Элемент Z I1 (эВ/атом)
As 33 9.82
Sb 51 8.64
Bi 83 7.29.
В побочных подгруппах d-элементов с увеличением заряда ядра Z воз-растают эффект проникновения электронов к ядру и энергия ионизации I1:
Элемент Z I1(эВ/атом)
V 23 6.74
Nb 41 6.88
Ta 73 7.89.
При переходе от s-элементов 1 группы к р-элементам V111группы энергия ионизации I1 изменяется немонотонно (рис.4), проявляя внутреннюю периодичность : локальные максимумы I1 у s2 –элементов(Be, Mg) и s2p3-элементов (N, P, As) и локальные минимумы I1 у s2p1-элементов (B, Al, Ga) и s2p4-элементов( O, S,Se).
Сродство к электрону F1 – энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к невозбужденному атому. Сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома и периодически изменяется с увеличением заряда ядра атомов(см. табл.2).
Т а б л и ц а 2
Сродство к электрону F1 атомов некоторых элементов
Эле- мент | H | He | Li | Be | B | C | N | O | F | Cl | Br | I |
Z | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 17 | 35 | 53 |
F1,эВ | 0.75 | -0.22 | 0.59 | -0.19 | 0.30 | 1.27 | -0.21 | 1.47 | 3.5 | 3.6 | 3.4 | 3.3 |
Надежные значения F1 установлены для небольшого числа элементов. Наибольшим сродством к электрону обладают s2p5-элементы (галогены), наименьшие отрицательные значения F1 имеют атомы s2-элементов(Be, Mg, Cd, Hg) и s2p6-элементов(благородные газы). Выделение энергии происходит при присоединении только одного электрона к нейтральным атомам галогенов, кислорода, серы, углерода. Присоединение двух или трех электронов к атому невозможно согласно квантовохимическим расчетам. Поэтому одноатомные двух - и многозарядные анионы (О2−, S2−, N3−) в свободном состоянии не существуют.
В подгруппах периодической системы изменение энергии ионизации, радиусов атомов и однотипных ионов обычно имеет немонотонный характер(вторичная периодичность, Бирон, ЛТА,1915).
Понятие электроотрицательности, введенное Полингом, является условным и вместе с тем полезным. Электроотрицательность характеризует способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность при химическом связывании с атомами других элементов с образованием молекулы(фазы). Абсолютная электроотрицательность по Малликену – это полусумма энергии ионизации I1 и сродства к электрону F1 :
X = 1/2(I1 + F1).
Предложено около 20 шкал электроотрицательности.
На рис.5 представлена часто используемая шкала относительных значений электроотрицательности x по Полингу, в которой за единицу x принята электроотрицательность лития. При увеличении заряда ядра электроотрицательность в периодах увеличивается, а в подгруппах сверху вниз уменьшается. Наименьшими значениями электроотрицательности характеризуются s-элементы 1 группы, а наибольшими − р-элементы V11 группы. Фтор имеет наивысшую, а цезий − наинизшую электроотрицательность. У атомов типичных неметаллов высокие электроотрицательность и окислительная способность, а у атомов типичных металлов низкая электроотрицательность и высокая или значительная восстановительная способность. По разности относительных электроотрицательностей ∆x химически связанных атомов можно оценить степень ионности связи ( кривая Полинга). При ∆x >1.9 химическая связь между атомами рассматривается как преимущественно ионная(цезий−фтор, натрий−хлор, калий−кислород и т. д.).
Степень окисления (условный электрический заряд атома в молекуле или фазе при условии распределения валентных электронов между атомами в соответствии с их электроотрицательностями) изменяется периодически с увеличением заряда ядра атомов. Значения высших и низших степеней окисления элементов повторяются периодически, совпадая в подгруппах. Например, в 1VА группе углерод, кремний и германий имеют высшую степень окисления +4(СО2,SiO2,GeO2) а низшую степень окисления −4( CH4, Mg2Si, Mg2Ge).
По химическим свойствам простые вещества (из атомов одного элемента) делятся на металлы и неметаллы.
Металлы образуются элементами с небольшим числом электронов на внешнем уровне атомов (1–2). Они характеризуются малыми величинами I1, F1, х. Это означает, что атомы металлов легко теряют электроны
М – nз → Мn+,
превращаясь в положительно заряженные ионы. Присоединения электрона к таким атомам практически не происходит. В периодической системе большинство элементов – металлы (s, р,d и f-семейства). Неметаллы образуются элементами с большим содержанием электронов на внешнем уровне, малыми радиусами атомов, характеризующиеся большими значениями I1, F1, x. Атомы неметаллов способны присоединять электроны
А + nз → An-,
превращаясь в отрицательно заряженные ионы.
