Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
 Скачать 0.51 Mb.
|
|
Тема 3. Строение атома. Периодическая система элементов Дмитрия Ивановича Менделеева данной лекции изучим строение атомов и периодическую систему элементов Менделе́ева. До середины 18 века атомы считались неделимыми, монолитными шариками. Однако затем за небольшой период времени был совершен ряд поистине великих открытий, которые привели к огромным изменениям в физике и химии. 1897 году английский физик, лауреат Нобелевской премии 1906 года Джо́зеф Джон То́мсон открыл электрон, а в 1904 году им была предложена первая теория строения атома, иногда называемая пу́динговой моделью. По теории То́мсона, атом представляет положительно заряженную сферу с вкрапленными в неё электронами. Но эта модель строения атома была опровергнута научными исследованиями других ученых. 1895 году Ви́льгельм Ко́нрад Рентге́н открыл новый вид лучей, способных проходить через вещества и вызывать почернение фотографической пластины. Уже через несколько недель открытые рентгеновские лучи применялись в медицине. Затем физик Анри́Беккере́ль, исследуя минералы, содержащие уран, открыл лучи, которые, подобно рентгеновским, проходили через материалы и засвечивали фотопластины. Исследования радиоактивности продолжили супруги Пьер и Мария Кюри́ и Эрне́ст Резерфо́рд. Были открыты α-, β- и γ-лучи. Резерфо́рд установил, что α-лучи – это положительно заряженные атомы гелия, которые движутся с большими скоростями. β-Лучи – это быстродвижущиеся электроны, а γ-лучи подобны лучам видимого света и идентичны рентгеновскому излучению. Слайд 34 В 1911 году Резерфо́рд опубликовал опыты, в которых было показано, что атомы состоят из положительно заряженного ядра, которое занимает всего одну десятитысячную часть атома, но в котором сосредоточена основная его масса. Вокруг ядра находятся отрицательно заряженные электроны. Однако основные положения классической физики не могли объяснить устойчивость такой структуры. Существенный вклад в дальнейшее развитие представлений о строении атома сделал Нильс Бор. В 1913 году он предложил теорию, которая объединяла модель атома с квантовой теорией света. Нильс Бор был первым, кто увидел, что за всем эти стоит новая физика. В 1900 году Планк показал, что для правильного количественного описания лучеиспускания нагретого тела следует предположить не непрерывное, а дискретное испускание энергии. Такая порция энергии была названа ква́нтом. Энергия такой порции связана с частотой излучения соотношением, которое показано в формуле 3.1 и называется уравнением Пла́нка. Коэффициент пропорциональности в нем h – это универсальная константа, константа Пла́нка. Бор, учитывая труды Пла́нка, сформулировал утверждения, которые известны сейчас как постулаты Бо́ра. Слайд 35 Согласно Бо́ру, электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а по определенным, стационарным орбитам. При движении по орбите электрон не излучает и не поглощает энергию. Излучение энергии происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. Причем, при переходе от дальней орбите к ближней электрон испускает энергию, а при переходе от ближней орбиты к дальней происходит поглощение энергии электроном. При этом излучение является мо́нохромати́чным и имеет определенную частоту, как показано в формуле 3.2. Это соотношение называется правилом частот Бо́ра. Согласно ему, в процессах излучения и поглощения энергии выполняется закон ее сохранения. Еще одно важное предположение было сделано французским химиком Луи́де Бро́йлем. Им был проведен эксперимент, из которого следовало, что каждый электрон ведет себя как целая частица, а вероятность направления его полета подчиняется правилам поведения волны. Де Бройль предположил, что каждая частица сопоставима с волной, длина которой может быть вычислена по формуле 3.3. Волны свойственны всем частицам или телам. Однако для макротел длина волны очень мала, и ею можно пренебречь. Для электронов же с энергиями от 1 эВ до 10 000 эВ длина волны де Бройля лежит в пределах от 1 нм до 10−2 нм , то есть в интервале длин волн рентгеновского излучения. Поэтому волновые свойства электронов должны проявляться, например, при их рассеянии на тех же кристаллах, на которых наблюдается дифракция рентгеновских лучей. Следует сказать, что волна де Бро́йля не наблюдаема, а служит удобным приемом описания. Все эти открытия дали начало современной теории, описывающий микромир. Слайд 36 Современная теория строения атомов и молекул базируется на законах движения микрочастиц, то