Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:А ты хочешь знать химию. Учебно-справочное пособие для старшеклассников и абитуриентов
.pdf
25. Что такое орбиталь?
26. Какие формы орбиталей, формы электронных облаков вы зна-
ете?
27. Какова форма орбитали s-электрона?
28. Какова форма орбитали р-электрона?
29. От чего зависит форма и размер электронного облака, орбита-
ли?
30. Почему энергетический уровень подразделяют на подуровни?
31. Какие различают подуровни?
32. Как можно определить число подуровней в уровне?
33. Что вы можете сказать о форме электронных облаков, о форме
орбиталей электронов, размещённых на разных подуровнях?
34. По какой формуле определяют число орбиталей в данном энер-
гетическом уровне?
35. Что вы можете сказать об ориентации орбиталей s-электронов
и р-электронов в пространстве?
36. Каково максимальное число электронов, которое может быть
на одной орбитали? Почему?
37. Назовите характеристики электрона.
38. Что такое спаренные электроны?
Подготовка к проверочной работе по теме:
«Периодический закон и периодическая система химических
элементов Д.И. Менделеева в свете теории строения атома»
Возможное задание проверочной работы:
I. Дайте обоснованный ответ на основании положения элементов в
периодической системе и строения атомов:
— у какого элемента в большей степени выражены:
1) неметаллические свойства:
а) у азота или у кислорода?
б) у серы или у селена?
2) металлические свойства:
а) у лития или у берилия?
б) у кальция или у стронция?
II. Дайте характеристику элемента № 20, исходя из положения
элемента в периодической системе химических элементов и стро-
ения его атома.
Примерное выполнение задания:
Вопрос: У какого элемента в большей степени выражены неметал-
лические свойства — у азота или у кислорода? (Рассматриваем
элементы одного периода.)
101
Ответ:
1. Неметалличность — это свойство атома элемента прочно удерживать свои электроны.
2. Прочность связи электронов с атомом зависит:
а) от числа электронов на внешнем слое атома (чем больше электронов на внешнем слое атома, тем больше прочность связи электронов с атомом, и наоборот, чем меньше электронов на внешнем
слое атома, тем меньше прочность связи электронов с атомом);
б) от радиуса атома (чем меньше радиус атома, тем больше прочность связи электронов с атомом, и наоборот, чем больше радиус,
тем меньше связи прочность электронов с атомом).
3. Азот и кислород — элементы одного и того же периода (второго), следовательно, радиусы их атомов приблизительно одинаковые, но число электронов на внешнем слое атомов указанных
элементов — разное: у кислорода их 6 (кислород находится в 6-й
группе, главной подгруппе), а у азота — 5 (азот находится в 5-й
группе, главной подгруппе). Следовательно, у кислорода прочность связи электронов с атомом больше, а поэтому у кислорода
неметаллические свойства выражены в большей степени.
Вопрос: У какого элемента в большей степени выражены металлические свойства — у кальция или у стронция? (Рассматриваем
элементы одного семейства –главной подгруппы второй группы.)
Ответ:
1. Металличность — это свойство атома элемента легко отдавать
свои электроны.
2. Прочность связи электронов с атомом зависит от числа электронов на внешнем слое атома и от радиуса атома (см. выше, в предыдущем ответе).
3. Кальций и стронций — элементы, которые входят в одну и ту
же главную подгруппу второй группы, следовательно, на внешнем слое атомов этих элементов имеется одинаковое число электронов, а именно — два — определяем по номеру группы, в
которой находятся данные элементы. Кальций — элемент 4-го
периода (в атоме 4 энергетических уровня), а стронций — элемент 5-го периода (в атоме 5 энергетических уровней). Следовательно, радиус атома стронция больше, а значит прочность
связи электронов с атомом в атоме стронция меньше, и, следовательно, у стронция металлические свойства выражены в
большей степени, чем у кальция.
102
Характеристика элемента по его положению в периодической
системе химических элементов и строению его атома
Задание: Дайте характеристику элемента № 20, исходя из поло-
жения указанного элемента в периодической системе химических
элементов и строения его атома.
Ответ:
Положение элемента в периодической системе:
1. Порядковый номер № 20.
2. Номер периода 4
3. Номер ряда 4 — чётный
4. Номер группы 2
5. Подгруппа главная.
