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

Так, графическая формула атома углерода в возбужденном состоянии (электрон с 2s-орбитали переходит на2p-орбиталь) имеет вид

s.

Как видно, атом углерода в возбужденном состоянии имеет четыре одиночных (валентных) электрона (в основном состоянии – два). Это подтверждает положение о том, что углерод имеет переменную валентность. В основном состоянии углерод имеет валентность два, в возбужденном состоянии – четыре.

Иногда для краткости записывают только электронные формулы валентных электронов, которые определяют химические свойства элемента, например: 19 K … 4s1, 26Fe … 3d64s2.

Контрольные задания

1.Изобразите графические электронные формулы атомов магния, хрома, ниобия.

2.Сколько свободных3d-орбиталей имеют возбужденные атомы хлора, ванадия, марганца?

3.Сколько валентных электронов содержат невозбужденные атомы бора, серы, мышьяка, ртути, европия?

4.Изобразите графические электронные формулы возбужденных атомов алюминия, магния, хлора.

5.Напишите электронные формулы валентных электронов

восновном состоянии в атомах олова, технеция, вольфрама.

Контрольные вопросы

1.Что показывает графическая электронная формула?

2.Как формулируется правило Гунда?

3.Что такое основное и возбужденное состояние атомов?

4.Что называется энергией возбуждения?

5.Чем сопровождается возбуждение электрона?

61

2.6.Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

иэлектронная теория строения атома

Словарь

Между положением химического элемента в периодической системе короткопериодной формы и строением атома и его свойствами существуют определенные закономерности.

1. Число энергетических уровней в атоме любого элемента равно номеру периода, в котором он находится. Например, атомы элементов водорода и гелия имеют только один энергетический уровень – они находятся в первом периоде, атомы восьми элементов от Li до Ne имеют два энергетических уровня – они находятся во втором периоде. Атомы восьми элементов от Na до Ar имеют три энергетических уровня – они находятся в третьем периоде, атомы восемнадцати элементов от K до Kr имеют четыре энергетических уровня – они находятся в четвертом периоде.

В атомах элементов каждого периода заполняется новый электронный слой. Поэтому в периодической системе элементов семь периодов.

2. Число электронов во внешнем слое атомов всех элементов не больше восьми. Периодическая система состоит из восьми групп.

3. Число электронов во внешнем слое атомов элементов главных подгрупп (кроме He) равно номеру группы, в которой находится элемент (табл. 5).

У элементов побочных подгрупп III – VII групп, а также у четырех элементов побочной подгруппыVIII группы (Fe, Ru, Os, Hs) общее число электронов на s-орбитали внешнего энергетического уровня и d-орбитали предпоследнего уровня равно номеру группы. Например, электронная формула валентных электронов в атоме рения имеет вид 75Re … 5d56s2. Общее число элек-

62

тронов на s- и d-орбиталях семь. Поэтому рений находится в VII группе побочной подгруппе.

4. У элементов главных подгрупп заполняются s- и p-орби- тали последнего слоя. Элементы, в атомах которых заполняются s-орбитали последнего слоя, называются s-элементами. Элементы, в атомах которых заполняютсяp-орбитали последнего слоя, называются p-элементами. Каждый период начинается с двух s-элементов (элементы подгрупп IA и IIA), а также водород и гелий и заканчивается (кроме первого периода) шестью p-элементами (элементы подгрупп IIIA – VIIIA).

Во внешнем электронном слое атомов побочных подгрупп обычно находятся один или два s-электрона. Но у этих элементов заполняются d-орбитали второго снаружи слоя илиf-орбитали третьего снаружи слоя.

Элементы, у которых заполняютсяd-орбитали, называются d-элементами. В 4 – 7 периодах расположено по десять d-элементов:

№ 21 – 30; № 39 – 48: № 57, 72 – 80, № 89, 104 – 112.

Элементы, у которых заполняются f-орбитали, называются f-элементами. В 6 и 7 периодах расположено по четырнадцать f-элементов – это соответственно лантаноиды (№ 58 – 71) и акти-

ноиды (№ 90 – 103).

Электронная теория строения атома объяснила структуру периодической системы элементов: число групп, подгрупп, периодов, а также число элементов в группах и подгруппах.

63

С помощью этой теории объясняется положение в периодической системе элементов калия и аргона, кобальта и никеля, теллура и йода, а также других элементов.

