Персональный сайт учителя химии Кардаевой Татьяны Александровны
ХИМИЯ – это область чудес, в ней скрыто счастье человечества,
величайшие завоевания разума будут сделаны
именно в этой области.(М. ГОРЬКИЙ)
Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решётки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения.
Для большинства веществ характерна способность в зависимости от условий находиться в одном из трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном.
Например, вода при нормальном давлении в интервале температур 0-100oC является жидкостью, при температуре выше 100оС способна существовать только в газообразном состоянии, а при температуре менее 0оС представляет собой твердое вещество.
Вещества в твердом состоянии различают аморфные и кристаллические.
Характерными признаками аморфных веществ является отсутствие четкой температуры плавления: их текучесть плавно увеличивается с ростом температуры. К аморфным веществам относятся такие соединения, как воск, парафин, большинство пластмасс, стекло и т.д.
Все же кристаллические вещества обладают конкретной температурой плавления, т.е. вещество с кристаллическим строением переходит из твердого состоянии в жидкое не постепенно, а резко, при достижении конкретной температуры. В качестве примера кристаллических веществ можно привести поваренную соль, сахар, лед.
Разница в физических свойствах аморфных и кристаллических твердых веществ обусловлена прежде всего особенностями строения таких веществ. В чем заключается разница между веществом в аморфном и кристаллическом состоянии, проще всего понять из следующей иллюстрации:
Как можно заметить, в аморфном веществе, в отличие от кристаллического, отсутствует какой-либо порядок в расположении частиц. Если же в кристаллическом веществе мысленно соединить прямой два близкорасположенных друг к другу атома, то можно обнаружить, что на этой линии на строго определенных промежутках будут лежать одни и те же частицы:
Таким образом, в случае кристаллических веществах можно говорить о таком понятии, как кристаллическая решетка.
Кристаллической решеткой называют пространственный каркас, соединяющий точки пространства, в которых находятся частицы, образующие кристалл.
Точки пространства, в которых находятся образующие кристалл частицы, называют узлами кристаллической решетки.
В зависимости от того, какие частицы находятся в узлах кристаллической решетки, различают: молекулярную, атомную, ионную и металлическую кристаллические решетки.
В узлах молекулярной кристаллической решетки
находятся молекулы, внутри которых атомы связаны прочными ковалентными связями, однако сами молекулы удерживаются друг возле друга слабыми межмолекулярными силами. Вследствие таких слабых межмолекулярных взаимодействий кристаллы с молекулярной решеткой являются непрочными. Такие вещества от веществ с иными типами строения отличаются существенно более низкими температурами плавления и кипения, не проводят электрический ток, могут как растворяться, так и не растворяться в различных растворителях. Растворы таких соединений могут как проводить, так и не проводить электрический ток в зависимости от класса соединения. К соединениям с молекулярной кристаллической решеткой относятся многие простые вещества — неметаллы (отвержденные H2, O2, Cl2, ромбическая сера S8, белый фосфор P4), а также многие сложные вещества – водородные соединения неметаллов, кислоты, оксиды неметаллов, большинство органических веществ. Следует отметить, что, если вещество находится в газообразном или жидком состоянии, говорить о молекулярной кристаллической решетке неуместно: корректнее использовать термин — молекулярный тип строения.
В узлах атомной кристаллической решетки
находятся атомы. При этом все узлы такой кристаллической решетки «сшиты» между собой посредством прочных ковалентных связей в единый кристалл. Фактически, такой кристалл является одной гигантской молекулой. Вследствие особенностей строения все вещества с атомной кристаллической решеткой являются твердыми, обладают высокими температурами плавления, химически мало активны, не растворимы ни в воде, ни в органических растворителях, а их расплавы не проводят электрический ток. Следует запомнить, что к веществам с атомным типом строения из простых веществ относятся бор B, углерод C (алмаз и графит), кремний Si, из сложных веществ — диоксид кремния SiO2 (кварц), карбид кремния SiC, нитрид бора BN.
У веществ с ионной кристаллической решеткой
в узлах решетки находятся ионы, связанные друг с другом посредством ионных связей.
Поскольку ионные связи достаточно прочны, вещества с ионной решеткой обладают сравнительно высокой твердостью и тугоплавкостью. Чаще всего они растворимы в воде, а их растворы, как и расплавы проводят электрический ток.
К веществам с ионным типом кристаллической решетки относятся соли металлов и аммония (NH4+), основания, оксиды металлов. Верным признаком ионного строения вещества является наличие в его составе одновременно атомов типичного металла и неметалла.
Однако следует отметить, что в веществах с ионным типом строения нередко можно обнаружить, помимо ионных, также ковалентные полярные связи. Это наблюдается в случае сложных ионов, т.е. состоящих из двух или более химических элементов (SO42-, NH4+, PO43- и т.д.). Внутри таких сложных ионов атомы связаны друг с другом ковалентными связями.
Металлическая кристаллическая решетка
наблюдается в кристаллах свободных металлов, например, натрия Na, железа Fe, магния Mg и т.д. В случае металлической кристаллической решетки, в ее узлах находятся катионы и атомы металлов, между которыми движутся электроны. При этом движущиеся электроны периодически присоединяются к катионам, таким образом нейтрализуя их заряд, а отдельные нейтральные атомы металлов взамен «отпускают» часть своих электронов, превращаясь, в свою очередь, в катионы. Фактически, «свободные» электроны принадлежат не отдельным атомам, а всему кристаллу.
Такие особенности строения приводят к тому, что металлы хорошо проводят тепло и электрический ток, часто обладают высокой пластичностью (ковкостью).
