Вертикальные столбцы — группы элементов, сходных по свойствам

Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность)

Свойства химического элемента (свойства его свободных атомов и свойства простого вещества) проявляют периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Среди этих свойств наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:

1) энергия ионизации атомов;

2) энергия сродства атомов к электрону;

3) электроотрицательность;

4) атомные (и ионные) радиусы;

5) степени окисления.

1) Энергия ионизации атомов – наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона от свободного атома

Легче всего удалить электрон из атомов щелочных металлов, включающих по одному валентному электрону, труднее всего – из атомов благородных газов, обладающих замкнутой электронной оболочкой. Поэтому периодичность изменения энергии ионизации атомов характеризуется минимумами, отвечающими щелочным металлам, и максимумами, приходящимися на благородные газы.

2) Энергия сродства атомов к электрону – энергия, выделяющаяся в процессе присоединения электрона к свободному атому.

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p⁶ (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As)

3) Электроотрицательность (χ) – фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах – её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая – у p-элементов VII группы.

4) Атомные (и ионные) радиусы.

Значения орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу немонотонно уменьшаются, за исключением ряда Li—Ne, , особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое.

В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

5) Степень окисления – вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций

- численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО₄).

В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами.

Все элементы в Периодической системе условно делят на металлы и неметаллы.

В главных группах металлические свойства элементов увеличиваются, а неметаллические свойства уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента.

В периодах для элементов главных групп металлические свойства элементов уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются с возрастанием порядкового номера элемента.

Оксидам типичных неметаллов соответствуют кислотные гидроксиды, а оксидам типичных металлов – основные гидроксиды.

Элементы главных групп, расположенные по диагональной границе (Be, Al, Ge, Sb, Pb) и примыкающие к ней, образуют амфотерные оксиды и гидроксиды.

Для оксидов элементов главных групп в Периодической системе:

Слева направо в пределах периода уменьшается основной характер, но растет кислотный характер,

Сверху вниз в пределах групп растет основной характер, но уменьшается кислотный характер.

С повышением степени окисления основной характер оксидов переходных элементов уменьшается, но одновременно растет их кислотный характер.

ХИМИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ

Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах или кристаллических решетках.

Согласно теории химической связи, наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из двух или восьми электронов (электронные группировки благородных газов). Атомы, имеющие на внешней оболочке менее восьми (иногда двух) электронов, стремятся приобрести структуру благородных газов.

Образование устойчивой электронной конфигурации может происходить несколькими способами и приводить к молекулам (и веществам) различного строения, поэтому различают несколько типов химической связи. Таковы ковалентная и ионная связи. Кроме этих видов связей существуют другие, не относящиеся непосредственно к электронным оболочкам: водородная и металлическая связи. Рассмотрим химические соединения с ковалентной и ионной связью.

Ковалентная связь– химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О₂, N₂, Cl₂. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH₃ связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.

Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотри-цательностях атомов. Атом с большей ЭО сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей ЭО приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.

2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов – донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.

Ионная связь – прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Для описания распределение электронов в многоэлектронных атомах по энергетическим уровням и подуровням полезно использовать таб. 4:

Таблица 4

Энергетические уровни, подуровни и орбитали
многоэлектронного атома

Глав ное квантовое число n	Обозначение энерге тического уровня	Максимальное число электронов 2n	Орбительное (побочное) квантовое число l	Обозначение энергетического подуровня (орбитали)	Магнитное квантовое число m	Максимальное число электронов 2(2l + 1)
для данного n изменяется от 0 до n-1	для данного l -изменяется от –l до +l - принимает 2l + 1 -значение
	К			1s	­¯
	L			2s 2p	­¯ -1 , 0, +1 ­¯ ­¯ ­¯
	M			3s 3p 3d	­¯ -1 , 0, +1 ­¯ ­¯ ­¯ -2, -1, 0, +1, +2 ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯
	N			4s 4p 4d 4f	­¯ -1 , 0, +1 ­¯ ­¯ ­¯ -2, -1, 0, +1, +2 ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ -3, -2, -1, 0, +1, 2, +3 ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯ ­¯

Задача №1

Какие сведения можно получить об элементе №63, исходя из его положения в системе Д.И. Менделеева?

