Строение вещества. Химическая связь. Периодический закон

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 11Следующая ⇒

И система Д.И.Менделеева

       Свойства любого вещества легче всего изучить и полностью понять, если соотнести их со строением атомов и молекул, образующих это вещество. Главная задача при изучении этого раздела - научиться устанавливать зависимость между строением атома, его положением в периодической системе и физическими и химическими свойствами вещества.

       Известно, что «визитной карточкой» элемента является его порядковый номер в системе Д.И.Менделеева, поскольку заряд ядра, число электронов в атоме и их распределение внутри атома определяется именно этим числом. Например, сера имеет порядковый номер 16, заряд ядра атома серы +16, и в атоме содержится 16 электронов.

       Свойства элемента, в том числе и химические, зависят от того, каким образом электроны распределены в атоме, и, главным образом, от числа и состояния внешних электронов.

       При заполнении атома электронами выполняются принцип минимума энергии и принцип Паули. Принцип минимума энергии заключается в следующем.: из всех возможных состояний электрон занимает то, в котором его энергия минимальна. Известно, что в атоме электроны расположены на энергетических уровнях (n=1, 2, 3...) и подуровнях, обозначаемых буквами s, p, d, f, причем число подуровней определяется номером уровня. Это значит, что на первом энергетическом уровне содержится только один подуровень - s, на втором два - s и p, на третьем три - s, p, d; и т.д.

       По величине энергии электронные подуровни располагаются в следующий ряд: 1s<2s<2p<3s<3p<4s»3d<4p<5s<4d<5p<6s»5d»4f<6p<7s»6d»5f. В этой последователь-ности неоднозначными являются несколько состояний, а именно, 3d и 4s, 4d и 5s, 6s, 5d и 4f и, наконец, 7s, 6d и 5f. Энергия этих подуровней, например, 3d и 4s, может изменяться. В незаполненных орбиталях состояние 4s имеет более низкую энергию и заполняется в первую очередь, а затем происходит заполнение 3d-подуровня. В заполненных орбиталях энергия 3d-подуровня ниже, чем 4s.

       Соблюдение принципа Паули приводит к тому, что емкость каждого эенргетического уровня и подуровня является вполне определенной величиной. Максимальное число электронов на энергетическом уровне вычисляется по формуле N=2n², где n - номер уровня.

       Число электронов на энергетических подуровнях следующее: s - 2 электрона, p - 6 электронов, d - 10 электронов, f - 14 электронов.

       Располагая этими представлениями, можно составить распределение электронов в любом атоме (электронную формулу). Например, элемент №16. Шестнадцать электронов располагаются в атоме следующим образом: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Элемент №22 имеет структуру электронной оболочки: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d², элемент №37 - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶5s¹.

       Просматривается четкая связь между электронным строением атома и его положением в периодической системе:

1. Порядковый номер элемента совпадает с числом электронов в атоме.

2. Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с числом энергетических уровней в атоме. Например, элемент №16 находится в третьем периоде и имеет три энергетических уровня (3s²3p⁴), элемент №22 - в четвертом периоде (4s²), элемент №37 - в пятом периоде (5s¹).

3. Номер группы определяется числом валентных электронов. Валентные электроны могут находиться либо только на последнем энергетическом уровне (3s²3p⁴ - VI группа), либо на последнем и предпоследнем уровне (3s²3p² - IV группа).

4. Элементы главных и побочных групп отличаются по заполнению электронных оболочек. У элементов главных подгрупп заполняются внешние s и p- подуровни. У элементов побочных подгрупп заполняются d и f-подуровни предпоследних уровней.

Пример 1.1. Дана электронная формула атома элемента: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³.

Решение:

1. Порядковый номер элемента - №33.

2. Элемент находится в четвертом периоде, т.к. заполнены четыре энергетических уровня.

3. Элемент находится в пятой группе, т.к. на внешнем энергетическом уровне содержится пять валентных электронов (4s²4p³).

4. Элемент находится в главной подгруппе, т.к. валентные электроны содержатся на подуровнях s и p внешнего энергетического уровня.

Для оценки возможных валентных состояний атома следует исходить из спиновой теории валентности, утверждающей, что валентность элемента определяется числом неспаренных электронов в атоме, как в нормальном, так и в возбужденном состояниях.

Для этого следует изобразить электронное строение атома с помощью энергетических ячеек. Например, строение атома серы будет выглядеть следующим образом:

                                                  ¯­ ¯ ¯           

                                       ¯­     3p⁴

            ¯­ ¯­ ¯­ 3s²

   ¯­   

¯­ 2s²   2p⁶

1s²

       В атоме содержится два неспаренных электрона, следовательно, в нормальном состоянии валентность серы равна двум.

       При сообщении атому некоторого количества энергии электронные пары внешнего энергетического уровня могут распариваться и переходить на более высокие энергетические подуровни в пределах последнего энергетического уровня (возбужденное состояние).

       Для рассматриваемого атома возможны два возбужденных состояния:

                                            ¯       

                 ¯ ¯ ¯          3d

       ¯­         3p

      3s

                                            ¯ ¯      

                 ¯ ¯ ¯          3d

       ¯         3p

      3s

       В первом случае в атоме имеется четыре неспаренных электрона (4-валентное состояние), во втором - шесть неспаренных электронов (6-валентное состояние).

       Химическая связь образуется при перекрывании атомных орбиталей валентных электронов, при этом связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания орбиталей является наибольшей. Образуются электронные пары общие для связывающихся атомов. В образовании связей могут участвовать s, p, d электроны как в «чистом», так и в гибридном состоянии. Гибридизация валентных орбиталей имеет место тогда, когда валентные электроны атома находятся в разных подуровнях, обладают различной энергией и различной формой орбиталей. Наиболее простыми и известными являются типы гибридизации sp, sp², sp³, которые наблюдаются у атомов бериллия, бора, углерода и их аналогов.

1.1. Контрольные задания 1-10.

       Для атомов и ионов указанных элементов:

1. Представьте электронную структуру;

2. Изобразите графически нормальное и возбужденное состояния;

3. Укажите валентные электроны

Познавательные статьи:



Организация работы процедурного кабинета

Статус республик в составе РФ

Понятие финансов, их функции и особенности

Сущность демографической политии