Разброс значений температур плавления металлов очень велик. Так, например, температура плавления ртути составляет примерно минус 39 оС (жидкая в обычных условиях), а вольфрама — 3422 °C. Следует отметить, что в обычных условиях все металлы, кроме ртути, являются твердыми веществами.
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/
Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.
Электроотрицательность
Электроотрицательность — способность атома какого-либо химического элемента в соединении оттягивать на себя электроны связанных с ним атомов других химических элементов.
Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:
График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.
При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.
Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.
Степень окисления
Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные, т.е. все связывающие электронные пары смещены к атомам с большей электроотрицательностью.
Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?
1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.
2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:
Элементы, проявляющие постоянную СО |
Значение постоянной СО этого элемента |
| Щелочные металлы, т.е. все металлы IA группы — Li, Na, K, Rb, Cs, Fr |
+1 |
| Все элементы II группы, кроме ртути: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd |
+2 |
| Алюминий Al | +3 |
| Фтор F | -1 |
3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:
Элемент |
Степень окисления практически во всех соединениях |
Исключения |
| водород H | +1 | Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например: |
| кислород O | -2 | Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода —  |
4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.
5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.
Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)
Химический элемент |
Номер группы |
Высшая степень окисления |
| Кислород | VI | +2 (в OF2) |
| Фтор | VII | 0 |
| Медь | I | +2 |
| Железо | VIII | +6 (например K2FeO4) |
6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:
низшая степень окисления неметалла = №группы − 8
Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.
Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях
Пример 1
Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.
Решение:
Запишем формулу серной кислоты:
Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).
Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF2). Расставим известные степени окисления:
Обозначим степень окисления серы как x:
Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:
Т.е. мы получили следующее уравнение:
Решим его:
Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.
Пример 2
Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.
Решение:
Запишем формулу дихромата аммония:
Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:
Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).
Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH4+ (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH4+ , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH4+ и анионами Cr2O72-.
Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:
Т.е. мы получаем два независимых уравнения:
Решая которые, находим x и y:
Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.
Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать здесь.
Валентность
Валентность — число химических связей, которые образует атом элемента в химическом соединении.
Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.
Валентные возможности атома зависят от количества:
1) неспаренных электронов 
2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней 
3) пустых электронных орбиталей валентного уровня 
Валентные возможности атома водорода
Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:
Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.
Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.
Валентные возможности атома углерода
Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:
Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:
Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.
Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных ( ) орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:
Резюмируя информацию по валентным возможностям атома углерода:
1) Для углерода возможны валентности II, III, IV
2) Наиболее распространенная валентность углерода в соединениях IV
3) В молекуле угарного газа CO связь тройная (!), при этом одна из трех связей образована по донорно-акцепторному механизму
Валентные возможности атома азота
Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:
Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH3), азотистой кислоты (HNO2), треххлористого азота (NCl3) и т.д.
Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор( ) предоставляет ее другому атому с вакантной ( ) орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:
Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.
Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d-подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO3 или оксида азота N2O5? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:
Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π-связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O3, бензола C6H6 и т.д.
em>Резюмируя информацию по валентным возможностям атома азота:
1) Для азота возможны валентности I, II, III и IV
2) Валентности V у азота не бывает!
3) В молекулах азотной кислоты и оксида азота N2O5 азот имеет валентность IV, а степень окисления +5 (!).
4) В соединениях, в которых атом азота четырехвалентен, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму (соли аммония NH4+, азотная кислота и д.р).
Валентные возможности фосфора
Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:
Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.
Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d-подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.
В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s-орбитали:
Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.
Валентные возможности атома кислорода
Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:
Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).
Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d-подуровня, распаривание электронов s и p-орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.
Таким образом, кислород практически всегда имеет валентность, равную II, однако в некоторых частицах он трехвалентен, в частности, в молекуле угарного газа C≡O. В случае, когда кислород имеет валентность III, одна из ковалентных связей образована по донорно-акцепторному механизму.
Валентные возможности атома серы
Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:
У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H2S.
Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d-подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p-подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:
В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO2, SF4, SOCl2 и т.д.
При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s-подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:
В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO3, H2SO4, SO2Cl2 и т.д.
Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/
Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь.
Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь.
Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).
Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.
Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:
E(XY) < E(X) + E(Y)
По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.
Упрощенно можно считать, что в основе химических связей лежат электростатические силы, обусловленные взаимодействиями положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.
В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными. Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s-орбитали и 1 на 2p-орбитали:
При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.
Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.
В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.
Ковалентная связь
Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:
Примеры веществ с ковалентной полярной связью:
СCl4, H2S, CO2, NH3, SiO2 и т.д.
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:
Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.
Также существует и донорно-акцепторный механизм.
При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.
Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH4+:
Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.
Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:
HI < HBr < HCl < HF
Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.
Ионная связь
Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом, а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом.
Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.
Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:
Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.
При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.
Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.
Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.
Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F−, Cl−, S2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO3−, SO42-, PO43-, OH−). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na2SO4, Cu(NO3)2, (NH4)2SO4), Ca(OH)2, NaOH).
Металлическая связь
Данный тип связи образуется в металлах.
У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.
Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:
М0 — ne− = Mn+ , где М0 – нейтральный атом металла, а Mn+ катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.
То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.
Водородная связь
Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.
Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:
Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/
Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.
Медь Cu, цинк Zn, железо Fe и хром Сr относятся к переходным металлам, являются представителями d-элементов. В таблице Менделеева находятся в побочных (Б) подгруппах.
