Строение атома. Химическая связь
Скачать 0.62 Mb.
|
4.4. Основное и возбужденное состояние атомаСостояние атома, при котором его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основным или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными. При сообщении атому дополнительной энергии электроны могут переходить на обладающие большей энергией орбитали. Эти переходы с подуровня на подуровень возможны только в пределах одного внешнего энергетического уровня. Происходящее при этом распаривание электронов приводит к возрастанию у атома числа неспа-ренных электронов, т.е. к появлению новых валентных возможностей. Например, при возбуждении у атома бериллия один электрон с внешнего подуровня 2s переходит на обладающий большей энергией и ранее свободный (вакантный) подуровень 2р. При этом валентность атома бериллия становится равной 2. Электронная формула атома бериллия в возбужденном состоянии будет иметь вид: 4 Bе٭ 1s2 2s1 2р1. Электронно-графическая формула атома бериллия в возбужденном состоянии:    2 Валентность II1 p s Электронная формула атома бора в нормальном состоянии: 5B 1s22s22p1. Электронно-графическая формула атома бора имеет вид:  2 Валентность I 1 p s На втором энергетическом уровне у атома бора 3 электрона, поэтому он образует ион В+3. Электронная и электронно-графические формулы атома углерода 6С в нормальном состоянии имеют вид: 6С 1s22s22р2.       2 Валентность II1 р s В возбужденном состоянии атом углерода 6С٭ за счет перехода электрона с орбитали 2s на орбиталь 2р будет иметь следующие электронные и электронно-графические формулы: Электронная формула: 6С٭ 1s22s12р3 Электронно-графическая формула:  2 Валентность IV1 р s Поэтому, углерод в своих соединениях может быть либо двух-, либо четырехвалентен. Следует обратить внимание на то, что при возбуждении могут распариваться электроны только внешнего электронного уровня, если на нем есть свободные орбитали. У атома углерода внешний энергетический уровень наполовину заполнен, поэтому возможна и отдача 4-х электронов с образованием иона С+4 (1s2 2s2 2р0) и присоединение электронов для максимального заполнения p-подуровня второго энергетического уровня с образованием иона С-4 (Is2 2s2 2р6). Атом кислорода 8О 1s22s22р4 имеет на внешнем энергетическом уровне два неспаренных электрона, что обусловливает его валентность, равную двум. Это видно из электронно-графической формулы атома кислорода в нормальном состоянии:  2 1 p Валентность II s Атому кислорода 8О, имеющему на внешнем энергетическом уровне 6 электронов (1s22s22р4) легче достроить внешнюю электронную оболочку, приняв два электрона. При этом у иона кислорода О2 появляется устойчивая завершенная электронная оболочка благородного газа неона 1s22s22р6:  2p 1 s Второй энергетический уровень имеет два подуровня, поэтому возбуждение для атома кислорода невозможно и валентность атома кислорода имеет постоянное значение, равное двум. Aтом фтора, образуя соединения с другими элементами, способен принимать только один электрон: 9F 1s22s22р5. Атом неона имеет на внешнем энергетическом уровне 8 электронов: 10Ne 1s22s22р6. Такая полностью завершенная (s2р6) оболочка (октет) характеризуется высокой инертностью, поэтому неон малоактивное вещество, «благородный газ». Начиная с III периода, у атомов идет заполнение третьего энергетического уровня, имеющего уже три подуровня – s, p и d. Электронная конфигурация атома натрия, открывающего III период, который характеризуется наличием трех подуровней, будет иметь вид: 11Na 1s22s22р63s1.  3 2 1 d p s Атом натрия имеет один неспаренный электрон на s подуровне, т.е. является s – элементом и проявляет валентность, равную I. Электронная и электронно-графические формулы атома фосфора (p-электронное семейство) имеют вид: 15P 1s22s22p63s23p3,  32 d 1 p s Электронная конфигурация атома кальция (s-электронное семейство): 20Ca 1s22s22p6 3s23p64s2. Электронно-графическая формула атома кальция:  4 3 d 2 p 1 s С  ледует заметить, что у атома кальция, в соответствии с принципом наименьшей энергии, сначала заполняется подуровень 4s, а лишь затем подуровень 3р.Химические свойства атомов определяются, в основном, строением внешних энергетических уровней, которые называются валентными. На подуровнях этих уровней находятся или неспаренные электроны, или электроны, которые могут стать неспаренными в возбужденном состоянии. Полностью завершенные энергетические уровни обусловливает малую химическую активность обладающих ими атомов. Часто графически изображают не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны (сокращенные электронные и электронно-графические формулы). Например, для атома серы краткая электронная формула: 16S…3s2 3p4 Сокращенная электронно-графическая формула атома серы:  3 s p Краткая электронная формула для атома ванадия: 23V…3d 34s2. При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбужденном состоянии, наряду с заполненными, изображают вакантные валентные орбитали. Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеются одна s-атомная орбиталь, три р-АО и пять d-АО. Электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии имеет вид: Электронно-графическая формула атома фосфора (p-электронное семейство) имеет вид: 15P 1s22s22p63s23p3,   3   3s 3p 3d Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов, в основном состоянии равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание электронов состояния 3s и один из электронов с s-подуровня может перейти на 3d-подуровень: Р*… 3s2 3p3 3d1.  3 s p d При этом валентность фосфора меняется с трех в основном состоянии до пяти в возбужденном. 4.5. Строение атома и химические свойства элементов Индивидуальность элемента определяется зарядом его ядра атома. Химические свойства элемента определяются строением его электронной оболочки. Так как внешние электронные оболочки имеют периодически повторяющееся количество электронов, то имеет место периодическая зависимость свойств простых веществ и соединений элементов от заряда ядра атома. Совокупность элементов, имеющих одинаковое количество электронных энергетических уровней, составляет период, а элементы, имеющие одинаковое строение внешнего и предвнешнего энергетических уровней, образуют группы периодической системы Менде-леева. Химические свойства простых веществ, их способность вступать в химические реакции определяются количеством электронов на внешнем электронном уровне атома данного элемента, а также удаленностью этого уровня от ядра атома. Металлические свойства простых веществ определяются способностью атомов отдавать электроны. Рассмотрим способность отдавать электроны элементами 1-й группы главной подгруппы (главными называются подгруппы, образованные элементами, имеющими одинаковое строение внешних и предвнешних электронных слоев с элементами I и II периодов и расположенные в периодической системе строго по вертикали под ними). Можно заметить, что у этих элементов имеется по 1 электрону на s-подуровне внешнего энергетического уровня. Удаленность энергетического уровня от ядра, а, следовательно, и размер атома будет увеличиваться: 3Li 1s22s1 11Nа 1s22s22p63s 1 19К 1s22s22p6 3s23p64s1 37Rв 1s22s22p6 3s23p64s23d104p65s2 55Cs 1s22s22p6 3s23p64s23d104p65s24d105p66s2 87Fr 1s22s22p6 3s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2. Внешнее электронное облако у атома франция, имеющее максимальные размеры, будет обладать минимальной плотностью, и энергия, необходимая для удаления электрона из поля атома, будет минимальной. Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации (J). В результате ионизации атом превращается в положительно заряженный ион: Э0 – е → Э+. Энергия ионизации (J) измеряется в электрон-вольтах (или кДж/моль) и является мерой восстановительной способности элемента (характеристикой металлических свойств). Чем меньше энергия ионизации, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента. С увеличением заряда ядра радиусы атомов меняются периодически. У элементов одного периода при переходе от щелочного металла к благородному газу, с ростом заряда ядра и числа внешних электронов усиливается их взаимное притяжение, и радиусы атомов уменьшаются. При этом возрастает величина энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Поэтому к концу периода металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются. Для элементов одной подгруппы, имеющих одинаковое строение внешнего электронного слоя, с ростом порядкового номера число электронных слоев и радиус атома возрастают. При этом притяжение внешних электронов к ядру ослабевает. Это приводит к уменьшению энергии ионизации и усилению металлических свойств. Радиус катиона, образующегося при отрыве электронов от электронейтрального атома, меньше чем радиус соответствующего атома. Радиус аниона, образующегося при присоединении электронов к электронейтральному атому, больше чем радиус соответствующего атома. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента радиус атома увеличивается, а энергия ионизации уменьшается, восстановительная активность s- и p-элементов увеличивается. В побочных подгруппах при увеличении порядкового номера энергия ионизации увеличивается, восстановительная активность d-элементов снижается. Неметаллические свойства простых веществ (т.