав атома и несущая наименьший электрический заряд 1,61019 Кл. Для удобства величина этого «элементарного» заряда принята за единицу qe = 1. Так как атом в целом электронейтрален, то число электронов равно заряду ядра этого атома.

Например, заряд ядра атома натрия 11Na равен +11. Вокруг ядра размещается 11 электронов с общим отрицательным зарядом –11.

Основная масса атома (m) сосредоточена в его ядре, так как масса электронов мала и не вносит существенного вклада в массу всего атома. Масса электрона составляет лишь от массы протона или нейтрона.

Масса атома, таким образом, фактически складывается исходя из масс всех протонов (Np) и нейтронов (Nn) и характеризуется массовым числом (А).

Массовое число атома какого-либо элемента (А) численно равно сумме масс общего числа протонов (Np) и общего числа нейтронов (Nn):

A = Np + Nn.

Например, у атома калия (порядковый номер в таблице Менделеева 19, массовое число равно 39) в ядре находится 19 протонов и 20 нейтронов, у атома бария (порядковый номер 56, массовое число 137) в ядре 56 протонов и 71 нейтрон.


4.3. Электронная структура атома
По своей природе электрон имеет двойственный характер: наряду с корпускулярными свойствами материальной частицы он также, подобно фотонам света, имеет волновые свойства, например, обладает способностью к дифракции.

В настоящее время описание состояния электрона в атоме дается


квантовой механикой, изучающей движение и взаимодействие элементарных частиц.

Электрон в атоме не имеет траектории движения. Следует рассматривать, так называемое, электронное облако, характеризующее вероятность нахождения электрона в трехмерном пространстве вокруг ядра.



Область пространства вокруг ядра, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называется орбиталью.

В пределах орбитали заключается ~ 90 % электронного облака. Орбитали имеют различные размеры и форму. Если электрон находится на орбитали меньшего размера, то он сильнее притягивается ядром, чем электрон, занимающий орбиталь большего размера.

Энергия электрона имеет целочисленное значение и может изменяться лишь целыми, точно определенными порциями - квантами энергии.

Энергетическое состояние электрона в атоме характеризуется


четырьмя квантовыми числами: главным, орбитальным, магнитными
спиновым.

Главное квантовое число n связано с номером энергетического уровня, характеризует общую энергию электрона на данном уровне и его удаленность от ядра.

Главное квантовое число принимает значения от 1 до ∞. Для известных химических элементов, когда атомы находятся в невозбужденном состоянии, главное квантовое число может принимать положительные целочисленные значения от 1 до 7.

Совокупность электронов с одинаковым значением n называется энергетическим уровнем. Наименьшую энергию имеют электроны первого от ядра энергетического уровня (n = 1). С увеличением n энергия электрона и его удаленность от ядра возрастают.

Число заполняемых энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент.

Так, все электроны элементов I периода имеют один энергетический уровень с главным квантовым числом равным единице (n = 1). У атомов элементов II периода главное квантовое число равно двум (n = 2) и т.д.

Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне определяется уравнением:



N = 2 n2,

где N  число электронов на данном энергетическом уровне, n  номер уровня (номер периода, главное квантовое число).

Следовательно, на первом энергетическом уровне может находиться не более 2 электронов, на втором не более 8, на третьем – не более 18, на четвертом  не более 32.

Энергетические уровни обозначают буквами.



Числовое значение уровня n 1 2 3 4 5 6 7

Буквенное обозначение K L M N O P Q.

Орбитальное (побочное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов, находящихся на конкретном энергетическом уровне.

Орбитальное (побочное) квантовое число определяет форму электронного облака, т.е. пространственную область наиболее вероятного нахождения электрона. Значение орбитального квантового числа l зависит от значения главного квантового числа n. Оно принимает значения 0, 1, 2, 3… (n–1), т.е. от 0 до (n–1).

Совокупность электронов, характеризующихся одинаковым значением орбитального квантового числа l, называется энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами:

Значение орбитального квантового числа l 0 1 2 3

Обозначение энергетического подуровня s p d f.

Каждому значению l соответствует определенный энергетический подуровень и определенная форма орбитали. Количество таких подуровней совпадает с номером уровня или со значением главного квантового числа n.