Ответ: это элемент Eu (европий). №63 показывает, что электронная оболочка атома состоит из 63 электронов. Eu находится в 6 периоде III B группе. Значит в его атоме различают 6 квантовых слоёв (или 6 энергетических уровней), характерная валентность элемента равна 3.

Задача №2

Запишите электронную формулу элемента №63, последовательно заполняя электронами энергетические подуровни по системе Д.И. Менделеева. Выделите сокращённую электронную формулу элемента. Какой тип элемента (s, p, d, f)?

Ответ:

1s²/ 2s² 2p⁶/ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰/ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f⁶/ 5s² 5p⁶ 5d¹ 5f⁰/ 6s² 6p⁰

Сокращённая формула: 4f⁶/ 5d¹/ 6s²

(по валентным подуровням).

Eu – f – элемент

Логическая подсказка преподавателя:

Методами квантовой механики рассчитано, что устойчивое электронное состояние соответствует:

s⁰ s²; p⁰ p³ p⁶

d⁰ d⁵ d¹⁰; f⁰ f⁷ f¹⁴

Поэтому у элемента №63 наблюдается «эффект провала электрона» при реализации устойчивого состояния:

e ^-

4f⁶/ 5d¹/ 6s² ® 4f⁷/ 5d⁰/ 6s²

Задача №3

Напишите электронные формулы (начиная с четвёртого уровня) для ионов Eu²⁺, Eu³⁺, Eu⁴⁺ (без учёта провала электрона).

Ответ:

Eu²⁺ … 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f⁶/ 5s² 5p⁶ 5d¹ 5f⁰/ 6s⁰

Eu³⁺ … 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f⁶/ 5s² 5p⁶ 5d⁰ 5f⁰/ 6s⁰

Eu⁴⁺ … 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f⁵/ 5s² 5p⁶ 5d⁰ 5f⁰/ 6s⁰

Задача №4

Какие величины квантовых чисел характеризуют состояние валентных электронов в атоме Eu?

Ответ:

Задача №5

Почему в атомах химических элементов заполняется сначала 4s – подуровень, а затем 3d – подуровень?

Логическая подсказка преподавателя: согласно «принципу наименьшей энергии», при формировании электронных оболочек наблюдается «эффект запаздывания», так как сначала заполняются энергетически выгодные уровни и подуровни, на которых энергия связи электрона с ядром атома максимально возможная (соответственно, общая энергия электрона максимально возможная). По правилу Клечковского, наибольшая энергия связи с ядром у того электрона, у которого сумма (n + l) ® min.

Ответ:

Задача №6

Можно ли объяснить тот факт, что при формировании электронных оболочек в атомах химических элементов

прерывается заполнение 5d – подуровня и происходит заполнение электронами 4f – подуровня?

Ответ:

Логическая подсказка преподавателя:

Очевидно, что при одинаковой сумме (n + l) энергетически выгоднее тот уровень, у которого n ® min.

Задача №7

Можно ли объяснить тот факт, что при формировании электронных оболочек в атомах химических элементов прерывается заполнение 5d – подуровня и происходит заполнение электронами 4f – подуровня?

Ответ:

Логическая подсказка преподавателя:

Очевидно, при одинаковой сумме (n + l) энергетически выгоднее тот уровень, у которого n ® min.

Задача №8

По сокращённой электронной формуле …4d³/ 5s² определите химический элемент и прогнозируйте его свойства.

Ответ: это элемент №41 (Nb), который находится в 5 периоде V B группе. Nb – металл, обладает только восстановительными свойствами. Nb – d – элемент.

Nb⁰ … 4d³/ 5s² – 2e ^- ® Nb⁺² … 4d³/ 5s⁰

Nb⁰ … 4d³/ 5s² – 5e ^- ® Nb⁺⁵ … 4d⁰/ 5s⁰

Следовательно, Nb образует: оксид – Nb⁺²O и оксид Nb₂⁺⁵O₅, между которыми можно предполагать оксиды Nb₂⁺³O₃ и Nb⁺⁴O₂.

