Зависимость свойств элементов от строения их атомов

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера.

Важнейшими свойствами элементов является:

- металличность (металлические свойства) – это способность атома элемента отдавать электроны.

Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации (J) . Энергия ионизации атома – это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента (Э) в положительно заряженный ион.

_

Э0 + J = Э + + е

 

Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов элементов присоединять электроны.

Количественной характеристикой неметаличности элемента является сродство к электрону (Е ср) . Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т.е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:

_

Э0 + е = Э - + Е ср

 

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электро-отрицательность элемента (ЭО).

ЭО элемента характеризует способность атома притягивать к себе электроны других атомов в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития.

 

В П.С. ЭО в периодах слева направо и в группах снизу вверх увеличивается. Самый ЭО элемент фтор.

В периодах закономерно изменяется и высшая валентность элементов: во II периоде от 1 у лития до 4 у углерода; в III периоде от 1 у натрия до 7 у хлора.

В большом IV периоде высшая валентность увеличивается от 1 у калия до 7 у марганца; у следующих элементов она понижается до 2 у цинка, а затем снова увеличивается от 3 у галлия до 7 у брома.

Это объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах, то есть тех электронов, которые участвуют в образовании химических связей.

В атомах S – и P –элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя; в атомах d- элементов – электроны внешнего слоя (2 или 1) , а также все или некоторые d- электроны предвнешнего слоя.

Вопросы для самоконтроля

 

1. Дайте формулировку периодического закона Менделеева.

2. Что характеризует главное квантовое число и какие значения принимает?

3. Побочное квантовое число и какие значения оно принимает.

4. Как называются и какую форму имеют орбитали с 1=0, 1=1.

5. Что характеризует магнитное квантовое число и какие значения оно принимает?

6. Из какого числа орбиталей состоит s-, p - , d - , f – орбитали?

7. Что характеризует магнитное квантовое число и какие значения оно принимает?

8. Как формируется принцип Паули?

9. Какие электроны называются спаренными и какие спины они имеют?

10. Чем объясняется периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера?

11. Какие элементы называются, p-, d-, элементами и сколько их в каждом периоде?

12. Какие элементы называются f - элементами и в каких периодах находятся и где располагаются в периодической системе?

13. Как изменяются радиус атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, металичность и неметаличность элементов в малых периодах?

14. Почему в главных подгруппах металличность элементов увеличивается, а неметаличность уменьшается? Как изменяется ЭО в главных подгруппах?

15. Какое значение имеют периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева?

 

Лекция № 2

Тема: «Химическая связь и строение молекул»

 

План

 

1. Понятие о химической связи.

2. Типы химической связи и ее виды:

а) ковалентная связь;

б) донорно-акцепторная связь;

в) ионная связь;

г) металлическая связь;

д) водородная связь;

3. Валентность элементов

4. Степень окисления

5. Заряд простых и сложных ионов

 

Понятие химической связи

 

С развитием учения о строении атома появились различные теории, объясняющие причины образования химических соединений.

Одна из них объясняет образование химической связи между атомами за счет валентных электронов – электронов, расположенных на высших орбиталях и поэтому связанных с ядром наименее прочно. Поведение атомов в химических процессах зависит от того, насколько прочно их электроны удерживаются на своих орбиталях. При этом большое значение имеют следующие величины: длина связи (расстояние между связанными атомами) и энергия электрона в атоме (энергия ионизации) – энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома.

Для многоэлектронных атомов существует несколько энергий ионизации, соответствующих отрыву первого, второго и т.д. электронов, т.е., как правило, происходит до тех пор, пока у атома после этого остается восьмиэлектронная оболочка (октет) или двухэлектронная оболочка (дуплет).

Атомы с небольшим числом электронов на внешней орбитали (один, два, три электрона) будут стремиться отдать их, обнажив предпоследнюю, устойчивую восьмиэлектронную оболочку. Атомы на внешней орбите которых число электронов близко к восьми, будут стремиться принять недостающие электроны (атомы элементов VII, VI , V групп главных подгрупп П.С.) Эти атомы, присоединяя электроны, образуют устойчивый отрицательный ион. Энергия отрыва от такова иона определяет сродство атома к электрону.

В молекуле атом, как отдавший, так и принявший электроны, имеет устойчивую восьмиэлектронную или двуэлектронную оболочку. Это происходит за счет образования химической связи между атомами.

Химическая связь – это силы, которые соединяют атомы в молекулах. Химическая связь возникает за счет перекрывания электронных облаков (орбиталей) атомов при их сближении. Между ядрами образуется область с повышенной плотностью отрицательного заряда, которая притягивает ядра соединяющихся атомов. Природа химической связи - электростатическая (взаимодействие разноименных зарядов). Чем больше степень перекрывающихся облаков, тем прочнее химическая связь. В зависимости от способа завершения электронных структур атомов различают несколько видов химической связи.

