Начальный курс химии (Для студентов-иностранцев). В 2 частях. Ч. 1. Учебное пособие

отношении элементы встречаются через правильные интервалы и что, таким образом, в ряду элементов многие их свойства периодически повторяются. Эта закономерность получила свое выражение в периодическом законе: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в -пе риодической зависимости от величины атомных масс элементов.

Весь ряд элементов Д. И. Менделеев разбил на периоды. Внутри каждого периода закономерно изменяются свойства элементов (например, от щелочного металла до галогена). Размещая периоды так, чтобы выделить сходные элементы, Д. И. Менделеев создал периодическую систему химических элементов, которая является графическим(табличным) изображением периодического закона.

Современная периодическая система содержит 118 химических элементов. Каждый химический элемент имеет определенное место (клетку) и свой порядковый номер в периодической системе. В каждой клетке кроме химического знака элемента и его названия указываются его порядковый номер и относительная атомная масса.

Из многих вариантов построения периодической системы применяются две формы: короткая (короткопериодная), и современная длинная (длиннопериодная). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные фи- зико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу. Эта форма была утверждена в 1989 году Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) в качестве основной.

Период – это горизонтальный ряд (строка), который начинается щелочным металлом и оканчивается инертным элементом (благородным газом).

Щелочные металлы: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Jue. Инертные элементы: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og.

В периодах свойства элементов изменяются от металлических до неметаллических. Свойства простых веществ и соединений элементов изменяются монотонно в каждом периоде и скачкообразно на границе периодов, которые начинаются щелочным ме-

41

таллом и заканчиваются инертным элементом. Такой характер изменения свойств и определяет смысл периодической зависимости.

В короткой форме первый (2 элемента, начинается с водорода), второй и третий (по 8 элементов) периоды состоят из одной строки и называются малыми. Четвертый, пятый (по 18 элементов) и шестой, седьмой (по 32 элемента) периоды занимают по две строки каждый и называются большими.

В шестом периоде после лантана(№ 57) расположено 14 элементов (№ 58 – 71), подобных лантану. Их называют лантаноидами, их место в системе отмечено в клетке лантана.

В седьмом периоде после актиния (№ 89) аналогично расположено 14 элементов, подобных актинию. Их называют актиноидами, их место в системе отмечено в клетке актиния.

Химические знаки, порядковые номера, относительные атомные массы и названия лантаноидов и актиноидов расположены под таблицей.

Свойства простых веществ и соединений элементов постепенно изменяются в каждом периоде и скачкообразно на границе периодов. Такой характер изменения свойств элементов составляет смысл периодической зависимости. Например, во втором периоде: Li – очень активный металл, Be – металл, образующий амфотерный оксид и амфотерный гидроксид, B, C, N, O - типичные неметаллы, F – самый сильный неметалл.

Группа периодической системы(вертикальный столбец, колонка) содержит элементы, свойства которых подобны. В короткой форме каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной.

Подгруппы, которые содержат элементы и малых, и больших периодов, называются главными (A).

Подгруппы, которые содержат элементы только больших периодов, называются побочными (В).

Например, H, , Na, K, Rb, Cs, Fr, Jue – это элементы главной подгруппы первой группы; V, Nb, Ta, Db – элементы побочной подгруппы пятой группы.

Современная форма периодической системы элементов состоит из 18 групп: щелочные, щелочноземельные и переходные

42

металлы, металлы и полуметаллы (металлоиды), неметаллы, галогены, инертные газы, лантаноиды и актиноиды.

Все элементы одной группы (кроме водорода и гелия - исключения), расположены вертикально в одну колонку и имеют в принципе одинаковые электронные структуры атомов. Формат современной формы периодической системы не предусматривает деление элементов в группах на подгруппы и на ряды.

На основе периодического закона и периодической системы Д. И. Менделеев пришел к выводу о существовании новых, не открытых еще в то время элементов. Свойства трех из них он подробно описал и дал им условные названия– экабор, экаалюминий и экасилиций. Эти три элемента были открыты еще при жизни Менделеева: галлий, скандий и германий, а предсказанные им свойства этих элементов точно совпали со свойствами, определенными опытным путем.

Пример 1. Какой элемент III группы периодической системы образует высшее кислородное соединение, в котором массовая доля кислорода составляет 0,47.

2. Массовая доля элемента определяется по формуле

ω(Э) = 1 - ω(O) = 1- 0,47 = 0,53.

3. Для нахождения относительной атомной массы элемента следует воспользоваться следующим соотношением:

Ar (Э)= 27.

Ответ: алюминий.

Пример 2. Найдите в периодической системе элемент, высшее кислородное соединение которого имеет относительную молекулярную массу 108. Высшая валентность этого элемента равна V.

43

2. Относительная молекулярная масса кислородного соединения определяется по формуле

Mr(Э2O5) = 2·Ar (Э) + 5· Ar (О),

следовательно, Ar (Э) = Mr(Э2O5) – 5·Ar (О) = 108 - 5·16 / 2 = 14.

Ответ: азот.

Контрольные задания

1.Дайте характеристику(период, группа, подгруппа, ряд, металл или неметалл) следующих элементов: натрия, кальция, галлия, олова, хрома, хлора, марганца, криптона, самария, углерод, натрий, цинк, серебро, гелий, ртуть, свинец, хлор, марганец, титан в короткой и длиной формах периодической системы

2.Найдите в периодической системе элемент, высшее кислородное соединение которого имеет относительную молекулярную массу 60. Высшая валентность этого элемента равна IV.

3.Пользуясь периодической системой элементов, напишите формулы высших кислородных соединений элементов, порядковые номера которых 14, 34, 53.

4.Элемент второй группы образует высшее кислородное соединение, в котором массовая доля кислорода составляет 0,285. Определите этот элемент.

Контрольные вопросы

1.Как формулируется периодический закон?

2.Что такое период и сколько их в периодической системе?

3.Сколько рядов (строк) в короткой и длинной формах периодической системы?

4.Что такое группа и сколько их в короткой и длинной формах периодической системы?

5.Из каких подгрупп состоит каждая подгруппа?

6.Какие элементы расположены под таблицей и почему?

44

2.2. Строение атома. Изотопы Словарь

Слово «атом» происходит от греческого «atomos» - неделимый, поэтому считалось, что атом – неделимая частица, которая не изменяется при химических реакциях. Однако в конце XIX века были поставлены эксперименты, которые доказали сложность строения атомов.

В1896 году французским ученым А. Беккерелем было открыто явление радиоактивности– самопроизвольного распада атомов некоторых элементов. Частицы, образующиеся при радиоактивном распаде, были подробно изучены французскими

физиками М. Склодовской-Кюри и П. Кюри. Годом позже анг-

лийским ученым Дж. Томсоном был открыт электрон (e-) - эле-

ментарная частица, имеющая отрицательный электрический заряд 1,6∙10-19 Кл (кулон) и незначительную массу 9,1∙10-31 кг. Величина заряда электрона принята за единицу элементарного электрического заряда.

В1911 году выдающийся английский ученый Э. Резерфорд

предложил ядерную (планетарную) модель строения атома (рис. 2). Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и электронов, которые вращаются вокруг ядра по круговым орбитам, подобно вращению планет вокруг Солнца.

45

Рис. 2. Ядерная модель строения атома

Совокупность электронов в атоме называют его электронной оболочкой. Диаметр атома – величина порядка 10-10 м, а диаметр ядра - величина порядка 10-14 – 10-15 м.

В 1913 году английский ученый Д. Мозли обнаружил, что величина положительного заряда ядра атома равна порядковому номеру элемента в периодической системе . ДМенделеева.И . Атом – электронейтральная частица, поэтому число электронов в атоме равно заряду ядра или порядковому номеру элемента в периодической системе. Например, порядковый номер висмута Bi № 83, следовательно, заряд ядра атома висмута + 83 и в электронной оболочке атома 83 электрона.

В 1932 году советские ученые Д. Д. Иваненко и Е. Н. Гапон

Нейтрон – это электронейтральная частица с массой, близкой к массе протона.

46

Заряд ядра атома определяется числом протонов, которые входят в его состав.

Масса атома равна сумме масс всех частиц, которые входят в состав атома.

Масса электронов настолько мала, что ею можно пренебречь, и масса атома определяется суммой его протонов и нейтронов. Общее число протонов (Z) и нейтронов (N) называется массовым числом (A). Оно равно округленному до целого числа значению относительной атомной массы элемента (Ar):

Ar = Z + N.

Число нейтронов в ядре атома определяется по разности между относительной атомной массой и его порядковым номером. Например, в ядре атома висмута (№ 83, Ar(Bi) = 209) содержится 83 протона и 209–83 = 126 нейтронов. По положению элемента в периодической системе можно определить состав его атома.

Исследования показали, что в природе существуют атомы одного и того же элемента с разной массой. Так, встречаются атомы хлора с массовыми числами 35 и 37. Это объясняется тем, что природные элементы – это смесь изотопов.

Изотопы – это атомы одного элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов в ядре), но разные массовые числа (разное число нейтронов в ядре).

Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака). Например, изотоп углерода с массовым числом12 запи-

сывается так: 126 C . Это форма записи распространена и на элемен-

тарные частицы: электрон -10 e , нейтрон 01n , протон 11 p . Элемент водород имеет три изотопа: 11 H – протий, 21 H – дейтерий,

31 H – тритий. Железо имеет четыре изотопа (с массовыми числами 54, 56, 57, 58), ртуть – семь изотопов. Максимальное число изотопов имеет олово– десять. Некоторые элементы (фтор, натрий, алюминий) в природе встречаются только в виде одного изотопа.

47

Относительная атомная масса элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева – среднее арифметическое масс атомов его изотопов.

Например, природный хлор состоит из75,4 % изотопа с массовым числом 35 и из 24,6 % изотопа с массовым числом 37.

Поэтому: Ar(Cl) = 35∙0,754 + 37∙0,246 = 35,453.

Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы. Значит, химические свойства элементов зависят от заряда ядра атома, а не от атомной массы. Заряд ядра атома является главной характеристикой элемента.

Химический элемент – это совокупность (вид) атомов с одинаковым зарядом ядра.

Контрольные задания

1.Сколько электронов, протонов, нейтронов содержится в атомах: лития, магния, скандия, германия, ниобия, рения?

2.Определите относительную атомную массу природного лития, содержащего 92,7 % изотопа с массовым числом 7 и 7,3 % изотопа с массовым числом А = 6.

3.Рассчитайте, сколько протонов и нейтронов содержат ядра калия: 39K, 40K, 41K.

4.Медь состоит из изотопов 63Cu и 64Cu. Определите массовую долю каждого изотопа, если Ar(Cu) = 63,5.

5.Рассчитайте массовые доли изотопов брома: 79Br и 81Br,

если Ar(Br) = 79,9.

Контрольные вопросы

1.Что показало открытие явления радиоактивности?

2.Из каких частиц состоит атом?

3.Что называется электронной оболочкой атома?

4.Чем определяется заряд ядра атома?

5.Что показывает порядковый номер элемента?

6.Что называют протоном и нейтроном?

7.Что называют изотопами?

8.Что является главной характеристикой элемента?

48

2.3. Строение электронной оболочки атома Словарь

Свойства электронов и других микрообъектов не могут быть описаны на основе представлений классической механики. Микрочастицы подчиняются законам квантовой механики, которая стала основой для создания современной модели атома.

Основные положения квантовой механики.

1.Энергия испускается и поглощается телами отдельными порциями – квантами. Следовательно, энергия микрочастиц изменяется скачкообразно.

2.Электроны имеют двойственную природу: с одной стороны, они проявляют свойства частиц, с другой стороны, при движении они обладают свойствами электромагнитной волны.

3.Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятностьнахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Быстро движущийся электрон может находиться в любой части пространства, окружающего

49

ядро, и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда.

Пространство вокруг ядра, в котором нахождение электрона наиболее вероятно (≈ 90 %), называют орбиталью.

Электроны, которые движутся на орбиталях близкого размера, образуют энергетические уровни (электронные слои). Электронные слои нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 и обозначают соответственно буквами: K, L, M, N, O, P, Q.

Состояние электрона в атоме описывают четырьмя квантовыми числами.

1.Главное квантовое число(n) характеризует величину энергии электрона; n может принимать значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (только целые числа).

Электроны с n = 1 образуют ближайший к ядру атома энергетический уровень. Электроны с n = 2 образуют второй от ядра атома энергетический уровень и т. д.

2.Орбитальное (побочное) квантовое число ( l ) характе-

ризует форму электронной орбитали (энергетические подуровни); при данном значении главного квантового числа l может принимать значения целых чисел от 0 до (n – 1). Орбитали с разными значениями l обозначаются буквами s, p, d, f:

значение l ………………0 1 2 3

обозначение

орбитали ……………….s p d f.

Состояния электрона, которые характеризуются различными значениями l, называют энергетическими подуровнями.

s-Орбитали имеют сферическую форму, p-орбитали – форму гантели, d- и f-орбитали – более сложные формы (рис. 3).

Число энергетических подуровней каждого энергетического уровня равно номеру уровня, т.е. значению главного квантового числа (табл. 3). Так, первому энергетическому уровню (n = 1)

соответствует один подуровеньs; второму энергетическому уровню (n = 2) соответствуют два подуровня s и p; третьему энергетическому уровню (n = 3) соответствуют три подуровня s, p и d; четвертому энергетическому уровню (n = 4) соответствуют четыре подуровня s, p, d и f.

50