Вертикальные столбцы — группы элементов, сходных по свойствам
Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность)
Свойства химического элемента (свойства его свободных атомов и свойства простого вещества) проявляют периодическую зависимость от атомных номеров химических элементов. Среди этих свойств наиболее важными, имеющими особое значение при объяснении или предсказании химического поведения элементов и образуемых ими соединений являются:
1) энергия ионизации атомов;
2) энергия сродства атомов к электрону;
3) электроотрицательность;
4) атомные (и ионные) радиусы;
5) степени окисления.
1) Энергия ионизации атомов – наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона от свободного атома
Легче всего удалить электрон из атомов щелочных металлов, включающих по одному валентному электрону, труднее всего – из атомов благородных газов, обладающих замкнутой электронной оболочкой. Поэтому периодичность изменения энергии ионизации атомов характеризуется минимумами, отвечающими щелочным металлам, и максимумами, приходящимися на благородные газы.
2) Энергия сродства атомов к электрону – энергия, выделяющаяся в процессе присоединения электрона к свободному атому.
Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.
Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p6 (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As)
3) Электроотрицательность (χ) – фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.
В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в подгруппах – её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы, наибольшая – у p-элементов VII группы.
4) Атомные (и ионные) радиусы.
Значения орбитальных атомных радиусов при переходе от щелочного металла к соответствующему (ближайшему) благородному газу немонотонно уменьшаются, за исключением ряда Li—Ne, , особенно при появлении между щелочным металлом и благородным газом семейств переходных элементов (металлов) и лантаноидов или актиноидов. В больших периодах в семействах d- и f-элементов наблюдается менее резкое уменьшение радиусов, так как заполнение орбиталей электронами происходит в пред- предвнешнем слое.
В подгруппах элементов радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.
5) Степень окисления – вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций
- численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО4).
В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами.
Все элементы в Периодической системе условно делят на металлы и неметаллы.
В главных группах металлические свойства элементов увеличиваются, а неметаллические свойства уменьшаются с возрастанием порядкового номера элемента.
В периодах для элементов главных групп металлические свойства элементов уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются с возрастанием порядкового номера элемента.
Оксидам типичных неметаллов соответствуют кислотные гидроксиды, а оксидам типичных металлов – основные гидроксиды.
Элементы главных групп, расположенные по диагональной границе (Be, Al, Ge, Sb, Pb) и примыкающие к ней, образуют амфотерные оксиды и гидроксиды.
Для оксидов элементов главных групп в Периодической системе:
Слева направо в пределах периода уменьшается основной характер, но растет кислотный характер,
Сверху вниз в пределах групп растет основной характер, но уменьшается кислотный характер.
С повышением степени окисления основной характер оксидов переходных элементов уменьшается, но одновременно растет их кислотный характер.
ХИМИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах или кристаллических решетках.
Согласно теории химической связи, наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из двух или восьми электронов (электронные группировки благородных газов). Атомы, имеющие на внешней оболочке менее восьми (иногда двух) электронов, стремятся приобрести структуру благородных газов.
Образование устойчивой электронной конфигурации может происходить несколькими способами и приводить к молекулам (и веществам) различного строения, поэтому различают несколько типов химической связи. Таковы ковалентная и ионная связи. Кроме этих видов связей существуют другие, не относящиеся непосредственно к электронным оболочкам: водородная и металлическая связи. Рассмотрим химические соединения с ковалентной и ионной связью.
Ковалентная связь– химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотри-цательностях атомов. Атом с большей ЭО сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей ЭО приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.
