Строение атома с точки зрения периодической системы

1.Периодический закон Д.И. Менделеева, его современная формулировка. Структура периодической системы с точки зрения строения атома. Периодичность изменения свойств атомов: энергия ионизации, электроотрицательность, энергия сродства к электрону. Основные классы химических соединений. Классификация биогенных элементов. Качественное и количественное содержание макро- и микроэлементов в организме человека. Элементы — органогены.

Периодический закон Д.И. Менделеева: Химические свойства атома или элемента находяться в периодической зависимости от строения атомного ядра или Св-ва химических элементов, а также формы и св-ва соединений элементов находяться в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Структура периодической системы с точки зрения строения атома: В 1869 г. Д.И. Менделеев обнаружил природную связь и объединил все элементы, открыв периодический закон. Физический смысл периодического закона: Порядковый номер элемента равен заряду ядра атома; Элементы в периодической системе размещены в порядке возрастания ядер их атомов; Кол-во протонов и ионов равно порядковому номеру; Кол-во нейтронов равно разности между нуклонным числом и протонным числом. Периодическая система состоит из рядов, периодов и групп. Периоды бывают малые (содержат по 8 элементов), (1, 2, 3) и большие (содержат 18 и более элементов), (4, 5, 6, и 7-ой не завершённый). Состоят из 2-х рядов: чётный содержит только металлы, а не чётнный содержит металлы и неметаллы.

Периодичность изменения свойств атомов: энергия ионизации-это минимальная энергия необхадимая для отщепления электрона от невозбуждеённого атома и преобразование его на катион.

Электронегативность — это электрооотрицательность — относительная способность его атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами.

Энергия сродства к электрону. Определение: энергия, которая выделяется (реже поглощается) при присоединении электрона к атому. Э0+е?Э- rат.

Периодический закон Д.И.Менделеева и его трактовка с точки зрения современной теории строения атомов .

На момент создания периодического закона :

1)было открыто не все химические элементы

2)для многих элементов значение атомных масс были определенны неправильно

3) некоторые химические елементы и их соединения были недостаточно выучены

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица химических елементов.В процессе написания таблицы. Д. И. Менделееву приходилось оставлять места ( незаполненные клетки ) для не открытых на тот момент элементов. Формулировка периодического закона, данная Д.И. Менделеевым, гласила: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс этих элементов. Современная формулировка гласит: свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра этих элементов.Такое уточнение потребовалось, поскольку к моменту установления Менделеевым периодического закона еще не было известно о строении атома. После выяснения строения атома и установления закономерностей размещения электронов по электронным уровням стало ясно, что периодическая повторяемость свойств элементов связана с повторяемостью строения электронных оболочек.

69. Периодическая система элементов и ее структура .

Периодическая система химических элементов — естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г.. В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. — периодической.

Число элементов в современной Периодической системе почти вдвое больше, чем было известно 60-х годах XIX в. (на сегодняшний день — 113), однако ее структура со времен Менделеева почти не изменилась. Хотя за всю историю Периодической системы было опубликовано более 50 различных вариантов ее изображения, наиболее популярными являются предложенные Менделеевым короткопериодная и длиннопериодная формы.

Главный принцип построения Периодической системы — выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом). Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселениеs— и р-подуровней — s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни — d-элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d-элементов (у которых заполняются пять d-орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. Однако традиционно используется нумерация групп лишь до восьми, поэтому число групп d-элементов расширяется за счет введения дополнительных цифр — это IБ-VIIБ, VIIIБ0, VIIIБ1 и VIIIБ2-группы. Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов.

Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.

Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня

Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

70. Периодический характер изменения свойств элементов периодической системы .

В 1869 г. Менделеев открыл периодический закон изменения химических и физических свойств элементов в зависимости от их атомных масс. Если расположить химические элементы в порядке возрастания их атомных масс, то периодически, через правильные промежутки, называемые периодами, элементы, оказавшиеся в таблице Менделеева в одном вертикальном ряду ( группе элементов), обнаруживают сходные физико-химические свойства. Однако сам Менделеев, расположив известные в его время 64 химических элемента в таблицу, отражающуюпериодическое изменение химических свойств элементов, был в ряде случаев вынужден отступить от принципа возрастания атомных масс. Менделеев ввел понятие о порядковом номере элемента, и, расположив химические элементы в порядке возрастания их номера, получил полную периодичность в изменении химических свойств элементов.