Таким образом, при l = 0, 1, 2, 3 электроны находятся соответственно на s-, p-, d-, f-подуровнях. При данном значении главного квантового числа n наименьшую энергию имеют электроны s-подуровня, затем p-, d-, f-подуровней. Электроны различных подуровней называют s-, p-, d-, f-электронами или электронами, находящимися на s-, p-, d-, f-атомных орбиталях.

Число энергетических подуровней в уровне не должно быть больше главного квантового число n. Так, первый уровень (n = 1) имеет один подуровень (s), второй уровень (n = 2) – два подуровня (s и p), третий (n = 3) – три (s, p, d), четвертый (n = 4) – четыре (s, p, d, f). В оболочках атомов ныне известных элементов электроны застраивают на каждом уровне не более четырех подуровней.

При l = 0 (s – подуровень) электронное облако имеет сферическую форму.


Рис. 4.2. Форма s-орбитали
При l = 1 (р – подуровень) орбиталь имеет форму гантели.


Рис. 4.3. Форма p-орбитали

Рисунки орбиталей с сайта http://w.w.w.hybridation.ru/site/htm

Орбитали d и f имеют более сложную форму (см. рис. 4.5.).



Магнитное квантовое число m характризует пространственную ориентацию орбиталей данного подуровня относительно внешнего магнитного поля.

Магнитное квантовое число m может принимать значения любых целых чисел от –l до +l включая 0, т.е. всего 2l + 1 значение. Таким образом, (2l + 1) – число энергетических состояний (атомных орбиталей), на которых могут находиться электроны данного подуровня.

Например, для s-подуровня l = 0 и потому m имеет единственное значение: m = 0. Таким образом, на s-подуровне имеется единственная s-орбиталь, которая имеет форму сферы, расположенной симметрично относительно ядра атома.

р-орбиталь («гантель») в магнитном поле может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, т.е. при l = 1, может принимать три значения: +1, 0, –1. Поэтому p – атомные орбитали ориентированы в пространстве по трем координатным осям (х, у, z).

Соответственно, р-орбитали обозначаются рх, ру и рz. (рис. 4.4).








py px pz

Рис. 4.4. Ориентация в пространстве px, py и pz орбиталей

d-подуровень (l = 2) имеет пять значений магнитного квантового числа m: –2, –1, 0, 1, 2 и, следовательно, пять d-орбиталей, которые ориентированы по пяти разным направлениям.


Рис. 4.5. Возможные формы d-орбиталей
f-подуровень (l = 3) имеет семь значений магнитного квантового числа (ml: –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3,) т.е. семь различных f-орбиталей. Число ориентаций f-орбиталей равно семи.

Условно атомные орбитали (АО) обозначают в виде квадрата (квантовой ячейки) Error: Reference source not found

Соответственно, для s-подуровня имеется одна АО Error: Reference source not found
для p подуровня – три АО

для d-подуровня – пять АО Error: Reference source not found,



для f подуровня – семь АО

Таким образом, электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням, удаленность этих уровней от ядра характеризуется значением главного квантового числа n. Энергетические уровни состоят из подуровней, число подуровней для каждого уровня не превышает значение n. Подуровни, в свою очередь, состоят из орбиталей, форма которых определяется значением орбитального квантового числа l, а количество задается числом значений магнитного квантового числа m.

Если рассматривать электрон как частицу, то кроме движения вокруг ядра, он вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин».



Спиновое квантовое число ms характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по часовой стрелке или против).

Спиновое квантовое число ms принимает два значения:



ms= +1/2 и ms= –1/2.

Электроны, характеризующиеся спиновым квантовым числом



ms = +1/2, принято обозначать стрелкой, направленной вверх:

Электроны, характеризующиеся спиновым квантовым числом



ms= –1/2, обозначают стрелкой, направленной вниз:



неспаренный электрон

Электроны с различными значениями спиновых квантовых чисел обычно обозначаются противоположно направленными стрелками:






спаренные электроны

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два – то это спаренные электроны.



Четыре квантовых числа n, l, m, ms полностью характеризуют энергетическое состояние электрона в атоме.