Каждый период начинается типичным металлом (элементы s-семейства) и заканчивается неметаллом. Самый последний элемент в периоде – благородный газ. Внешний уровень электронной оболочки атома инертного газа имеет устойчивую конфигурацию из восьми электронов s2р6 (кроме Не ).В группы объединяются элементы с одинаковым числом валентных электронов. В главной и побочной подгруппах нет полного подобия в строении электронных оболочек атомов. В группах сверху вниз радиус атомов увеличивается, а величины I1, F1 и x уменьшаются. Вследствие этого в группах сверху вниз усиливаются металлические свойства: например, углерод С – типичный неметалл, а свинец Рb – металл.
Форма и свойства соединений, образуемых элементом, определяются степенью окисления и спин-валентностью его атомов (числом непарных электронов, определяемым структурой внешнего и предвнешнего слоя). Например, хлор и марганец образуют соответственно хлорную НСlO4 и марганцовую НМnО4 кислоты, но соединение с водородом образует только хлор (НС1 – хлороводород).
В оксидах р-элементов главных подгрупп сверху вниз более устойчивыми являются соединения с низшей степенью окисления, а в побочных (оксиды d-элементов) – с высшей, как например, РbО и НfО2 . У оксидов с низшей степенью окисления элемента более выражены основные свойства, а у оксидов с высшей степенью окисления – кислотные (НfO2 – ангидрид гафниевой кислоты Н2НfO3). Низшая степень окисления элементов побочных подгрупп, как правило, равна двум, а высшая – номеру группы. В случае образования трех и более оксидов, промежуточные соединения амфотерны.
Например, изменение характера оксидов марганца происходит от основного (Мn +2 ) до кислотного (Мn +7):
Оксид | MnO | MnO2 | Mn2 O7 |
Химический характер | Основный | Амфотерный | Кислотный |
Cвойства гидратных форм оксидов, оснований и кислот –зависят от положения элемента в периодической системе. В периодах слева направо сила оснований(степень и константа ионизации) уменьшается, а сила кислот возрастает: КОН более сильное основание, чем Са(ОН)2; Н3АsО4 - кислота меньшей силы, чем Н2SеО4. Если элемент проявляет различные степени окисления, то основание с меньшей степенью окисления – Fе(ОН)2 более сильное, чем с большей степенью окисления Fe(ОН)3. В кислотах – наоборот, например, Н2SО4 – более сильная кислота, чем H2SO3.Образование соединений с водородом характерно для элементов главных подгрупп. В гидридах, образованных типичными металлами ( s-элементами), водород имеет отрицательную степень окисления (LiH, СаН2), а в соединениях с р-элементами – положительную (НF, Н2S).
6.Примеры решения задач
Пример 1. В каком порядке происходит заполнение электронами подуровней Зd, 4s, 4р?
Решение. Найдем сумму n + l для каждого из подуровней:
n = 3, l = 2, n + l = 3 + 2 = 5 – для 3 d - подуровня ;
n = 4, l = 0, n + l = 4 + 0 = 4 – для 4 s - подуровня;
n = 4, l = I, n + l = 4 + 1 = 5 – для 4 p - подуровня.
По первому правилу Клечковского сначала заполняется подуровень 4s (наименьшая сумма n + l), далее по второму правилу заполняется подуровень 3d (меньшее n при одинаковой сумме n + l) и последним заполняется подуровень 4p.
Порядок заполнения подуровней 4s3d4p.
Пример 2. Привести электронную и электронно-графическую формулы атома кремния и охарактеризовать значениями квантовых чисел его внешние электроны.
Решение. В периодической системе атом кремния стоит под номером 14. В электронной оболочке атома 14 электронов. Используя правило наименьшей энергии и сведения о максимальном числе электронов на уровнях и подуровнях, составим электронную формулу Si :1s22s2 2р63s2 Зр2.
Электронно-графическая формула отражает также распределение электронов на орбиталях согласно правилу Хунда:
На внешнем уровне атома кремния содержится 4 электрона из них два на 3s - и два на 3р-подуровнях. Составим таблицу значений квантовых чисел, характеризующих эти электроны:
электрон | n | l | ml | ms |
3s (1) | 3 | 0 | 0 | +1/2 |
3s (2) | 3 | 0 | 0 | -1/2 |
3p (1) | 3 | 1 | +1 | +1/2 |
3p (2) | 3 | 1 | 0 | -1/2 |
Пример 3. Привести электронные формулы ионов мышьяка с зарядами +3 и –1.
