755

Д.И.Менделеева отражает периодический закон, а вместе с тем и строение атомов элементов.

3.3.1. Периодический закон Д.И.Менделеева

Современная формулировка периодического закона:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов (и электронной структуры их атомов).

Физический смысл периодического закона состоит в периодическом повторении строения внешнего энергетического уровня атомов элементов при возрастании положительных зарядов их ядер.

3.3.2. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева

Периодическая система элементов (ПСЭ), представляющая собой классификацию химических элементов, составлена Д.И.Менделеевым. В основу этой классификации ученый положил атомную массу элемента. С позиций современной теории строения атома периодичность изменения свойств элементов обусловлена периодичностью изменения строения их атомных оболочек.

Физический смысл периодической системы: ПСЭ – графическое обозначение периодического закона.

Структура ПСЭ отражена на схеме 3.1.

Схема 3.1. Структурные составляющие периодической системы элементов

Порядковый номер имеет каждый элемент в периодической системе

свой.

Физический смысл порядкового номера: он соответствует заряду ядра атома и суммарному количеству электронов в нем.

21

Период – горизонтальный ряд периодической таблицы, в котором элементы расположены в порядке возрастания зарядов ядер их атомов. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа.

Физический смысл номера периода: Он соответствует числу энергетических уровней, заполняемых электронами, в атомах элементов, составляющих период.

Всего в таблице 7 периодов. 1-ый период состоит только из двух s- элементов: водорода и гелия. 7-ой период не завершен, новые элементы ещѐ предстоит открыть. Два периода, второй и третий, называются малыми, каждый из них состоит только из восьми элементов. Они называются типичными.

Вмалых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8). Это объясняет изменение свойств элементов: в начале периода находятся щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические свойства.

Вбольших периодах (с 4-го по 7-ой) с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее: после полного заполнения s- подуровня у щелочноземельных металлов, происходит заполнение d-подуровня предвнешнего уровня у десяти элементов. После чего электроны заполняют р- подуровень внешнего уровня, заполнение последнего завершается у благородных газов.

Четвертый и пятый периоды состоят из 18 элементов.

Ватомах элементов шестого и седьмого периодов после d-элементов лантана (Z=57) и актиния (Z=89) начинается заполнение f-подуровней 14 электронами, соответственно, четвертого и пятого энергетических уровней. Шестой период состоит из 32 элементов, при этом 14 f-элементов (лантаноиды) вынесены в отдельный ряд. Отдельный ряд представлен 14 f-элементами седьмого периода (актиноиды). Однако как уже отмечалось выше, этот период еще не завершен.

Группа – вертикальный ряд (столбец) в периодической системе. Всего в таблице 8 групп.

Физический смысл номера группы: Он соответствует высшей

валентности элементов, составляющих группу, т.е. номер группы указывает максимальное число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Группы делятся на подгруппы: главную и побочную. Такое деление основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. У элементов главных подгрупп заполняются s- подуровни (это s-элементы) или р- подуровни (р-элементы) внешних уровней. У элементов побочных подгрупп заполняется d-подуровень второго снаружи уровня (d-элементы). Таким образом, в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходную электронную структуру. Они называются полными электронными аналогами, проявляют одинаковые химические свойства. Элементы главной и

22

побочной подгрупп являются неполными электронными аналогами, их свойства одинаковы только при максимальной валентности, равной номеру группы.

Изменение свойств химических элементов в группе: с ростом заряда ядра (направление в группе сверху вниз) металлические свойства элементов в каждой подгруппе усиливаются, а неметаллические – ослабевают. Причиной тому является ослабление связи электронов внешнего уровня с ядром по мере увеличения радиуса атома.

Задачи и упражнения

Пример 1. Дать характеристику, исходя из положения в периодической системе, элементу с порядковым номером 12.

Решение: это s-элемент магний

S p

Mg – металл, т.к. на внешнем уровне 2 электрона.

Пара электронов на внешнем уровне и наличие на последнем свободных орбиталей (на 3-ем уровне имеется три подуровня: s, p, d) позволяет сделать вывод, что у магния есть одно возбужденное состояние

Sp

Ввозбужденном состоянии в атоме магния на внешнем уровне имеется

два неспаренных электрона, следовательно, валентность его равна 2 (В=2). Ей соответствует степень окисления с.о. = +2.

Электронная структура магния в химических соединениях: MgOоксид магния (основной оксид), Mg(OH)2 – гидроксид магния (нерастворимое основание), MgSO4 – сульфат магния (средняя соль)

S p

Пример 2. Дать характеристику, исходя из положения в периодической системе, элементу с порядковым номером 16.

Решение: это p-элемент сера

S – неметалл, так как на внешнем уровне 6 электронов (более 4-х). Из них два электрона неспаренные, следовательно:

min B = II. Ей соответствует min с.о. = -2.

23

С.о. = +2 соответствует соединение SO, являющееся неустойчивым оксидом.

Атом серы имеет два возбужденных состояния благодаря наличию на внешнем уровне двух пар электронов и свободных орбиталей на 3d-подуровне.

При первом возбужденном состоянии В = IV, с.о. = +4 электронная структура серы в химических соединениях: SO2-сернистый ангидрид (кислотный оксид), H2SO3 – сернистая кислота и ее соли (сульфиты)

Второе возбужденное состояние, характеризующееся max В = VI, S**: 3s1p3d2

3

Приводит к образованию соединений, в которых сера имеет max с.о. = +6: кислотный оксид SO3 – серный ангидрид, H2SO4 – серная кислота и еѐ соли (сульфаты)

Пример 3. Пользуясь периодической системой элементов, напишите формулы высших оксидов и летучих водородных соединений элементов, порядковые номера которых 7, 12, 35.

Решение: 7N – азот находится в главной подгруппе V группы, следовательно, его высшая с.о. = +5 в кислотном оксиде N2O5, в азотной кислоте HNO3 и в еѐ солях (нитратах). Минимальной с.о.= -3 соответствует летучее водородное соединение NH3 – аммиак.

Для углерода 12С, находящегося в главной подгруппе IV группы max с.о.= +4 в кислотном оксиде СО2, в угольной кислоте H2CO3, min с.о. = -4 в летучем водородном соединении СН4 (метан).

35Br – бром, элемент VII группы главной подгруппы имеет max с.о. = +7 в кислотном оксиде Br2O7. Min с.о. = -1 в HBr – бромоводороде, летучем водородном соединении.

24

Пример 4. Какому химическому элементу соответствует электронная формула 1s22s2p63s2p1?

Решение: Согласно электронной формуле у данного элемента электроны заполняют р-подуровень внешнего, 3 по счету, уровня, следовательно, это р- элемент, у которого имеется три электрона на внешнем уровне, и его место в главной подгруппе III группы. Суммарное число электронов в его атоме равно 13. Элемент с порядковым номером 13 – алюминий.

Вопросы для самопроверки

1.Какие элементарные частицы входят в состав атома?

2.Физический смысл порядкового номера элемента в периодической

системе.

3.Физический смысл номера группы в периодической системе.

4.Как изменяются химические свойства элементов в группах периодической системы?

5.Какие подгруппы называются главными, и какие побочными? Какие элементы являются полными и неполными электронными аналогами?

6.Что называется орбиталью? Формы s-, p- и d-орбиталей?

7.Что называется s-, p-, d- и f-элементами?

8.Что такое основное и возбужденное состояние атома?

9. Какова современная формулировка периодического закона Д.И.Менделеева?

10.Физический смысл номера периода в периодической системе.

11.Как изменяются химические свойства элементов в периоде периодической системы?

12.Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов элементов с порядковыми номерами: а) 20; б) 25; в) 32.

13.Электронная формула элемента изображена в виде …5d46s2. определить порядковый номер этого элемента.

25

Глава 4. Химическая связь. Строение вещества

Важнейшие понятия

Типы связей: ковалентная, координационная, ионная, металлическая и водородная.

Механизмы возникновения ковалентной связи: обменный и донорноакцепторный.

Характеристики связей: направленность, насыщаемость, энергия и длина связи.

Геометрия молекул.

Механизм образования ионной связи. Особенности ионной связи и строение кристаллов с одноатомными и многоатомными ионами. Металлическая связь и строение металлических кристаллов. Степень окисления и валентность с точки зрения строения атома и вещества.

При изучении темы необходимо:

-получить общее представление об образовании химической связи в молекулах веществ;

-понять природу и характерные свойства ковалентной, ионной и металлической связи;

-знать валентность и объяснять еѐ с точки зрения учения о строении

атома.

Учение о строении атомов объясняет механизм образования молекул, а также природу химической связи. Наиболее устойчивым является состояние атома с завершенным внешним уровнем, содержащим максимальное число электронов. Таковы внешние уровни атомов благородных газов: у гелия на внешнем уровне два электрона (1s2), у остальных – по восемь электронов (ns2p6). Атомы других элементов, не имеющих завершенного внешнего уровня, приобретают такую структуру в процессе химического взаимодействия с другими атомами (Правило «октета»). Химическое взаимодействие атомов друг с другом приводит к образованию химических связей и возникновению молекул. В тоже время и молекулы вещества взаимодействуют друг с другом.

Химическая связь – это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в устойчивые структуры.

При образовании химической связи между атомами в молекуле вещества участвуют валентные электроны атомов.

4.1.Валентность. Степень окисления. Относительная

электроотрицательность

Валентность атома (элемента) относится к основным понятиям химии. Валентность – это количество связей, которые образует атом с другими атомами в молекуле вещества. В образовании химических связей между атомами участвуют наиболее слабо связанные (валентные) электроны. К

26

валентным электронам относятся, как отмечалось ранее (3.2.4.), электроны внешних незавершенных уровней, а также неспаренные электроны второго снаружи уровня (у d-элементов).

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов, а молекула в целом электронейтральна. Отрицательную степень окисления имеют атомы, которые приняли электроны от других атомов, положительную – атомы, отдавшие свои валентные электроны другим атомам. Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ.

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в соединении всегда равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Степень окисления, как правило, численно равна валентности атома элемента в молекуле вещества. В молекулах органических соединений этого совпадения может не быть.

Относительная электроотрицательность (Χ) – это способность атома в молекуле притягивать к себе валентные электроны. Это условная величина. Обычно электроотрицательность лития принимают за единицу, и с ней сравнивают электроотрицательность других элементов. Наиболее электроотрицательным элементом является фтор, наименьшее значение Χ имеет франций (87Fr).

Таким образом, эта величина является мерой неметалличности элементов: чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее элемент проявляет неметаллические свойства.

При химическом взаимодействии элементов электроны, участвующие в образовании химической связи, смещаются от атома с меньшей к атому с большей относительной электроотрицательностью. При составлении химических формул соединений, как правило, наиболее электроотрицательные элементы помещают правее, например, SO2, CaCl2, H2S и т.д.

Согласно современным представлениям, образование химической связи между двумя атомами происходит путем обобществления (образования общих электронных пар) или перераспределения их валентных электронов. В связи с этим различают три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

4.2. Химическая связь и составление графической формулы вещества

Графическая формула химического соединения показывает, в каком порядке и каким количеством валентных связей атомы связаны в молекуле друг с другом. Каждая валентная связь между атомами обозначается черточкой. Перед построением графической формулы необходимо определить степень окисления атомов, входящих в состав молекулы. Соединять, как правило, можно только атом, имеющий положительную степень окисления, с атомами, имеющими отрицательную степень окисления.

27

Так, например, в молекуле сернистого газа SO2 степень окисления серы равна +4, кислорода -2. Поэтому от S должно исходить четыре связи (обозначим их чѐрточками), а от атома О две:

—S— —О—

В целом, вся молекула нейтральна, поэтому все валентные связи должны быть «замкнуты»:

О=S=O.

4.3.Ковалентная связь

Химическая связь, осуществляемая за счет одной или нескольких электронных пар, сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов, называется ковалентной связью. Это двухэлектронная и двуцентровая связь (удерживает два ядра).

4.3.1. Механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь существует в молекулах между атомами неметаллов. В зависимости от того, как возникает общая электронная пара, эта связь может образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.

При обменном механизме в образовании общей электронной пары от каждого атома участвуют и атомная орбиталь, и неспаренный электрон, находящийся на этой орбитали, т.е. происходит обобществление электронов:

а) Н· + ·Н → Н:Н

общая электронная пара

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

В случае неполярной ковалентной связи (схемы а, б) электронное облако, образованное общей парой электронов (электронное облако связи) распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Такая связь реализуется в молекулах простых веществ неметаллов O2, N2 и др., в которых общая электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам.

28

В случае полярной ковалентной связи (схема в) электронное облако смещено к атому с большей электроотрицательностью. Этот атом приобретает небольшой отрицательный заряд. Другой атом, участвующий в образовании связи, приобретает такой же по абсолютной величине положительный заряд. Такая связь существует, например, в молекулах летучих неорганических соединений: H2S, NH3 и др.

При донорно-акцепторном механизме химическая связь возникает за счет свободной электронной пары (двуэлектронного облака) одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). В качестве примера рассмотрим механизм образования иона аммония NH4+.

Донорно-акцепторная связь - это особый механизм образования ковалентной связи. По свойствам четвертая N–H-связь в ионе аммония ничем не отличается от остальных трех.

В структурных формулах принято электронные пары показывать в виде ‖—‖. Например, H—H, H—Cl, H—O—H. Структурную формулу катиона аммония можно записать, показывая наличие донорно-акцепторной связи в виде ײ→ײ:

Н +

H—N→H

H

4.3.2. Свойства ковалентной связи

Характерные свойства ковалентной связи: еѐ длина, энергия, направленность и насыщаемость.

Длина связи – это межъядерное расстояние. Чем она меньше, тем прочнее химическая связь.

Энергия связи – мера прочности связи, определяется количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Единицы измерения: кДж/моль.

Насыщаемость связи – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей, что определяется их валентностью. Вследствие

29

насыщаемости связей молекулы с ковалентной связью имеют определенный состав: H2O, NH3 и др.

Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию (форму). Молекулы H2, HCl имеют линейную форму; молекула Н2О – угловую форму, NH3 – форму пирамиды, а СН4 - тетраэдрическую.

4.4. Ионная связь

Химическая связь между ионами (заряженными частицами), в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов называется ионной связью.

4.4.1. Механизм образования ионной связи

В результате перераспределения электронов между атомами элементов, сильно различающимися по электроотрицательности (атом металла и атом неметалла), возникает ионная связь. Исходные нейтральные атомы становятся ионами: атомы металлов положительными ионами катионами, сильно электроотрицательные атомы неметаллов отрицательными ионами анионами. Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу.

Схема образования ионной связи:

··

Na· + ·Cl:

··

атом металла атом неметалла ионное соединение

Процесс образования ионной связи можно представить совокупностью трех элементарных стадий:

1. Потеря атомами натрия (1s22s2p63s1) электрона, занимающего 3sорбиталь.

2. Присоединение атомом хлора (1s22s2p63s2р5) электрона, заполняющего 3р-орбиталь.

3. Электростатическое притяжение образующихся ионов: катиона натрия

(1s22s2p6) и аниона хлора (1s22s2p63s2р6).

4.4.2. Свойства ионной связи

Ионная связь наблюдается только в соединениях типичных металлов и типичными неметаллами (соли безкислородных кислот) и только в твердом состоянии.

Характерная особенность соединений с ионной связью – ассоциация. Благодаря ассоциации ионов между собой все соединения с ионной связью в твердом состоянии имеют ионную кристаллическую структуру. Их расплавы и растворы проводят электрический ток.

Ненасыщенность связи: в ионном кристалле к данному положительному иону, может притягиваться любое число отрицательных ионов.

30