Рассмотрим элементы первого периода. Периоды ­ — это горизонтальные последовательности химических элементов. И в атоме водорода (Н) и в атоме гелия (Не) все электроны находятся на первом электронном уровне. У атома водорода заряд ядра +1 и на первом электронном слое находится 1 электрон. У атома гелия заряд ядра +2, и на первом электронном слое находится 2 отрицательно заряженных электрона. Попробуем понять в каком случае притяжение между ядром и электронами будет сильнее. Логично, что 2 больше, чем один. Значит электроны в атоме гелия притягиваются сильнее. Это означает, что они будут ближе находиться к ядру. Следовательно размер гелия будет меньше ,будет меньше и его радиус.

Такая же закономерность будет повторяться в первом, втором и во всех последующих периодах. Это означает, что в периодах слева направо уменьшаются размеры атомов, а справа налево естественно увеличиваются.

Группа элементов это вертикальная последовательность химических элементов в периодической системе. Каждая из групп имеет две подгруппы: главную и побочную. Элементы первых трех периодов относятся только к главным подгруппам. К главным подгруппам относятся также те элементы больших периодов (начиная с четвертого), которые расположены с той же стороны клеточки, как и элементы первых трех периодов. Так например, химический элемент калий (К), расположенный в четвертом периоде первой группе относится к главной подгруппе, а медь (Cu), расположенная в том же периоде и той же группе – к побочной.

Рассмотрим два атома: атом водорода и атом лития (Li). Оба атома находятся в одной группе (I) и имеют по 1 электрону во внешнем электронном слое. Разница состоит в том, что у атома водорода внешний электрон находится на первом электронном слое, а у лития – на втором. Очевидно, что размер атома лития больше, чем атома водорода

Таким образом в группах сверху вниз размеры атомов увеличиваются.

С уменьшением размера атома увеличивается его способность притягивать не только свои электроны, но и принимать электроны от других атомов. Эта способность характеризует степень выраженности неметаллических свойств. Следовательно в периоде слева направо неметаллические свойства увеличиваются, а в группе сверху вниз уменьшаются.

Металлические свойства понимаемые химиками как способность отдавать электроны изменяются с точностью наоборот. В периоде неметаллические свойства слева-направо уменьшаются, а в группе напротив увеличиваются.

1.2. Строение атома. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева.

Периодичность свойств элементов и

Между положением элемента в периодической системе и строением атома этого элемента существует взаимно-однозначное соответствие, т.е. координаты элемента в периодической системе определяют строение атома и наоборот, по строению атома можно определить его положение в периодической системе.

Для каждого элемента в периодической системе существует пять характеристик: порядковый номер Z, атомная масса А, номер периода, номер группы и подгруппа (главная или побочная). С точки зрения строения атома порядковый номер показывает число протонов в ядре. Атомная масса даёт сумму масс всех частиц атома: протонов, нейтронов и электронов. Учитывая, что масса электрона мала по сравнению с массой протона и нейтрона округлённо можно определять атомную массу, как сумму масс протонов и нейтронов. Отсюда легко найти число нейтронов в ядре как разность атомной массы и числа протонов: А – Z. Атом электронейтрален, поэтому число электронов в электронной оболочке равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента – Z.

Номер периода показывает число энергетических электронных уровней в атоме.

Номер группы показывает общее число «валентных» электронов, т.е. электронов, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Положение элемента в подгруппе (главной или побочной) определяется распределением «валентных» электронов: если элемент расположен в главной подгруппе, то все его валентные электроны находятся на последнем энергетическом электронном уровне, а все предыдущие уровни заполнены. Если элемент расположен в побочной подгруппе, то все остальные валентные электроны находятся на предпоследнем энергетическом уровне.