есть объектов, обладающих очень малой массой. Эти законы были сформулированы в 1923 – 1927 годах и привели к созданию новой науки – ква́нтовой механики. Установлено, что поведение микрочастиц принципиально отличается от поведения макрообъектов, изучаемых классической физикой. Применение законов квантовой механики химическим явлениям привело к созданию квантовой химии, которая является основой современной теории строения вещества и химической связи. Квантовая механика базируется на трех основных положениях. Первое – энергетические изменения, происходящие в микросистемах, носят дискретный характер. Это так называемый принцип квантова́ния энергии. Второе – поведение микрочастиц, в том числе и электронов, определяется двойственностью их природы, что является основным положением корпускуля́рно-волнового дуали́зма. И наконец, третье – законы микромира обусловлены статистическим, другими словами, вероятностным характером. Слайд 37 Корпускуля́рно-волновой дуали́зм характеризует способность любого объекта проявлять одновременно волновые и материальные свойства. Двойственная природа микромира была впервые установлена для излучения. одной стороны, для излучения характерны такие явления, как интерференция и дифракция, которые характеризуют его волновую природу. другой стороны, излучение проявляет свойства частиц, о чем свидетельствует явление фотоэффекта. Физик-теоретик, лауреат Нобелевской премии по физике 1921 года Альбе́рт Эйнште́йн предположил, что излучение испускается в виде частиц, названных фотонами или квантами. силу корпускулярной природы излучения фотоны должны обладать определенной массой. Масса покоя фотона равна нулю, а при движении фо- тон приобретает динамическую массу. Для вычисления этой массы Эйн-ште́йн обосновал применение уравнения эквивалентности массы и энергии – формула 3.4. С другой стороны, энергию можно найти по формуле 3.5. Из этих двух уравнений следует зависимость, показанная формулой 3.6. Чем меньше масса частицы, тем больше длина ее волны и тем значи-тельнее проявляются ее волновые свойства. В макромире волновые свойства не проявляются – перемещение тел хорошо описывается как движение частиц. Причина заключается в том, что постоянная Пла́нка очень мала, поэтому дли́ны волн оказываются соизмеримыми с размерами частиц только в микромире. Слайд 38 Волновые свойства микрочастиц выражаются также в ограниченности применения к ним некоторых понятий классической механики, а именно – координаты и импульса. Например, один из способов наблюдения за объектом – воздействие на него электромагнитного излучения и регистрация отраженного сигнала, что широко используется в радиолокации и эхолокации. Причем чем сильнее воздействие на наблюдаемый объект, тем сильнее отраженный сигнал. Если ведется наблюдение за макрообъектами, то действие на них электромагнитного излучения не изменяет ни их положения, ни их скорости. В случае наблюдения за объектами микромира, например, электронами, ситуация выглядит иначе. При действии кванта света, то есть фотона, на микрочастицу ее скорость не остается без изменения, что описывает принцип неопределенности Ге́йзенберга. Ве́рнер Карл Ге́йзенберг – немецкий физик-теоретик, один из создателей квантовой механики, лауреат Нобелевской премии по физике 1932 года. Принцип Ге́йзенберга, сформулированный в 1927 году, гласит: невозможно одновременно точно определить координаты микрочастицы и ее импульс – формула 3.7. Следовательно, движение электрона можно описать, используя вероятностный подход. Причем есть лишь определенная вероятность нахождения электрона в заданной области пространства. Слайд 39 Движущейся частице можно поставить в соответствие волновой процесс, который будет характеризоваться частотой и волновой функцией – величиной, определяющей волнообразно распространяющееся возмущение. Волновая функция является аналогом понятию траектории в классической механике. Она удовлетворяет дифференциальному уравнению Шрёдингера – формула 3.8. Уравнение Шрёдингера является основным в теории квантовой механики. результате его решения находят собственные значения параметра Е . По физическому смыслу – это все возможные значения полной энергии, допустимые для этой системы. Сама волновая функция физического смысла не имеет, физический смысл имеет ее квадрат. Квадрат абсолютной величины |ψ|2 характеризует вероятность нахождения частицы в данном месте пространства. Волновая функция конечна, непрерывна и однозначна и обращается в нуль там, где частица не может находиться. Например, при рассмотрении движения электрона в атоме ψ становится равной нулю на бесконечно большом расстоянии от ядра. Конечность означает, что нигде волновая функция и ее квадрат не могут стать бесконечно большими. Однозначность соответствует тому, что вероятность нахождения частицы в данном единичном объеме всегда строго определенная. Непрерывность функции означает, что нет такого элемента объема, где нельзя определить вероятность нахождения частицы. Слайд 40 Таким образом, согласно представлениям квантовой механики, вероятность пребывания электрона в различных областях пространства неодинакова. Современным представлениям отвечает понятие об электронном облаке, представляющем собой определенное распределение отрицательного заряда, плотность которого в различных точках определяется квадратом волновой функции. Вероятностный характер отражен и в суффиксе -аль в понятии «орбиталь», вместо понятия «орби́та». А́томная орбиталь – это область пространства вокруг ядра, в которой вероятность на-хождения электрона составляет более 95 % . Иногда орбиталью называют граничную поверхность этой области, а на рисунках, как правило, изображают сечение этой области плоскостью, проходящей через начало координат и лежащей в плоскости рисунка. В начало координат помещают центр ядра атома. Состояние электрона в атоме характеризуют четырьмя ква́нтовыми числами, каждое из которых связано с определенными свойствами электрона. Это главное, орбитальное, магнитное квантовые числа и спин электрона. Слайд 41 Главное ква́нтовое число n входит в формулу для расчета энергии электрона 3.9. Оно принимает целочисленные значения от 1 до ∞ и характеризует энергию электрона в атоме. Наименьшей энергией электрон обладает при значении главного квантового числа n = 1 . С увеличением значения n энергия электрона возрастает. Состояние электронов с определенным значением главного квантового числа называют энергетическим уровнем. В Периодической системе элементов максимально возможное значение главного квантового числа для электронов атома соответствует номеру периода элемента. Это число определяет и размер электронного облака. Чем больше n, тем больше размер электронного облака. Для уровней энергии в атоме приняты буквенные обозначения. Так, первый энергетический уровень обозначают буквой К , второй – L , тритий – и так далее в соответствии с английским алфавитом. Слайд 42 Орбитальное квантовое число l может принимать значения от 0 до n – через единицу. Каждому значению главного квантового числа соответствует n значений орбитального квантового числа l . На слайде приведена связь между значениями главного и орбитального квантовых чисел. Например, если n = 1 , то l принимает только одно значение, равное нулю, при n = 2 – два значения: 0 и 1. Состояние электрона с определенным значением l называют энергетическим подуровнем. Каждому численному значению l соответствует определенная геометрическая форма орбиталей и приписывается буквенное обозначение. Они также приведены на слайде. Первые четыре буквы обозначения имеют историческое происхождение и связаны с характером спектральных линий. S, p, d, f – первые буквы английских слов, использованных для названия спектральных линий: sharp – резкий, principal – главный, diffuse – диффузный, fundamental – основной. Обозначения других орбиталей приведены в алфавитном порядке: g , h . Согласно этим обозначениям говорят об s-подуровне, p-подуровне и так далее. Электроны, находящиеся на этих подуровнях, называются соответственно s-, p-, d- и f-электронами. Слайд 43 Обозначение любого подуровня определяется двумя квантовыми числами – главным, при записи указывается его численное значение, и орбитальным, Магнитное квантовое число ml при записи указывается его буквенное обозначение. Например, энергети-ческий подуровень, для которого n = 2 и l = 1 , следует обозначить как: 2p-подуровень. Все орбитали с одинаковым значением l имеют одинаковую геометрическую форму и, в зависимости от значений главного квантового числа, различаются размерами. Например, все орбитали, для которых l = 0 , то есть s-орбитали, являются сферически симметричными и различаются размерами в зависимости от значения главного квантового числа. Чем больше значение главного квантового числа, тем больше размер у атомной орбитали. На слайде приведены формы орбиталей для некоторых подуровней. Ориентация электронных облаков в пространстве не является произвольной, она зависит от магнитного квантового числа. Слайд 44 характеризует ориентацию атомной орбитали в пространстве и принимает