Nb+2O Nb2+3O3 Усиление основных свойств

Nb+4O2 Амфотерные свойства

Nb2+5O5 Усиление кислотных свойств

Задача №9

По сокращённой электронной формуле … 3d¹⁰/ 4s² 4p⁴ определите химический элемент и прогнозируйте:

а) металл или неметалл?

б) какие кислоты и соли образует этот элемент?

в) какова ковалентность этого элемента в невозбуждённом состоянии и возбуждённом состоянии?

Ответы:

а) это элемент №34 – селен (Se).

p – элемент, неметалл ; расположен в 4 периоде VI A группе.

б) Se⁰ … 4s² 4p⁴ + 2e ^- ® Se^{- 2} … 4s² 4p⁶

Селен образует селеноводородную кислоту H₂⁺Se^-2 , её соли ─ селениды, например, Na₂Se.

Se⁰ … 4s² 4p⁴ – 4e ^- ® Se⁺⁴ … 4s² 4p⁰

Селен образует оксид SeO₂ и соответствующую кислоту:

SeO₂ + H₂O ® H₂SeO_3.

Селенистая кислота, её соли – селениты, например, Na₂SeO₃ ─ селенит натрия.

Se⁰ … 4s² 4p⁴ – 6e ^- ® Se⁺⁶ … 4s⁰ 4p⁰

Селен образует оксид SeO₃ и соответствующую кислоту:

SeO₃ + H₂O ® H₂SeO₄

Селеновая кислота, её соли – селенаты. H₂SeO₄ – селенат натрия.

в) ковалентность в невозбуждённом состоянии

Se⁰ = 2: Se …4s² 4p⁴ 4d⁰

Сокращенная энергетическая диаграмма:

Это значит, что Se может образовать в соединениях две ковалентные химические связи. Например, H₂Se;

H Se H

Ковалентность в возбуждённом состоянии Se^*=4: …4s² 4p³ 4d¹

							d
			p		­
	s	­	­	­
	­¯

Ковалентность в возбуждённом состоянии Se^** = 6: …4s¹ 4p³ 4d²

							d
			p		­	­
	s	­	­	­
	­

Это значит, что Se в возбуждённом состоянии может образовать в соединениях 4 или 6 ковалентных связей.

Задача №10

Почему Cl образует оксиды Cl₂O; Cl₂O₃; Cl₂O₅; Cl₂O₇ , а его электронный аналог F образует только оксид F₂O?

Ответ: атом Cl имеет валентные подуровни 3s² 3p⁵ 3d⁰ (т.е. свободный подуровень 3d⁰ ), за счёт этого возможно распаривание валентных 3s и 3p атомных орбиталей и увеличение ковалентности хлора в возбуждённом состоянии..

Атом F … 2s² 2p⁵ не имеет свободных валентных подуровней, поэтому его ковалентность постоянная величина равная 1.

Задача №11

В молекуле F₂O (г) какой химический элемент следует считать с положительной степенью окисления?

Ответ: элемент, у которого величина Э.О. больше, способен в большей степени оттягивать общее электронное облако и поэтому считается частицей с отрицательной степенью окисления.

Э.О. F =4,1 следовательно, O имеет + степень окисления

Э.О. O =3,5 следовательно, F имеет – степень окисления.

Формулу оксида фтора правильнее писать: OF₂

Эти выводы подтверждаются тем фактом, что OF₂ сильный окислитель (составная часть ракетного топлива).

O⁺²F₂ + 4e^- ® O^-2 + 2F^-1

Задача №12

Какой валентностью обладает кислород в молекулах H₂O₂; O₂; H₂O?

Логическая подсказка преподавателя:

Известно, что валентность определяется количеством ковалентных связей (типа s и p), которые образует или может образовать атом химического элемента с атомами других химических элементов (без учёта химических связей между своими атомами).

Ответ: следовательно в молекуле H₂O₂ ^I (H – O – O – H) валентность кислорода равна единице, в молекуле O₂ ⁰ (O = O) равна нулю.

H O H

H₂O

Задача №13

В каких молекулах F₂; Cl₂; Br₂; I₂ ковалентные химические связи прочнее?

Логическая подсказка преподавателя:

Прочность ковалентных химических связей зависит от степени перекрыва валентных атомных орбиталей, которая уменьшается по мере увеличения главного квантового числа “n”.

Ответ:

F … 2s² 2p⁵

Cl …. 3s² 3p⁵

Br ….. 4s² 4p⁵

I ………5s² 5p⁵

Следовательно, в ряду F₂ ; Cl₂ ; Br₂ ; I₂ прочность ков. s - связи уменьшается.

Задача №14

Какая молекула BeS или MgS проявляет в большей степени ионный характер?

Ответ: Dc _BeS = c_S - c_Be = 2,7 – 1,5 = 1,2

Dc _MgS = c_S - c_Mg = 2,7 – 1,2 = 1,5

Следовательно, молекула MgS в большей степени проявляет ионный характер.

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ задания

Характеристика элемента

1. Какие сведения можно получить об элементе, исходя из его положения в системе Д.И.Менделеева:

1) название элемента;

2) к какому семейству относится

3) из какого числа электронов состоит его электронная оболочка;

4) сколько энергетических уровней различают в его атоме?

2. Запишите электронную формулу элемента.

К каким элементам он относится (s, p, d, f)?

3. Напишите электронную формулу для ионов элемента с зарядом q.

4. Какие величины квантовых чисел (n, l, m, s) характеризуют состояние валентных электронов в атоме элемента?

5. Спрогнозируйте свойства элемента. Образует ли он:

1) оксиды и

2) гидроксиды.

Укажите их характер.

Характер химической связи

1) Указать, используя относительную электроотрицательность элементов (см. приложение), какая из приведенных молекул

проявляет в большей степени ионный характер.

2) Определить ковалентность элемента Z в невозбужденном и возбужденном состоянии (привести сокращенную энергетическую диаграмму атома элемента).

3) Определить характер связи в приведенных ниже соединениях и разделить их на три группы:

а) соединения с неполярными ковалентными связями,

б) с полярными ковалентными связями,

в) с ионными связями.

AlF_3, PH₃, CaO, SnCl_2, Br₂, BeCl₂, CsBr,, BF₃, N₂, Li₂O.

Приложение

Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)

ЛИТЕРАТУРА

1. Химия: Справ. изд. / В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. – М.: Химия, 1989. – 648 с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. пособие для вузов / Под ред. В.А. Рабиновича. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.

3. Эмсли Дж. Элементы: Пер. с англ. – М.: Мир, 1993. –256 с.

4. http://ru.wikipedia.org/wiki

5. http://www.hemi.nsu.ru/ucheb134.htm

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение………………………………………………………….....3

1.Строение атома……………………………….……….……….....4

1.1.Ядро и электронная оболочка атома….…….….….........4

1.2. Строение ядра атома….………………………………....5

1.3. Нуклиды, изотопы, массовое число…..…………….…..6

1.4. Строение электронной оболочки атома. Энергетические уровни.…………………………………………………...........7

2. Квантово-механическое объяснение строения атома…….……8

2.1 Орбитальная модель атома……………………………..8

2.2 Орбитали с s,p,d,f-электронами (атомные

s,p,d,f-орбитали)…………………………………………..……11

2.3 Энергетические подуровни многоэлектронного атома. Принципы построения электронной оболочки…….………...13

3. Периодический закон и периодическая система элементов………………………………………………………………....17

4. Химические соединения………………………………………..23

5.Практическая часть……………………………………………..25

6.Индивидуальные задания..……………………………………..33

Литература……………………………………………………..37

Белова Светлана Борисовна

Белов Сергей Павлович

Гришина Нина Дмитриевна

• ⇐ Назад
• 1
• 2
• 3
• 45