Существует форма записи энергетических состояний электронов в атоме, которая называется электронной формулой. В ней главное квантовое число обозначается цифрой (1, 2, 3, 4…), орбитальное – буквой (s-, p-, d-, f-), а число электронов на каждом подуровне показывается индексом вверху, например, электронная формула атома азота Фактически электронная формула есть распределение электронов по двум квантовым числам. Если же требуется дать распределение электронов по четырём квантовым числам, используют запись по энергетическим ячейкам или атомным орбиталям. Атомной орбиталью называется совокупность энергетических состояний электронов, характеризующихся определённым набором трёх квантовых чисел: главного, орбитального и магнитного. Например, для атома азота электронно-графическая формула имеет вид:

Основным или нормальным состоянием атома называется состояние, отвечающее минимальному запасу энергии, т.е. электроны занимают энергетические состояния с меньшей энергией. С небольшой затратой энергии (например, при воздействии светового излучения) электроны могут переходить в пределах одного энергетического уровня на более высокий энергетический подуровень. Атом переходит в «возбуждённое» состояние, например, для атома бериллия:

Строение внешних электронных уровней определяет формы и свойства его соединений. Например, для атома № 22 Ti имеем электронную формулу ,это d – элемент.

Ti имеет всего четыре валентных электрона, поэтому высшая степень окисления +4.

Оксид, отвечающий этой степени окисления – TiO₂, имеет амфотерный характер (с преобладанием основных свойств), поэтому соответствующий ему гидроксид может быть записан в двух формах: Ti(OH)₄ или H₂TiO₃, соответственно он образует соли при взаимодействии и с кислотами и со щелочами:

Ti(OH)₄ + 2Н₂SO₄Ti (SO₄)₂ + 4H₂O и H₂TiO₃ + 2NaOH Na₂TiO₃ + 2H₂O

Ti(OH)₄ + 2НCl Ti Сl₂ + 4H₂O и H₂TiO₃ + K₂O K₂TiO₃ + H₂O

Низшая степень окисления Ti (как у большинства d–элементов) +2. Оксид TiО имеет основный характер, гидроксид Ti(OH)₂ образует соли только с кислотами, например, TiSO₄ или TiCl₂.

Для характеристики любого элемента необходимо выполнить следующие действия:

Определить состав атома, т.е. указать число протонов, нейтронов и электронов.

Дать электронную формулу атома и распределение электронов внешних энергетических уровней по атомным орбиталям.

Определить высшую и низшую степень окисления и привести формулы и названия соединений, отвечающих данным степеням окисления.

Например, элемент № 34 Se.

Состав атома: (34 p, 46 n) 34 e.

Электронная формула: 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 – это p–элемент.

Высшая степень окисления +6, оксид селена (VI) SeO₃ – кислотный, гидроксид H₂SeO₄ — селеновая кислота, соли: Na₂SeO₄ — cеленат натрия, K₂SeO₄ — селенат калия.

Низшая степень окисления -2, H₂S — селеноводород, K₂Se — селенид калия, Na₂Se — селенид натрия.

Свойства элементов, определяемые строением внешних электронных слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. При этом сходство электронных структур порождает сходство свойств элементов–аналогов, но не тождественность этих свойств. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее ярко выраженное закономерное изменение. В частности, химическое поведение атомов элементов проявляется в их способности терять и приобретать электроны, т.е. в их способности к окислению и восстановлению. Количественной мерой способности атома терять электроны является потенциал ионизации(Е_и), а мерой способности их приобретать – сродство к электрону (Е_с). Характер изменения этих величин при переходе от одного периода к другому повторяется, причем в основе этих изменений лежит изменение электронной конфигурации атома. Так, завершенные электронные слои, соответствующие атомам инертных газов, обнаруживают повышенную устойчивость и повышенное значение потенциалов ионизации в пределах периода. В то же время наименьшими значениями потенциала ионизации обладают s–элементы первой группы (Li, Na, K, Rb, Cs).

Электроотрицательность является мерой способности атома данного элемента оттягивать на себя электроны по сравнению с атомами других элементов в соединении. Согласно одному из определений (Малликен), электроотрицательность атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону:=(Е_и + Е_с).

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности элемента, а в подгруппах – ее снижение. Наименьшими значениями электроотрицательности обладают s–элементы I группы, а наибольшими – р–элементы VII группы.

Электроотрицательность одного и того же элемента может меняться в зависимости от валентного состояния, гибридизации, степени окисления и пр. Электроотрицательность существенно влияет на характер изменения свойств соединений элементов. Так, например, серная кислота проявляет более сильные кислотные свойства, чем ее химический аналог – селеновая кислота, поскольку в последней центральный атом селена из-за меньшей по сравнению с атомом серы электроотрицательности не так сильно поляризует связи Н–О в кислоте, что и означает ослабление кислотности.

Н–ОO

Se

Другой пример: гидроксид хрома (II) и гидроксид хрома (VI). Гидроксид хрома (II), Cr(OH)₂, проявляет основные свойства в отличие от гидроксида хрома (VI), Н₂CrO₄, поскольку степень окисления хрома +2 обусловливает слабость кулоновского взаимодействия Cr 2+ с гидроксид-ионом и легкость отщепления этого иона, т.е. проявление основных свойств. В то же время высокая степень окисления хрома +6 в гидроксиде хрома (VI) обусловливает сильное кулоновское притяжение между гидроксид-ионом и центральным атомом хрома и невозможность диссоциации по связи –OH. С другой стороны, высокая степень окисления хрома в гидроксиде хрома (VI) усиливает его способность притягивать электроны, т.е. электроотрицательность, что обусловливает высокую степень поляризации связей Н–О в этом соединении, являясь предпосылкой увеличения кислотности.

Н–О₊₆ O

Cr

Следующей важной характеристикой атомов является их радиусы. В периодах радиусы атомов металлов с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, т.к. с ростом порядкового номера элемента в пределах периода возрастает заряд ядра, а следовательно и уравновешивающий его общий заряд электронов; как следствие, возрастает и кулоновское притяжение электронов, что приводит в конечном счете к уменьшению расстояния между ними и ядром. Наиболее рельефно снижение радиуса наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня.

В больших периодах у d- и f-элементов наблюдается более плавное снижение радиусов при увеличении заряда ядра атома. В пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов, как правило, увеличиваются сверху вниз, так как такое смещение означает переход на более высокий энергетический уровень.

Влияние радиусов ионов элементов на свойства образуемых ими соединений можно проиллюстрировать на примере возрастания кислотности галогенводородных кислот в газовой фазе: HI > HBr > HCl > HF.

В этих соединениях сила кулоновского притяжения зависит от кулоновского радиуса, представляющего собой сумму радиусов ионов галогена и водорода. Очевидно, что с ростом радиуса галогена сила кулоновского притяжения снижается, что делает отщепление протона более выгодным.

Примеры решения типовых задач.

Пример 1. Составление электронных и электронно-графических формул атомов элементов, молекулярных формул соответствующих оксидов и гидроксидов по номеру элемента в периодической системе.

Задача. Постройте электронные и электронно-графические формулы атомов элементов № 35 и № 73 и приведите молекулярные формулы образуемых ими оксидов, гидроксидов и солей.

Решение. Электронные формулы показывают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням. Электронная формула обозначается символами , где– главное квантовое число,– орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение –),– число электронов в данном подуровне. В основе последовательности заполнения многоэлектронного атома лежит принцип наименьшей энергии, согласно которому в первую очередь заполняются орбитали с минимальным уровнем энергии. Реализация этого принципа осуществляется на основе правил Клечковского, и, согласно первому правилу, атомные орбитали заполняются электронами в порядке увеличения суммы; согласно второму – при равенстве суммыдля различных энергетических уровней в первую очередь заполняются орбитали, имеющие меньшее значение главного квантового числап.

Приложение этих правил к многоэлектронному атому приводит к следующей последовательности заполнения его энергетических уровней и подуровней:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1 )4f

5d6p7s (6d 3-2 )5f6d7p.

Положение элементов в периодической системе дает для него следующие характеристики: порядковый номер элемента, номер периода, номер группы, подгруппа (главная или побочная). Каждая из этих характеристик однозначно связана со строением атома элемента.