Медь
Медь Cu расположена в IБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня записывается как 3d104s1, в ее случае наблюдается, так называемый, «проскок электрона». Наиболее устойчивая степень окисления меди равна +2, но встречаются также и соединения, содержащие медь в степени окисления +1. Медь образует оксиды Сu2О и СuО, которым соответствуют гидроксиды СuОН и Сu(ОН)2. Оксид и гидроксид меди (I) – Сu2О и СuОН обладают основными свойствами, в то время как оксид меди (II) СuО и гидроксид меди (II) Cu(ОН)2 являются амфотерными, с преобладанием основных свойств.
Цинк
Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможно только одна единственная степень окисления равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.
Хром
Химический элемент хром Cr находится в VIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов хрома в основном состоянии 3d54s1 . Как и в случае с медью, здесь также наблюдается «проскок» электрона. Для хрома кроме нуля возможны три степени окисления: +2, +3 и +6. Повышение степени окисления хрома приводит к возрастанию его кислотных свойств, или, что то же самое, уменьшению основных. Оксид хрома (II) СгО проявляет основные свойства – ему соответствует основание Сг(ОН)2, оксид хрома (III) Сг2О3 обладает амфотерными свойствами – ему соответствует амфотерный гидроксид хрома (III) Сг(ОН)3, а вот оксид хрома (VI) СгО3 — типичный кислотный оксид, ему соответствуют сразу две сильных кислоты — хромовая Н2СгО4, и дихромовая Н2Cr2О7. Наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения, содержащие хром в степени окисления +2 являются сильными восстановителями, а соединения хрома (VI) — сильными окислителями.
Железо
Железо Fe находится в VІIIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя в основном состоянии 3d64s2. В соединениях железо может проявлять степени окисления равные +2, +3 и +6. Наиболее устойчивой является степень окисления железа +3, соединения, содержащие железо в степени окисления +6 являются крайне сильными окислителями и относительно устойчивы только в сильнощелочных средах. Оксида и гидроксид железа (II) FeО и железа (II) Fe(ОН)2 обладают основными свойствами; в то время, как оксид железа (III) Fe2О3 и гидроксид железа (III) Fe(ОН)3 проявляют некоторые амфотерные свойства с преобладанием основных.
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/
Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.
Элементы IA группы
В IA группу (главная подгруппа первой группы) таблицы Менделеева входят металлы — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Традиционно, данные элементы называют щелочными металлами (ЩМ), так как их простые вещества образуют при взаимодействии с водой едкие щелочи. Последний из известных представителей группы щелочных металлов (Fr) является радиоактивным элементом, в связи с чем его химические свойства изучены недостаточно: период полураспада его наиболее долгоживущего изотопа 223Fr составляет всего лишь около 22 мин.
Электронные формулы, а также некоторые свойства щелочных металлов представлены в таблице ниже:
| Свойство | Li | Na | К | Rb | Cs | Fr |
| Заряд ядра Z | 3 | 11 | 19 | 37 | 55 | 87 |
| Электронная конфигурация в основном состоянии | [He]2s1 | [Ne]3s1 | [Аr]4s1 | [Kr]5s1 | [Хе]6s1 | [Rn]7s1 |
| Металлический радиус rмет, нм | 0,152 | 0,186 | 0,227 | 0,248 | 0,265 | 0,270 |
| Ионный радиус rион*, нм | 0,074 | 0,102 | 0,138 | 0,149 | 0,170 | 0,180 |
| Радиус гидратированного иона,rион , нм | 0,340 | 0,276 | 0,232 | 0,228 | 0,228 | — |
| Энергия ионизации, кДж/моль: I1 I2 | 520,2 7298 | 495,8 4562 | 418,8 3052 | 403,0 2633 | 375,7 2234 | (380) (2100) |
| Электроотрицательность | 0,98 | 0,93 | 0,82 | 0,82 | 0,79 | 0,70 |
При движении вниз по IA группе возрастает радиус атомов металлов (rмет), что, собственно, характерно для любых элементов всех главных подгрупп. Относительно малое увеличение радиуса при переходе от K к Rb и далее к Cs обусловлено заполнением 3d- и 4d-подуровней соответственно.
Ионные радиусы ЩМ существенно меньше металлических, что связано с потерей единственного валентного электрона. Они также закономерно возрастают от Li+ к Cs+. Размеры же гидратированных катионов изменяются в противоположном направлении, что объясняется в рамках простейшей электростатической модели. Наименьший по размеру ион Li+ лучше катионов остальных щелочных металлов притягивает к себе полярные молекулы воды, образуя наиболее толстую гидратную оболочку. Исследования показали, что в водном растворе катион лития Li+ окружен 26 молекулами воды, из которых только 4 находятся в непосредственном контакте с ионом лития (первой координационной сфере). По этой причине многие соли лития, например, хлорид, перхлорат и сульфат, а также гидроксид выделяются из водных растворов в виде кристаллогидратов. Хлорид LiCl·Н2O теряет воду при температуре 95 °С, LiOH·Н2O — при 110°С, а LiClO4·Н2O — только при температуре выше 150°С. С увеличением ионного радиуса катиона щелочного металла сила его электростатического взаимодействия с молекулами воды ослабевает, что приводит к снижению толщины гидратной оболочки и, как следствие, радиуса гидратированного иона [М(Н2O)n] (где n = 17, 11, 10, 10 для М+ = Na+, К+, Rb+, Cs+ соответственно).
Внешний энергетический уровень атома ЩМ содержит один единственный электрон, который слабо связан с ядром, о чем говорят низкие значения энергии ионизации I1. Атомы щелочных металлов легко ионизируются с образованием катионов М+, входящих в состав практически всех химических соединений этих элементов. Значения I2 для всех щелочных металлов настолько высоки, что в реально осуществимых условиях ион М2+ не образуется. Электроотрицательность щелочных элементов мала, их соединения с наиболее электроотрицательными элементами (хлор, кислород, азот)имеют ионное строение, как минимум в кристаллическом состоянии.
Маленький радиус иона Li+ и высокая плотность заряда, являются причиной того, что соединения лития оказываются схожими по свойствам аналогичным соединениям магния (диагональное сходство) и в то же время отличаются от соединений остальных ЩМ.
Элементы IIA группы
В IIA группу Периодической системы элементов входят бериллий Ве, магний Мg и четыре щелочноземельных металла (ЩЗМ): кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra, оксиды которых, раньше называемые «землями», при взаимодействии с водой образуют щелочи. Радий — радиоактивный элемент (α-распад, период полураспада примерно 1600 лет).
Электронная конфигурация и некоторые свойства элементов второй группы приведены в таблице ниже.
По электронному строению атомов элементы второй группы близки щелочным металлам. Они имеют конфигурацию благородного газа, дополненную
| Свойство | Be | Mg | Ca | Sr | Ba | Ra |
| Заряд ядра Z | 4 | 12 | 20 | 38 | 56 | 88 |
| Электронная конфигурация в основном состоянии | [He]2s2 | [Ne]3s2 | [Ar]4s2 | [Kr]5s2 | [Xe]6s2 | [Rn]7s2 |
| Металлический радиус rмет, нм | 0,112 | 0,160 | 0,197 | 0,215 | 0,217 | 0,223 |
| Ионный радиус rион*, нм | 0,027 | 0,72 | 0,100 | 0,126 | 0,142 | 0,148 |
| Энергия ионизации, кДж/моль:
I1 I2 I3 |
899,5 1757 14850 | 737,7 1451 7733 | 589,8 1145 4912 | 549,5 1064 4138 | 502,8 965 3619 | 509,3 979 3300 |
| Электроотрицательность | 1,57 | 1,31 | 1,00 | 0,95 | 0,89 | 0,90 |
двумя s-электронами на внешнем уровне. В то же время от элементов первой группы они отличаются более высокими значениями энергии ионизации, убывающими в ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва. Эта тенденция нарушается при переходе от бария к радию: повышениe П и І, для Rа по сравнению с Ва объясняется эффектом инертной 6s2-пары.
Следует отметить, что в то время как для щелочных металлов характерна значительная разница между I1 и I2 для элементов второй группы подобный скачок наблюдается между I2 и I3. Именно поэтому щелочные металлы в сложных веществах проявляют только степень окисления +1, а элементы второй группы +2. Наличие единственной положительной степени окисления и невозможность восстановления ионов M2+ в водной среде придает большое сходство всем металлам s-блока.
Изменение свойств по группе следует общим закономерностям, рассмотренным на примере щелочных металлов. Элемент второго периода бериллий, подобно элементу первой группы литию, значительно отличается по своим свойствам от других элементов второй группы. Так, ион Be2+ благодаря чрезвычайно малому ионному радиусу (0,027 нм), высокой плотности заряда, большим значениям энергий атомизации и ионизации оказывается устойчивым лишь в газовой фазе при высоких температурах. Поэтому химическая связь в бинарных соединениях бериллия даже с наиболее электроотрицательными элементами (кислород, фтором) обладает высокой долей ковалентности. Химия водных растворов бериллия также имеет свою специфику: в первой координационной сфере бериллия могут находиться лишь четыре лиганда ([Be(H2O)4]2+, (Bе(OH)4]—), что связано с малым ионным радиусом металла и отсутствием d-орбиталей.
Щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ва, Ra) образуют единое семейство элементов, в пределах которого некоторые свойства (энергия гидратации, растворимость и термическая устойчивость солей) меняются монотонно с увеличением ионного радиуса, а многие их соединения являются изоморфными.
Элементы IIIA группы
Элементы IIIA группы: бор В, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl — имеют мало стабильных изотопов, что характерно для атомов с нечетными порядковыми номерами. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня в основном состоянии ns2nр1 характеризуется наличием одного неспаренного электрона. В возбужденном состоянии элементы IIIA группы содержат три неспаренных электрона, которые, находясь в sp2-гибридизации, принимают участие в образовании трех ковалентных связей. При этом у атомов остается одна незанятая орбиталь. Поэтому многие ковалентные соединения элементов IIIA группы являются акцепторами электронной пары (кислоты Льюиса), т.е. могут образовывать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, создавая которую, они изменяют геометрию своего окружения — она из плоской становится тетраэдрической (состояние sp3-гибридизации). Бор сильно отличается по свойствам от других элементов IIIA группы. Он является единственным неметаллом, химически инертен и образует ковалентные связи со фтором, азотом, углеродом и т.д. Химия бора более близка химии кремния, в этом проявляется Диагональное сходство. У атомов алюминия и его тяжелых аналогов появляются вакантные d-орбитали, возрастает радиус атома. Галлий, индий и таллий расположены в Периодической системе сразу за металлами d-блока, поэтому их часто называют постпереходными элементами. Заполнение d-оболочки сопровождается последовательным сжатием атомов, в 3d-pяду оно оказывается настолько сильным, что нивелирует возрастание радиуса при появлении четвертого энергетического уровня. В результате d-сжатия ионные радиусы алюминия и галлия близки, а атомный радиус галлия даже меньше, чем алюминия.