значения от – l до + l , в интервал через единицу, включая нуль. Общее число значений магнитного квантового числа для данного подуровня равно 2l + 1 , то есть общему числу орбиталей на данном подуровне. Орбитальному квантовому числу l = 0 отвечает единственное значение магнитного квантового числа ml = 0 . Эти значения l и ml характеризуют все s-орбитали, которые имеют форму сферы. В связи с высокосимметричным строением сферы, у нее может быть единственно возможное расположение в пространстве, поэтому магнитное квантовое число принимает только одно значение. Каждый s-подуровень состоит только из одной орбитали. При l = 1 орбитали р-подуровня имеют форму гантелей или объемных восьмерок, а магнитное квантовое число принимает следующие значения: – 1, 0, + 1 . Следовательно, р-подуровень состоит из трех атомных орбиталей, которые располагаются вдоль осей координат. Их обозначают рх, ру и pz соответственно. Слайд 45 Для d-подуровня l = 2 и ml принимает пять значений: – 2, – 1, 0, + 1 и + 2 . Любой d-подуровень состоит из пяти атомных орбиталей, которые определенным образом расположены в пространстве. Их обозначения и расположения приведены на слайде. Четыре из пяти d-opбиталей имеют форму четырехлепестковых розеток, каждая из которых образована двумя гантелями. Пятая атомная орбиталь представляет собой гантель с тором в экваториальной плоскости. Это d z 2 -орбиталь, и расположена она вдоль оси z
осями. Пространственные формы d-орбиталей приведены на слайде. Четвертый энергетический уровень состоит из четырех подуровней – s-, р-, d- и f- . Первые три из них аналогичны описанным выше, а четвертый f-подуровень состоит из семи атомных орбиталей, пространственная форма которых достаточно сложна и в данном курсе не рассматривается. Слайд 46 Американские физики голландского происхождения Сэмюэ́л Абраха́м Гаудсми́т и Джо́рдж Ю́джин Уленбе́к приобрели мировую научную известность благодаря открытию в области квантовой механики. Для объяснения некоторых тонких эффектов в спектре атома водорода они в 1925 году выдвинули гипотезу о наличии собственного момента импульса электрона, который назвали спи́ном. Спин нельзя выразить через координаты и импульсы, у него нет аналога в классической механике. Спи́новое число электрона s принимает только одно значение, равное ½ . Проекция вектора спина на определенное направление внешнего поля, например, на ось z, определяется спи́новым квантовым числом ms , которое может принимать два значения: ms = ± 1/2 . Схематически электроны, имеющие разнонаправленные, а точнее, антипараллельные спины, обозначаются стрелками, направленными вверх или вниз. Символическим отображением электронного строения атома является его электронная конфигурация, которая показывает распределение электронов по уровням, подуровням и атомным орбиталям. Энергетический по-дуровень – это группа орбиталей, имеющих одинаковое значение орбитального квантового числа. Кроме того, они имеют одинаковую энергию, такие орбитали мы называем вырожденными. Энергетический уровень – это совокупность всех орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа. Слайд 47 Последовательность заполнения электронами подуровней в многоэлек-тронных атомах определяется принципом наименьшей энергии, принципом Па́ули и правилом Ху́нда. По принципу наименьшей энергии заполнение электронами атомных орбиталей происходит в порядке возрастания их энергии. Это значит, что каждый электрон стремится занять положение с минимальным значением энергии, что отвечает наибольшей связи электрона с ядром. Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом n + l , или правилом Клечко́вского. Все́волод Маври́киевич Клечко́вский – советский агрохимик, внес вклад в физико-математическое обоснование явления периодичности, сформулировав в 1951 году правило n + l . По этому правилу, энергия атомных орбиталей возрастает в соответствии с увеличением суммы главного n и орбитального l квантовых чисел. При одинаковом значении суммы n + l энергия меньше у атомной орбитали с меньшим значением главного квантового числа. Так, для 3d- , 4p- , 5s- атомных орбиталей сумма n + l одинакова и равна пяти. Самой меньшей энергией обладает 3d-орбиталь, поскольку значение главного квантового числа у неё самое маленькое, равное трем, поэтому заполняться она будет в первую очередь. После будет происходить заполнение 4p- орбитали и в последнюю очередь, то есть по возрастанию значения n , заполнится 5s-орбиталь. Последовательность атомных орбиталей в порядке возрастания их энергии приведена на