2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов – донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
Ионная связь – прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Для описания распределение электронов в многоэлектронных атомах по энергетическим уровням и подуровням полезно использовать таб. 4:
Таблица 4
Энергетические уровни, подуровни и орбитали
многоэлектронного атома
Глав ное квантовое число n | Обозначение энерге тического уровня | Максимальное число электронов 2n ![]() | Орбительное (побочное) квантовое число l | Обозначение энергетического подуровня (орбитали) | Магнитное квантовое число m | Максимальное число электронов 2(2l + 1) | ||||||||||||||||
для данного n изменяется от 0 до n-1 | для данного l -изменяется от –l до +l - принимает 2l + 1 -значение | |||||||||||||||||||||
К | 1s |
| ||||||||||||||||||||
L | 2s 2p |
-1 , 0, +1
| ||||||||||||||||||||
M | 3s 3p 3d |
-1 , 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
| ||||||||||||||||||||
N | 4s 4p 4d 4f |
-1 , 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
-3, -2, -1, 0, +1, 2, +3
|
Задача №1
Какие сведения можно получить об элементе №63, исходя из его положения в системе Д.И. Менделеева?
Ответ: это элемент Eu (европий). №63 показывает, что электронная оболочка атома состоит из 63 электронов. Eu находится в 6 периоде III B группе. Значит в его атоме различают 6 квантовых слоёв (или 6 энергетических уровней), характерная валентность элемента равна 3.
Задача №2
Запишите электронную формулу элемента №63, последовательно заполняя электронами энергетические подуровни по системе Д.И. Менделеева. Выделите сокращённую электронную формулу элемента. Какой тип элемента (s, p, d, f)?
Ответ:
1s2/ 2s2 2p6/ 3s2 3p6 3d10/ 4s2 4p6 4d10 4f6/ 5s2 5p6 5d1 5f0/ 6s2 6p0
Сокращённая формула: 4f6/ 5d1/ 6s2
(по валентным подуровням).
Eu – f – элемент
Логическая подсказка преподавателя:
Методами квантовой механики рассчитано, что устойчивое электронное состояние соответствует:
s0 s2; p0 p3 p6
d0 d5 d10; f0 f7 f14
Поэтому у элемента №63 наблюдается «эффект провала электрона» при реализации устойчивого состояния:
e -
4f6/ 5d1/ 6s2 ® 4f7/ 5d0/ 6s2
Задача №3
Напишите электронные формулы (начиная с четвёртого уровня) для ионов Eu2+, Eu3+, Eu4+ (без учёта провала электрона).
Ответ:
Eu2+ … 4s2 4p6 4d10 4f6/ 5s2 5p6 5d1 5f0/ 6s0
Eu3+ … 4s2 4p6 4d10 4f6/ 5s2 5p6 5d0 5f0/ 6s0
Eu4+ … 4s2 4p6 4d10 4f5/ 5s2 5p6 5d0 5f0/ 6s0
Задача №4
Какие величины квантовых чисел характеризуют состояние валентных электронов в атоме Eu?
Ответ:
Валентные электроны | n | l | m | s |
4f | -3,-2,-1,0,1,2,3 | + ½ | ||
5d | -2,-1,0,1,2 | + ½ | ||
6s | + ½ |
Задача №5
Почему в атомах химических элементов заполняется сначала 4s – подуровень, а затем 3d – подуровень?
Логическая подсказка преподавателя: согласно «принципу наименьшей энергии», при формировании электронных оболочек наблюдается «эффект запаздывания», так как сначала заполняются энергетически выгодные уровни и подуровни, на которых энергия связи электрона с ядром атома максимально возможная (соответственно, общая энергия электрона максимально возможная). По правилу Клечковского, наибольшая энергия связи с ядром у того электрона, у которого сумма (n + l) ® min.
Ответ:
подуровни | n + l | 4s – подуровень энергетически выгоднее, чем 3d – подуровень |
4s | 4 + 0 = 4 | |
3d | 3 + 2 = 5 |
Задача №6
Можно ли объяснить тот факт, что при формировании электронных оболочек в атомах химических элементов
прерывается заполнение 5d – подуровня и происходит заполнение электронами 4f – подуровня?
Ответ:
подуровни | n + l | 5d и 4f – подуровни одинаково энергетически выгодны |
5d | 5 + 2 = 7 | |
4f | 4 + 3 = 7 |
Логическая подсказка преподавателя:
Очевидно, что при одинаковой сумме (n + l) энергетически выгоднее тот уровень, у которого n ® min.