Решение. При потере или присоединении электронов к атому происходит изменение структуры внешней электронной оболочки. Рассмотрим, как меняется электронная конфигурация мышьяка при переходе Аs0 →Аs3+. Появление положительного заряда связано с дефицитом электронов, т. е. имеет место процесс: Аs0 – 3з → Аs3+ . Электронная формула Аs+3:1s22s22р63s23р63d104s24р0.
При переходе Аs0→ Аs1- появляется избыток электронов за счет процесса Аs+з→Аs1– электронная формула принимает вид
Аs1–:1s22s22р63s23р63d104s24р4.
Пример 4. Исходя из закономерностей периодической системы, определите, какие гидратные формы оксидов образует элемент титан. Какими свойствами обладают эти соединения?
Решение. Титан – элемент № 22 – расположен в 4 периоде, IV побочной подгруппе, т. е. относится к 3d-элементам. У таких элементов валентные электроны расположены на предвнешнем d-подуровне и внешнем s-подуровне. Для атома титана в основном соcтоянии валентная конфигурация 3d24s2(спин-валентность 2, степень окисления +2 в оксиде TiO и в гидратной форме его Ti(OH)2); в возбужденном состоянии –3d24s4p (спин-валентность 4, степень окисления +4 в оксиде TiO2 и в гидратных формах его H4TiO4 и H2TiO3. Соединения титана с низшей степенью окисления +2 неустойчивы и имеют oсновные свойсва. Высшую степень окисления +4 титан проявляют в устойчивом оксиде TiO2 и в гидратных формах его с преимущественно кислотными свойствами.
Пример 5. Составить электронную формулу атома элемента № 15, определить положение элемента в периодической системе (период, группа, подгруппа) и спин-валентность в основном и возбужденном состояниях.
Решение. В первом периоде 2 элемента, во втором и третьем по 8 элементов. Следовательно, элемент № 15(фосфор) находится в 3 (малом) периоде, в котором заполнение имеющегося 3d –подуровня не происходит в соответствии с первым правилом Клечковского. Электронная формула атома фосфора: в основном состоянии 15 Р 1s22s22p63s23p3, в возбужденном состоянии (при поглощении кванта энергии hн) 15Р*1s22s22p63s3p33d в результате электронного перехода 3s→3d с увеличением спин-валентности от 3 до 5 и с изменением валентной конфигурации 3s23p3→ 3s3p33d. Фосфор находится в 3 периоде(заполняется электронами третий квантовый слой n=3), в Vгруппе(валентная конфигурация содержит 5 электронов), в главной подгруппе(заполняется р-подуровень внешнего третьего уровня).
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Ахметов и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 2003. 743 с.
2. имия элементов. В двух томах. М.; БИНОМ, 2008. Т.1. 607с.;
Т.2. 670 с.
3. . Общая химия. М.: «Высшая школа», 2006 . 557 с.
4. , . Общая химия. СПб., Химия, 1995. 624 с.
5. . Общая химия. М., Интеграл-ПРЕСС, 2002. 859 с.
6. Угай и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 2004. 527 с.
7.Глинка и упражнения по общей химии. М.: «Интеграл-Пресс»; 2003.264 с.
----------------------------------------------------------------------------------------------------------
Оглавление
1.Основные теории строения атома……………………………………3
2.Квантовые числа………………………………………………………10
3.Принципы и правила заполнения электронной оболочки атома….15
4.Периодический закон и периодичепская система элементов
……………………………………………………….17
5.Периодичность физико-химических свойств элементов…………. 19
6.Примеры решения задач………………………………………………23
Библиографический список…………………………………………. 26
С о с т а в и т е л и:
Фомичева Татьяна Ивановна
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Методические указания по самостоятельному изучению студентами учения о строении атома и периодического закона
Отпечатано в авторской редакции с готового оригинал-макета
----------------------------------------------------------------------------------
Подписано в печать с оригинал-макета .10.
Формат 60х84 1/16. Бумага офсетная. Печать трафаретная.
Уч.-изд. л. 1,75. Печ. л. 1,75. Тираж 200 экз. Заказ № . С .
Санкт-Петербургская государственная лесотехническая академия
Издательско-полиграфический отдел СПбГЛТА
194021, Санкт-Петербург, Институтский пер., 3
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 |
