Периодический закон и Периодическая система химических элементов на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки

Периодический закон и Периодическая система химических элементов на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

К 60-м годам XIX века химическая наука накопила огромный опыт, как в области практики, так и теории. Однако общего закона, связывающего свойства простых и сложных веществ с какой-либо понятной и доступной характеристикой атома еще не существовало.

Первым среди многих ученых, пытавшихся подвести единую базу под классификацию известных химических элементов, был . Взяв за основу атомную массу элемента, он выявил закономерности в изме­нении свойств веществ. Современная формулировка этого закона, учиты­вающая то, чего еще не мог знать , а именно, строения атома, звучит так: свойства элементов, а также формы и свойства, образуемых ими простых веществ и соединений, находятся в периодической зависимо­сти от величины заряда их атомных ядер.

Вспомним, что именно ядро состоит из наиболее тяжелых элементар­ных частиц (протонов и нейтронов), и значит практически вся масса атома сосредоточена в ядре. При переходе от предыдущего атома к последующему в ядре атома увеличивается на единицу число положительно заряженных протонов. Вместе с этим возрастает и масса атома. Заряду ядра соответствует порядковый номер элемента в таблице, который указывает на число протонов в ядре и число электронов вокруг него.

Важно, что открыл периодическую повторяемость химических свойств элементов и включил их в соответствующие группы. Эта периодическая повторяемость обусловлена повторяемостью в строении внешнего электронного уровня. Например, все металлы IA - группы имеют один s-электрон, а неметаллы VIIA - группы два s - и пять р-электронов на внешнем уровне.

Современная система химических элементов (периодическая таблица) состоит из семи периодов (трех малых, трех больших и одного большого незаконченного). Они располагаются по горизонтали и разложены на ряды. По вертикали в таблице расположены восемь групп, каждая из которых делиться на две подгруппы: главную (А) и побочную (В).

Тем самым каждый химический элемент имеет в этой таблице свои конкретные координаты. Например, сера S находится в VIA - группе 3 периода.

Закономерности в изменении свойств элементов выглядят следующим образом.

Слева направо в каждом периоде ослабевают металлические и усилива­ются неметаллические свойства. Последним элементом в каждом периоде стоит атом благородного (инертного) газа (s2р6-элемент).

Напомним, что под неметаллическими свойствами атома химического элемента мы понимаем его стремление к приобретению электронов (т. е. спо­собность выступать окислителем), а под металлическими - способность отдавать электроны, т. е. окисляться и выступать в роли восстановителя.

В группах сверху вниз возрастают именно металлические свойства. Таким образом, самым активным металлом является франций, а самым активным неметаллом - фтор.

В группах находятся химические элементы со сходными свойствами, т. е. со сходным строением атома (одинаковое количество валентных элек­тронов). Их максимальная валентность в соединениях равна числу этих валентных электронов. В периодах валентность атомов возрастает слева направо на единицу при переходе от предыдущего атома к последующему.

Благородные газы образуют самостоятельную VIIIA - группу, которая позже других появилась в таблице (после открытия этих газов в начале ХХ века).

Важно знать, что изменение свойств элементов по периоду происходит постепенно, и определяющим является заряд ядра.

Умелое пользование таблицей химических элементов позволяет пра­вильно составлять формулы сложных соединений, сравнивать и оценивать свойства элементов, рассчитывать молекулярные массы веществ, устанав­ливать состав атомов и ядер.

Значение периодического закона для развития науки:

Этот закон:

- дает целостное представление о взаимосвязи строения атомов и их свойств;

-объясняет причины схожести и индивидуальности в химическом по­ведении простых и сложных веществ;

-показывает периодическую зависимость свойств простых и сложных соединений от строения атомов.

В прошлом этот закон позволил предвидеть открытие многих новых элементов и предсказать их основные физические и химические свойства.

Строение атомов и закономерности в изменении свойств

химических элементов на примере: а) элементов одного периода;

б) элементов одной А – подгруппы.

Порядковый номер химического элемента показывает численное значе­ние заряда его ядра (т. е. число протонов в ядре), а также общее число элек­тронов, движущихся около ядра.

Каждый следующий по порядку атом имеет на один протон больше в своем ядре и на один электрон больше в своей электронной оболочке. При движении по периоду слева направо с ростом заряда ядра атома уменьшается его размер и возрастает энергия связи электронов с ядром. Это проявля­ется в том, что металличность элемента (способность отдавать свои валент­ные электроны) снижается, и одновременно возрастает стремление атома к присоединению электронов (т. е. его неметалличность).

В 4-м периоде эта закономерность наблюдается от калия до брома. Электронные формулы некоторых элементов из этого периода:

+19 К 1s22s22р63s2Зр6Зd04s1(самый активный металл 4-го периода)

+32 Ge 1s22s22р63s2Зр6Зd104s24p2 (амфотерный элемент)

+35 ,Вг 1s22s22р63s2Зр6Зdl04s24р5 (самый активный неметалл 4-го периода)

+36 Кr 1s22s22р63s2Зр6Зdl04s24р6 (благородный газ) "

(подчеркнуты валентные электроны)

Постепенное заполнение электронами внешнего энергетического уров­ня закономерно меняет свойства атома от металлических к неметалличе­ским. Снижается восстановительная и возрастает окислительная способ­ность атомов.

В группах сверху вниз с ростом размера атома осла6евает энергия связи его электронов с ядром, т. е. растет восстановительная способность атома (металличность), а снизу вверх усиливается окислительная способность.

Например, такая закономерность видна в IV А - группе:

от металла свин­ца (РЬ) к неметаллу углероду (С).

В группах объединены элементы, имеющие сходное строение атома "на уровне внешнего электронного слоя. Так, и у атома углерода, и у атома свинца внешняя электронная оболочка содержит четыре электрона (два s - и два р-электрона).

+6 C 1s22s22p2

+82 Pb …6s26p2

В периоде характер оксидов элементов меняется от основного (К2О, СаО) к кислотному (SеОз), а в группах сверху вниз ослабевает кислотный характер оксидов.

Виды химической связи: ионная, ковалентная (полярная, неполярная); простые и кратные связи в органических соединениях.

Образование и существование в природе простых и сложных веществ было бы невозможным, если бы между образующими их химическими час­тицами (атомами или ионами) не было бы сил, связывающих эти частицы (химических связей).

Объяснение механизма возникновения химических связей стало воз­можным только после открытия строения атома. Основными элементарны­ми частицами, участвующими в образовании химических связей, являются электроны, а точнее, валентные электроны, находящиеся на внешнем энер­гетическом уровне. Именно они в определенных условиях могут покидать свои атомные орбитали. Характером перемещения этих электронов в око­лоядерном пространстве определяется тот или иной тип химической связи.

Ковалентная неполярная и полярная связь

Так при сближении атомов (без этого связь не может возникнуть) их ва­лентные электроны, объединяясь, как правило, в пары, переходят в иную область околоядерного пространства, т. е. на общую молекулярную орбиталь, где сосре­дотачивается отрицательный заряд данной пары электронов. Положение этой орбитали относительно положительных ядер взаимодействующих атомов либо усиливает притяжение ядер (связь возникает), либо ослабляет это притяжение

(связь слабеет или вообще не возникает). В первом случае общая молекулярная (орбиталь располагается в пространстве между ядрами атомов. Когда такое рас­положение симметрично относительно ядер атомов (например, если взаимодействуют одинаковые атомы), то возникает неполярная ковалентная связь. Чаще всего соединяются разные атомы, и тогда молекулярная орбиталь (общая элек­тронная пара) смещается в сторону, ядра того атома, чье стремление притягивать электроны сильнее. Принято говорить, что у этого атома больщая электроотрицательность. В этом случае образуется ковалентная полярная связь.

Схематично образование ковалентных связей можно представить сле­дующим образом:

Н· + ·Н ~ Н: Н

атом атом молекула

водорода водорода водорода ковалентная неполярная связь

•• ••

Н• + •Cl: → H:Cl:

•• ••

атом атом молекула

водорода хлора хлороводорода ковалентная полярная связь

В той части молекулы HCl, где находится атом хлора, наблюдается, как принято говорить, повышенная электронная плотность.