В современном варианте периодической системы элементов также каждый период начинается с двухs-элементов (элементы 1 и 2 групп), а также водород и гелий и заканчивается(кроме первого периода) шестью p-элементами (элементы 13 – 18 групп). В 4 – 7 периодах между s- и p-элементами расположено по 10 d-элементов (элементы 3 – 12 групп). В 6 и 7 периодах расположено по четырнадцать f-элементов – это соответственно лантаноиды и актиноиды, которые, как и раньше, находятся в 3 группе.

Современная форма таблицы лишена несоответствий и недостатков, присущих ее короткой форме, например различие свойств элементов находящихся в одной группе. Так, например, в I группе короткой формы находятся металлы Cu, Ag, Au, Rg (подгруппа IВ) и противоположные по активности щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (подгруппа IА). В современной форме таблицы щелочные металлы остались в1 группе, а металлы Cu, Ag, Au, Rg переведены в 11 группу. В VI группе элементыхалькогены – O, S, Se, Te, Po, Lv находятся вместе с тугоплавкими металлами – Cr, Mo, W, Sg, а в VII группе галогены – F, Cl, Br, I, At, Ts находятся с не менее тугоплавкими металлами Mn, Tc, Re, Bh. Халькогенам (в переводе с греческого «рождающие руды») свойственно явление аллотропии – существование химических элементов в виде двух и более простых веществ (аллотроп-

ных модификаций). Максимально противоречива структура VIII группы. В нее включены "семейство" железа (Fe, Co, Ni) и "семейство" платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) и недавно полученные элементы № 108 – 110 (Hs, Mt, Ds), которые никогда не относились к платиновым. В эту же группу входят так называемые благородные или инертные газы (Не, Ne, Аг, Кг, Хе, Rn, Og), занимающие особое место среди химических элементов,

т. к. они имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами.

Все элементы одной группы современной формы системы элементов (кроме водорода и гелия – они всегда находятся на

64

особом положении), расположенные вертикально в один ряд, имеют в принципе одинаковые строения двух наружныхs- и p- или s- и d-орбитали.

Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов, т. к. возрастание положительных зарядов атомных ядер обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня.

Контрольные задания

1.Сколько электронных слоев имеют атомы элементов: алюминия, галлия, ниобия, гафния, свинца, франция?

2.Сколько электронов содержится на внешнем энергетическом уровне атомов: натрия, титана хрома, брома, родия, серебра, кадмия, лантана?

3.Определите положение элементов в периодической сис-

теме (период, группа, подгруппа), если известны их электронные формулы: а) 1s22s22p63s23p3; б) 1s22s22p63s23p63d54s2; в) …5d56s2; г) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 4f25s25p66s2; д) … 5s25p3.

4.Укажите число свободныхf-орбиталей в атомах церия, неодима, плутония и тербия.

5.Сколько электронов находится на 4d-подуровне в атомах циркония, молибдена, серебра и гафния?

Контрольные вопросы

1.В каких подгруппах находятся s- и p-элементы?

2.Сколько в периодической системе d- и f-элементов?

3. Как определить число энергетических уровней в атоме элемента по его положению в периодической системе?

4.Сколько электронов может быть на внешнем энергетическом уровне?

5.Как определить число электронов во внешнем слое атомов элементов главных и побочных подгрупп?

6.Какие отличия современной формы системы элементов от традиционной?

65

2.7. Периодичность свойств элементов. Энергия ионизации. Сродство к электрону

Словарь

Согласно современной теории строения атома в основе химических реакций лежат процессы перестройки электронных оболочек атома – электронные взаимодействия. В химических реакциях участвуют главным образом электроны внешних слоев (валентные электроны). Обычно это одиночные(непарные, неспаренные) электроны.

Максимально заполненные орбитали наиболее устойчивы. Электронные слои, орбитали которых заполнены максимально, называются завершенными (электронная формула s2p6).

Атомы инертных элементов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) имеют завершенные внешние электронные слои и поэтому с большим трудом вступают в химические реакции.

У атомов металлов во внешнем слое, как правило, содержится меньше четырех электронов, и они слабо связаны с ядром. Атомы металлов при химических реакциях теряют валентные электроны. Для сравнения металлических свойств элементов применяют специальную величину – энергию ионизации I.

Энергия ионизации – это энергия, которая необходима для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома.

Энергию ионизации выражают в электрон-вольт на атом (эВ/атом). Щелочные металлы, имеющие небольшие значения

66

энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами.