Рассматривая строение электронной оболочки многоэлектронных атомов различных элементов, необходимо учитывать три основных положения:

принцип Паули,

принцип наименьшей энергии,

правило Гунда.

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

Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, m, то электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms. Но спиновое квантовое число ms может иметь только два значения +1/2 и –1/2. Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел.

Рис. 4.6. Максимальная емкость одной орбитали 2 электрона.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n2, а на подуровне – как 2(2l + 1). Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведено в табл. 4.1.



Таблица 4.1.

Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях


Энергети-ческий уровень

Энергети-ческий

подуровень

Возможные значения магнитного квантового числа m

Число орбиталей на

Максимальное число электронов на

подуровне

уровне

подуровне

уровне

K (n=1)

s (l=0)

0

1

1

2

2

L (n=2)

s (l=0)

p (l=1)

0

–1, 0, 1


1

3


4

2

6


8

M (n=3)

s (l=0)

p (l=1)

d (l=2)

0

–1, 0, 1


–2, –1, 0, 1, 2

1

3

5



9

2

6

10



18


N (n=4)

s (l=0)

p (l=1)

d (l=2)

f (l=3)

0

–1, 0, 1


–2, –1, 0, 1, 2

–3, –2, –1, 0, 1, 2, 3



1

3

5



7

16

2

6

10



14

32

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом наименьшей энергии.



Согласно прнципу наименьшей энергии электроны заполняют орбитали в порядке повышения их энергии.

Очередность заполнения орбиталей определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и, соответственно, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равной сумме (n + l) – в порядке возрастания главного квантового числа n.

Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае сумма n + l = 4 + 0 = 4 (напомним, что для s-подуровня значение орбитального квантового числа l = = 0), а во втором n + l = 3 + 2= 5 (d  подуровень, l = 2). Поэтому, сначала заполняется подуровень 4s, а затем 3d (см. рис. 4.8).

На подуровнях 3d (n = 3, l = 2) , 4р (n = 4, l = 1) и 5s (n = 5, l = 0) сумма значений п и l одинаковы и равны 5. В случае равенства значений сумм n и l сначала заполняется подуровень с минимальным значением n, т.е. подуровень 3d.

В соответствии с правилом Клечковского энергии атомных орбиталей возрастает в ряду:

1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d

4f < 6p < 7s….

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы.



4f

4 4d

4p



3d

3 4s

3p

3s

2

2p



1 2s

1s



Уровни Подуровни

Рис. 4.8. Энергия атомных орбиталей.


Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-эле-ментов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня.

У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-под-уровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней.

У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Гунда:



в пределах подуровня электроны размещаются таким образом, чтобы сумма их спиновых квантовых чисел имела бы максимальное значение по абсолютной величине.

Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковым значением спинового квантового числа, а затем по второму электрону с противоположным значением.

Например, если в трех квантовых ячейках необходимо распределить 3 электрона, то каждый из них будет располагаться в отдельной ячейке, т.е. занимать отдельную орбиталь:

В этом случае сумма спиновых квантовых чисел максимальна:

∑ms= ½ + ½ + ½ = 3/2.

Эти же 3 электрона не могут быть расположены иначе, так как ∑ms будет меньше, например:



ms= ½ – ½ + ½ = ½.

Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией, или электронной формулой. Составляя электронную конфигурацию номер энергетического уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) – буквами s, p, d, f. Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху у символа подуровня.

Электронная конфигурация атома может быть изображена в виде так называемой электронно-графической формулы. Эта схема размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел.

Чтобы составить электронную или электронно-графическую формулу любого элемента следует знать:

1. Порядковый номер элемента, т.е. заряд его ядра и соответствующее ему число электронов в атоме.

2. Номер периода, определяющий число энергетических уровней атома.

3. Квантовые числа и связь между ними.

Так, например, атом водорода с порядковым номером 1 имеет 1 электрон. Водород  элемент первого периода, поэтому единственный электрон занимает находящуюся на первом энергетическом уровне s-орбиталь, имеющую наименьшую энергию. Электронная формула атома водорода будет иметь вид:

1Н 1s1.