Задача №7
Можно ли объяснить тот факт, что при формировании электронных оболочек в атомах химических элементов прерывается заполнение 5d – подуровня и происходит заполнение электронами 4f – подуровня?
Ответ:
подуровни | n + l | 5d и 4f – подуровни одинаково энергетически выгодны |
5d | 5 + 2 = 7 | |
4f | 4 + 3 = 7 |
Логическая подсказка преподавателя:
Очевидно, при одинаковой сумме (n + l) энергетически выгоднее тот уровень, у которого n ® min.
Задача №8
По сокращённой электронной формуле …4d3/ 5s2 определите химический элемент и прогнозируйте его свойства.
Ответ: это элемент №41 (Nb), который находится в 5 периоде V B группе. Nb – металл, обладает только восстановительными свойствами. Nb – d – элемент.
Nb0 … 4d3/ 5s2 – 2e - ® Nb+2 … 4d3/ 5s0
Nb0 … 4d3/ 5s2 – 5e - ® Nb+5 … 4d0/ 5s0
Следовательно, Nb образует: оксид – Nb+2O и оксид Nb2+5O5, между которыми можно предполагать оксиды Nb2+3O3 и Nb+4O2.
![]() | Nb+4O2 Амфотерные свойства | Nb2+5O5 Усиление кислотных свойств |
Задача №9
По сокращённой электронной формуле … 3d10/ 4s2 4p4 определите химический элемент и прогнозируйте:
а) металл или неметалл?
б) какие кислоты и соли образует этот элемент?
в) какова ковалентность этого элемента в невозбуждённом состоянии и возбуждённом состоянии?
Ответы:
а) это элемент №34 – селен (Se).
p – элемент, неметалл ; расположен в 4 периоде VI A группе.
б) Se0 … 4s2 4p4 + 2e - ® Se- 2 … 4s2 4p6
Селен образует селеноводородную кислоту H2+Se-2 , её соли ─ селениды, например, Na2Se.
Se0 … 4s2 4p4 – 4e - ® Se+4 … 4s2 4p0
Селен образует оксид SeO2 и соответствующую кислоту:
SeO2 + H2O ® H2SeO3.
Селенистая кислота, её соли – селениты, например, Na2SeO3 ─ селенит натрия.
Se0 … 4s2 4p4 – 6e - ® Se+6 … 4s0 4p0
Селен образует оксид SeO3 и соответствующую кислоту:
SeO3 + H2O ® H2SeO4
Селеновая кислота, её соли – селенаты. H2SeO4 – селенат натрия.
в) ковалентность в невозбуждённом состоянии
Se0 = 2: Se …4s2 4p4 4d0
Сокращенная энергетическая диаграмма:
d | |||||||||
p | |||||||||
s | ¯ | | | ||||||
¯ |
Это значит, что Se может образовать в соединениях две ковалентные химические связи. Например, H2Se;
![]() ![]() |
Ковалентность в возбуждённом состоянии Se*=4: …4s2 4p3 4d1
d | |||||||||
p | | ||||||||
s | ![]() | | | ||||||
¯ |
Ковалентность в возбуждённом состоянии Se** = 6: …4s1 4p3 4d2
d | |||||||||
p | | | |||||||
![]() | ![]() | | | ||||||
|
Это значит, что Se в возбуждённом состоянии может образовать в соединениях 4 или 6 ковалентных связей.
Задача №10
Почему Cl образует оксиды Cl2O; Cl2O3; Cl2O5; Cl2O7 , а его электронный аналог F образует только оксид F2O?
Ответ: атом Cl имеет валентные подуровни 3s2 3p5 3d0 (т.е. свободный подуровень 3d0 ), за счёт этого возможно распаривание валентных 3s и 3p атомных орбиталей и увеличение ковалентности хлора в возбуждённом состоянии..
Атом F … 2s2 2p5 не имеет свободных валентных подуровней, поэтому его ковалентность постоянная величина равная 1.
Задача №11
В молекуле F2O (г) какой химический элемент следует считать с положительной степенью окисления?