Ионная связь.

Если взаимодействуют атомы, которые сильно отличаются по своей элек­троотрицательности (например, активный металл и активный неметалл), то объединяющая их молекулярная орбиталь (общая электронная пара) прак­тически полностью перемещается в сторону атома неметалла. Принято считать, что электроны от атома металла переходят к атому неметалла. В ре­зультате такого перераспределения электронов происходит образование положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ио­нов неметалла.

Образовавшиеся ионы притягиваются друг к другу, и образуется другой гип связи – ионная.

K+ + Cl- = KCl

Сходство ковалентной и ионной видов связи заключается в том, что они образуются благодаря валентным электронам атомов, которые под влияние ядер взаимодействующих атомов перемещаются в околоядерном пространстве, формируя результирующие молекулярные орбитали. Различие между этими типами связей определяется тем, какое место в пространстве будут занимать в итоге эти результирующие молекулярные орбитали, иначе говоря, где по отношению к ядрам атомов будут находиться общие электронные пары.

Эти типы связей существуют в неорганических (н2, Н2О, H2S04 и др.) и органических (метан, метанол и др.) веществах.

Водородная связь.

Если вещество имеет молекулярное строение, то между этими частица­ми действуют межмолекулярные связи (значительно более слабые, чем ковалентные и ионные связи). Одним из видов межмолекулярного взаимо­действия являются водородные связи. Эти связи возникают между атомами водорода одной молекулы и сильно электроотрицательными атомами дру­гой молекулы (О, N, F). Эти последние атомы, как правило, имеют частич­ный отрицательный заряд (к ним смещена электроотрицательная плот­ность), а атомы водорода - частичный положительный заряд. Их взаимное притяжение ведет к появлению водородной связи, например, между моле­кулами воды, спиртов, нуклеиновых кислот и др.

Металлическая связь.

Этот тип связи существует в кристаллах металлов. Валентные элек­троны металлических элементов обладают высокой подвижностью. Они достаточно легко покидают свои атомные орбитали, перемещаясь на ор­битали молекулярные. Число этих свободных орбиталей велико и охваты­вает всю структуру металла. В результате эти подвижные электроны обеспечивают объединение всех атомов в целостную кристаллическую структуру.

Простые и кратные связи.

Если два атома соединены между собой одной обшей электронной па­рой, находящейся на молекулярной орбитали, то такая связь называется простой одинарной связью. Но когда в связывании атомов участвуют две или три электронные пары, то возникают кратные связи: соответственно двойная и тройная связь. Одинарная связь называется Õ-связью, двойная связь включает Õ- и π-связь, а тройная - Õ- и две π-связи, причем π-связь слабее Õ-связи. Вместе с тем суммарная энергия связи возрастает от одинарной к тройной.

Например, двойная существует в этилене CН2=CH2, а тройная - в мо­лекулах азота N=N и ацетилена НС=СН.

Классификация химических реакций

в неорганической и органической химии.

Все химические реакции могут быть классифицированы, исходя из тех или иных признаков.

1) По характеру теплового эффекта реакции делятся на экзотермические, протекающие с выделением тепловой энергии, и эндотермические, идущие с поглощением теплоты. Для начала реакций первого типа необходим, как пра­вило, первоначальный подвод тепла извне, а в последующем реакция протекает самопроизвольно за счет выделяющегося тепла. Для протекания эндотерми­ческих реакций требуется постоянно подводить внешнее тепло

К экзотермическим реакциям относятся в большинстве случаев реакции соединения.

2Mg + О2 = 2MgO + Q

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2O + Q

Эндотермические реакции наиболее характерны для реакций разложе­ния сложных веществ, требующих затрат энергии

Q - тепловой эффект данной химической реакции.

