Е. А. Кай городова, Д. В. Гавриленко, на. Макарова Краснодар Кубгау, 2020. 201 с 9785907346383 в учебном пособии кратко изложен теоретический материал по основным разделам современной неорганической
 Скачать 2.76 Mb.
|
|
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ f ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ d ↑↓ p s Число неспаренных электронов в атоме определяется правилом Хунда и наличием свободных ячеек (АО) в том же квантовом слое. При возбуждении атома электроны последнего энергетического уровня могут переходить на эти свободные ячейки, а атом проявлять большую валентность. Это имеет место лишь в том случае, когда необходимая для возбуждения атома энергия, компенсируется энергией, выделяющейся при образовании нового соединения. Распариваются только электроны последнего энергетического уровня Схемы распределения электронов по квантовым ячейкам в атоме марганца в нормальном и возбужденном состоянии Нормальное состояние Возбуждѐнное состояние Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 Валентность V ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ d ↑↓ p s Mn * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 4p 1 Валентность VII ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ d ↑↓ p s 15 степень окисления +5 степень окисления +7 2.2 Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева Строение электронных оболочек атомов теcно связано с расположением элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. В 1913 г. Мозли раскрыл физический смысл порядкового номера, заключающийся в том, что порядковый номер элемента указывает на заряд ядра (число протонов) и на число электронов. Современная формулировка периодического закона Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений этих элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов. Периодическая система химических элементов – графическое изображение периодичксого закона. Периодическая система состоит из периодов (горизонтальные ряды) и групп (вертикальные ряды. Период – это горизонтальный ряд элементов, расположенных по возрастанию порядковых номеров, который начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. Исключения период (начинается элементом водородом) и VII– незавершенный. Периоды бывают малые (1, 2, 3) и большие (4, 5, 6, 7). Группа – вертикальный ряд элементов, имеющих высшую валентность в оксидах и других соединениях. Эта валентность равна номеру группы (физический смысли показывает число валентных электронов. Группы подразделяется на главную подгруппу (Аи побочная подгруппа (Б. Для элементов главных подгрупп номер группы соответствует числу электронов на внешнем энергитеческом уровне. Главную причину деления на подгруппы рассмотрим на прмере атомов марганца и брома, ниже приведены их электронные формулы +25 Mn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 +35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 валентные электроны – 7 16 По количеству валентных электронов эти элементы совпадают, поэтому попадают в VII группу. Но валентные электроны качественно отличаются и по форме, и по энергии, поэтому и попадают в разные подгруппы. Свойства химических элементов периодически повторяются, потому что периодически повторяются конфигурации валентных электронов их атомов. В главную подгруппу входят s- и элементы, а побочную составляют d- и элементы. У s- и элементов на внешнем энергетическом уровне число электронов соответствует номеру группы периодической системы, эти электроны называют валентными, они участвуют в образовании связи. У элементов число валентных электронов определяется как сумма число электронов внешнего электронного уровня плюс число электронов предвнешнего электронного уровня. По числу электронов на внешнем энергетическом уровне атомы элементов делятся на металлы, неметаллы и благородные газы. Металлы – элементы, у атомов которых на внешнем энергетическом уровне находятся 1–3 электрона это элементы s- семейства (кроме водорода, бора и гелия, d, f - и некоторые p- элементы. В химических реакциях атомы металлов только отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы. Мерой металлических свойств может служить энергия ионизации. Чем эта энергия меньше, тем ярче выражены металлические свойства. Неметаллы – элементы, атомы которых содержат на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7 электронов (исключение составляют водород и бор. У неметаллов ярче выражена способность принимать электроны с превращением их в анионы. Чем больше сродство атома к электрону, тем сильнее в нѐм выражены свойства неметалла. Благородные газы – элементы, на внешнем энергетическом уровне атомов которых 8 электронов или 2 (гелий. Всего инертных газов 6. 17 Изменение свойств химических элементов и их соединений в периодической системе Важнейшими свойствами химических элементов являются Металлические свойства – это способность атомов элементов отдавать электроны. Количественной характеристикой металлических свойств является энергия ионизации (I) (потенциал ионизации Энергия ионизации атома (I) – это количество энергии, которое необходимо для отрыва 1 моль электронов от 1 моль атомов элемента. Э + I → Э. Чем меньше I, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. Неметаллические свойства – это способность атомов элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметаллических свойств элемента является сродство к электрону (Е ср ). Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении 1 моль электронов кмоль нейтральных атомов. Э + ē → Э + Е ср . Чем выше Е ср , тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента. 3. Электроотрицательность элемента – это способность атомов элемента притягивать к себе электроны других атомов, которые участвуют в образовании химических связей. Относительная электроотрицательность – это отношение абсолютной электроотрицательности атома элемента к абсолютной электроотрицательности , где э.о.(Li) принята за 1 (min), э.о. (F) = 4 (max) – по Полингу. Чем более выражены металлические свойства, тем ниже электроотрицательность и напротив, чем менее выражены неметаллические свойства, тем выше электроотрицательность. Изменение свойств элементов по группами периодам (общая закономерность ) .( ) .( Li ат о э абс та эл ат о э абс О Э 18 в малых периодах (2 и 3) слева направо – заряд ядер атомов увеличивается – число электронных слоев не изменяется – радиус атома уменьшается – сила взаимодействия электронов внешнего слоя с ядром увеличивается – прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается – энергия ионизации увеличивается – сродство к электрону увеличивается – электроотрицательность увеличивается – металлические свойства убывают – неметаллические свойства увеличиваются. в группах сверху вниз – число электронных слоев атомов увеличиваются радиус атомов увеличивается – число электронов на внешнем слое одинаково прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается – энергия ионизации уменьшается – сродство к электрону уменьшается – электроотрицательность уменьшается – металличность увеличивается – неметалличность уменьшается. В больших периодах и побочных подгруппах изменение свойств происходит сложнее, чем в малых периодах и главных подгруппах. Изменение свойств соединений химических элементов 1. Водородные соединения а)по периоду II-A III-A IV-A V-A VI-A VII-A R-H RH 2 RH 3 RH 4 RH 3 H 2 R HR NaH MgH 2 AlH 3 SiH 4 PH 3 H 2 S HCl б) в главной подгруппе А АН. Оксиды по периоду I-A II-A III-A IV-A V-A VI-A VII-A ООО ООО ООО ООО О Cl 2 О 7 основные свойства уменьшаются, кислотные увеличиваются Гидриды, твердые солеподобные соединения Н + Летучие соединения (Н) полярность связи увеличиается кислотные свойства увеличиваются устойчивость соединений увеличивается кислотные свойства увеличиваются основные кислотные амфотерные 19 3. Гидроксиды по периоду I-A II-A III-A IV-A V-A VI-A VII-A ОН ОН ОН НОН ОНО ООО ООН РО НО НО Оксиды и гидроксиды по группе (главная подгруппа) А (оксиды) А гидроксиды А АО снов ны е свойства увеличиваются BeO(амфот.) Н (амфот.) H 2 RO 3 H 2 RO 4 MgO Н H 2 CO 3 H 2 SO 4 CaO Не Н H 2 SnO 3 H 2 ТеO 4 Ки слот ны е свойства уменьшаются Контрольные вопросы и задания 16 - 29 Дайте карактеристику элементов, составьте электронные формулы и представьте графически размещение электронов по квантовым ячейкам для элементов. Проанализируйте возможности разъединения спаренных электронов при возбуждении атомов с образованием валентных электронов в соответствии с теорией спин – валентности. № Варианта Элементы № Варианта Элементы 16 Углерод, железо 23 Азот, олово 17 Азот, марганец 24 Фосфор, медь 18 Кислород, медь 25 Йод, магний 19 Фтор, кальций 26 Хлор, цинк 20 Германий, натрий 27 Кислород, рубидий 21 Мышьяк, литий 28 Сера, алюминий 22 Кадмий, бром 29 Бор, барий основные свойства уменьшаются, кислотные свойства увеличиваются основные кислотные амфотерные 20 3 Современные представления о химической связи и строении молекул Свойства веществ и их реакционная способность зависят не только от состава, строения молекул, но и от типа химической связи между атомами. Химическая связь возникает, только если уменьшается энергия системы взаимодействующих атомов. Молекулярное состояние вещества при обычных условиях значительно устойчивее, чем атомное. Образование химических связей обусловлено взаимодействием атомов, приводящим к перекрыванию электронных облаков за счет сил приятяжения между электронными оболочками и ядрами этих атомов. Для определения типа химической связи важно использовать такое свойство атомов как – электроотрицательность. Электроотрицательность – способность атома элемента притягивать к себе общую электронную плотность при образовании химичесой связи с другими атомами. Значение электроотрицательности напрямую указывает на выраженность металлических и нематаллических свойств атома. Чем электроотрицатель- ностьт выше, тем сильнее у атома выражены неметаллические свойства. Пользуясь значениями электроотрицательностей, можно судить о смещении электронов при взаимодействии атомов в сторону более электроотрицательного атома и делать выводы о типе химической связи (ковалентная или ионная, о полярности связи. Опытные данные свидетельствуют, что если разность (∆) между электроотрицательностями атомов образующих химическую связь больше 1,7, то связь ионная, если меньше – ковалентная. Например, в соединениях В ЭО (В) = 2,8; ЭО (К) = 0,8; ∆ ЭО = 2,8 – 0,8 = 2,0 ∆ >1,7 связь ионная H –Cl ЭО (Cl) = 3,0; ЭО (Н) = 2,1; ∆ ЭО = 3,0 – 2,1 = 0,9 ∆ < 1,7 связь ковалентная полярная Br 2 ЭО (Br) = 2,8; ∆ ЭО = 2,8 – 2,8 = 0 связь ковалентная неполярная. 21 Важно понимать, что молекулы, состоящие их атомов неметаллов, ионной связи не образуют. Для описания химических связей в любых молекулах, в настоящее время наибольшее распространение получили два подхода 1) метод валентных связей (ВС); 2) метод молекулярных орбиталей (МО). В зависимости оттого, насколько обобществленной является электронная плотность химической связи между несколькими атомами различают 1) локализованную (электронная пара химической связи сконцентрирована в пределах двух наиболее близко расположенных друг от друга ядер 2) делокализованная (электронная плотность расположена между тремя и более ядрами). Рисунок 7 – Виды химических связей Ковалентная связь – химическая связь, возникающая путем перекрывания электронных орбиталей атомов и обобществления электронной пары. Таблица 2 – Значения относительных электроотрицательностей элементов Н 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 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1,0 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8 Rb 0.8 Sr 1,0 In 1,5 Sn 1,8 Sb 1,9 Tl 2,1 I 2,15 22 Изображение ковалентной связи с помощью электронов в виде точек Н • + • Н Н Н квантовых ячеек + в виде черточек Н – Н Механизмы образования ковалентной связи 1. Обменный – неполярная ковалентная связь, например в молекуле Br 2 – полярная ковалентная связь . . .. : .. Cl + .. : .. Cl : H H 2. Донорно-акцепторный предполагает, что при образовании химической связи один атом предоставляет готовую пару электронов, являясь при этом донором электронов, а другой атом – акцептор электронной плотности, предоставляет свободную орбиталь. По такому механизму образован катион аммония из молекулы аммиака NH 3 и катиона водорода Н, атом азота – донор электронов, а атом водорода – акцептор. .. : ..N + H H H : : .. : ..N H H H H + H + акцептор донор электронов Донорно–акцепторный механизм образования ковалентной связи имеет место в комплексных соединениях. Например, образование сложного комплексного иона [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ осуществляется по донорно–акцепторному механизму. Cu – элемент. Строение атома и иона С приведено далее 23 Cu 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ s p d Cu 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 0 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ s p d Каждая из четырех молекул аммиака представляет по одной паре электронов, которые занимают четыре гибридные орбитали четвертого энергетического уровня. Свойства ковалентной связи Насыщаемость, объясняется наличием у атома того или иного элемента определѐнного числа неспаренных электронов. Также числом неспаренных электронов (могут образовываться при возбуждении атома) определяется валентность атома (спин – валентностью. Число неспаренных электронов в атоме определяется правилом Хунда и наличием свободных орбиталей на том же энергетическом уровне. При возбуждении атома электроны могут переходить на свободные орбитали, а атом при этом проявлять более высокую валентность. Это возможно только в том случае, когда энергия, необходимая для возбуждение атома, компенсируется выделяющейся при образовании нового соединения энергией. Схемы распределения электронов в атомах углерода, кислорода, серы и хлора по квантовым ячейкам в нормальном и возбуждѐнном состояниях Нормальное состояние Возбуждѐнное состояние C 1s²2s²2p² C * 1s²2s¹2p³ Валентность II Валентность IV ↓↑ ↑ ↑ ↓↑ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓↑ 24 O 1s²2s²2p 4 Отсутствует, ткнет свободных ячеек Валентность II S 1s²2s²2p 6 3s²3p 4 S * 1s 2 2s 2 2p 6 3s²p³3d¹ s p d s p d Валентность II Валентность IV S * 1s 2 2s 2 p 6 3s 1 3p 3 3d 2 s p d Валентность VI Из представленных выше схем видно, что числом неспаренных электронов определяется валентность атомов в нормальном и возбуждѐнном состояниях. Направленность, обусловлена определенной конфигурацией и расположением в пространстве электронных облаков. Метод ВС подразумевает участие в образовании ковалентной связи не только чистых атомных орбиталей, но и смешанных, так называемых гибридных. Гибридизации предполагает, что первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали новой одинаковой формы и энергии, причем, количество гибридных орбиталей равно числу исходных. Различают неполярную и полярную ковалентную связь. Смещение электронного облака при образовании химической связи происходит в сторону более электроотрицательного атома, в молекуле при этом возникает электрический момент диполя. Чем выраженнее у атомов образующих химическую связь различия в значениях электроотрицательностей, тем больше характер связи между ними отличается от ковалентного и приближается к ионному. ↓↑ ↓↑ ↓ ↓ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓ ↓ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ 25 Электронное облако смещается в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к смещению центров тяжести положительных и отрицательных зарядов, такие молекулы называются диполями. Расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность связи, оценивают величиной ее дипольного момента, представляющего собой произведение длины диполя (ℓ) на абсолютное значение заряда электрона ее В зависимости оттого, каким образом происходит перекрывание электронных облаков различают ζ-, π-, и связи. Если перекрывание электронных облаков, идущее по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов называют связью. Перекрывание электронных облаков над и под линией, соединяющей ядра атомов, осуществляется за счет связи. В случае, если электронные облака, расположенные в параллельных плоскостях, перекрываются всеми четырьмя лепестками, такую связь называют дельта связью (δ). В молекулах с двойной и тройной связью имеются и ζ- и связи. Понятия полярность связи и полярность молекулы следует различать. Так в молекулах оксидов углерода , ζ- и связь СО полярны, а молекула СО неполярна, так как суммарный дипольный момент молекулы равен нулю. Способы перекрывания электронных облаков 1. Вдоль межъядерной оси – сигма связь (ζ) |