Электроотрицательности элементов по шкале Л. Полинга

Таблица 2.1.1.

H 2,1

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,1

O 3,5

F 4,1

Na 1,0

Mg 1,3

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,4

Cl 2,9

K 0,9

Ca 1,1

Sc 1,2

Ti 1,3

V 1,5

Cr 1,6

Mn 1,6

Fe 1,7

Co 1,7

Ni 1,8

Cu 1,8

Zn 1,7

Ga 1,8

Ge 2,0

As 2,2

Se 2,5

Br 2,8

Rb 0,9

Sr 1,0

Y 1,1

Zr 1,2

Nb 1,3

Mo 1,3

Tc 1,4

Ru 1,4

Rh 1,5

Pd 1,4

Ag 1,4

Cd 1,5

In 1,5

Sn 1,7

Sb 1,8

Te 2,0

I 2,2

Cs 0,9

Ba 0,9

La 1,1

Hf 1,2

Ta 1,4

W 1,4

Re 1,5

Os 1,5

Ir 1,6

Pt 1,5

Au 1,4

Hg 1,5

Tl 1,5

Pb 1,6

Bi 1,7

Po 1,8

At 2,0

Fr 0,9

Ra 0,9

Ac 1,0

Наиболее склонны отдавать свои электроны атомы элементов I группы и особенно атомы цезия (самые большие). Наиболее склонны принимать чужие электроны атомы элементов VII группы и особенно атомы фтора и хлора (самые маленькие). Атомы благородных газов не склонны ни отдавать электроны, ни принимать их.

Cпособность атомов отдавать электроны.

Во-первых, в химических реакциях атом может отдавать только валентные электроны, так как отдавать остальные энергетически крайне невыгодно. Во-вторых - атом "легко" отдает (если склонен) только первый электрон. Второй электрон он отдает значительно труднее (в 2-3 раза), а третий – еще труднее (в 4-5 раз). Таким образом, атом может отдать один, два и, значительно реже, три электрона.

А сколько электронов атом может принять?

Во-первых, в химических реакциях атом может принимать электроны только на валентные подуровни. Во-вторых, выделение энергии происходит только при присоединении первого электрона (и то далеко не всегда). Присоединение второго электрона всегда энергетически невыгодно, а третьего – тем более. Тем не менее, атом может присоединить один, два и (крайне редко) три электрона, как правило, столько, сколько ему не хватает для заполнения своих валентных подуровней.

Энергетические затраты на ионизацию атомов и на присоединение к ним второго или третьего электрона компенсируются за счет энергии, выделяющейся при образовании химических связей.

В результате потери или присоединения электронов атом перестает быть электронейтральным и превращается в заряженную частицу, называемую ионом. В табл.2.1.2. представлены примеры образования заряженных частиц из электронейтральных атомов.

Таблица 2.1.2.

Примеры образования ионов за счет отдачи или присоединения электронов атомами

Na0 – e- = Na+ [He]3s1→[He] 3s0	F0 + e- = F-
Ba0 – 2e- = Ba2+ [He]6s2→[He] 6s0	O0 + 2e- = O2-
Al0 – 3e- = Al3+ [Ne]3s2 3p1→[Ne] 3s03p0	I0 + e- = I-
Mn0 – 2e- = Mn2+	N0 + 3e- = N3-

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

31. Определите количество протонов и нейтронов в ядре атома платины.

32. При бомбардировке нейтронами изотопов B и Mn выделяется a-частица и образуются изотопы Li и V. Составьте в полной и сокращенной формах уравнения протекающих ядерных реакций.

33. Электрон в атоме характеризуется набором квантовых чисел: n = 3, l = 1, m_l = 0. Какая форма записи отражает энергетическое состояние электрона?

34. Какой энергетический подуровень заполняется электронами раньше: 5s или 4d; 6s или 5p и почему?

35. Составьте электронные формулы атомов элементов № 20 и № 53. На каких энергетических уровнях и подуровнях находятся валентные электроны?

36. Определите, каким элементам соответствуют приведенные электронные структуры:

а) …. 4s² 3d⁶,

б) …. 6s² 5d¹ 4f⁷,

в) …. 5s² 4d¹⁰ 5p²?

37. Заряды ядер элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, а свойства простых веществ повторяются периодически. Как это объяснить?

38. Почему водород в периодической системе обычно помещают либо в первой группе и в то же время в скобках в седьмой, либо в седьмой группе и в то же время в скобках в первой. Приведите примеры реакций, доказывающих двойственную химическую природу водорода.