Электронно-графическая формула водорода будет иметь вид:



1H 1s

Электронная и электронно-графическая формулы атома гелия:



2Не 1s2

2Не 1s

отражают завершенность электронной оболочки, что обусловливает ее устойчивость. Гелий – благородный газ, характеризующийся высокой химической устойчивостью (инертностью).

Атом лития 3Li имеет 3 электрона, это элемент II периода, значит, электроны расположены на 2-х энергетических уровнях. Два электрона заполняют s  подуровень первого энергетического уровня и 3-й электрон расположен на s  подуровне второго энергетического уровня:

3Li 1s22s1

2 Валентность I
1

s

У атома лития электрон, находящийся на 2 s-подуровне, менее прочно связан с ядром, чем электроны первого энергетического уровня, поэтому в химических реакциях атом лития может легко отдавать этот электрон, превращаясь в ион Li+ (ион электрически заряженная частица). В этом случае ион лития приобретает устойчивую завершенную оболочку благородного газа гелия:



3Li+ 1s2.

Следует заметить, что, число неспаренных (одиночных) электронов определяет валентность элемента, т.е. его способность образовывать химические связи с другими элементами.

Так, атом лития имеет один неспаренный электрон, что обусловливает его валентность, равную единице.

Электронная формула атома бериллия:



4 Bе 1s2 2s2.

Электронно-графическая формула атома бериллия:


2 Валентность в основном

состоянии равна 0

1

s

Легче других у бериллия отрываются электроны подуровня 2s2, образуя ион Be+2:



4+2 1s2.

Можно заметить, что атом гелия и ионы лития 3Li+ и бериллия 4+2 имеют одинаковое электронное строение, т.е. характеризуются изоэлектронным строением.


4.4. Основное и возбужденное состояние атома


Состояние атома, при котором его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основным или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными.

При сообщении атому дополнительной энергии электроны могут переходить на обладающие большей энергией орбитали. Эти переходы с подуровня на подуровень возможны только в пределах одного внешнего энергетического уровня. Происходящее при этом распаривание электронов приводит к возрастанию у атома числа неспа-ренных электронов, т.е. к появлению новых валентных возможностей.

Например, при возбуждении у атома бериллия один электрон с внешнего подуровня 2s переходит на обладающий большей энергией и ранее свободный (вакантный) подуровень 2р. При этом валентность атома бериллия становится равной 2.

Электронная формула атома бериллия в возбужденном состоянии будет иметь вид:



4 Bе٭ 1s2 2s1 1.

Электронно-графическая формула атома бериллия в возбужденном состоянии:









2 Валентность II
1 p

s

Электронная формула атома бора в нормальном состоянии:



5B 1s22s22p1.

Электронно-графическая формула атома бора имеет вид:






2 Валентность I
1 p

s

На втором энергетическом уровне у атома бора 3 электрона, поэтому он образует ион В+3.

Электронная и электронно-графические формулы атома углерода 6С в нормальном состоянии имеют вид:

6С 1s22s22р2.







2 Валентность II
1 р
s

В возбужденном состоянии атом углерода 6С٭ за счет перехода электрона с орбитали 2s на орбиталь 2р будет иметь следующие электронные и электронно-графические формулы:

Электронная формула:

6С٭ 1s22s12р3

Электронно-графическая формула:









2 Валентность IV
1 р
s

Поэтому, углерод в своих соединениях может быть либо двух-, либо четырехвалентен.

Следует обратить внимание на то, что при возбуждении
могут распариваться электроны только внешнего электронного уровня, если на нем есть свободные орбитали
.

У атома углерода внешний энергетический уровень наполовину заполнен, поэтому возможна и отдача 4-х электронов с образованием иона С+4 (1s2 2s2 2р0) и присоединение электронов для максимального заполнения p-подуровня второго энергетического уровня с образованием иона С-4 (Is2 2s2 2р6).

Атом кислорода 8О 1s22s22р4 имеет на внешнем энергетическом уровне два неспаренных электрона, что обусловливает его валентность, равную двум. Это видно из электронно-графической формулы атома кислорода в нормальном состоянии:



2

1 p Валентность II

s

Атому кислорода 8О, имеющему на внешнем энергетическом уровне 6 электронов (1s22s22р4) легче достроить внешнюю электронную оболочку, приняв два электрона. При этом у иона кислорода О2 появляется устойчивая завершенная электронная оболочка благородного газа неона  1s22s22р6:



2

p

1

s

Второй энергетический уровень имеет два подуровня, поэтому возбуждение для атома кислорода невозможно и валентность атома кислорода имеет постоянное значение, равное двум.