Ответ: элемент, у которого величина Э.О. больше, способен в большей степени оттягивать общее электронное облако и поэтому считается частицей с отрицательной степенью окисления.
Э.О. F =4,1 следовательно, O имеет + степень окисления
Э.О. O =3,5 следовательно, F имеет – степень окисления.
Формулу оксида фтора правильнее писать: OF2
Эти выводы подтверждаются тем фактом, что OF2 сильный окислитель (составная часть ракетного топлива).
O+2F2 + 4e- ® O-2 + 2F-1
Задача №12
Какой валентностью обладает кислород в молекулах H2O2; O2; H2O?
Логическая подсказка преподавателя:
Известно, что валентность определяется количеством ковалентных связей (типа s и p), которые образует или может образовать атом химического элемента с атомами других химических элементов (без учёта химических связей между своими атомами).
Ответ: следовательно в молекуле H2O2 I (H – O – O – H) валентность кислорода равна единице, в молекуле O2 0 (O = O) равна нулю.
![]() |
H2O
Задача №13
В каких молекулах F2; Cl2; Br2; I2 ковалентные химические связи прочнее?
Логическая подсказка преподавателя:
Прочность ковалентных химических связей зависит от степени перекрыва валентных атомных орбиталей, которая уменьшается по мере увеличения главного квантового числа “n”.
увеличение “n” от 2 до 5 |
Ответ:
F … 2s2 2p5
Cl …. 3s2 3p5
Br ….. 4s2 4p5
I ………5s2 5p5
Следовательно, в ряду F2 ; Cl2 ; Br2 ; I2 прочность ков. s - связи уменьшается.
Задача №14
Какая молекула BeS или MgS проявляет в большей степени ионный характер?
Ответ: Dc BeS = cS - cBe = 2,7 – 1,5 = 1,2
Dc MgS = cS - cMg = 2,7 – 1,2 = 1,5
Следовательно, молекула MgS в большей степени проявляет ионный характер.
ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ задания
Характеристика элемента
1. Какие сведения можно получить об элементе, исходя из его положения в системе Д.И.Менделеева:
1) название элемента;
2) к какому семейству относится
Щелочные металлы | Неметаллы |
Щёлочноземельные металлы | Галогены |
Переходные металлы | Инертные газы |
Металлы | Лантаноиды |
Полуметаллы — металлоиды | Актиноиды |
3) из какого числа электронов состоит его электронная оболочка;
4) сколько энергетических уровней различают в его атоме?
2. Запишите электронную формулу элемента.
К каким элементам он относится (s, p, d, f)?
3. Напишите электронную формулу для ионов элемента с зарядом q.
4. Какие величины квантовых чисел (n, l, m, s) характеризуют состояние валентных электронов в атоме элемента?
5. Спрогнозируйте свойства элемента. Образует ли он:
1) оксиды и
2) гидроксиды.
Укажите их характер.
Вариант | № элемента в таблице Менделеева | Заряд иона q | Вариант | № элемента в таблице Менделеева | Заряд иона q | |
1. | +6 | 16. | +4 | |||
2. | +2,+3 | 17. | +5 | |||
3. | +5 | 18. | +3 | |||
4. | +4 | 19. | +2 | |||
5. | +2 | 20. | +4 | |||
6. | +4 | 21. | +3 | |||
7. | +3 | 22. | +2 | |||
8. | +2 | 23. | +4 | |||
9. | +4 | 24. | +2 | |||
10. | +3 | 25. | +5 | |||
11. | +2 | 26. | +3 | |||
12. | +1 | 27. | +2 | |||
13. | +3 | 28. | +4 | |||
14. | +6 | 29. | +2 | |||
15. | +2 | 30. | −2 |
Характер химической связи
1) Указать, используя относительную электроотрицательность элементов (см. приложение), какая из приведенных молекул
проявляет в большей степени ионный характер.
2) Определить ковалентность элемента Z в невозбужденном и возбужденном состоянии (привести сокращенную энергетическую диаграмму атома элемента).
Вариант | 1) Какая из молекул проявляет в большей степени ионный характер? | 2) Определить ковалентность элемента Z в невозбужденом и возбужденном состоянии |
SnF2 или LiF | ||
AlF3 или LiF | ||
SnF2 или AlF3 | ||
MgF2 или NaF | ||
SnCl2 или SnF2 | ||
BeF2 или KCl | ||
MgF2 или KF | ||
KBr или KCl | ||
Na2O или K2O |
3) Определить характер связи в приведенных ниже соединениях и разделить их на три группы:
а) соединения с неполярными ковалентными связями,
б) с полярными ковалентными связями,
в) с ионными связями.
AlF3, PH3, CaO, SnCl2, Br2, BeCl2, CsBr,, BF3, N2, Li2O.
Приложение
Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)
группа | I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||
период | |||||||||||
H 2,1 | He - | ||||||||||
Li 0,97 | Be 1,47 | B 2,01 | C 2,50 | N 3,07 | O 3,5 | F 4,10 | Ne - | ||||
Na 1,01 | Mg 1,23 | Al 1,47 | Si 1,74 | P 2,1 | S 2,6 | Cl 2,83 | Ar - | ||||
K 0,91 | Ca 1,04 | Sc 1,20 | Ti 1,32 | V 1,45 | Cr 1,56 | Mn 1,60 | Fe 1,64 | Co 1,70 | Ni 1,75 | ||
Cu 1,75 | Zn 1,66 | Ga 1,82 | Ge 2,02 | As 2,20 | Se 2,48 | Br 2,74 | Kr - | ||||
Rb 0,89 | Sr 0,99 | Y 1,11 | Zr 1,22 | Nb 1,23 | Mo 1,30 | Tc 1,36 | Ru 1,42 | Rh 1,45 | Pd 1,35 | ||
Ag 1,42 | Cd 1,46 | In 1,49 | Sn 1,72 | Sb 1,82 | Te 2,01 | I 2,21 | Xe - | ||||
Cs 0,86 | Ba 0,97 | La* 1,08 | Hf 1,23 | Ta 1,33 | W 1,40 | Re 1,46 | Os 1,52 | Ir 1,55 | Pt 1,44 | ||
Au 1,42 | Hg 1,44 | Tl 1,44 | Pb 1,55 | Bi 1,67 | Po 1,76 | At 1,90 | Rn - | ||||
Fr 0,86 | Ra 0,97 | Ac** 1,00 | *Лантаноиды - 1,08 - 1,14 **Актиноиды - 1,11 - 1,20 |
ЛИТЕРАТУРА
1. Химия: Справ. изд. / В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. – М.: Химия, 1989. – 648 с.
2. Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. пособие для вузов / Под ред. В.А. Рабиновича. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.
3. Эмсли Дж. Элементы: Пер. с англ. – М.: Мир, 1993. –256 с.
4. http://ru.wikipedia.org/wiki
5. http://www.hemi.nsu.ru/ucheb134.htm
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение………………………………………………………….....3
1.Строение атома……………………………….……….……….....4
1.1.Ядро и электронная оболочка атома….…….….….........4
1.2. Строение ядра атома….………………………………....5
1.3. Нуклиды, изотопы, массовое число…..…………….…..6
1.4. Строение электронной оболочки атома. Энергетические уровни.…………………………………………………...........7
2. Квантово-механическое объяснение строения атома…….……8
2.1 Орбитальная модель атома……………………………..8
2.2 Орбитали с s,p,d,f-электронами (атомные
s,p,d,f-орбитали)…………………………………………..……11
2.3 Энергетические подуровни многоэлектронного атома. Принципы построения электронной оболочки…….………...13
3. Периодический закон и периодическая система элементов………………………………………………………………....17
4. Химические соединения………………………………………..23
5.Практическая часть……………………………………………..25
6.Индивидуальные задания..……………………………………..33
Литература……………………………………………………..37
Белова Светлана Борисовна
Белов Сергей Павлович
Гришина Нина Дмитриевна