Порядковый номер элемента указывает на число электронов, номер периода показывает на число энергетических уровней. Номер группы для элементов главных подгрупп указывает на число электронов на внешнем энергетическом уровне и на высшую положительную степень окисления. Для элементов побочных подгрупп номер группы указывает только на высшую положительную степень окисления, число же электронов на внешнем энергетическом уровне может быть 1 или 2.

В связи с выше сказанным, электронные формулы для элементов №35 (Br) и №73 (Та) имеют следующий вид:

₃₅Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

₇₃Ta 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 3 6s 2

Электронная структура атома может быть изображена также графическим образом с помощью энергетических, или квантовых ячеек, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО).

аждая такая ячейка обозначается в виде прямоугольника, а электроны в этих ячейках обозначаются стрелками. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами:

Согласно правилу Хунда орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

Графическая схема для указанных элементов имеет следующий вид:

Br находится в VIIA группе, т.к. все валентные электроны у него находятся на внешнем энергетическом уровне. Следовательно, Br – неметалл, оксид брома (VII) Br₂O₇ проявляет свойства кислотного оксида, соответствующий ему гидроксид – бромная кислота HBrO₄, соль пербромат натрия NaBrO₄. Так как на внешнем энергетическом уровне 7 электронов, то приобретая один электрон, бром имеет низкую степень окисления –1. Соединения, соответствующие :HBr, KBr.

Тантал – d-элемент, поэтому он может проявлять переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, причем характер их зависит от степени окисления. Для тантала наиболее типичны соединения, в которых их степень окисления равна +5. Оксид тантала (V) проявляет свойства кислотного оксида, его формула Та₂О₅, соответствующий ему гидроксид танталовая кислота НТаО₃, соль КТаО_3. Низшая степень окисления для тантала +2. Оксид и гидроксид Та(II) проявляет основные свойства. Соединения, соответствующие : ТаО, Та(ОН)₂, Та(NO₃)₂.

Пример 2. Определение местонахождения элемента в периодической системе химических элементов по его электронной формуле.

Задача. Определите элемент, его местонахождение в периодической системе, если его электронная формула имеет следующий вид: …5s 2 5p 2 .

Решение. Определить элемент и найти его местоположение в периодической системе можно двумя путями.

Первый путь: определить число электронов, а оно укажет на порядковый номер элемента. Электронная формула, соответствующая этому элементу, имеет следующий вид:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 2 ,

т.к. число электронов равно 50, следовательно, это олово. Оно находится в 5 периоде, четвертой группе, главной подгруппе.

Второй путь: этот элемент находится в 5 периоде, т.к. имеет строение внешнего энергетического уровня 5s 2 5р 2 . На внешнем энергетическом уровне находится 4 электрона, следовательно, он находится в IVA группе. Элемент, соответствующий этим координатам – олово.

Пример 3. Составление электронных формул атомов элементов на основе значений квантовых чисел электронов наружного слоя.

Решение. Состояние каждого электрона наружного энергетического уровня определяется следующим набором квантовых чисел:

Главное квантовое число равно четырем, следовательно, электроны находятся на 4-м энергетическом уровне. Орбитальное квантовое число определяет форму орбитали. Если l=1, то орбиталь называется р-орбиталью, следовательно, три электрона находятся на р-подуровне 4-го энергетического уровня. Магнитное квантовое число m_l (-1, 0, +1) определяет ориентацию орбитали в пространстве. На всех трех р-орбиталях (p_x, p_y, p_z) находится по одному электрону (m_s=+1/2). Наружный энергетический уровень атома этого элемента содержит пять электронов: …4s 2 4p 3 . Такую электронную конфигурацию наружного энергетического уровня имеет атом мышьяка As, электронная формула которого следующая: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

Пример 4. Составление электронных формул вещества на основе значения порядкового номера элемента.

Задача. Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 40. Приведите распределение электронов атома этого элемента по квантовым (энергетическим) ячейкам.

Решение. Элемент с порядковым номером 40 – цирконий Zr. Соответственно, на электронных уровнях и соответствующих им подуровнях (орбиталях) необходимо разместить 40 электронов.

В соответствии с правилами заполнения многоэлектронного атома начинаем размещение электронов на нем с самого низкого энергетического уровня, n=1. Ему соответствует единственное значение орбитального числа l=0, определяющего сферическую форму орбитали (s-подуровень). Магнитное квантовое число, определяемое значением l (-l, . 0,…+l) также принимает для этого случая единственное значение m_l=0, что демонстрирует наличие единственной орбитали (s-орбитали) на этом подуровне. Согласно правилу Паули на одной орбитали (и соответственно, на s-подуровне) может быт размещено максимум два электрона со спиновыми квантовыми числами m_s=+1/2 и m_s=-1/2. Поскольку рассматриваемый уровень (n=1) и соответствующий ему s-подуровень после размещения на нем двух электронов исчерпан (1s 2 ), переходим к следующему энергетическому уровню n=2. Этому уровню соответствуют два подуровня, характеризующегося значениями l=0 и l=1. Как указывалось выше, значение l=0 определяет s-подуровень, на котором может быть размещено максимум два электрона 2s 2 . Следующий подуровень, определяемый значением l=1, называется р-подуровнем. Ему соответствует гантелеобразная форма орбитали (p-орбиталь). Для l=1 магнитное квантовое число принимает три значения -1, 0 и +1. Эти три значения определяют наличие на р-подуровне трех орбиталей, каждая из которых может принять максимум два электрона. Это означает, что на р-подуровне (l=1) можно разместить максимум шесть электронов (2р 6 ). Итак, на двух первых энергетических уровнях (n=1, n=2) мы расположим 10 электронов: 1s 2 2s 2 2p 6 . Переходим к следующему уровню, n=3. На этом уровне находятся три подуровня, которым соответствуют значения l: 0, 1, 2 (l=0,1…..n-1). 3s-подуровень (l=0) этого уровня как любой s-подуровень содержит максимум 2 электрона (3s 2 ). 3р-подуровень (l=1) – 6 электронов (3р 6 ). При дальнейшем заполнении многоэлектронного атома возникает дилемма: куда размещать следующие электроны — на 3d (l=2) или 4s (l=0) подуровень? Здесь мы руководствуемся первым правилом Клечковского, согласно которому в первую очередь заполняется подуровень, которому соответствует меньшее значение суммы n+l. Для 3d-подуровня эта сумма равна 3+2=5, а для 4s она равна 4+0=4. Поэтому заполняем 4s-подуровень 4s 2 . Далее необходимо решить дилемму, на каком подуровне размещать следующие электроны: 3d или 4р. Обоим этим подуровням соответствует одинаковое значение n+l=5. Здесь мы руководствуемся вторым правилом Клечковского, согласно которому при равенстве суммы n+l в первую очередь заполняется подуровень, которому соответствует меньшее значение n. Поэтому заполняет 3d-подуровень. Любой d-подуровень (l=2) содержит 5 орбиталей, которым соответствует набор значений m: -2, -1, 0, +1, +2. Максимальное число электронов, размещенных на этом подуровне, равно 5·2=10 (3d 10 ). Таким образом, мы пришли к ситуации, когда полностью исчерпаны первые три уровня (n=1, n=2, n=3) и заполнен s-подуровень 4-го уровня: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 . При заполнении использовано 30 электронов, остается еще 10. Следующий подуровень, подлежащий заполнению, — 4р-подуровень (но не 5s – см. второе правило Клечковского). Ему соответствуют 3р-орбитали, на которых размещаем шесть электронов. Затем заполняем 5s-подуровень (два электрона) и приходим к ситуации 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2 . Остающиеся два электрона размещаем (руководствуясь первым правилом Клечковского) на 4d-подуровне и приходим к электронной формуле атома циркония: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 . Ей соответствует графическая электронная формула

СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА химических ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.

Периодичность свойств элементов и

Их соединений.

Между положением элемента в периодической системе и строением атома этого элемента существует взаимно-однозначное соответствие, т.е. координаты элемента в периодической системе определяют строение атома и наоборот, по строению атома можно определить его положение в периодической системе.