Для таллия, свинца, висмута и полония наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +1, +2, +3, +4 соответственно.
| Свойство | B | Al | Ga | In | Tl |
| Заряд ядра Z | 5 | 13 | 31 | 49 | 81 |
| Электронная конфигурация в основном состоянии | [He]2s22p1 | [Ne]3s23p1 | [Ar]3d104s24p1 | [Kr]4d105s25p1 | [Xe]4f145d106s26p1 |
| Атомный радиус, нм | 0,083 | 0,143 | 0,122 | 0,163 | 0,170 |
| Энергия ионизации, кДж/моль: I1 I2 I3 | 801 2427 3660 | 577 1817 2745 | 579 1979 2963 | 558 1821 2704 | 589 1971 2878 |
| Электроотрицательность | 2,04 | 1,61 | 1,81 | 1,78 | 2,04 |
Для соединений элементов IIIA группы наиболее характерна степень окисления +3. В ряду бор-алюминий-галлий-индий-таллий устойчивость таких соединений уменьшается, а устойчивость соединений со степенью окисления +1, напротив, увеличивается. Энергия связи М—Hal в галогенидах последних при переходе от легких к более тяжелым элементам М уменьшаются, амфотерные свойства оксидов и гидроксидов смещаются в сторону большей основности, склонность катионов к гидролизу (взаимодействию с водой) ослабевает.
Химия индия и особенно галлия вообще очень близка химии алюминия. Соединения этих металлов в низших степенях окисления (Ga2O, Ga2S, InCl и др.) в водных растворах диспропорционируют. Для таллия состояние +1, напротив, является наиболее устойчивым из-за инертности электронной пары 6s2.
Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам периодической таблицы химических элементов
Периодический закон изменения свойств химических элементов был открыт в 1869 году великим русским ученым Д.И. Менделеевым и в первоначальной формулировке звучал следующим образом:
«… свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Атомным весом в те времена называли атомную массу химического элемента. Следует отметить, что в то время не было ничего известно о реальном строении атома и господствовала идея о его неделимости, в связи с чем Д.И. Менделеев сформулировал свой закон периодичного изменения свойств химических элементов и образованных ими соединений исходя из массы атомов. Позже после установления строения атома закон был сформулирован в следующей формулировке актуальной и в настоящий момент.
Свойства атомов химических элементов и образованных ими простых веществ находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.
Графическим изображением периодического закона Д.И. Менделеева можно считать периодическую таблицу химических элементов, впервые построенную самим великим химиком, но несколько усовершенствованную и доработанную последующими исследователями. Фактически используемый в настоящее время вариант таблицы Д.И. Менделеева отражает современные представления и конкретные знания о строении атомов разных химических элементов.
Рассмотрим более детально современный вариант периодической системы химических элементов:
В таблице Д.И. Менделеева можно видеть строки, называемые периодами; всего их насчитывается семь. Фактически номер периода отражает число энергетических уровней, на которых расположены электроны в атоме химического элемента. Например, такие элементы, как фосфор, сера и хлор, обозначаемые символами P, S, и Cl, находятся в третьем периоде. Это говорит о том, что электроны в этих атомах расположены на трех энергетических уровнях или, если говорить более упрощенно, образуют трехслойную электронную оболочку вокруг ядер.
Каждый период таблицы, кроме первого, начинается щелочным металлом и заканчивается благородным (инертным) газом.
Все щелочные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего электронного слоя ns1, а благородные газы — ns2np6, где n – номер периода, в котором находится конкретный элемент. Исключением из благородных газов является гелий (He) с электронной конфигурацией 1s2 .
Также можно заметить, что помимо периодов таблица делится на вертикальные столбцы — группы, которых насчитывается восемь. Большинство химических элементов имеет равное номеру группы количество валентных электронов. Напомним, что валентными электронами в атоме называются те электроны, которые принимают участие в образовании химических связей.
В свою очередь, каждая группа в таблице делится на две подгруппы – главную и побочную.
Для элементов главных групп количество валентных электронов всегда равно номеру группы. Например, у атома хлора, расположенного в третьем периоде в главной подгруппе VII группы, количество валентных электронов равно семи:
Элементы побочных групп имеют в качестве валентных электроны внешнего уровня или нередко электроны d-подуровня предыдущего уровня. Так, например, хром, находящийся в побочной подгруппе VI группы, имеет шесть валентных электронов – 1 электрон на 4s-подуровне и 5 электронов на 3d-подуровне:
Общее количество электронов в атоме химического элемента равно его порядковому номеру. Другими словами, общее количество электронов в атоме с номером элемента возрастает. Тем не менее, количество валентных электронов в атоме изменяется не монотонно, а периодически – от 1-го у атомов щелочных металлов до 8-ми для благородных газов.
Иными словами, причина периодического изменения каких-либо свойств химических элементов связана с периодическими изменениями в строении электронных оболочек.