слайде. Слайд 48 Согласно принципу Па́ули, или принципу запрета, в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел. Данный принцип был сформулирован швейцарским физиком-теоретиком, Нобелевским лауреатом в области физики 1945 года Во́льфгангом Э́рнстом Па́ули в 1925 году. Таким образом, на одной орбитали могут находиться только два элек-трона с противоположными по знаку значениями спи́нового квантового числа. Значит, максимальное количество электронов на s-подуровне будет равно 2 , на р-подуровне – 6 , на d-подуровне – 10 и на f-подуровне – 14 . Два электрона, находящиеся на одной орбитали и имеющие одинаковые значения квантовых чисел n, l, ml, , но различные значения спи́нового квантового числа ms, называют спаренными. Правило Ху́нда определяет последовательность заполнения атомных орбиталей электронами в пределах одного подуровня, то есть вырожденных орбиталей. Оно сформулировано немецким физиком Фри́дрихом Ху́ндом в 1925 году. По правилу Ху́нда при данном значении орбитального квантового числа l в основном состоянии электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. Это означает, что на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных электронов. То есть сначала заполняются все свободные атомные орбитали подуровня по одному электрону на каждую и только после исчерпания незаполненных орбиталей происходит добавление второго электрона. Слайд 49 Электронная конфигурация элемента с наименьшей энергией соответствует основному состоянию атома, остальные конфигурации элемента относятся к возбужденным состояниям. Возбужденные состояния образуются из основного состояния при переходе одного или нескольких электронов с занятых атомных орбиталей на свободные или занятые лишь одним электроном. Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде электронных формул и электронографических диаграмм. При написа-нии электронных формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают с помощью главного квантового числа – цифрой и орбитального квантового числа – соответствующей буквой. Число электронов на подуровне характеризует верхний индекс. Например, для ос-новного состояния атома водорода электронная формула запишется как 1s1 . Составление электронной конфигурации элемента называется квантова́нием. Более полно строение электронных уровней можно описать с помощью электро́нографи́ческих диаграмм, где распределение электронов по подуровням представляют в виде квантовых ячеек. Слайд 50 Орбиталь в этом случае принято условно изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергии несколько различаются. Электроны обозначают стрелками ↑ «вверх» или ↓ «вниз» в зависимости от знака спи́нового квантового числа. Электронографическая диаграмма атома водорода приведена на слайде. Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов состоит в добавлении протонов и электронов к атому водорода. Рас-пределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиня- ется рассмотренным ранее правилам: принципу наименьшей энергии, прин-ципу Па́ули и правилу Ху́нда. учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня можно разбить на четыре группы. Таким образом, различают s-элементы, p-элементы, d-элементы, f-элементы. У атомов этих семейств заполняются соответственно внешние s- и p- подуровни, предвнешний d-подуровень и предпредвнешний f-подуровень. Слайд 51 Таким образом, атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Внутри ядра расположены протоны и нейтроны. Протоны – это субатомные частицы с зарядом + 1 , суммарное количество протонов в ядре определяет его заряд. Так как атом в целом электронейтрален, то число электронов равно числу протонов, то есть численно совпадает с зарядом и атомным номером. Сумма протонов и нейтронов определяет массовое число, так как масса электрона практически в десять тысяч раз меньше масс протона и нейтрона, его вклад в массу атома не учитывают. Атомы с одинаковым атомным номером, но разными массовыми числами – это изотопы. Атомы с одинаковым числом нейтронов, но разными атомными номерами – изотоны. Атомы с одинаковыми массовыми числами, но разными атомными номерами – изобары. Напомним, что определенный вид атома с одинаковым зарядом ядра – это химический элемент. Многочисленные попытки систематизации химических элементов закончились открытием Дмитрием Ивановичем Менделе́евым в 1869 году периодического закона. Слайд 52 Периодический закон в формулировке Менделе́ева звучит следующим образом: свойства простых тел, а также форма и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомного веса элементов. До появления сведений о сложном строении атома основной характе-ристикой элемента служил именно атомный вес или, другими словами, относительная атомная масса. При этом, как видно на слайде, были некоторые исключения в расположении атомов в таблице. Так теллур, несмотря на бо́льшую массу, стоит перед йодом, а кобальт перед никелем. Развитие теории строения атома привело к установлению того факта, что главной характеристикой атома служит не его атомная масса, а заряд его ядра. настоящее время периодический закон формулируется так: свойства химических элементов, а также форма и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. На сегодня в таблице Менделе́ева нет исключений из этой закономерности. Слайд 53 Графическим изображением периодического закона является таблица Периодической системы элементов. Элементы в периодической таблице располагают в порядке возрастания заряда ядер их атомов. Физическая ос-нова структуры периодической системы элементов состоит в определенной последовательности формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента. Элементы со сходной электронной конфигурацией внешних энергетических уровней обладают и сходными химическими свойствами. Периодом в периодической системе элементов называют последова- тельный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от nsl до ns2np6 . Исключение составляет первый период, в котором находятся только два элемента – водород и гелий и для первого периода электронная конфигурация внешнего единственного уровня элементов изменяется от 1s1 до 1s2 . Периоды – это горизонтальные ряды в таблице. При этом номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня элемента. Каждый из периодов, исключая первый, начинается типичным щелочны́м металлом и заканчивается инертным газом. В периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связано с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне. Первые три периода содержат только s- и р- элементы. Четвертый и последующие периоды включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d- и f-подуровней соответствующих внутренних энергетических уровней. При этом f-элементы объединяют в семейства, называемые лантано́идами – это 4f-элементы и актино́идами – 5f-элементы. Слайд 54 В вертикальных колонках, которые называют группами, объединены эле-менты, имеющие сходное электронное строение внешнего энергетического уровня. В короткопериодном варианте периодической таблицы 8 групп, каж-дая из которых состоит из главной и побочной подгрупп. У элементов главных подгрупп последними заполняются s- и р-подуровни внешних энергетических уровней. Главные группы составляют так называемые непереходные элементы. У элементов побочных подгрупп происходит заполнение внутренних d- и f-подуровней при наличии на внешнем энергетическом s-подуровне одного или двух электронов. Это – переходные элементы. Элементы-аналоги, то есть элементы одной подгруппы, имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях главного квантового числа и поэтому проявляют сходные химические свойства. Элементы главных и побочных подгрупп различаются своими хими-ческими свойствами, однако им присуще и общее – номер группы. Он, как правило, указывает на число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей, то есть на валентные электроны. Основное отличие между элементами главных и побочных подгрупп в том, что у элементов главных подгрупп валентны электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов побочных подгрупп – и электроны предпоследних уровней. Слайд 55 последнее время по рекомендации ИЮПАК – Международного союза теоретической и прикладной химии – более употребителен полудлинный, или развернутый, вариант периодической таблицы. В этом варианте 18 групп элементов, так как d-элементы занимают отдельный блок после второй группы, как это показано на слайде. являются при этом, как это и следует из их названия, переходными между s- и р-элементами. В таком варианте р-элементы начинаются с 13 группы, и на количество электронов на внешнем энергетическом уровне указывает последняя цифра номера группы. Короткая форма периодической таблицы была официально отменена ИЮПАК в 1869 году. Однако она продолжает приводиться в большинстве российских пособий и справочников и по сей день. Из иностранной литературы короткая форма исключена полностью. В периодической зависимости находятся и свойства атомов элементов, которые определяются их электронным строением. К важнейшим харак- теристикам атомов