Для каждого элемента в периодической системе существует пять характеристик: порядковый номер Z, атомная масса А, номер периода, номер группы и подгруппа (главная или побочная). С точки зрения строения атома порядковый номер показывает число протонов в ядре. Атомная масса даёт сумму масс всех частиц атома: протонов, нейтронов и электронов. Учитывая, что масса электрона мала по сравнению с массой протона и нейтрона округлённо можно определять атомную массу, как сумму масс протонов и нейтронов. Отсюда легко найти число нейтронов в ядре как разность атомной массы и числа протонов: А – Z.Атом электронейтрален, поэтому число электронов в электронной оболочке равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента –Z.

Номер периода показывает число энергетических электронных уровней в атоме.

Номер группы показывает общее число «валентных» электронов, т.е. электронов, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Положение элемента в подгруппе (главной или побочной) определяется распределением «валентных» электронов: если элемент расположен в главной подгруппе, то все его валентные электроны находятся на последнем энергетическом электронном уровне, а все предыдущие уровни заполнены. Если элемент расположен в побочной подгруппе, то все остальные валентные электроны находятся на предпоследнем энергетическом уровне.

Существует форма записи энергетических состояний электронов в атоме, которая называется электронной формулой. В ней главное квантовое число обозначается цифрой (1, 2, 3, 4…), орбитальное –буквой(s-, p-, d-, f-),а число электронов на каждом подуровне показывается индексом вверху, например, электронная формула атома азота Фактически электронная формула есть распределение электронов по двум квантовым числам. Если же требуется дать распределение электронов по четырём квантовым числам, используют запись по энергетическим ячейкам или атомным орбиталям. Атомной орбиталью называется совокупность энергетических состояний электронов, характеризующихся определённым набором трёх квантовых чисел: главного, орбитального и магнитного . Например, для атома азота электронно-графическая формула имеет вид:

Основным или нормальным состоянием атома называется состояние, отвечающее минимальному запасу энергии, т.е. электроны занимают энергетические состояния с меньшей энергией. С небольшой затратой энергии (например, при воздействии светового излучения) электроны могут переходить в пределах одного энергетического уровня на более высокий энергетический подуровень. Атом переходит в «возбуждённое» состояние, например, для атома бериллия:

Основное состояние	Возбуждённое состояние
1s 2 2s 2	↓↑		1s 2 2s 1 2p 1	↓	↓
↓↑	2s	2p	↓↑	2s	2p
1s	1s

Строение внешних электронных уровней определяет формы и свойства его соединений. Например, для атома № 22 Ti имеем электронную формулу ,это d – элемент.

Ti имеет всего четыре валентных электрона, поэтому высшая степень окисления +4.

Оксид, отвечающий этой степени окисления – TiO₂, имеет амфотерный характер (с преобладанием основных свойств), поэтому соответствующий ему гидроксид может быть записан в двух формах: Ti(OH)₄ или H₂TiO₃, соответственно он образует соли при взаимодействии и с кислотами и со щелочами:

Ti(OH)₄ + 2Н₂SO₄Ti (SO₄)₂ + 4H₂O и H₂TiO₃ + 2NaOH Na₂TiO₃ + 2H₂O

Ti(OH)₄ + 2НCl Ti Сl₂ + 4H₂O и H₂TiO₃ + K₂O K₂TiO₃ + H₂O

Низшая степень окисления Ti (как у большинства d–элементов) +2. Оксид TiО имеет основный характер, гидроксид Ti(OH)₂ образует соли только с кислотами, например, TiSO₄ или TiCl₂.

Для характеристики любого элемента необходимо выполнить следующие действия:

1. Определить состав атома, т.е. указать число протонов, нейтронов и электронов.

2. Дать электронную формулу атома и распределение электронов внешних энергетических уровней по атомным орбиталям.

3. Определить высшую и низшую степень окисления и привести формулы и названия соединений, отвечающих данным степеням окисления.

Например, элемент № 34 Se.

Состав атома: (34 p, 46 n) 34 e.

Электронная формула: 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 – это p–элемент.

Высшая степень окисления +6, оксид селена (VI) SeO₃ – кислотный, гидроксид H₂SeO₄ — селеновая кислота, соли: Na₂SeO₄ — cеленат натрия, K₂SeO₄ — селенат калия.

Низшая степень окисления -2, H₂S — селеноводород, K₂Se — селенид калия, Na₂Se — селенид натрия.

Свойства элементов, определяемые строением внешних электронных слоев атомов, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. При этом сходство электронных структур порождает сходство свойств элементов–аналогов, но не тождественность этих свойств. Поэтому при переходе от одного элемента к другому в группах и подгруппах наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее ярко выраженное закономерное изменение. В частности, химическое поведение атомов элементов проявляется в их способности терять и приобретать электроны, т.е. в их способности к окислению и восстановлению. Количественной мерой способности атома терять электроны является потенциал ионизации(Е_и), а мерой способности их приобретать – сродство к электрону (Е_с). Характер изменения этих величин при переходе от одного периода к другому повторяется, причем в основе этих изменений лежит изменение электронной конфигурации атома. Так, завершенные электронные слои, соответствующие атомам инертных газов, обнаруживают повышенную устойчивость и повышенное значение потенциалов ионизации в пределах периода. В то же время наименьшими значениями потенциала ионизации обладают s–элементы первой группы (Li, Na, K, Rb, Cs).

Электроотрицательность является мерой способности атома данного элемента оттягивать на себя электроны по сравнению с атомами других элементов в соединении. Согласно одному из определений (Малликен), электроотрицательность атома может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону: = (Е_и + Е_с).

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности элемента, а в подгруппах – ее снижение. Наименьшими значениями электроотрицательности обладают s–элементы I группы, а наибольшими – р–элементы VII группы.

Электроотрицательность одного и того же элемента может меняться в зависимости от валентного состояния, гибридизации, степени окисления и пр. Электроотрицательность существенно влияет на характер изменения свойств соединений элементов. Так, например, серная кислота проявляет более сильные кислотные свойства, чем ее химический аналог – селеновая кислота, поскольку в последней центральный атом селена из-за меньшей по сравнению с атомом серы электроотрицательности не так сильно поляризует связи Н–О в кислоте, что и означает ослабление кислотности.

Н–О O

Se

Другой пример: гидроксид хрома (II) и гидроксид хрома (VI). Гидроксид хрома (II), Cr(OH)₂, проявляет основные свойства в отличие от гидроксида хрома (VI), Н₂CrO₄, поскольку степень окисления хрома +2 обусловливает слабость кулоновского взаимодействия Cr 2+ с гидроксид-ионом и легкость отщепления этого иона, т.е. проявление основных свойств. В то же время высокая степень окисления хрома +6 в гидроксиде хрома (VI) обусловливает сильное кулоновское притяжение между гидроксид-ионом и центральным атомом хрома и невозможность диссоциации по связи – OH. С другой стороны, высокая степень окисления хрома в гидроксиде хрома (VI) усиливает его способность притягивать электроны, т.е. электроотрицательность, что обусловливает высокую степень поляризации связей Н–О в этом соединении, являясь предпосылкой увеличения кислотности.

Н–О ₊₆ O

Cr

Следующей важной характеристикой атомов является их радиусы. В периодах радиусы атомов металлов с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, т.к. с ростом порядкового номера элемента в пределах периода возрастает заряд ядра, а следовательно и уравновешивающий его общий заряд электронов; как следствие, возрастает и кулоновское притяжение электронов, что приводит в конечном счете к уменьшению расстояния между ними и ядром. Наиболее рельефно снижение радиуса наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня.

В больших периодах у d- и f-элементов наблюдается более плавное снижение радиусов при увеличении заряда ядра атома. В пределах каждой подгруппы элементов радиусы атомов, как правило, увеличиваются сверху вниз, так как такое смещение означает переход на более высокий энергетический уровень.

Влияние радиусов ионов элементов на свойства образуемых ими соединений можно проиллюстрировать на примере возрастания кислотности галогенводородных кислот в газовой фазе: HI > HBr > HCl > HF.

В этих соединениях сила кулоновского притяжения зависит от кулоновского радиуса, представляющего собой сумму радиусов ионов галогена и водорода. Очевидно, что с ростом радиуса галогена сила кулоновского притяжения снижается, что делает отщепление протона более выгодным.

Дата добавления: 2016-10-07 ; просмотров: 3253 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