Строение атома. Методические указания к практическим занятиям и для самостоятельной подготовки студентов всех специальностей дневной и заочной форм обучения
 Скачать 440.75 Kb.
|
|
1.5 Проскок (провал) электронов Проскок электрона — отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек, связанные с тем, что эти “нарушения правил” обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек “по правилам”. Объясняется это тем, что энергетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или полностью заполненный подуровень (р3 ; р6 ; d5 ; d10 ; f7; f14). Поэтому в атомах элементов, у которых строение электронной оболочки близко к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнение d– подуровня за счёт проскока ( или повала) электрона с внешнего s– подуровня на нижележащий (предвнешний) d– подуровень. Для ряда элементов закономерные проскоки приведены в таблице 1. Таблица 1– Проскоки электронов
Согласно приведенным электронным конфигурациям медь одновалентна, так как в атоме только один неспаренный электрон. На практике оказывается, что Cu проявляет валентность, равную двум. Следовательно, возможен, вопреки правилу, переход одного проскочившего электрона с предпоследнего 3d- подуровня на внешний 4р- подуровень. На рисунке 5 показано расширение атомной валентной зоны атома меди. 3d 4s 4p 3d 4s 4p  Рисунок 5– Расширение атомной валентной зоны атома меди В этом случае максимальная валентность меди будет равна трем. На практике медь проявляет валетность (В) равную единице и двум. Для золота характерна валентность В = 1; 2; 3. Расширение валентной зоны происходит таким же образом, как у меди. На практике золото обычно имеет валентность, равную трем, поскольку оно стоит в шестом периоде и электроны ядром удерживаются слабее. Серебро же, хотя и имеет сходную структуру АВЗ, проявляет единственную валентность, равную единице. Хром и молибдена имеют одинаковое строение АВЗ и проявляют одинаковую валентность от двух до шести. 2 Периодическая система элементов В современной формулировке периодический закон звучит так: свойства химических элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов. Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2np6 (или до ns2 у первого периода). Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом (у первого периода s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства. Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов. Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных подгруппах расположены s–элементы (I, II групп) и p–элементы (III-VIII групп). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s– и р–подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В побочных подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего и d-подуровне предпоследнего энергетических уровней. Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы). 2.1 Периодичность атомных характеристик От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации, электроотрицательность. 2.1.1 Атомный радиус. Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности или половину расстояния между центрами двух атомов в кристаллах. Атомные радиусы в периодах с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, так как при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, который сжимает электронные оболочки. В пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число энергетических уровней. 2.1.2 Энергия ионизации. Одним из важнейших свойств химического элемента, непосредственно связанным с электронной структурой атома, является ионизационный потенциал. Ионизационным потенциалом ЕИ называется та наименьшая энергия, которую необходимо затратить, чтобы отделить электрон от атома и удалить его на бесконечно большое расстояние. Э – e → Э+ − Еи . Величину ионизационного потенциала принято выражать в электрон-вольтах на атом (эВ/атом) или килоджоулях (кДж/моль) на моль. Атомы элементов – восстановителей, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или молекулы энергия, необходимая для удаления первого электрона, называется первым ионизационным потенциалом E1, второго – вторым ионизационным потенциалом Е2 и так далее. Атомы с небольшим потенциалом ионизации проявляют восстановительные свойства. Атомы с высоким потенциалом ионизации находятся в нейтральном состоянии. Потенциал ионизации возрастает по периоду. В пределах главных подгрупп потенциал ионизации убывает с увеличением порядкового номера элементов. Это обусловлено увеличением размеров атомов и расстоянием внешних электронов от ядра. 2.1.3 Энергия сродства к электрону. Сродством к электрону называется энергия (Еср), которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу: Э + e → Э− + Еср . Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и ионизационный потенциал. Атомы элементов-окислителей, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие – элементы с электронной конфигурацией s2 (Не, Ве, Мg, Zn) или наполовину заполненными р-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, Р, Аs). 2.1.4 Электроотрицательность. Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика имеет условный характер. Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, она равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону: ЭО= (Еи + Еср)/2. Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Л. Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать относительные значения. Он принял электроотрицательность фтора равной 4. Тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других элементов, получилась равной 1. Электроотрицательность возрастает слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Д.И. Менделеева. 2.1.5 Металлические свойства рассматриваются как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические –присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s– подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p– подуровня – на неметаллические. Увеличение числа электронов на p– подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны. В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d–подуровня при сохранении внешнего ns2 – слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов. У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 – электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np– подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. 2.1.6 Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон. В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает. В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается. Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону. 2.1.7 Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным (табл.3).
Таблица 3 – изменение окислительно-восстановительных свойств соединений элементов третьего периода. Сверху вниз в подгруппе при равенстве заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются: H3BO3– слабая кислота, Al(OH)3. Ga(OH)3. In(OH)3 – амфотерные гидроксиды, Tl(OH)3 проявляет более выраженные основные свойства. Аналогичная зависимость характерна для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H2SO4, H2SeO4, H2TeO4. Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) - нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты. d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий: Cr+2O – основной, Cr+32O3 – амфотерный, Cr+6O3 – кислотный. 3 Химическая связь Химической связью называют различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух–и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллов и других веществ. При образовании химической связи происходит: снижение общей энергии двух–и многоатомной системы по сравнению с суммой энергий изолированных частиц, из которых эта система состоит; перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние длины связи. Энергией химической связи Есв. называют количество энергии, выделяющееся при образовании связи (кДж/моль). Чем больше энергия связи, тем устойчивее молекула, тем прочнее связь. Важной характеристикой связи является длина связи 1св, равная расстоянию между ядрами атомов в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Связь обозначается черточкой, например: Н–J, О=О, Н–С=С-Н. Правило октета. В результате образования химической связи атомы стремятся приобрести такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов ns2nр6, то есть восемь электронов на внешней оболочке. Например, N 1s22р3 + 3 Н 1s1 = NH3. 3.1Основные виды химической связи 3.1.1 Ковалентной связью называется химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами. При этом снижается энергия системы. Особенностями ковалентной химической связи является ее направленность и насыщенность. Направленность ковалентной связи объясняется тем, что атомные орбитали пространственно ориентированы и перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям. Количественно она выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекуле. Насыщаемость связана с ограничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, и определяет стехиометрию молекулярных химических соединений, от которой зависят формульный состав, массовые соотношения элементов, расчеты по формулам и уравнениям и т.д. Полярность ковалентной связи. Связь, образованная одинаковыми атомами называется гомеополярной, или неполярной, так как обобществленные электроны равномерно распределены между атомами, например, в молекулах Н2, О2, N2, S8. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему и возникающая связь называется ковалентной полярной. Чем выше электроотрицательность (ЭО) атома, тем более вероятно смещение электронной пары в сторону ядра данного атома, поэтому разность ЭО (ΔЭО) атомов характеризует полярность связи. Атом, к которому смещается электронная плотность, приобретает эффективный заряд δ–, второй атом имеет эффективный заряд δ+. Вследствие этого возникает диполь, имеющий два одинаковых по величине заряда δ+ и δ-, и длину диполя 1Д. Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μсв = δ·1Д, Кл·м, где δ –эффективный заряд, 1Д – длина диполя. В качестве внесистемной единицы для измерения μ используют Дебай D, 1 D = 3.3·10-30 Кл·м. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||