относятся их размеры, энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность. Слайд 56 Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Если исходить из квантово-механических представлений, то за радиус атома можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимума радиальной функции распределения вероятности. В периодах по мере роста заряда ядер орбитальные радиусы атомов уменьшаются. Это связано с тем, что при одинаковом числе энергетических уровней в периоде возрастает заряд ядра, а следовательно, и притяжение электронов к ядру. группах с увеличением числа энергетических уровней орбитальные радиусы атомов увеличиваются. При этом в главных подгруппах такое увеличение происходит в большей степени, чем в побочных подгруппах. Это связано с эффектами d- и f-сжатия в побочных группах, когда при заполнении пред- и препредвнешнего уровней электронами увеличивается притяжение к ядру. Иногда наблюдаются отклонения от монотонной зависимости, что объясняется особенностями электронной структуры атомов. Слайд 57 Следующая важная характеристика атомов элементов – это энергия ионизации. Под энергией ионизации понимают минимальную энергию, которую требуется затратить на удаление 1 моль электронов с атомных орбиталей 1 моль невозбужденных атомов на бесконечно большое расстояние от ядра. Другими словами, это энергия, которая необходима, чтобы превратить нейтральный атом в катион. Её также называют потенциалом ионизации. Энергия ионизации количественно характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой его химической активности. Для многоэлектронных атомов можно рассмат-ривать несколько энергий ионизации, соответствующих энергиям отрыва первого, второго и последующих электронов, считая от наиболее удаленного. Энергия ионизации возрастает в периоде по мере увеличения поряд-кового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшие значения энергии ионизации характерны для инертных газов, находящихся в конце периодов. Отклонения от монотонной зависимости наблюдаются при переходе в пределах периода от s-элементов к p-элементам или от d-элементов к р-элементам. группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров ато- мов и экранированием внешних электронов внутренними, что ослабляет связь с ядром. Слайд 58 Еще одно важное свойство атомов элементов – сродство́ к электрону– это энергия, которая выделяется или затрачивается при присоединении к 1 моль нейтральных атомов 1 моль электронов с образованием 1 моль отрицательных ионов. Сродство́ к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии. Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство́ к электрону считается отрицательным. Сродство́ к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродство́м к электрону обладают галогены: атомы фтора, хлора, брома и йода. У большинства металлов и благородных газов сродство́ к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшие значения сродства́ к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s- и p-подуровнями. подгруппах сверху вниз сродство́к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значения сродства к электрону известны не для всех атомов. Слайд 59 Электроотрицательность – это способность атома в молекуле или слож-ном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании хими-ческой связи. Электроотрицательность зависит от типа соединений, валент-ного состояния элемента. Поэтому такая характеристика имеет условный характер. Кроме того, эта характеристика не применима к отдельному атому, эта величина оценивается именно при взаимодействии. Однако ее использование полезно для качественного объяснения типа химических связей и свойств соединений. В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента, то есть слева направо, а в группе, как правило, убывает по мере увеличения количества энергетических уровней, то есть сверху вниз. Таким образом, наименьшие значения электроотрицательности имеют s-элементы I группы, а наибольшие – р-элементы VI и VII групп. Максимальной электротрицательностью обладает атом фтора. настоящее время для определения электроотрицательностей атомов существует несколько различных методов. К ним относятся методы Ма́лликена, По́линга, О́ллреда-Ро́хова. Результаты этих методов хорошо согласуются друг с другом, за исключением относительно небольших различий, но все они внутренне непротиворечивы. На этом рассмотрение темы закончено. В целях закрепления пройденного материала предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля. Слайд 60 | ||||||||