Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

Д.И. Менделеев почти за 100 лет сумел предсказать существование трансурановых элементов. Все последующее время после открытия закона явилось лишь практическим подтверждением предсказаний Д.И. Менделеева. История науки не знает аналогов подобного триумфа.

Работа Д.И. Менделеева по созданию Периодической системы положила начало научно обоснованному методу целенаправленного поиска новых химических элементов. Примерами могут служить многочисленные успехи современной ядерной физики. Только за последние 40 лет синтезированы элементы с порядковыми номерами 102–1181. Изучение их свойств, так же как и получение, было бы невозможно без знания закономерностей взаимосвязи между химическими элементами.

Доказательством подобного утверждения являются результаты исследований по синтезу элементов 114, 116, 118.

Изотоп 114-го элемента получен взаимодействием плутония с изотопом 48Са, а 116-го — взаимодействием кюрия с изотопом 48Са:

Стабильность полученных изотопов столь высока, что они спонтанно не делятся, а испытывают альфа-распад. Полученные экспериментальные данные полностью подтверждают теоретические расчеты: по мере последовательных альфа-распадов образуются ядра 112-го и 110-го элементов, после чего начинается спонтанное деление:

296116*

–4n

1 Элементы 112, 114, 116, 118 получены в Объединенном институте ядерных исследований (г. Дубна, Россия). Элементы 113 и 115 получены совместно российскими и американскими физиками. Материал любезно предоставлен академиком РАН Ю.Ц. Оганесяном.

Сравнивая свойства элементов, мы убеждаемся, что они взаимосвязаны общностью структурных признаков. Так, сопоставляя строение внешних и предвнешних электронных оболочек, можно с высокой точностью предсказать все типы соединений, характерные для

данного элемента. Такая четкая взаимосвязь очень хорошо иллюстрируется на примере 104-го элемента — резерфордия. Химиками было

предсказано, что если данный элемент является аналогом гафния (72Нf), то его тетрахлорид по свойствам должен быть примерно таким же, что и HfCl4. Экспериментальные химические исследования не только подтвердили прогноз химиков, но и способствовали открытию нового сверхтяжелого элемента 104Rf. Такая же аналогия прослеживается в свойствах Os (Z = 76) и Ds (Z = 110) — оба элемента образуют летучие оксиды типа RO4. Все это говорит о проявлении закона взаимосвязи и взаимообусловленности явлений.

Сравнение свойств элементов как в пределах групп, так и периодов

исопоставление их со строением атома указывают на закон перехода количества в качество. Переход количественных изменений в качественные возможен лишь через отрицание отрицания. Внутри периодов с увеличением заряда ядра происходит переход от щелочного металла к благородному газу. Следующий период вновь начинается со щелочного металла — элемента, который полностью отрицает свойства предшествующего ему благородного газа (например, Не и Li; Ne

иNa; Аr и К и т.д.).

Вкаждом периоде заряд ядра последующего элемента возрастает на единицу по сравнению с предыдущим. Этот процесс наблюдается от водорода до 118-го элемента и свидетельствует о непрерывности развития материи.

Наконец, совмещение в атоме разноименных зарядов (протон и электрон), проявление металлических и неметаллических свойств, существование амфотерных оксидов и гидроксидов есть проявление закона единства и борьбы противоположностей.

Необходимо также отметить, что открытие периодического закона явилось началом фундаментальных исследований, касающихся свойств материи.

По выражению Нильса Бора, Периодическая система является «...путеводной звездой для исследований в области химии, физики, минералогии, техники».

ПОВТОРИМ И ЗАПОМНИМ

! Вы познакомились со структурой Периодической системы элементов Д.И. Менделеева и современными представлениями о строении атома. Взаимосвязь между строением и свойствами химических элементов рассматривается в соответствии с их расположением в Периодической системе. Наиболее важной характеристикой атома

является его порядковый номер.

Современная теория строения атома прежде всего исходит из представлений о корпускулярно-волновом дуализме электрона и описывает его состояние четырьмя параметрами — квантовыми числами. Предельное число электронов, которое может заселять одну орбиталь, равно двум, что соответствует принципу Паули. Электроны располагаются на одинаковых орбиталях так, чтобы суммарный спин был максимален.