При движении вниз по подгруппе атомные радиусы химических элементов возрастают ввиду увеличения количества электронных слоев. Тем не менее, при движении по одному ряду слева направо, то есть с ростом количества электронов для элементов, расположенных в одном ряду, происходит уменьшение радиуса атома. Данный эффект объясняется тем, что при последовательном заполнении одной электронной оболочки атома ее заряд, как и заряд ядра, увеличивается, что приводит к усилению взаимного притяжения электронов, в результате чего электронная оболочка «поджимается» к ядру:
Вместе с тем, внутри одного периода с ростом количества электронов происходит уменьшение радиуса атома, а также возрастает энергия связи каждого электрона внешнего уровня с ядром. Это означает, что, например, ядро атома хлора будет удерживать электроны своего внешнего уровня намного сильнее, чем ядро атома натрия единственный электрон внешнего электронного уровня. Более того, при столкновении атома натрия и хлора хлор «отберет» единственный электрон у атома натрия, то есть электронная оболочка хлора станет такой же, как у благородного газа аргона, а у натрия — такой же, как у благородного газа неона. Способность атома какого-либо химического элемента оттягивать на себя «чужие» электроны при столкновении с атомами другого химического элемента называется электроотрицательностью. Более подробно про электроотрицательность будет рассказано в главе, посвященной химическим связям, но нужно отметить, что, электроотрицательность, как и многие другие параметры химических элементов, также подчиняется периодическому закону Д.И. Менделеева. Внутри одной подгруппы химических элементов электроотрицательность убывает, а при движении по ряду одного периода вправо электроотрицательность возрастает.
Следует усвоить один полезный мнемонический прием, позволяющий восстановить в памяти то, как меняются те или иные свойства химического элемента. Заключается он в следующем. Представим себе циферблат обычных круглых часов. Если его центр поместить в правый нижний угол таблицы Д.И. Менделеева, то свойства химических элементов будут однообразно изменяться при движении по ней вверх и вправо (по часовой стрелке) и противоположно вниз и влево (против часовой стрелки):
Попробуем применить данный прием к размеру атома. Допустим, что вы точно помните, что при движении вниз по подгруппе в таблице Д.И. Менделеева радиус атома увеличивается, поскольку растет число электронных оболочек, но напрочь забыли, как изменяется радиус при движении влево и вправо.
Тогда нужно действовать следующим образом. Поставьте большой палец правой руки в правый нижний угол таблицы. Движение вниз по подгруппе будет совпадать с движением указательного пальца против часовой стрелки, как и движение влево по периоду, то есть радиус атома при движении влево по периоду, как и при движении вниз по подгруппе, увеличивается.
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов.
Химия — наука о веществах, их свойствах и превращениях.
Химическими веществами называют то, из чего состоит окружающий нас мир.
Свойства каждого химического вещества делятся на два типа: это химические, которые характеризуют его способность образовывать другие вещества, и физические, которые объективно наблюдаются и могут быть рассмотрены в отрыве от химических превращений. Так, например, физическими свойствами вещества являются его агрегатное состояние (твердое, жидкое или газообразное), теплопроводность, теплоемкость, растворимость в различных средах (вода, спирт и др.), плотность, цвет, вкус и т.д.
Превращения одних химических веществ в другие вещества называют химическими явлениями или химическими реакциями. Следует отметить, что существуют также и физические явления, которые, очевидно, сопровождаются изменением каких-либо физических свойств вещества без его превращения в другие вещества. К физическим явлениям, например, относятся плавление льда, замерзание или испарение воды и др.
О том, что в ходе какого-либо процесса имеет место химическое явление, можно сделать вывод, наблюдая характерные признаки химических реакций, такие как изменение цвета, образование осадка, выделение газа, выделение теплоты и (или) света.
Так, например, вывод о протекании химических реакций можно сделать, наблюдая:
— образование осадка при кипячении воды, называемого в быту накипью;
— выделение тепла и света при горении костра;
— изменение цвета среза свежего яблока на воздухе;
— образование газовых пузырьков при брожении теста и т.д.
Мельчайшие частицы вещества, которые в процессе химических реакций практически не претерпевают изменений, а лишь по-новому соединяются между собой, называются атомами.
Сама идея о существовании таких единиц материи возникла еще в древней Греции в умах античных философов, что собственно и объясняет происхождение термина «атом», поскольку «атомос» в буквальном переводе с греческого означает «неделимый».
Тем не менее, вопреки идее древнегреческих философов, атомы не являются абсолютным минимумом материи, т.е. сами имеют сложное строение.
Каждый атом состоит из так называемых субатомных частиц – протонов, нейтронов и электронов, обозначаемых соответственно символами p+, no и e−. Надстрочный индекс в используемых обозначениях указывает на то, что протон имеет единичный положительный заряд, электрон – единичный отрицательный заряд, а нейтрон заряда не имеет.
Что касается качественного устройства атома, то у каждого атома все протоны и нейтроны сосредоточены в так называемом ядре, вокруг которого электроны образуют электронную оболочку.
Протон и нейтрон обладают практически одинаковыми массами, т.е. mp ≈ mn , а масса электрона почти в 2000 раз меньше массы каждого из них, т.е. mp/me ≈ mn/me ≈ 2000.
Поскольку фундаментальным свойством атома является его электронейтральность, а заряд одного электрона равен заряду одного протона, из этого можно сделать вывод о том, что количество электронов в любом атоме равно количеству протонов.
Так, например, в таблице ниже представлен возможный состав атомов:
| атом1 | атом2 | атом3 | атом4 | |
| ядро | 1p+ | 1p+, 1n0 | 4p+, 3n0 | 4p+, 4n0 |
| оболочка | 1e− | 1e− | 4e− | 4e− |
Вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. с одинаковым числом протонов в их ядрах, называют химическим элементом. Таким образом, из таблицы выше можно сделать вывод о том, что атом1 и атом2 относятся в одному химическому элементу, а атом3 и атом4 — к другому химическому элементу.
Каждый химический элемент имеет свое название и индивидуальный символ, который читается определенным образом. Так, например, самый простой химический элемент, атомы которого содержат в ядре только один протон, имеет название «водород» и обозначается символом «Н», что читается как «аш», а химический элемент с зарядом ядра +7 (т.е. содержащий 7 протонов) — «азот», имеет символ «N» , который читается как «эн».
Как можно заметить из представленной выше таблицы, атомы одного химического элемента могут отличаться количеством нейтронов в ядрах.
Атомы, относящиеся к одному химическому элементу, но имеющие разное количество нейтронов и, как следствие массу, называют изотопами.
Так, например, химический элемент водород имеет три изотопа – 1Н, 2Н и 3Н. Индексы 1, 2 и 3 сверху от символа Н означают суммарное количество нейтронов и протонов. Т.е. зная, что водород – это химический элемент, который характеризуется тем, что в ядрах его атомов находится по одному протону, можно сделать вывод о том, что в изотопе 1Н вообще нет нейтронов (1-1=0), в изотопе 2Н – 1 нейтрон (2-1=1) и в изотопе 3Н – два нейтрона (3-1=2). Поскольку, как уже было сказано, нейтрон и протон имеют одинаковые массы, а масса электрона по сравнению с ними пренебрежимо мала, это значит, что изотоп 2Н практически в два раза тяжелее изотопа 1Н, а изотоп 3Н — и вовсе в три раза. В связи с таким большим разбросом масс изотопов водорода изотопам 2Н и 3Н даже были присвоены отдельные индивидуальные названия и символы, что не характерно больше ни для одного другого химического элемента. Изотопу 2Н дали название дейтерий и присвоили символ D, а изотопу 3Н дали название тритий и присвоили символ Т.
Если принять массу протона и нейтрона за единицу, а массой электрона пренебречь, фактически верхний левый индекс помимо суммарного количества протонов и нейтронов в атоме можно считать его массой, в связи с чем этот индекс называют массовым числом и обозначают символом А. Поскольку за заряд ядра любого атома отвечают протоны, а заряд каждого протона условно считается равным +1, количество протонов в ядре называют зарядовым числом (Z). Обозначив количество нейтронов в атоме буквой N, математически взаимосвязь между массовым числом, зарядовым числом и количеством нейтронов можно выразить как:
Согласно современным представлениям, электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он обладает свойствами как частицы, так и волны. Подобно частице, электрон имеет массу и заряд, но в то же время поток электронов, подобно волне, характеризуется способностью к дифракции.
Для описания состояния электрона в атоме используют представления квантовой механики, согласно которым электрон не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью.
Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью.
Атомная орбиталь может обладать различной формой, размером и ориентацией. Также атомную орбиталь называют электронным облаком.
Графически одну атомную орбиталь принято обозначать в виде квадратной ячейки:
Квантовая механика имеет крайне сложный математический аппарат, поэтому в рамках школьного курса химии рассматриваются только лишь следствия квантово-механической теории.
Согласно этим следствиям, любую атомную орбиталь и находящийся на ней электрон полностью характеризуют 4 квантовых числа.
- Главное квантовое число – n — определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Диапазон значений главного квантового числа – все натуральные числа, т.е. n = 1,2,3,4, 5 и т.д.
- Орбитальное квантовое число — l – характеризует форму атомной орбитали и может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1, где n, напомним, — это главное квантовое число.
Орбитали с l = 0 называют s-орбиталями. s-Орбитали имеют сферическую форму и не обладают направленностью в пространстве:
Орбитали с l = 1 называются p-орбиталями. Данные орбитали обладают формой трехмерной восьмерки, т.е. формой, полученной вращением восьмерки вокруг оси симметрии, и внешне напоминают гантель:
Орбитали с l = 2 называются d-орбиталями, а с l = 3 – f-орбиталями. Их строение намного более сложное.
3) Магнитное квантовое число – ml – определяет пространственную ориентацию конкретной атомной орбитали и выражает проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля. Магнитное квантовое число ml соответствует ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля и может принимать любые целочисленные значения от –l до +l, включая 0, т.е. общее количество возможных значений равно (2l+1). Так, например, при l = 0 ml = 0 (одно значение), при l = 1 ml = -1, 0, +1 (три значения), при l = 2 ml = -2, -1, 0, +1, +2 (пять значений магнитного квантового числа) и т.д.
Так, например, p-орбитали, т.е. орбитали с орбитальным квантовым числом l = 1, имеющие форму «трехмерной восьмерки», соответствуют трем значениям магнитного квантового числа (-1, 0, +1), что, в свою очередь, соответствует трем перпендикулярным друг другу направлениям в пространстве.
4) Спиновое квантовое число (или просто спин) — ms — условно можно считать отвечающим за направление вращения электрона в атоме, оно может принимать значения . Электроны с разными спинами обозначают вертикальными стрелками, направленными в разные стороны: ↓ и ↑.
Совокупность всех орбиталей в атоме, имеющих одно и то же значение главного квантового числа, называют энергетическим уровнем или электронной оболочкой. Любой произвольный энергетический уровень с некоторым номером n состоит из n2 орбиталей.
Множество орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа и орбитального квантового числа представляет собой энергетический подуровень.
Каждый энергетический уровень, которому соответствует главное квантовое число n, содержит n подуровней. В свою очередь, каждый энергетический подуровень с орбитальным квантовым числом l, состоит из (2l+1) орбиталей. Таким образом, s-подуровень состоит из одной s-орбитали, p-подуровень – трех p-орбиталей, d-подуровень – пяти d-орбиталей, а f-подуровень — из семи f-орбиталей. Поскольку, как уже было сказано, одна атомная орбиталь часто обозначается одной квадратной ячейкой, то s-, p-, d- и f-подуровни можно графически изобразить следующим образом:
Каждой орбитали соответствует индивидуальный строго определенный набор трех квантовых чисел n, l и ml.
Распределение электронов по орбиталям называют электронной конфигурацией.
Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:
- Принцип минимума энергии: электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией. Последовательность подуровней в порядке увеличения их энергий выглядит следующим образом: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Для того чтобы проще запомнить данную последовательность заполнения электронных подуровней, весьма удобна следующая графическая иллюстрация:
- Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов.
Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два, то их называют электронной парой.
- Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома является такое, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.
Фактически вышесказанное означает то, что, например, размещение 1-го, 2-х, 3-х и 4-х электронов на трех орбиталях p-подуровня будет осуществляться следующим образом:
Заполнение атомных орбиталей от водорода, имеющего зарядовое число равное 1, до криптона (Kr) с зарядовым числом 36 будет осуществляться следующим образом:
Подобное изображение порядка заполнения атомных орбиталей называется энергетической диаграммой. Исходя из электронных диаграмм отдельных элементов, можно записать их так называемые электронные формулы (конфигурации). Так, например, элемент с 15ю протонами и, как следствие, 15ю электронами, т.е. фосфор (P), будет иметь следующий вид энергетической диаграммы:
При переводе в электронную формулу атома фосфора примет вид:
15P = 1s22s22p63s23p3
Цифрами нормального размера слева от символа подуровня показан номер энергетического уровня, а верхними индексами справа от символа подуровня показано количество электронов на соответствующем подуровне.
Ниже приведены электронные формул первых 36 элементов периодической системы Д.И. Менделеева.
| период | № элемента | символ | название | электронная формула |
| I | 1 | H | водород | 1s1 |
| 2 | He | гелий | 1s2 | |
| II | 3 | Li | литий | 1s22s1 |
| 4 | Be | бериллий | 1s22s2 | |
| 5 | B | бор | 1s22s22p1 | |
| 6 | C | углерод | 1s22s22p2 | |
| 7 | N | азот | 1s22s22p3 | |
| 8 | O | кислород | 1s22s22p4 | |
| 9 | F | фтор | 1s22s22p5 | |
| 10 | Ne | неон | 1s22s22p6 | |
| III | 11 | Na | натрий | 1s22s22p63s1 |
| 12 | Mg | магний | 1s22s22p63s2 | |
| 13 | Al | алюминий | 1s22s22p63s23p1 | |
| 14 | Si | кремний | 1s22s22p63s23p2 | |
| 15 | P | фосфор | 1s22s22p63s23p3 | |
| 16 | S | сера | 1s22s22p63s23p4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s22s22p63s23p5 | |
| 18 | Ar | аргон | 1s22s22p63s23p6 | |
| IV | 19 | K | калий | 1s22s22p63s23p64s1 |
| 20 | Ca | кальций | 1s22s22p63s23p64s2 | |
| 21 | Sc | скандий | 1s22s22p63s23p64s23d1 | |
| 22 | Ti | титан | 1s22s22p63s23p64s23d2 | |
| 23 | V | ванадий | 1s22s22p63s23p64s23d3 | |
| 24 | Cr | хром | 1s22s22p63s23p64s13d5 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень | |
| 25 | Mn | марганец | 1s22s22p63s23p64s23d5 | |
| 26 | Fe | железо | 1s22s22p63s23p64s23d6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s22s22p63s23p64s23d7 | |
| 28 | Ni | никель | 1s22s22p63s23p64s23d8 | |
| 29 | Cu | медь | 1s22s22p63s23p64s13d10 здесь наблюдается проскок одного электрона с s на d подуровень | |
| 30 | Zn | цинк | 1s22s22p63s23p64s23d10 | |
| 31 | Ga | галлий | 1s22s22p63s23p64s23d104p1 | |
| 32 | Ge | германий | 1s22s22p63s23p64s23d104p2 | |
| 33 | As | мышьяк | 1s22s22p63s23p64s23d104p3 | |
| 34 | Se | селен | 1s22s22p63s23p64s23d104p4 | |
| 35 | Br | бром | 1s22s22p63s23p64s23d104p5 | |
| 36 | Kr | криптон | 1s22s22p63s23p64s23d104p6 |
Как уже было сказано, в основном своем состоянии электроны в атомных орбиталях расположены согласно принципу наименьшей энергии. Тем не менее, при наличии пустых p-орбиталей в основном состоянии атома, нередко, при сообщении ему избыточной энергии атом можно перевести в так называемое возбужденное состояние. Так, например, атом бора в основном своем состоянии имеет электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму следующего вида:
5B = 1s22s22p1
А в возбужденном состоянии (*), т.е. при сообщении некоторой энергии атому бора, его электронная конфигурация и энергетическая диаграмма будут выглядеть так:
5B* = 1s22s12p2
В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется последним, химические элементы делят на s, p, d или f.
Нахождение s, p, d и f-элементов в таблице Д.И. Менделеева:
- У s-элементов последний заполняемый s-подуровень. К данным элементам относятся элементы главных (слева в ячейке таблицы) подгрупп I и II групп.
- У p-элементов заполняется p-подуровень. К p-элементам относят последние шесть элементов каждого периода, кроме первого и седьмого, а также элементы главных подгрупп III-VIII групп.
- d-Элементы расположены между s – и p-элементами в больших периодах.
- f-Элементы называют лантаноидами и актиноидами. Они вынесены вниз таблицы Д.И. Менделеева.
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/