Исходя из положения в периодической системе, можно сделать
вывод, что кальций — элемент-металл, так как он находится в
чётном ряду большого периода, а чётные ряды больших периодов
состоят из металлов; кальций — элемент-металл, потому, что он
находится во второй группе, а это значит, что он находится в на-
чале периода, а периоды начинаются с типичных металлов, а, так
как кальций в периоде находится рядом с типичным металлом,
а свойства в периоде изменяются постепенно, то, следовательно,
свойства кальция близки по свойствам элементам главной под-
группы первой группы.
Кальций — элемент-металл, менее активный, чем калий, но бо-
лее активный, чем скандий; оксид и гидроксид кальция будут
растворимы в воде, но их растворимость будет несколько меньше,
чем растворимость оксидов и гидроксидов типичных металлов.
Известно, что 1-я и 2-я группы состоят из металлов, значит, каль-
ций — элемент-металл. В главных подгруппах металлические
свойства увеличиваются с возрастанием порядкового номера эле-
мента.
Кальций — металл, менее активный, чем стронций, но более ак-
тивный, чем магний.
6. Схема строения атома кальция
n
+20 ) ) ) )
2 8 8 2
1s
=1 n=2 n=3 n=4
2
2s22p6 3s23p63d
0 4s2
Принимая во внимание строение атома кальция, мы можем
утверждать, что кальций — элемент-металл, так как на внеш-
нем слое атома кальция находятся два валентных электрона; ме-
таллами считают те элементы, на внешнем слое атома которых
103
находятся 1–3 электрона, а у кальция их два, следовательно,
кальций — элемент-металл, который проявляет в соединениях
валентность — два.
Соединения кальция:
Оксид кальция — основной оксид CaO.
Гидроксид кальция — основание Ca(OH)
.
2
Водородное соединение кальция — нелетучее.
104
Глава 7
Строение вещества
§ 44. Химическая связь
Различают вещества молекулярного и немолекулярного
строения. Мы уже знаем вещества, в состав молекул которых
входят два атома, например, водород, кислород, азот, хлор и
другие. Известно также, что число атомов, входящих в состав
молекул ряда веществ, может быть различным (от двух до нескольких тысяч), которые связаны друг с другом в результате
возникновения между ними химических связей.
Доказано, что в образовании химической связи между атомами главную роль играют электроны, расположенные на
внешнем электронном слое и, следовательно, связанные с
ядром наименее прочно, так называемые валентные электро-
ны. Поэтому строение валентной (внешней) электронной оболочки атомов элементов является главным фактором при рассмотрении условий образования химической связи.
Вспомним, чем характеризуется строение внешней оболочки атома инертного газа: 1) внешний энергетический уровень завершен и 2) все электроны внешнего уровня спарены.
Инертные газы (благородные газы) состоят из отдельных атомов. Так как инертные газы не отдают и не принимают электроны при обычных условиях, полагают, что их внешний
энергетический уровень представляет собой устойчивую электронную систему.
Теперь вспомним строение внешней оболочки атомов других элементов: на внешнем слое атомов других элементов есть
хоть один неспаренный электрон — такая система электронов является энергетически невыгодной, а поэтому — неустойчивой. В природе действует принцип наименьшей энергии и атомы, объединяясь в молекулы, создают систему электронов, в которой суммарно энергия спаренных электронов
становится меньше суммы энергий неспаренных электронов
отдельных атомов (т. е. не входящих в состав молекул веществ).
При образовании веществ в ходе химической реакции
атомы стремятся уменьшить энергию и приобрести устойчивую двухэлектронную оболочку (как в атоме гелия) или вось-
105
миэлектронную оболочку (как в атомах остальных инертных
газов).
Образование устойчивой электронной оболочки может
происходить несколькими способами и приводить к образованию веществ, имеющих разное строение.
Химическая связь — это взаимодействие между заряженными частицами, которое приводит к образованию молекул, кристаллов и других образований.
Следует помнить, что любая химическая связь имеет электрическую природу, т. е. образование любого вида химиче-
ской связи основано на взаимодействии, которое существует
между электрически заряженными частицами. Это взаимодействие называют электростатическими силами: электростатические силы притяжения между разноимённо заряженными частицами и электростатические силы отталкивания
между одноимённо заряженными частицами.
Различают несколько видов химической связи: ковалентная, ионная, металлическая и водородная.
§ 45. Ковалентная химическая связь
Ковалентная связь характерна для веществ, образованных
атомами элементов-неметаллов.
Рассмотрим схему образования молекулы водорода. Но
прежде вспомним схему строения атома водорода — первого
элемента в периодической системе химических элементов
Д.И. Менделеева.
Атом водорода имеет один неспаренный электрон, который обладает определённым запасом энергии.
n
=1
+1 )
1
1s
Каждый атом водорода имеет положительно заряженное
ядро и отрицательно заряженный электрон, образующий
электронную оболочку атома. В образовании молекулы водорода участвуют два атома водорода. Образование молекулы
водорода можно представить следующим образом: между
ядром одного атома и электронной оболочкой другого атома
возникают электростатические силы притяжения, и атомы
начинают сближаться. Однако с возрастанием сил электростатического притяжения между разноимённо заряженными
частицами будут возрастать электростатические силы оттал-
106
кивания между одноимённо заряженными частицами (между
ядрами обоих атомов). Это приведёт к тому, что атомы смогут
сблизиться между собой настолько, что электростатические
силы притяжения будут уравновешены электростатическими
силами отталкивания. Расчёт этого расстояния (длины ковалентной связи) показывает, что атомы сблизятся между собой
настолько, что электронные облака (орбитали), участвующие
в образовании химической связи, будут перекрываться между собой. Это, в свою очередь, приведёт к тому, что электрон,
двигавшийся ранее в поле притяжения только одного ядра,
получит возможность перемещаться в поле притяжения другого ядра. Таким образом, в какой-то момент времени оба
электрона будут совершать сложные движения то вокруг ядра
одного атома, то вокруг ядра другого атома, и будет возникать
завершённая оболочка инертного газа. Мы говорим, что образовалась молекула водорода, т. е. между атомами водорода
возникла химическая связь — это значит, что в простран-
стве между ядрами обоих атомов повысилась электронная
плотность, т. е. возросла вероятность пребывания обоих
электронов в пространстве между ядрами атомов, и эта от-
рицательно заряженная область межядерного пространства
связывает оба положительно заряженных ядра, позволяя
ядрам подойти друг к другу на более близкое расстояние и делая всю систему более устойчивой.
Схематично образование молекулы водорода из двух атомов в результате перекрывания электронных облаков можно
показать так:
+ + +
s-электрон s-электрон
наибольшая электронная плотность
+ +
Упрощённо образование молекулы водорода можно объяснить следующим образом: каждый из двух атомов представляет в общее владение по одному электрону так, что пара электронов становится общей для обоих атомов. Следовательно,
схему образования молекулы водорода можно представить
так:
Н• + •Н
Н : Н
общая пара электронов
107
Атомы образуют химическую связь лишь в том случае,
если это энергетически выгодно, т. е. атомы соединяются и
дают устойчивую молекулу (с устойчивой системой электронов) только в том случае, если в результате нового распределения электронов будет уменьшена энергия. Иными словами,
энергия молекулы, обусловленная взаимодействием ядер и
электронов, окажется меньше суммы энергий отдельных изолированных атомов. Так, например, образование молекулы
водорода из двух атомов водорода сопровождается выделением такого огромного количества энергии, что развивается температура приблизительно 4000 °С. Процесс этот используют в
«атомной горелке» Лэнгмюра, в которой две струи атомарного водорода направляются друг на друга. В месте соприкосновения этих потоков развивается температура, позволяющая
резать и сваривать любые металлы и сплавы.
Прочность химической связи количественно можно охарактеризовать той энергией, которая выделяется при образовании данной молекулы. Для разрыва химических связей
требуется затратить такое же количество энергии, какое
выделяется при их образовании.
Энергия выделяется в процессе спаривания электронов,
который схематично можно представить так:
+
неспаренный неспаренный спаренные
электрон электрон электроны
Неспаренные электроны каждого из двух атомов водорода
становятся спаренными, т. е. теперь они имеют одну общую
молекулярную орбиталь, охватывающую всю образовавшуюся молекулу, и образуется система электронов, которая является устойчивой и более энергетически выгодной по сравнению с системой электронов отдельных атомов водорода, так
как её образование сопровождается выделением энергии и
электроны из состояния с большим запасом энергии перешли
в состояние с меньшим запасом энергии.
Исходя из вышеизложенного, определения ковалентной
связи могут быть такими:
Ковалентная химическая связь — это химическая
связь, возникающая между атомами в результате спаривания электронов.
Ковалентная химическая связь — это химическая
связь, возникающая между атомами в результате образования общих электронных пар.
108
Ковалентная химическая связь — это химическая
связь, возникающая между атомами в результате перекрывания электронных облаков (орбиталей).
Ковалентная химическая связь — это взаимодействие
между атомами, при котором уменьшение энергии достигается
за счёт спаривания электронов и которое обусловлено электростатическими силами между электрически заряженными частицами (ядрами и электронными оболочками атомов).
Ковалентная связь может возникать не только между
атомами одного элемента, но и между атомами разных элементов. Атомы разных элементов имеют разные свойства,
среди которых наиболее важным для характеристики возникающей химической связи, является свойство — электро-
отрицательность элемента.
Электроотрицательность (ЭО) — это свойство атома
элемента оттягивать к себе электроны от других атомов для
завершения наружного слоя.
Разница в значениях электроотрицательностей элементов влияет на образование того или иного вида химической
связи.
Необходимо подчеркнуть, что у элементов, расположенных в порядке возрастания заряда атомного ядра, значение
электроотрицательности изменяется периодически. Электроотрицательность элементов одного периода увеличивается к
концу периода, а в главных подгруппах групп в периодической системе химических элементов электроотрицательность
умень шается с возрастанием заряда атомного ядра. Следовательно, самый электроотрицательный элемент — фтор, он
имеет самое большое значение электроотрицательности.
Относительная электроотрицательность некоторых
химических элементов:
H — 2,1
Li – 1,0 Be – 1,5 B – 2,0 C – 2,5 N – 3,0 O –3,5 F – 4,0
Na – 0,9 Mg – 1,2 Al – 1,5 Si – 1,8 P – 2,2 S – 2,5 Cl – 3,0
K – 0,8 Ca – 1,0 Br –2,8
Rb – 0,8 Sr – 0,9 I – 2,5
Cs – 0,7 Ba – 0,8
Из вышеприведённых данных видно, что чем меньше
величина значения электроотрицательности элемента,
тем больше элемент проявляет металлические свойства,
и наоборот, чем больше величина значения электро отрицательности элемента, тем больше элемент проявляет
неметаллические свойства.
109
Различие в ЭО элементов определяет вид химической свя-
зи между атомами взаимодействующих элементов.
Так, если разность между значениями электроотри ца-
тельности элементов, образующих сложное вещество, будет
меньше двух, то возникает полярная ковалентная связь.
Полярной данный вид ковалентной связи называют, потому
что наблюдается смещение электронной плотности в сторону
наиболее электроотрицательного элемента, а, следовательно,
и возникновение частичных зарядов в разных частях
молекулы: частичный отрицательный заряд приобретает та
часть молекулы, где находится наиболее электроотри цательный элемент и к которому смещена электронная плотность, и частичный положительный заряд приобретает та
часть молекулы, где находится элемент, от которого оттянута
электронная плотность. И как результат возникновения
частичных зарядов образуется полярная молекула —
диполь — имеющая два полюса: положительный и отрицательный (ди означает два).
Примеры веществ, в которых существует полярная
ковалентная связь:
бромоводород HBr разность ЭО 2,8 – 2,1
вода H
сероводород H
аммиак NH
O - » - ЭО 3,5 – 2,1 = 1,4
2
S - » - ЭО 2,5 – 2,1 = 0,4
2
- » - ЭО 3,0 – 2,1 = 0,9
3
= 0,7
В молекулах простых веществ, образованных атомами
неметаллов (водороде H
, кислороде O2, азоте N2 и ряде других
2
веществ), состоящих из атомов одного элемента, не происходит смещения электронной плотности, так как атомы имеют
одинаковое значение электроотрицательности, существует
другой вид ковалентной связи — неполярная ковалентная
связь. Молекулы таких веществ — неполярные.
§ 46. Ионная химическая связь
Если разность между значениями электроотрицательности элементов равна двум или больше двух, то возникает
химическая связь, которую называют ионной химической
связью. При такой разности между значениями электро отрица тельности элементов электрон от металла полностью переходит на электронную оболочку неметалла.
Рассмотрим механизм образования ионной связи на примере взаимодействия между атомами натрия и хлора.
110
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]