Каждому энергетическому уровню соответствуют подуровни энергии, число которых определяется главным квантовым числом.

Строение электронных оболочек атомов находится в строгом соответствии с положением элемента в Периодической системе, поэтому периодическая повторяемость свойств элементов зависит от периодической повторяемости электронных структур атомов. К числу таких свойств относятся атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления.

В аналогичной зависимости находятся свойства простых веществ, а также оксидов и гидроксидов. Все эти закономерности свидетельствуют о том, что периодичность в повторении свойств зависит от заряда ядра элемента.

ГЛАВА 3 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

Изучив главу, следует уметь:

объяснить, почему одни атомы вступают во взаимодействие между собой с образованием молекул (например, Сl + Сl = Сl2), а другие — нет (например, невозможна реакция Не + Не = Не2); объяснить, почему атомы, взаимодействуя между собой, соединяются в строго определенных соотношениях и определенной последовательности; показать взаимосвязь между природой связи и геометрией молекул.

§ 1. Ковалентная связь

Химическая связь — совокупность сил и различных видов взаимодействия между атомами, благодаря чему становится возможным существование двух- и многоатомных молекул, ионов, радикалов и др.

При формировании химической связи полная энергия образующейся молекулы становится меньше, чем энергия изолированных атомов или групп атомов, из которых она образована.

Природа химической связи, как правило, определяется характером электростатического взаимодействия ядер и электронов атомовпартнеров, а распределение электронной плотности описывается на основании законов квантовой механики.

При обсуждении химической связи обычно пользуются термином «валентность». Данное понятие означает меру способности элемента к образованию химической связи. Химическая связь осуществляется в основном за счет так называемых валентных электронов. У s- и р-элементов валентными являются электроны внешней оболочки, у d-элементов — это s-электроны внешней и d-электроны предвнешней оболочек.

Описать химическую связь — значит выяснить, как распределяется электронная плотность в веществе. В зависимости от этого различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

84 ЧАСТЬ I ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ

Рассмотрим образование ковалентной химической связи между двумя атомами водорода (Нa и Hb). При сближении атомов водорода между ними возникают разные виды взаимодействия: отталкивание между ядрами, отталкивание между электронами, притяжение каждого из электронов к ядрам. Следовательно, чтобы молекула Н2 реально существовала, необходимо, чтобы силы притяжения и отталкивания уравновешивали друг друга. При этом условии происходит взаимное перекрывание атомных орбиталей с антипараллельными спинами

электронов. В области перекрывания,

ной области, окружающей два ядра, и при этом формируется молекулярное электронное облако. Образовавшаяся молекулярная орбиталь характеризуется более низким энергетическим уровнем, чем исходные атомные орбитали. Два электрона, удерживаемые вместе этими ядрами, образуют химическую связь между двумя атомами водорода.

Таким образом, на формирование пары электронов, осуществляющей ковалентную связь, каждый из соединяющихся атомов предоставляет по одному электрону.

Неспаренные электроны, за счет которых формируются общие для связывающихся атомов электронные пары, называют поделенными. Общая (связывающая) пара электронов называется поделенной парой. Схематически образование такой электронной пары можно изобразить так:

H + H → H ↓↑ H

или

Н• + •Н → Н : Н (электронная формула молекулы Н2).

Химическая связь, осуществляемая за счет формирования общих электронных пар между связывающимися атомами, называется ковалентной связью.

Ковалентная связь в других молекулах образуется таким же путем, как и в молекуле водорода. Как правило, на образование одной связывающей пары электронов каждый из атомов-партнеров предоставляет по одному неспаренному электрону. Ковалентная связь, формирующаяся между двумя атомами, называется двухцентровой. В молекуле Н2 реализуется двухэлектронная и двухцентровая связь.

Соединяющиеся атомы восполняют свои наружные электронные слои до восьмиэлектронного (или двухэлектронного, как у водорода).

В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей. В качестве примера рассмотрим образование молекул С12 и N2. В наружной оболочке атома хлора — 7 электронов, азота — 5. У атома хлора — 1 неспаренный электрон, у азота — 3:

У символа химического элемента точками показано число электронов наружной оболочки. Образование молекул С12 и N2 можно представить схемой:

Cl • + • Cl : : Cl • • Cl :

общая пара электронов

N • + • N : NN

три общие пары электронов1

Из приведенной схемы видно, что в молекуле хлора образуется только 1 общая пара электронов, у азота — 3. В образовавшихся молекулах С12 и N2 каждый из атомов фактически окружен восемью электронами, что соответствует наружной оболочке атома благородного газа, т.е. выполняется правило октета:

Сравнивая между собой ковалентные связи между атомами в молекулах простых веществ, можно заметить одну и ту же закономерность: электроны, располагаясь между ядрами двух атомов, нейтрализуют

1 Не следует таким же образом объяснять образование молекулы кислорода О2. Ее строение трудно поддается описанию методом валентных связей, которыми мы пользуемся. Метод же молекулярных орбиталей, который в данном случае более применим, изучается только в высшей школе.

отталкивающее действие положительных зарядов ядер и связывают их в единую молекулу — Н2, Cl2, N2 и т.д. Если молекулы образованы одноименными атомами, то одностороннего перетягивания общей электронной пары происходить не будет. Каждая пара электронов окажется, следовательно, в равной мере принадлежащей двум атомам. Это означает, что центр тяжести облака спаренных электронов располагается симметрично между центрами тяжести положительных зарядов обоих ядер. Таким образом, связующее электронное облако равномерно распределено между обоими атомами.

Связь, осуществляемую общей парой электронов, в равной мере принадлежащих обоим соединяющимся атомам, называют неполярной ковалентной связью.

Следует отметить, что в рамках традиционных представлений о связях, поделенных и неподеленных электронных парах часто используют понятия локализованные двухцентровые связи. Например, в молекулах алканов связи С—С и С—Н являются двухцентровыми (каждая ковалентная пара электронов связывает два ядра, два центра).

Подобным образом соединяются все одноименные или очень близкие по значениям электроотрицательности атомы (рис. 3.2).

Если электроотрицательность атомов, образующих молекулу, неодинакова, то связующая пара электронов смещается из симметричного положения в сторону более электроотрицательного атома. Следовательно, электронная пара становится более или менее односторонне оттянутой одним из соединяющихся атомов. Орбитали электронов этой пары остаются связанными с обоими ядрами. В результате такого частичного смещения центры тяжести электрических зарядов в молекуле не будут совпадать, между ними появится некоторое расстояние. Такая ковалентная связь называется полярной (рис. 3.3), а молекула — диполем.

У кислорода и серы на внешней оболочке имеется по шесть электронов с конфигурацией ns2np4, которые распределены так:

По числу неспаренных электронов их ковалентность равна 2. У кислорода иной ковалентности быть не может, так как возбудить электроны из спаренного состояния нельзя (во втором уровне нет вакантных ячеек). Электроны же серы можно возбудить, повышая ковалентность до 4 или до 6, так как на внешнем (третьем) уровне имеются вакантные ячейки d-подуровня:

Атомы галогенов имеют на внешней оболочке по 7 электронов: их электронная конфигурация ns2np5.

Невозможность возбудить спаренные электроны фтора (отсутствие во внешнем уровне вакантных ячеек) свидетельствует о том, что единственно возможной его ковалентностью является 1. У других галогенов (Сl, Вr, I) можно возбуждать последовательно спаренные электроны и повышать ковалентность до 3, 5 и 7.

Следовательно, ковалентность элемента определяется общим числом неспаренных электронов как в нормальном, так и в возбужденном состоянии. Атомы с 1, 2 и 3 неспаренными р-электронами в валентной оболочке имеют ковалентность, равную 1, 2 или 3 соответственно. Атомы главных подгрупп V, VI и VII групп в невозбужденном состоянии имеют ковалентности соответственно 3, 2 и 1. Возбуждение электрона с одной атомной орбитали на другую приводит к увеличению числа неспаренных электронов на два и, следовательно, к увеличению ковалентности на две единицы. Возбуждение s-электронов на р-подуровень или р-электронов на d-подуровень в пределах одной и той же валентной оболочки происходит сравнительно легко. Именно этим можно объяснить, что углерод, фосфор, сера и хлор могут проявлять ковалентность соответственно 4, 5, 6 и 7. Валентные электроны, находясь на внешнем (и иногда на предвнешнем) уровне, менее