2) По характеру и полноте протекания все реакции делятся на необратимые, идущие до конца в одном направлении, например:

СНзСООН + NaOH = СНзСООNа + Н2О

4NНз + 3О2 = 2N2 + 6Н2О

И обратимые, в ходе которых в данных условиях устанавливается химиче­ское равновесие, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными, а при изменении внешних условий происходит сдвиг этого равно­весия в ту или иную сторону

N2 + 3Н2 ↔ 2NH; СН2=СН2 + НОН ↔С2Н5ОН

Для обозначения обратимых реакций используется знак↔.

3) Если в ходе реакции происходит перераспределение электронов между взаимодействующими атомами веществ, то такие реакции называют окислительно - восстановительными

Если во время реакции не происходит перераспределения электронов между атомами взаимодействующих веществ, то такие реакции не относятся к окислительно - восстановительным, например, реакции обмена:

4) По виду и количеству исходных и конечных веществ реакции подразделяют на:

а) реакции соединения

б) реакции разложения

в) реакции замещения (атомы одного химического элемента замещают атомы другого элемента)

СН4 + Cl2 = СНзСl + НСl Fe + CuS04 = FeS04 + Cu

г) реакции обмена (взаимодействующие вещества обмениваются своими составными частями):

2СН3СООН + Mg(OH)2 = (СНЗСОО)2Мg + 2Н20

АgNО3 + NaCl = AgCl + NaNO3

В итоге любая химическая реакция мажет быть охарактеризована все­сторонне, например реакция получения аммиака имеет следующую характеристику:

N2 + 3Н2 ↔ 2 NН3 + Q

Это экзотермическая обратимая окислительно - восстановительная реакция соединения.

Обратимость реакций. Химическое равновесие и способы его смещения.

Как известно, все химические реакции делятся на необратимые (идут до конца) и обратимые.

Обратимые химические реакции - это реакции, протекающие одновременно в двух направлениях (прямая и обратная реакции).

В ходе обратимых реакций, когда скорости прямой и обратимой становятся равными, устанавливается химическое равновесие. Оно может сохраняться сколь угодно долго, если внешние условия (давление, температура и др.) оста­ются постоянными. На практике, когда является важным получить как можно быстрее конечный продукт реакции, существует необходимость научно обос­нованного воздействия на химическое равновесие путем изменении ряда внеш­них параметров.

Основной принцип такого воздействия (принцип Ле-Шателье) заключается в том, что если на систему, находящуюся в равновесии, оказывает влияние какой-либо внешний фактор, то система отвечает на это воздейст­вие так, чтобы снизить влияние этого воздействия.

Это становится более понятным на конкретных примерах.

1. Изменение концентрации реагирующих веществ.

Если в ходе обратимой реакции мы увеличиваем концентрацию какого-либо вещества, то равновесие смещается в сторону ускорения той реакции (прямой или обратной), в ходе которой концентрация этого вещества уменьшается.

Например, если увеличивать концентрацию кислорода О2 в реакции 2S02

+ 02 ↔ 2S0з + Q, то равновесие смещается в сторону прямой реакции, кото­рая ведет к снижению концентрации кислорода.

2. Изменение температуры.

Если мы увеличиваем температуру, то ускоряется та реакция, где под­водимое тепло поглощается (т. е. эндотермическая). И наоборот, снижение температуры увеличивает скорость экзотермической реакции.

Например, в реакции СО2 + С ↔ 2СО - Q повышение температуры смещает равновесие вправо, в сторону образования газа СО.

3. Изменение давления.

В тех случаях, когда в реакциях участвуют газообразные вещества и объекты исходных и конечных веществ различаются, изменение давления влияет на равновесие: увеличение давления ускоряет ту реакцию, которая ведет в сторону уменьшения общего объема реакционной смеси. И наоборот, если мы уменьшаем давление, ускоряется реакция, ведущая к увеличе­нию общего объема системы.

Так, в реакции 3Н2 + N2 ↔ 2NНз увеличение давления ведет к росту концентрации аммиака NН3 (соотношение объемов - исходных и конечных веществ составляет 4:2).

4. Катализаторы в равной степени ускоряют прямую и обратную реак­ции, т. е. равновесие наступает быстрее, но смещения этого равновесия в пользу одной из реакций не происходит.