У атомов неметаллов во внешнем электронном слое содержатся четыре и более электронов, которые прочно связаны с ядром. Атомы неметаллов, вступая в химическую реакцию, обычно присоединяют электроны. Для сравнения неметаллических свойств элементов применяют специальную величину– сродство к электрону (E, эВ/атом).

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона.

Наибольшие значения сродства к электрону у элементов главной подгруппы VII группы (F, Cl, Br, I, At) – типичных неметаллов.

Рассмотрим, как изменяются строение атомов и химические свойства элементов одного периода, например третьего. Атомы элементов этого периода имеет три электронных слояK, L, M. Строение слоев K и L одинаково для всех элементов этого периода, строение внешнего слоя M - неодинаково. С увеличением заряда ядра атомов у элементов одного периода уменьшается

ядру усиливается, энергия ионизации и сродство к электрону увеличивается. Поэтому к концу периода металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические усиливаются.

* - Единицы элементарного электрического заряда

67

Третий период начинается типичным щелочным металлом – натрием. За ним следует другой типичный металл– магний, металлические свойства которого слабее, чем у натрия. Следующий металл – алюминий в некоторых соединениях проявляет неметаллические свойства. Элементы Si, P, S, Cl являются уже неметаллами, причем неметаллические свойства усиливаются, переходя от Si к Cl. Хлор является типичным неметаллом. Период заканчивается инертным элементом аргоном. Такие изменения химических свойств элементов наблюдаются во всех периодах

В больших периодах металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются более медленно, чем в малых периодах, так как большие периоды содержат переходные d- или f-элементы. На внешнем слое атомов переходных элементов находятся один или дваs-электрона, а заполняются предпоследний слой у d-элементов и третий снаружи слой у f-элементов.

Таким образом, химические свойства элементов изменяются периодически с изменением их порядкового номера.

Элементы одной подгруппы имеют одинаковое строение внешнего электронного слоя. Например, у атомов всех элементов IA подгруппы во внешнем слое содержится одинs-электрон. Однако радиус атомов и число электронных слоев увеличивается с повышением порядкового номера элемента (табл. 7).

* - Единицы элементарного электрического заряда

68

При этом притяжение внешних электронов к ядру ослабляется, энергия ионизации уменьшается. Поэтому в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента (т. е. сверху вниз) металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические ослабляются. Таким образом, количественные изменения приводят к качественным.

Изменение свойств элементов в периодах и группах схематически можно представить так:

Из вышеизложенного следует, что наиболее сильно металлические свойства выражены у франция и цезия, а неметаллические свойства – у фтора.

Однако следует отметить, что деление на металлы и неметаллы относительно. Известно, что существуют элементы, которые проявляют и свойства металлов, и свойства неметаллов.

В настоящее время периодический закон формулируется так: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер или порядкового номера элемента в периодической системе.

Такая формулировка закона нисколько не противоречит формулировке, данной Д.И. Менделеевым. Она только базируется на новых данных, которые придают закону и системе научную обоснованность, и подтверждает их правильность. Периодическая система элементов Д..ИМенделеева отражает периодический закон, а вместе с тем и строение атомов элементов.

69

Контрольные задания

1.Какой элемент имеет электронную формулу атома следующего вида 1s22s22p63s23p63d64s2?

2.Сколько электронов находится на4d-подуровне в атоме циркония, серебра, гафния?

3.Какой заряд имеет ядро атома, который имеет электронную формулу … 4d55s2?

4.Укажите, на каких подуровнях находятся валентные электроны атома кремния в возбужденном состоянии.

5.Напишите возможные значения четырех квантовых чисел для валентного p-электрона атома галлия.

6.Атомы каких элементов четвертого периода содержат наибольшее число неспаренных d-электронов?

7.Сколько электронов находится на5p-подуровне в атоме олова в нормальном и возбужденном состоянии?

Контрольные вопросы

1.Какие электронные слои называют завершенными?

2.Атомы, каких элементов имеют завершенные и незавершенные внешние слои?

3.Как изменяются строение атомов и свойства у элементов одного периода и одной группы?

4.Почему химические свойства элементов изменяются периодически?

5.Какие специальные величины применяются для сравнения металлических и неметаллических свойств элементов?

6.Какую электронную формулу имеет завершенный внешний слой?

7.Что такое энергия ионизации и сродство к электрону?

8.Как в настоящее время формулируется периодический

закон?

70