е. способность принимать электроны на внешнюю электронную оболочку атома), характеризуется величиной энергии сродства к электрону. Энергией сродства к электрону (Ее) называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превращением его в отрицательный ион: Э + ē → Э–. Энергия сродства к электрону Ее измеряется в электрон-вольтах (или кДж/моль) и является мерой окислительной способности элемента (мерой неметаллических свойств). Чем больше Ее, тем сильнее выражены окислительные (неметаллические) свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Ее по периодам возрастает, по группам уменьшается. В периодической системе элементов Д.И. Менделеева энергия сродства к электрону будет увеличиваться снизу вверх в главных подгруппах и слева направо в периодах:  Увеличение энергии сродства к электрону 9F 1 1s22s22p5 17Cl 1s22s22p63s23p5 35Br 1s22s22p63s23p64s23d104p5 Например, среди галогенов фтор, находящийся во втором периоде, легче притянет электрон на внешнюю электронную оболочку, чем йод, у которого внешняя электронная оболочка состоит из того же количества электронов, но обладает большими размерами. Среди элементов периодической системы наибольшее сродство к электрону имеют фтор, кислород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями и типичными неметаллами. Обобщенную характеристику элемента, включающую и величину энергии ионизации и величину энергии сродства к электрону дает электроотрицательность. Электроотрицательность характеризует способность атома притягивать электронную плотность от других атомов при образовании химической связи. Те атомы, которые легко теряют свои электроны, называют электроположительными, а атомы, принимающие электроны – электроотрицательными. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы. В конце периода (перед благородным газом) находятся элементы с наивысшей электроотрицательностью – типичные неметаллы. Самый электроотрицательный элемент – фтор, самый электроположительный – франций. Часто используются не абсолютные значения электроотрицательности в электрон-вольтах или кДж/моль, а относительные безразмерные значения, так называемая относительная электроотрицательность (ОЭО). Значения величин относительных электроотрицательностей ряда элементов приведены в табл. 14 приложения. Характер изменения энергии ионизации J, энергии сродства к электрону Ее и относительной электроотрицательности ЭО с возрастанием порядкового номера элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева приведен на рис. 4.9.  По периоду величины J, Ee и ОЭО увеличиваются (металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства усиливаются)  По группе величины J, Ee и ЭО уменьшаются (металлические свойства усиливаются, неметаллические свойства ослабевают) Рис. 4.9. Характер изменения энергии ионизации J, энергии сродства к электрону Ее и электроотрицательности ЭО с возрастанием порядкового номера элемента. Таким образом, с увеличением порядкового номера элемента главных подгруппах энергия ионизации будет уменьшаться, а металлические свойства усиливаться. В то же время, с увеличением порядкового номера элементов, находящихся в одном периоде, возрастающий заряд ядра все более сильно притягивает к себе электроны, что приводит к некоторому уменьшению размера атома, возрастанию энергии ионизации и ослаблению металлических свойств. Было замечено, что, вступая в химическое взаимодействие, атомы стремятся отдать или принять электроны так, чтобы внешняя электронная оболочка имела бы устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию благородного газа (правило октета). Поэтому атомы, имеющие на внешней электронной оболочке один, два или три электрона преимущественно отдают их в химических реакциях и проявляют металлические свойства: 11Nа (1s22s22p6 3s1) 1  → 11Nа + (1s22s22p6),12Mg (1s22s22p6 3s2) 2 → 12Mg +2 (1s22s22p6),13Al (1s22s22p6 3s23p1) 3 → 13Al +3 (1s22s22p6).Атомы, имеющие на внешней электронной оболочке пять, шесть или семь электронов, стремятся дополнить ее до устойчивого октета и проявляют неметаллические свойства: 7N (1s22s22p3 ) + 3 → 7N3 (1s22s22p6)17Сl (1s22s22p6 3s23p5) + 1 → 17Сl (1s22s22p6 3s23p6).Обобщая вышесказанное, можно отметить, что в периодической системе Д.И. Менделеева металлические свойства простых веществ увеличиваются сверху вниз и справа налево, а неметаллические соответственно увеличиваются снизу вверх и слева направо. Самым активным металлом является франций, самым активным неметаллом фтор. Водород по своим свойствам занимает особое положение. У него всего 1 электрон на внешней оболочке; то есть он должен быть помещен в 1 группу. Однако, этот единственный электрон не экранирован от ядра другим электронными слоями, очень сильно притянут к ядру, что определяет специфические свойства водорода. В отличие от остальных элементов первой группы водород неметалл. Поэтому его символ и помещают в VII группе, показывая тем самым, что для заполнения электронного слоя ему необходим всего один электрон, как фтору и его аналогам. 4.6. Периодическая системахимических элементов Д.И. МенделееваПериодическая система, как графическое изображение Периодического закона Д.И. Менделеева, состоит из периодов и групп. Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом первого периода s-элементом). Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Число элементов в периодах 2-8-18-32 соответствует максимально возможному числу электронов на соответствую-щих энергетических уровнях: на первом – 2, на втором – 8, на треть-ем – 18, на четвертом – 32 электрона. В периодах слева направо ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства и кислотный характер соединений. По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства. Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов. Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены s-элементы (I, II группы) и p-элементы (IIIVIII групп). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями. В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-под-уровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз металлические свойства ослабевают, а кислотный характер соединений и их устойчивость в высшей степени окисления усиливаются. d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Если элементы образуют несколько соединений, то соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, а в промежуточной – чаще всего амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий: Cr+2O  Cr+6O3основной амфотерный кислотный Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и образуемых ими гидроксидов. У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные (табл. 4.2). Таблица 4.2 Формулы и характер кислородных соединений элементов (оксидов и гидроксидов)
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений – гидридов (табл. 4.3). Таблица 4.3 Формулы и агрегатное состояние водородных соединений элементов
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Похожие:
 | Тема: Строение атомов, химическая связь и строение молекул Рабочая программа дисциплины по специальности 08. 00. 10 – "Финансы, денежное обращение и кредит" |  | Урок в 8 классе по теме «Ковалентная связь» Ребята! Сегодня мы начинаем изучение новой темы «Химическая связь. Строение вещества» |
| Конспект по теме «Химическая связь. Строение вещества» Основные понятия Электроотрицательность(Лайнус Полинг, 1932г) –способность атомов притягивать к себе электроны | | Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... |
| Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... | | Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... |
| Примерный шаблон технологической карты урока Типы химических связей. Основополагающий урок, закладывающий необходимые знания для изучения следующих тем: строение вещества, формирующий... | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома. Изотопы. Методы познания в химии:... |
| Урок-аукцион: «обобщение знании по теме: химическая связь. Строение вещества» Задачи урока: Систематизировать и обобщить знания учащихся о типах химической связи, видах кристаллических решеток, степени окисления,... | | Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... ... |
| Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Тема и номер урока в теме: Строение атома и атомного ядра. Урок № Радиоактивность как свидетельство сложного строения атома. Модели... | | Урок-игра в 9 классе, обобщающий знания учащихся по теме «Химическая... Урок-игра в 9 классе, обобщающий знания учащихся по теме «Химическая связь. Электролитическая диссоциация» (умк оржековского П. А.).... |
| Методические рекомендации по использованию разработки Охватывает знания, полученные учениками ранее – периодическая система Д. И. Менделеева, строение атома, строение вещества, типы химических... | | Закон и Периодическая система элементов Менделеева Д. И. и строение атома Периодический закон и Периодическая система элементов Менделеева Д. И. и строение атома |
| Рабочая учебная программа дисциплины Химическая технология неорганических веществ; Химическая технология материалов и изделий электроники и наноэлектроники; Химическая... | | Протокол Педагогического Совета Строение атома. Периодический закон, периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева |
