Курс лекций по химии (стр. 2 )

Э(х)=М(х)·fэкв(х).

Фактор эквивалентности - число, показывающее, какая часть моля элемента или вещества эквивалентна одному иону H+ в реакциях обмена или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Молярная масса эквивалента (Мэкв) - это масса 1 моля (6,02·1023 частиц) эквивалента вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества

Мэкв = fэкв·М.

Фактор эквивалентности и молярная масса эквивалента вещества определяются той реакцией, в которой данное вещество принимает участие: fэкв и Мэкв одного итого же вещества в различных реакциях различны. Например:

а) в реакции: H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O

fэкв (H3PO4) = 1,

Мэкв (H3PO4) = М(H3PO4) = 98 г/моль,

т. к. в 1 молекуле H3PO4 замещается 1 атом водорода;

б) в реакции: H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

fэкв (H3PO4) =

Мэкв (H3PO4) = М(H3PO4) = = 49 г/моль;

в) в реакции: H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3H2O

fэкв (H3PO4) =

NaOH (H3PO4) = М(H3PO4) = = 32,667 г/моль.

Фактор эквивалентности (эквивалент) NaOH во всех приведен­ных реакциях равен 1

Мэкв(NaOH) = 40 г/моль.

Основные понятия и выводы

1. Предмет изучения химии - вещества, их свойства, процес­сы их превращения и явления, которыми эти процессы сопро­вождаются.

2. Элемент - совокупность атомов с одинаковыми зарядами ядер.

3. Атом - наименьшая частица вещества, сохраняющая все его химические свойства.

4. Молекулами называют мельчайшие электронейтральные частицы вещества, которые обуславливают химические и физические свойства этого вещества. При физических превращениях (за исключением случаев, рассматриваемых в ядерной физике) молекулы не изменяются. При изменении состава молекул изменяются свойства вещества. Молекулы состоят из атомов.

5. Ионы - мельчайшие заряженные частицы вещества (электролита), которые обуславливают химические и физические свойства этого вещества.

6. Для описания массы атомов часто используют относительные единицы. Значение относительной атомной и молекулярной массы показывает, во сколько раз масса атома или молекулы больше, чем 1/12 массы атома углерода. 1/12 массы атома углерода принята за а. е.м. (атомную единицу массы). Можно говорить о массе атома, выраженной в а. е.м., но всегда следует помнить, что относительная атомная и относительная молекулярная масса являются величинами безразмерными.

7. Моль - количество вещества, содержащее столько же структурных элементов (атомов, молекул, ионов, электронов и других частиц), сколько содержится атомов в 0,012 кг 12С (6,02·1023 моль-1).

8. Основные законы химии:

1) Закон сохранения массы веществ: суммарная масса продуктов реакции равна суммарной массе исходных веществ.

2) Закон постоянства состава: всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

3) Закон кратных соотношений: если два элемента соединяются между собой, образуя несколько соединений, то количества этих элементов находятся в простых целочисленных отношениях друг к другу.

4) Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

5) Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (Т и Р) содержится одинаковое число молекул.

Контрольные вопросы и задачи

1. Что называется химическим элементом, атомом, молекулой, относительной молекулярной массой?

2. Чем отличаются молекулы от ионов?

3. Что называется молем, молярной массой?

4. Как формулируется закон сохранения массы?

5. Сформулируйте закон постоянства состава.

6. В чем заключается сущность закона объемных отношений?

7. В чем суть закона эквивалентов? Что показывает фактор эквивалентности?

8. Всегда ли эквивалент химического элемента является постоянной величиной?

9. Как определить эквивалентную массу кислоты, гидроксида, соли?

10. Как формулируется закон Авогадро и следствие из него?

11. Какие величины можно вычислить по уравнению Менделеева–Клапейрона? Укажите их размерность в единицах СИ.

12. Что такое плотность и относительная плотность? Определите относительную плотность хлора: а) по воздуху, б) по водороду.

13. Сколько граммов сульфата меди образуется при растворении 20 г оксида меди в растворе, содержащем 100 г серной кислоты.

г сплава меди с алюминием обработали избытком гидрок­сида калия. При этом выделилось 5,6 л водорода. Каковы массовые доли (в %) компонентов сплава?

15. Чему равна масса 1 л озона, измеренного при н. у.

16. Сколько молекул аммиака NH3 содержится: а) в 1 л; б) в 1 г?

17. Вычислить относительную плотность по воздуху газовой смеси следующего состава: 3N2 + 4O2 + 2H2.

18. Относительная плотность газа по воздуху: а)0,97; б)1,66; в)3,5. Вычислите молярные массы газов.

19. Сколько литров воздуха требуется для полного сгорания 103 л следующих видов газообразного горючего: а) метана; б) ацетилена; г)этилена?

20. При сгорании 4 г магния образовалось 6,63 г оксида магния. Определить эквивалентную массу магния.

21. Определить эквиваленты кислот и оснований в следующих реакциях:

а) HNO3 + Bi(OH)3 = Bi(OH)2NO3 + H2O;

б) Н2S + NaOH = NaHS + H2O;

в) 3H2SO4 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6H2O;

г) 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O.

22. Выразить в молях и в граммах: а)6,02·1021 молекул ацетилена C2H2; б)2,00·1023 молекул фосгена COCl2.

23. Какие объемы займут 2 г водорода, 17 г сероводорода, 3,5 г хлора, 2,4 г озона при нормальных условиях?

24. Сколько граммов едкого натра требуется для реакции с 71 г P2O5, чтобы получить Na2HPO4, и сколько молей этой соли получится?

25. Вычислить молярную массу вещества, если установлено, что масса 60 мл его паров при температуре 87 0С и давлении 70 кПа равна 0,13г.

Тема 2. Химия и периодическая система

элементов

В этом разделе мы попытаемся разобраться в том, как устроен атом и чем атомы одного химического элемента отличаются от атомов другого химического элемента, т. е. рассмотрим состав атомных ядер, квантово-механическую природу атома, познакомимся с принципом Паули и правилом Гунда, научимся изображать форму электронных облаков s-, p-, d-, f - электронов, на основе строения атомов прогнозировать их свойства и формулировать периодический закон элементов . Рассмотрим кислотно-основные и окислительные свойства вещества.

2.1. Ядерная модель атома. Состав атомных ядер

Со времен античных мыслителей атомы считались мельчайшими, а потому неделимыми частицами. Все известные экспериментальные факты подтверждали этот взгляд на атом. Однако к началу XX столетия было открыто множество явлений прямо или косвенно свидетельствующих о сложном строении атомов (фотоэффект, радиоактивность и т. п.). Когда стало ясно, что атом имеет сложное строение, ученые попытались ответить на вопрос - как именно устроен атом. Наиболее удачная модель строения атома была предложена в 1911 г. английским физиком Эрнестом Резерфордом. На основании своих экспериментальных данных он предложил планетарную модель атома. По Резерфорду атом устроен подобно Солнечной системе: состоит из очень маленького положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся масса атома, и ничтожных по массе и размерам отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг ядра подобно планетам вокруг солнца.

Модель строения атома, предложенная Резерфордом, не потеряла своей физической сущности до настоящего времени. Изменились лишь представления о траектории движения электронов в атоме.

По современным представлениям в центре атома находится массивное ядро, имеющее положительный заряд, и движущиеся определенным образом в электрическом поле этого ядра отрицательно заряженные электроны. При этом именно ядро определяет принадлежность атома к тому или иному хими­ческому элементу, так как оно сохраняется при любых химических превращениях, в то время как электронная структура может меняться.

В ядре сосредоточена практически вся масса атома (>99,95 %). А так как диаметр ядра составляет всего около 10-5 от диаметра атома, то его объем составляет - 10-15 от объема, занимаемого в пространстве атомом. Поэтому плотность вещества в ядре очень высокая и составляет - 230 млн. т/см3.

Ядра атомов химических элементов состоят из двух видов элементарных частиц - из протонов и нейтронов, общее название которых нуклоны. Протон (Р) имеет массу 1,0073 а. е.м. и заряд q=+1,6·10-19 Кл или +1 (в относительных единицах). Нейтрон (n) имеет массу 1,0087 а. е.м. и заряд q=0. Суммарное число протонов и нейтронов в ядре называется массовым числом. Число протонов в ядре атома равно порядковому номеру элемента в периодической системе и числу электронов в атоме. Число нейтронов в ядре атома равно разности между относительной атомной массой химического элемента и числом протонов (А=Z+N, где А - атомная масса; Z - число протонов, а N - число нейтронов).

Силы, удерживающие протоны и нейтроны в ядре, называются ядерными. Суммарный заряд протонов (заряд ядра) равен суммарному заряду электронов. Значит, атом - электронейтральная частица. В обозначении атома элемента отражается массовое число и количество протонов - Э, например, S, K, Th.

Атомы с одинаковым количеством протонов (Z), но различным количеством нейтронов (N), называются изотопами, например, O, О, О.

Атомы с одинаковой атомной массой (с одинаковым массовым числом), но различным количеством протонов (Z) и нейтронов (N), называются изобарами, например, Ar, K, Ca.

Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения чисел протонов и нейтронов: для легких элементов А/Z=2, для тяжелых достигает 2,6.

При нарушении устойчивого протонно-нейтронного соот­ношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радио­активным. Радиоактивностью называется самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц.

Основными типами самопроизвольных ядерных процессов являются α- и β-распады, а также спонтанное деление. При α- распаде ядро теряет α-частицу (Не), при β-распаде происходит испускание ядром электрона е - или позитрона е+, или захват ядром электрона с одного из ближайших уровней. Радиоактивный распад сопровождается выделением большого количества энергии. Радиоактивные ядра отличаются степенью устойчивости. Одной из основных характеристик устойчивости является период полураспада - это время, за которое число ядер уменьшается в результате распада вдвое.

2.2. Квантово-механическое объяснение строения

электронных оболочек

Вокруг ядра движутся отрицательно заряженные электроны, образующие электронную оболочку ядра. Движение электрона в атоме подчиняется определенным довольно сложным законам. Состояние электрона в атоме не поддается описанию с помощью законов обычной механики макро­скопических тел. Поэтому основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой (волновой) механики - раздела физики, изучающего движение микрообъектов (электронов, протонов и других частиц, обла­дающих ничтожной массой).

Согласно квантово-механическим представлениям элек­трон обладает двойственными свойствами: свойствами частицы и волны. Поэтому он может находиться в любой части прост­ранства, окружающего ядро, но вероятность его нахождения в той или иной части неодинакова. Электрон как бы размазан вокруг ядра по сфере, удаленной от него на некоторое расстоя­ние и образующей электронное облако. Плотность электронного облака определяется вероятностью пребывания электрона в какой-то части атомного объема. Для обозначения совокупности положения электрона в атоме пользуются понятием орбиталь.

Область пространства вокруг ядра, в пределах которой наиболее вероятно нахождение электрона, называют атомной орбиталью.

Каждому способу движения электрона отвечает опре­деленное значение энергии. Каждому значению энергии электро­на в атоме отвечает определенная форма и размер электронного облака. Поэтому для описания состояния электрона в атоме следует избрать энергетическую характеристику. Энергия электрона определяется способом его движения, а не координа­той. Координата же, согласно принципу неопределенности, вообще не может быть определена точно одновременно с энергией. Поэтому правильнее говорить об орбитали как о способе движения электрона, которому отвечает определенная энергия, а также форма и размер электронного облака. Установлено, что энергия электрона в атоме принимает не любые значения, а только строго определенные. Это свойство энергии электрона называют «квантование» ("квант" - порция).

Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои. Каждому электронному слою соот­ветствует определенный уровень энергии находящихся на нем электронов, поэтому электронные слои называются еще энергетическими уровнями.

Для характеристики орбиталей и электронов, находящихся на них, используют квантовые числа: их четыре.

Главное квантовое число (n) определяет энергию электрона и размеры электронного облака: чем больше значение главного квантового числа, тем больше энергия электрона и тем больше размеры имеет его электронное облако.

Каждый энергетический уровень характеризуется опреде­ленным значением n, равным номеру уровня. Главное квантовое число для атомов известных элементов имеет семь значений: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Теоретически n может расти до бесконечности, поэтому конечное число химических элементов неизвестно.

Электроны, образующие один и тот же электронный слой (уровень), несколько отличаются друг от друга энергией или, говорят, что энергетические уровни расщепляются на под­уровни. Каждый энергетический подуровень характеризуется определенным значением орбитального квантового числа l, которое может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1:

l = 0,1,2,3,…n-1.

Соответствующие орбитали обозначаются строчными буквами латинского алфавита: s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3).

Орбитальное квантовое число, кроме того, определяет форму электронного облака (орбитали): s-орбиталь (электронное облако s электрона) имеет форму шара; p-орбиталь - форму вытянутой объемной восьмерки (гантели); d-орбиталь имеет четырехлепестковую форму (две скрещенные гантели); f-орбиталь имеет еще более сложную форму.

s-орбиталь p-орбиталь d-орбиталь

Магнитное квантовое число ml, характеризующее простран­ственную ориентацию электронных облаков, принимает цело­численные значения от -l до +l, включая 0. Таким образом, подуровни подразделяются на энергетические состояния (ячейки, атомные орбитали), общее число которых равно (2l + 1) при данном значении l.

Так, значению:

l = 0 ml = 0 (имеет одно значение);

l = 1 ml = +1, 0, -1 (имеет 3 значения);

l = 2 ml = +2, +1, 0, - 1,значений);

l = 3 ml =+3, +2, +1, 0, -1, -2,значений).

Спиновое квантовое число ms - внутреннее свойство электрона. Ему придают только два возможных значения: +1/2 и -1/2, обозначают спины стрелками ­ и ¯.

Числом значений спинового квантового числа ms определяется максимально возможное число электронов на данной орбитали (не более двух).

Общая характеристика состояния электрона в много­электронном атоме определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Следовательно, на одной орбитали могут находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга значениями спинового квантового числа, максимальная емкость энергетического подуровня - 2 (2l + 1) электронов, а уровня - 2n2.

Распределение электронов в атоме, находящемся в основном состоянии (его электронная конфигурация), определяется зарядом ядра. При этом электроны размещаются согласно принципу минимальной энергии: наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии. Конкретная реализация этого принципа отражается с помощью принципа Паули, правила Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Кроме сказанного, необходимо учитывать и следующее: порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, причем в пределах фиксированного значения n+l в первую очередь заполняются состояния, отвечающие минимальным значениям n (правило Клечковского).

Иначе говоря, орбитали заполняются электронами в порядке увеличения энергии: в первую очередь заполняются орбитали ближайших к ядру электронных слоев и более простые по форме. На одной орбитали могут находиться не более двух электронов. Такие электроны называются спаренными.

При заполнении одинаковых орбиталей, например, p-орби­талей, электроны сначала располагаются по одному и только тогда, когда на каждой из орбиталей будет находиться по электрону, они начинают образовывать пары.

Последовательность заполнения орбиталей электронами имеет вид: 1s2®2s2®2p6®3s2®3p6®4s2®3d10®4p6®5s2®4d10

®5p6®6s2®®5d1®4f14®5d2-10®6p6®7s2®…

Структура электронной оболочки атома с расположенными по уровням, подуровням и орбиталям электронами называется электрон­ной конфигурацией атома.

Электронная конфигурация атома показывает распре­деление электронов по уровням и подуровням и может быть записана в виде электронной формулы. Например, электронная формула атома кальция Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.

Также существует второй способ составления схем распре­деления электронов в атоме - в виде квантовых ячеек (клетка, кружок, черточка) - для изображения электронной орбитали, а электроны изображают стрелками, направление которых указы­вает на ориентацию спинов электронов. Например, графическая формула углерода выглядит так:

Состояние атома с полностью или напо­ловину заполненным подуровнем (т. е. когда на каждой орби­тали имеется по одному электрону) является более устойчивым.

Этим объясняется такое явление, как "провал" электронов. Так, устойчивому состоянию атома хрома соответствует следующее распределение электронов: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5, а не 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, т. е. происходит "проскок" электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень. В результате оба подуровня приобретают наполовину заполненную конфигурацию, которая более устойчива.

Все сказанное выше относится к основному (невозбужденному) состоянию атома.

В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами последним, все элементы делят на четыре семейства.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего энергетического уровня, называются s-элементами (или семейством s-элементов). Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня, называется p-элементами. Это последние 6 элементов каждого периода, составляющие главные подгруппы III - VIII групп.

Элементы, в атомах которых заполняется d-подуровень второго снаружи (предвнешнего) уровня, называются d-элементами. Это элементы побочных подгрупп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды.

2.3. Периодический закон и периодическая система

химических элементов

К концу XVIII в. благодаря трудам химиков и физиков, в частности А. Лавуазье, произошла "великая химическая рево­люция", в результате которой на экспериментальной основе сформировались важнейшие представления химии - об элемен­тах, о простых и сложных веществах, о процессе окисления.

Число известных элементов быстро росло: к середине XIX в. было открыто более 60 элементов. В связи с этим возникла необходимость их систематизации. Попытки сделать это пред­принимались многими химиками. Первые естественные семей­ства объединялись по три сходных элемента и получили название триад. Так, И. Доберейнер сгруппировал в такие триады: 1) литий, натрий и калий; 2) кальций, стронций и барий; 3) серу, селен и теллур; 4) хлор, бром и йод. При сравнении атомных масс элементов каждой группы Доберейнер установил, что атомная масса промежуточного по химическим свойствам члена каждой триады является средним арифметическим из атомных масс крайних ее членов.

Одна из наиболее известных попыток систематизации элементов до Менделеева принадлежит Мейеру. Он опубликовал таблицу, в которой 44 из известных тогда 63 элементов были расположены в порядке возрастания их атомных масс в шести столбцах в соответствии с их высшей валентностью по водороду. Однако Мейер не обнаружил связи между массой элемента и их свойствами.

Такую связь установил , который, расположив элементы в порядке возрастания атомных масс, обнаружил, что сходные по свойствам элементы, так называе­мые аналоги, встречаются через строго определенные законо­мерные промежутки. Следовательно, одни и те же свойства элементов периодически повторяются или, иначе говоря, изменение свойств элементов имеет периодический характер. Ниже приведены первые 14 элементов, расположенные в порядке возрастания их атомных масс

Li - Be - B - C - N - O - F - Na - Mg - Al - Si - P - S - Cl -…

При переходе от лития к фтору происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических с одновременным увеличением валентности. Переход от F к следующему по значению атомной массы элементу натрию (Na) сопровождается скачкообразным изменением свойств и валентности, причем натрий во многом повторяет свойства лития, будучи типичным одновалентным металлом, хотя и более активным. Следующий за натрием магний (Mg) во многом сходен с бериллием Be (оба двухвалентны, проявляют металлические свойства, но химическая активность обоих выражена слабее, чем у пары Li - Na). Алюминий (Al), следующий за магнием, напоминает бор (В) (валентность равна 3). Как близкие родственники похожи кремний (Si) и углерод (С), фосфор (Р) и азот (N), сера (S) и кислород (О), хлор (Cl) и фтор (F). При переходе к следующему за хлором в последовательности увеличения атомной массы элементу калию (К) опять происходит скачок в изменении валентности и химических свойств. Калий, подобно литию и натрию, открывает ряд элементов (третий по счету), предста­вители которого показывают глубокую аналогию с элементами первых двух рядов.

Итак, в естественном ряду элементов (т. е. элементов, расположенных в порядке возрастания атомной массы) их химические свойства изменяются не монотонно, а периодически. Эта закономерность в изменении свойств элементов нашла свое выражение в периодическом законе, который сформулировал следующим образом: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

На основании периодического закона построил периодическую систему элементов. Датой открытия периодического закона считается 1 марта 1869 года. В то время ничего не было известно о сложном строении атома. Впоследст­вии оказалось, что более общей и точной характеристикой элемента является не масса атома, а положительный заряд ядра, который определяет общее число электронов в электронной оболочке атома, ее строение и тем самым - все химические свойства элемента и его положение в периодической системе элементов. В связи с этим претерпела изменение и формули­ровка периодического закона, который в настоящее время формулируется следующим образом: свойства элементов, простых веществ и соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Периодическая таблица - графическое изображение перио­дической системы. В настоящее время известно более 500 вариантов периодической системы элементов . Наиболее распространена короткая форма периодической системы элементов. Рассмотрим ее структуру. Химические знаки элементов расположены в клетках таблицы. В верхней части клетки указаны порядковые номера элементов; цифры, стоящие ниже под химическим знаком элемента, обозначают атомные массы.

Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп. Первый период включает всего два элемента, второй и третий периоды - по восемь, четвертый и пятый - по восем­надцать, шестой - тридцать два элемента, седьмой - 23 (незакон­ченный). Первые три периода называются малыми, а четвертый и следующие периоды - большими. Большие периоды подразде­ляются на ряды, малые же периоды совпадают с соответст­вующими рядами. Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. По вертикали расположены группы. Как правило, высшая положительная степень окисления элемента равна номеру группы. Исключение составляют, например, фтор (его степень окисления равна -1), медь, серебро, золото (степень окисления: +1 и +2; +1 и +2; +1 и +3 соответственно). В больших периодах через определенное число элементов свойства последующих элементов начинают частично повторяться: в 4-м и 5-м периодах - через 10 элемен­тов, в 6-м и 7-м периодах - через 24 элемента. Это явление послужило основанием для деления каждой группы на две подгруппы: главную и побочную. По химическим свойствам элементы главных подгрупп значительно отличаются от элементов соответствующих побочных подгрупп. Например, главную подгруппу I группы образуют Li, Na, K, Rb, Cs, Fr - типичные щелочные металлы со степенью окисления +1, побоч­ную подгруппу - Cu, Ag, Au, стоящие в электрохимическом ряду напряжений после водорода.

В больших периодах изменение химических свойств элементов от типичного металла к типичному неметаллу происходит так медленно, что лишь последние несколько элементов в конце периода представляют собой неметаллы. Например, в 4-м периоде - это мышьяк, селен, бром, в 5-м периоде - теллур, йод. В шестом периоде после лантана (поряд­ковый номер 57) следует 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемые лантаноидами, так как в химическом отноше­нии они сходны с лантаном. Это серебристо-белые тяжелые металлы, в соединениях проявляют степень окисления +3, реагируют с водой по схеме: 2Э + 6H2O = 2Э(ОН)3 + 3Н2.

В 7-м периоде после актиния (порядковый номер 89) распо­ложены 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 - актиноиды.

Периодическое изменение свойств химических элементов по мере постепенного возрастания зарядов ядер обусловлено изменением строения их электронных оболочек. В связи с этим суть периодического закона заключается в следующем: периодическое изменение свойств элементов зависит от периодического повторения подобных структур электронной оболочки атомов.

В каждом периоде происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня до восьми. Следовательно, электронные конфигурации наружных энергетических уровней периодически повторяются.

3

Деление элементов на периоды обусловлено числом энергетических уровней: в одном периоде объединены элемен­ты, имеющие одинаковое число энергетических уровней (электронных слоев), равное номеру периода.

Деление элементов на группы обусловлено порядком заполнения электронами уровней и подуровней:

у элементов главных подгрупп электронами заполняются либо s-, либо p-подуровень внешнего уровня;

у элементов побочных подгрупп - либо d-подуровень пред­внешнего слоя, либо f-подуровень третьего снаружи слоя (у лантаноидов и актиноидов).

Таким образом, главные подгруппы образованы s - и p-элемен­тами, а побочные - d - и f-элементами.

У элементов главных подгрупп число электронов на внешнем уровне равно номеру группы и максимальной валентности.

У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне 1–2 электрона.

У атомов элементов побочных подгрупп валентными являются не только электроны внешнего, но и предвнешнего уровня, они, как и элементы главной подгруппы, могут проявлять максимальную валентность, равную номеру группы. Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает максимальное число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Поведение химического элемента при химических реакциях зависит в значительной степени от строения внешнего энергетичес­кого уровня, поскольку электроны последнего уровня обладают максимальным запасом энергии и принимают участие в образовании химической связи.

Таким образом, причиной периодического повторения свойств элементов является периодическое повторение электронных конфигураций их атомов. Однако периодически повторяются только те свойства элементов, которые связаны со строением внешнего энергетического уровня (для d - и f-элементов), со строением предвнешнего и предпредвнешнего энергетических уровней. К числу таких свойств относятся: радиусы атомов, потенциалы ионизации, сродство атомов к электрону, электроотрицательность. Рассмотрим эти свойства, которые позволяют предсказать и объяснить химические свойства элементов.

2.4. Атомные и ионные радиусы

Говоря об атомных и ионных радиусах, необходимо иметь в виду, что вследствие волновой природы электрона атом не имеет строго определенных границ. Измерить абсолютные размеры атомов невозможно. Практически приходится иметь дело с радиусами атомов, связанных друг с другом каким-либо типом химической связи. Такие радиусы атомов называют эффективными. В дальнейшем с целью упрощения эффективные радиусы мы будем именовать просто радиусами.

В периодах атомные и ионные радиусы уменьшаются, начиная от начала периода - щелочного металла до элемента, предшествующего инертному газу, у которого радиус возрас­тает, и это закономерно повторяется во всех периодах.

Наибольшее уменьшение радиуса наблюдается у элементов малых периодов (I-III), так как у них происходит заполнение внешнего квантового слоя. В больших же периодах в пределах семейства d - и f-элементов наблюдается более плавное умень­шение радиусов вследствие того, что очередной электрон заполняет не внешний квантовый слой, а слои d и f. Такое последовательное уменьшение радиуса атомов d - и f-элементов называют d - и f-сжатием.

В подгруппах элементов (сверху вниз) радиусы атомов, в общем, увеличиваются, но в главных подгруппах - больше, а в побочных - меньше. Это связано с тем, что в этом направлении увеличивается число электронных слоев.

2.5. Энергия ионизации. Сродство к электрону.

Электроотрицательность

Способность атомов удерживать валентные электроны характеризуется величинами, называемыми энергией ионизации (I), сродством к электрону (Е) и электроотрицательностью (ЭО).

Энергия ионизации - это энергия, которую необходимо затратить для отрыва от атома наиболее слабо связанного с ним электрона.

Энергия ионизации является мерой металличности элемента: чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон и тем сильнее выражены металлические свойства элемента.

В периодах энергия ионизации увеличивается слева направо, а в подгруппах снизу вверх.

Сродство к электрону - это энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона.

Сродство к электрону является мерой неметалличности элемента: чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон и тем сильнее выражены неметал­лические свойства элемента.

Сродство к электрону изменяется в направлении, противоположном направлению изменения энергии ионизации атома.

Энергия ионизации и сродство к электрону не являются однозначными характеристиками металлических и неметал­лических свойств химического элемента. Более полной и общей характеристикой этих свойств является электроотрицательность элемента.

Электроотрицательность - способность атомов в молекуле или кристалле притягивать электроны.

Для расчета ЭО предложен ряд способов, основанных на использовании разнообразных физико-химических характерис­тик элементов. Так, по способу Р. Малликена электроотри­цательность равна арифметической полусумме значений энергии ионизации и сродства к электрону

ЭО = 1/2(I +Е).

Чаще всего применяется шкала, предложенная Л. Полингом. В основе этой шкалы лежит не сумма значений I и Е, а используются другие свойства, характе­ризующие способность атома превращаться в отрицательные ионы. Как видно из данных таблицы, наибольшей способностью притягивать электроны обладает фтор (ЭО=4,0), а наименьшей - цезий и франций (ЭО=0,7). Важно подчеркнуть, что у элементов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера, значение ЭО изменяется периодически.

Электроотрицательность, энергия активации и сродство к электрону выражают в Дж или эВ. Высокими значениями электроотрицательности (2–4 по Полингу) характеризуются неметаллы, низким (≤1) - щелочные металлы. В периодической системе при движении по периоду слева направо электроотрицательность элементов увеличивается, а при движении по главной подгруппе сверху вниз - уменьшается.

2.6. Кислотно-основная характеристика веществ

Элемент или его соединения проявляют основные свойства, если его оксид с водой прямо или косвенно дает основание, а с кислотой образует соль (Na2O, CaO). Если же оксид элемента с водой прямо или косвенно образует кислоту, а со щелочью соль, то элемент и его соединения проявляют кислотные свойства (CO2, SO2). Если же оксид (ZnO, Al2O3) реагирует с веществами и кислотного, и основ­ного характера, его называют амфотерным: