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 № 3.

Тема: Электронное строение атомов элементов.

План

1. Электронное строение атома, электронные формулы атомов и электронно-графические формулы.

2. Строение элементов II, III, IV периодов.

1. Электронное строение атома, электронные формулы атомов и электронно-графические формулы.

Строение атома описывается с помощью схемы электронного строения атома, электронной формулы атома, электронно-графической формулы атома.

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням.

Например, натрий

К L М

₁₁Na +ll) ) )

2 8 1

Распределение электронов в атомах по энергетическим подуровням показывают электронные формулы (конфигурации).

₁₁Na ls²2s²2p⁶ 3s¹

Структуру электронных оболочек атомов изображают графически при помощи энергетических ячеек (электронных структур). Понятие об энергетической ячейке соответствует понятию об энергетическом состоянии электрона, характеризуемом квантовыми числами n,l,m. Ячейка обозначается квадратиком, электрон внутри ячейки - стрелкой. Каждая ячейка может вместить одну электронную пару.

Например, структура электронной оболочки для атома алюминия будет иметь следующий вид:

3s² 3p⁶

	2s²	2p⁶	_
1s²

По энергетическим соображениям 1s-орбиталь заполняется раньше, чем орбиталь 2s, которая в свою очередь заполняется раньше, чем 2р-орбиталь. Порядок заполнения трех 2р-орбиталей определяется правилом Гунда, согласно которому ни одна из р-орбиталей данной оболочки не может быть занята двумя электронами до тех пор, пока все р-орбитали этой оболочки не будут содержать по одному электрону.

Например, для атома фосфора, электронная формула которого

1s² 2s² 2p⁶ 3s²3р³ , распределение по ячейкам будет иметь следующий вид:

		p
						d

n=1

n=2

n=3

Основное состояние атома фосфора.

Находясь в одной ячейке, электроны связаны друг с другом в силу замыкания их магнитных полей, образованных при движении электрона по замкнутой орбитали; энергетическое состояние электрона, обусловленное орбитальными магнитным моментом электрона, характеризуется третьим квантовым числом - магнитным (m_e). При сообщении энергии извне эту пару можно разъединить, то есть распарить, и из нуль-валентной сделать валентными:

		p
						d

n=1

n=2

n=3

Пятивалентное возбужденное

состояние атома фосфора

Каждый электрон обладает еще и внутренним движением. Эффект, вызванный внутренним движением электрона вокруг собственной оси, характеризуются четвертым квантовым числом - спиновым m_s.

Символ элемента, порядковый номер, название

Схема электронного

строения

Электронная формула

Электронно-графическая формула

Элементы II периода

₃Li Литий

)) 2 1

ls²2s^l

	á
áâ	2s

₄Be Берилий

К L )) 2 2

ls²2s²


		á
	áâ		2p
áâ	2s

₅B Бор

К L )) 2 3

1s²2s²2p¹


		á
	áâ		2p
áâ	2s

₆C Углерод

К L )) 2 4

1s²2s²2p2


		á	á
	áâ		2p
áâ	2s
1s

₇N Азот

К L

)) 2 5

1s²2s²2p³


		á	á	á
	áâ		2p
áâ	2s

Строение элементов II, III и IV периодов

Элементы III периода

₁₁Na Натрий

KLM ))) 2 8 1

1s²2s²2p⁶3s¹

1 s

					á
		áâ	áâ	áâ	3s
	áâ		2p
áâ	2s

₁₃Аl Алюминий

KLM

))) 2 8 3

1s²2s²2p⁶3s²3p¹

						á
					áâ		3p
		áâ	áâ	áâ	3s
	áâ		2p
áâ	2s

₁₈Аr Аргон

KLM ))) 2 8 8

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

						áâ	áâ	áâ
					áâ		3 p
		áâ	áâ	áâ	3s
	áâ		2p
áâ	2s

Элементы IV периода

₁₃К Калий

KLMN )))) 2 8 8 1

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

	á
Ar	4s

₂₀Са Кальций

KLMN

)))) 2 8 8 2

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

	áâ
Ar	4s

_2lSc Скандий

KLMN

)))) 2 8 9 2

ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹ или ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s²


		á
	áâ		3d
Ar	4s

₂₄Сr Хром

KLMN )))) 2 8 13 1

ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵


		á
	áâ		3d
Ar	4s

9CU Медь

KLMN )))) 2 8 18 1

ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰


		á	á	á	á	á
	áâ			3d
Ar	4s

₃₀Zn

Цинк

KLMN )))) 2 8 18 2

ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰


		áâ	áâ	áâ	áâ	áâ
	áâ			3d
Ar	4s

31Ga Галлий

KLMN

)))) 2 8 18 3

ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰p¹


							á
		áâ	áâ	áâ	áâ	áâ	4 p
	áâ			3d
Ar	4s

Для правильного изображения электронных конфигураций атомов необходимо знать:

а) число электронов в атоме;

б) максимальное число электронов на уровнях, подуровнях;

в) порядок заполнения подуровней и орбиталей.

Вопросы для самоподготовки:

1. Что называется атомной орбиталью?

2. Что такое энергетический уровень?

3. Что характеризует главное квантовое число?

4. Что характеризует побочное квантовое число?

5. Что такое энергетический уровень?

6. Чему равно число подуровней на энергетическом уровне?

7. Чему равно максимальное число электронов на энергетическом уровне?

8. Какие электроны являются валентными в атомах s-, p- и d- элементов?

9. Изобразите электронные конфигурации следующих элементов: серебра, циркония, титана.

(Для ответов на вопросы использовать также материал лекций «Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева).

Лекция № 4

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 , O_{2 ,} N₂и 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

+ H ₂

1 s

z z

х + х

1s¹1s¹

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 молекула 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.

. . . . .