Aтом фтора, образуя соединения с другими элементами, способен принимать только один электрон:

9F 1s22s22р5.

Атом неона имеет на внешнем энергетическом уровне 8 электронов:



10Ne 1s22s22р6.

Такая полностью завершенная (s2р6) оболочка (октет) характеризуется высокой инертностью, поэтому неон  малоактивное вещество, «благородный газ».

Начиная с III периода, у атомов идет заполнение третьего энергетического уровня, имеющего уже три подуровня – s, p и d.

Электронная конфигурация атома натрия, открывающего III период, который характеризуется наличием трех подуровней, будет иметь вид:



11Na 1s22s22р63s1.



3
2

1


d
p

s

Атом натрия имеет один неспаренный электрон на s подуровне, т.е. является s – элементом и проявляет валентность, равную I.

Электронная и электронно-графические формулы атома фосфора (p-электронное семейство) имеют вид:

15P 1s22s22p63s23p3,

3




2 d
1 p
s

Электронная конфигурация атома кальция (s-электронное семейство):



20Ca 1s22s22p6 3s23p64s2.

Электронно-графическая формула атома кальция:






4
3

d

2

p

1

s

Следует заметить, что у атома кальция, в соответствии с принципом наименьшей энергии, сначала заполняется подуровень 4s, а лишь затем подуровень 3р.

Химические свойства атомов определяются, в основном, строением внешних энергетических уровней, которые называются валентными. На подуровнях этих уровней находятся или неспаренные электроны, или электроны, которые могут стать неспаренными в возбужденном состоянии.

Полностью завершенные энергетические уровни обусловливает малую химическую активность обладающих ими атомов.

Часто графически изображают не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны (сокращенные электронные и электронно-графические формулы).

Например, для атома серы краткая электронная формула:



16S…3s2 3p4

Сокращенная электронно-графическая формула атома серы:






3
s p

Краткая электронная формула для атома ванадия:



23V…3d 34s2.

При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбужденном состоянии, наряду с заполненными, изображают вакантные валентные орбитали.

Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеются одна s-атомная орбиталь, три р-АО и пять d-АО. Электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии имеет вид:

Электронно-графическая формула атома фосфора (p-электронное семейство) имеет вид:



15P 1s22s22p63s23p3,




3




3s 3p 3d
Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов, в основном состоянии равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание электронов состояния 3s и один из электронов с s-подуровня может перейти на 3d-подуровень:
Р*… 3s2 3p3 3d1.




3

s p d
При этом валентность фосфора меняется с трех в основном состоянии до пяти в возбужденном.
4.5. Строение атома и химические свойства элементов
Индивидуальность элемента определяется зарядом его ядра атома. Химические свойства элемента определяются строением его электронной оболочки. Так как внешние электронные оболочки имеют периодически повторяющееся количество электронов, то имеет место периодическая зависимость свойств простых веществ и соединений элементов от заряда ядра атома.

Совокупность элементов, имеющих одинаковое количество электронных энергетических уровней, составляет период, а элементы, имеющие одинаковое строение внешнего и предвнешнего энергетических уровней, образуют группы периодической системы Менде-леева.

Химические свойства простых веществ, их способность вступать в химические реакции определяются количеством электронов на внешнем электронном уровне атома данного элемента, а также удаленностью этого уровня от ядра атома.

Металлические свойства простых веществ определяются способностью атомов отдавать электроны.

Рассмотрим способность отдавать электроны элементами 1-й группы главной подгруппы (главными называются подгруппы, образованные элементами, имеющими одинаковое строение внешних и предвнешних электронных слоев с элементами I и II периодов и расположенные в периодической системе строго по вертикали под ними). Можно заметить, что у этих элементов имеется по 1 электрону на s-подуровне внешнего энергетического уровня. Удаленность энергетического уровня от ядра, а, следовательно, и размер атома будет увеличиваться:



3Li 1s22s1

11Nа 1s22s22p63s 1

19К 1s22s22p6 3s23p64s1

37Rв 1s22s22p6 3s23p64s23d104p65s2

55Cs 1s22s22p6 3s23p64s23d104p65s24d105p66s2

87Fr 1s22s22p6 3s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2.