 

Типы химической связи.

А) ковалентная связь

В 1916 г. американский ученый Г. Льюис разработал теорию ковалентной химической связи.

Он так же, как и В. Коссель, исходил из положения, что атомы стремятся иметь восьмиэлектронный слой: электронный октет или электронный дуплет. Ковалентная связь существует в молекулах простых веществ (H2 , CL2 , O2 , N2 и др.) и в молекулах, которые образованы атомами различных неметаллов (HCL, H2O , PCL3, NH3, CO и др.)

Согласно теории Г. Льюиса, образование устойчивой электронной конфигурации происходит путем обобщения электронов с образованием пары, общей для обоих атомов.

Квантово-механическая теория электронного строения атомов объясняет образование общей электронной пары как перекрывание электронных облаков. В перекрывании могут участвовать электронные облака неспаренных электронов, которые имеют антипараллельные спины.

Например, при столкновении друг с другом атомов водорода, электроны, ранее принадлежвщие двум разным ядрам, обобществляются, образуя единое электронное облако:

Схема перекрывания электронных облаков в молекуле водорода H2

H . + . H H (:) H

 

1s

       
 
 
 
 

 


+ H 2

           
   
     
 
 


1 s

z z

           
   
     
 

 


х + х

 
 


y

y

           
     
 


1s1 1s1

Двухэлектронная связь, принадлежащая одновременно двум ядрам, называется ковалентной связью.

Условно она обозначается черточками (F – F ; О = О) .

При образовании молекулы из одинаковых атомов плотность электронного облака оказывается симметрична относительно ядер обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной или гомеополярной, т.е. это ковалентная связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью.

Если молекула образована различными атомами, то молекулярное электронное облако смещается в сторону атома, имеющего наибольшую электроотрицательность. Такая ковалентная связь называется полярной или гетерополярной.

Например: в молекуле хлороводорода HCL общая электронная пара (т.е. область перекрывания электронных облаков) смещается в сторону атома хлора, потому что он является более электроотрицательным:

. . . .

H . + .CL : H : CL :

. . . .

ЭО 2,1 3,0

 
 

 

 


В результате у атома хлора возникает некоторый избыточный отрицательный заряд ( - δ ), а у атома водорода – заряд, равный по величине, но противоположный по знаку ( + δ ) . Чем больше полярность связи, тем больше абсолютная величина этих зарядов.

Полярность молекулы определяется полярностью связей в этой молекуле и их взаимным расположением. Например, в молекуле HCL существует только одна полярная связь. Эта молеукула является полярной молекулой; в ней есть центр положительного заряда (на атоме водорода) и центр отрицательного заряда (на атоме хлора).

+ δ - δ

HCL

 

Полярные молекулы являются диполями. Диполь (два полюса) – это система, в которой имеются центры положительного и отрицательного зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга.

В зависимости от того, какие именно электроны – s, p или d обобществляются, возможны различные типы ковалентной связи. Два s – элемента могут образовать только такую связь, при которой перекрывание электронных облаков происходит вдоль прямой, соединяющей центры взаимодействующих атомов. Такую связь называют сигма - связью (σ – сигма).

 

S S

 

Сигма – связь может возникать и при взаимодействии одного S – электрона и одного p – электрона, а также при сближении двух p - электронов.

 

S P P P

 

       
 
   

 

 


 

Сигма – связь является примером одинарной (простой) связи. Одинарные (простые связи) – это ковалентные связи, которые образованы одной общей электронной парой.

Но два p – электрона наряду с σ – связью могут образовать еще один тип связи, при котором перекрывание электронных облаков проходит к оси связи двух атомов.

P P

 
 

 

 


Этот тип называется π – связью (пи – связь) .

π - связи - это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

 

Перекрывание p – орбитали при образовании π – связей происходит вне области максимальных плотностей электронных облаков, поэтому прочность π - связи меньше прочности σ – связи.

В образовании π - связи могут участвовать и d –электроны.

Ковалентные связи бывают одинарными (связь между двумя атомами образована одной общей электронной парой); двойными (связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами); тройными (связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами).

Двойные и тройные связи называются кратными связями. Двойная связь состоит из одной σ – связи и двух π – связей.

Пример: Образование кратной (тройной) связи на примере образования молекулы азота (N 2).

Структура внешнего электронного слоя атома азота: 2s2 2p3; на внешнем слое находится 5 электронов, p – электроны являются неспаренными. p – электроны обоих атомов участвуют в образовании трех общих электронных пар.

. . . . . _

: N . + . N : : N : : N : N = N

. .

 

Схема перекрывание электронных облаков в молекуле азота.

z z z π z

           
     
 

 


x x x

 
 


π

y y y y