39. Чем обусловлена высокая химическая активность щелочных металлов? Составьте электронные схемы строения атомов натрия и цезия. У какого из этих элементов ярче выражены металлические свойства и почему?

40. Составить электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 22. Показать распределение электронов этих атомов по атомным электронным орбиталям.

41. Составить электронную и электронно-графическую формулы атома кремния в нормальном и возбужденном состояниях.

42. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения подуровня 4р? Ответ объяснить.

43. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют мышьяк, селен и бром? Составить формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.

44. У какого из элементов четвертого периода – марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

45. При бомбардировке нейтронами изотопов B и Mn выделяется a-частица и образуются изотопы Li и V. Составьте в полной и сокращенной формах уравнения протекающих ядерных реакций.

46. Электрон в атоме характеризуется набором квантовых чисел: n = 3, l = 1, m_l = 0. Какая форма записи отражает энергетическое состояние электрона?

47. Какой энергетический подуровень заполняется электронами раньше: 5s или 4d; 6s или 5p и почему?

48. Составьте электронные формулы атомов элементов № 20 и № 53. На каких энергетических уровнях и подуровнях находятся валентные электроны?

49. Составить электронную формулу элемента с порядковым номером 82. По форме записи определить, в каком периоде и группе находится данный элемент, и какому семейству он принадлежит. Составить графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей атома этого элемента в нормальном и возбужденном состояниях.

50. Напишите электронные формулы атомов углерода и серы и формулы соединений их с кислородом и водородом.

51. Изобразите электронные и электронно-графические формулы атомов ₅В и ₂₁Sc. Укажите валентные электроны. К какому семейству относятся атомы данных элементов?

52. Рассчитайте среднюю массу атома хлора.

53. Из какого числа атомов состоят 1г и 1 см³ магния?

54. Указать возможные степени окисления элемента ₉F? Докажите на основании электронной конфигурации данного атома.

55. Указать возможные степени окисления элемента ₃₂Ge? Докажите на основании электронной конфигурации данного атома.

56. Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома кальция всех валентных электронов?

57. Могут ли электроны иона Аl³⁺ находиться на следующих орбиталях: а) 2р; б) 1р; в) 3d?

58. Напишите электронную конфигурацию атома неона в первом возбужденном состоянии.

59. Каков состав ядер изотопов ¹²C и ¹³C, ¹⁴N и ¹⁵N?

60. У какого из перечисленных ниже соединений наименее выражены кислотные свойства?

А) HNO₃, б) H₃PO₄, в) H₃AsO₄, г) H₃SbO₄.

РАЗДЕЛ 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Знание природы взаимодействия атомов в веществе является основополагающим для выявления многообразия химических соединений, определения состава материалов, их строения и реакционной способности.

Причиной возникновения химической связи является такое состояние атома, при котором он всегда стремится восполнить свою оболочку до двух- или восьмиэлектронного облака. При взаимодействии атомов образуется устойчивая молекула, причем потенциальная энергия молекулы, всегда меньше энергии исходных атомов. Химическая связь образуется только тогда, когда потенциальная энергия при сближении атомов понижается.

В химической связи участвуют валентные электроны, расположенные на внешнем или предвнешнем энергетических уровнях, а, следовательно, менее прочно связанные с ядром. В табл. 3.1 и на рис.3.1. представлены примеры электронных формул атомов.

Таблица 3.1.

Примеры электронных формул атомов

Атом	Полная	Сокращенная	Валентная
Водород H	1s1	-	1s1
Азот N	1s2 2s2 2p3	2s2 2p3	2s2 2p3
Хлор Cl	1s2 2s2 2p33s23p5	3s23p5	3s23p5
Марганец Mn	1s2 2s2 2p33s23p64s23d5	4s23d5	4s23d5
Мышьяк As	1s2 2s2 2p33s23p64s23d104p3	4s23d104p3	4s24p3
Криптон Kr	1s2 2s2 2p33s23p64s23d104p6	4s23d104p6	4s24p6

Рис.3.1. Валентные подуровни и валентные электроны атомов титана и мышьяка.

У s- и p- элементов валентными являются электроны внешнего слоя (ns²np⁶), у d- элементов валентными являются электроны s- состояния внешнего слоя и d – состояния предвнешнего слоя (ns²(n-1)d¹⁰), у f- элементов (лантаноиды и актиноиды) электроны f- состояния не являются валентными и в химической связи не участвуют.

Для описания химической связи в веществе необходимо знать распределение электронной плотности атомов. В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Таблица 3.2.