Внешнее электронное облако у атома франция, имеющее максимальные размеры, будет обладать минимальной плотностью, и энергия, необходимая для удаления электрона из поля атома, будет минимальной.



Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации (J).

В результате ионизации атом превращается в положительно заряженный ион:

Э0 – е → Э+.

Энергия ионизации (J) измеряется в электрон-вольтах (или кДж/моль) и является мерой восстановительной способности элемента (характеристикой металлических свойств). Чем меньше энергия ионизации, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента.

С увеличением заряда ядра радиусы атомов меняются периодически. У элементов одного периода при переходе от щелочного металла к благородному газу, с ростом заряда ядра и числа внешних электронов усиливается их взаимное притяжение, и радиусы атомов уменьшаются. При этом возрастает величина энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Поэтому к концу периода металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются.

Для элементов одной подгруппы, имеющих одинаковое строение внешнего электронного слоя, с ростом порядкового номера число электронных слоев и радиус атома возрастают. При этом притяжение внешних электронов к ядру ослабевает. Это приводит к уменьшению энергии ионизации и усилению металлических свойств.

Радиус катиона, образующегося при отрыве электронов от электронейтрального атома, меньше чем радиус соответствующего атома.

Радиус аниона, образующегося при присоединении электронов к электронейтральному атому, больше чем радиус соответствующего атома.

В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента радиус атома увеличивается, а энергия ионизации уменьшается, восстановительная активность s- и p-элементов увеличивается. В побочных подгруппах при увеличении порядкового номера энергия ионизации увеличивается, восстановительная активность d-элементов снижается.

Неметаллические свойства простых веществ (т.е. способность принимать электроны на внешнюю электронную оболочку атома), характеризуется величиной энергии сродства к электрону.

Энергией сродства к электронуе) называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превращением его в отрицательный ион:

Э + ē → Э.



Энергия сродства к электрону Ее измеряется в электрон-вольтах (или кДж/моль) и является мерой окислительной способности элемента (мерой неметаллических свойств). Чем больше Ее, тем сильнее выражены окислительные (неметаллические) свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Ее по периодам возрастает, по группам уменьшается.

В периодической системе элементов Д.И. Менделеева энергия сродства к электрону будет увеличиваться снизу вверх в главных подгруппах и слева направо в периодах:






Увеличение

энергии сродства

к электрону
9
F 1 1s22s22p5

17Cl 1s22s22p63s23p5

35Br 1s22s22p63s23p64s23d104p5
Например, среди галогенов фтор, находящийся во втором периоде, легче притянет электрон на внешнюю электронную оболочку, чем йод, у которого внешняя электронная оболочка состоит из того же количества электронов, но обладает большими размерами. Среди элементов периодической системы наибольшее сродство к электрону имеют фтор, кислород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями и типичными неметаллами.

Обобщенную характеристику элемента, включающую и величину энергии ионизации и величину энергии сродства к электрону дает электроотрицательность.



Электроотрицательность характеризует способность атома притягивать электронную плотность от других атомов при образовании химической связи.

Те атомы, которые легко теряют свои электроны, называют электроположительными, а атомы, принимающие электроны – электроотрицательными. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы. В конце периода (перед благородным газом) находятся элементы с наивысшей электроотрицательностью – типичные неметаллы. Самый электроотрицательный элемент – фтор, самый электроположительный – франций.

Часто используются не абсолютные значения электроотрицательности в электрон-вольтах или кДж/моль, а относительные безразмерные значения, так называемая относительная электроотрицательность (ОЭО). Значения величин относительных электроотрицательностей ряда элементов приведены в табл. 14 приложения.

Характер изменения энергии ионизации J, энергии сродства к электрону Ее и относительной электроотрицательности ЭО с возрастанием порядкового номера элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева приведен на рис. 4.9.


По периоду величины J, Ee и ОЭО увеличиваются

(металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства

усиливаются)


По группе величины J, Ee и ЭО уменьшаются

(металлические свойства усиливаются, неметаллические свойства ослабевают)
Рис. 4.9. Характер изменения энергии ионизации J, энергии сродства к электрону Ее и электроотрицательности ЭО с возрастанием порядкового номера элемента.
Таким образом, с увеличением порядкового номера элемента главных подгруппах энергия ионизации будет уменьшаться, а металлические свойства усиливаться. В то же время, с увеличением порядкового номера элементов, находящихся в одном периоде, возрастающий заряд ядра все более сильно притягивает к себе электроны, что приводит к некоторому уменьшению размера атома, возрастанию энергии ионизации и ослаблению металлических свойств.

Было замечено, что, вступая в химическое взаимодействие, атомы стремятся отдать или принять электроны так, чтобы внешняя электронная оболочка имела бы устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию благородного газа (правило октета). Поэтому атомы, имеющие на внешней электронной оболочке один, два или три электрона преимущественно отдают их в химических реакциях и проявляют металлические свойства:



11Nа (1s22s22p6 3s1)  111+ (1s22s22p6),

12Mg (1s22s22p6 3s2)  212Mg +2 (1s22s22p6),

13Al (1s22s22p6 3s23p1)  313Al +3 (1s22s22p6).

Атомы, имеющие на внешней электронной оболочке пять, шесть или семь электронов, стремятся дополнить ее до устойчивого октета и проявляют неметаллические свойства:



7N (1s22s22p3 ) + 37N3 (1s22s22p6)

17Сl (1s22s22p6 3s23p5) + 117Сl (1s22s22p6 3s23p6).

Обобщая вышесказанное, можно отметить, что в периодической системе Д.И. Менделеева металлические свойства простых веществ увеличиваются сверху вниз и справа налево, а неметаллические соответственно увеличиваются снизу вверх и слева направо. Самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом  фтор.

Водород по своим свойствам занимает особое положение. У него всего 1 электрон на внешней оболочке; то есть он должен быть помещен в 1 группу. Однако, этот единственный электрон не экранирован от ядра другим электронными слоями, очень сильно притянут к ядру, что определяет специфические свойства водорода. В отличие от остальных элементов первой группы водород  неметалл. Поэтому его символ и помещают в VII группе, показывая тем самым, что для заполнения электронного слоя ему необходим всего один электрон, как фтору и его аналогам.

4.6. Периодическая система

химических элементов Д.И. Менделеева



Периодическая система, как графическое изображение Периодического закона Д.И. Менделеева, состоит из периодов и групп. Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом первого периода s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Число элементов в периодах 2-8-18-32 соответствует максимально возможному числу электронов на соответствую-щих энергетических уровнях: на первом – 2, на втором – 8, на треть-ем – 18, на четвертом – 32 электрона. В периодах слева направо ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства и кислотный характер соединений.

По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства.



Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов.

Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены s-элементы (I, II группы) и p-элементы (IIIVIII групп). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями.

В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-под-уровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз металлические свойства ослабевают, а кислотный характер соединений и их устойчивость в высшей степени окисления усиливаются.

d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента.

Если элементы образуют несколько соединений, то соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, а в промежуточной – чаще всего амфотерный.

Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:

Cr+2O Cr+6O3



основной амфотерный кислотный

Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и образуемых ими гидроксидов.

У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные (табл. 4.2).

Таблица 4.2

Формулы и характер кислородных соединений элементов

(оксидов и гидроксидов)


Группа

I

II

III

IV

V

VI

VII

Формула высшего

оксида















Формула гидроксида

ЭОН

Э(ОН)2

Э(ОН)3

Н2ЭО3

НЭО3

Н2ЭО4

НЭО4

Характер

гидроксида

Основания

Кислоты

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений – гидридов (табл. 4.3).



Таблица 4.3

Формулы и агрегатное состояние водородных соединений элементов

Подгруппа

I A

II A

III A

IV A

V A

VI A

VII A

Формула гидрида















Агрегатное

состояние

Твердые

Газообразные




с. 1 с. 2 с. 3

скачать файл