Учеб. пособие для ОЗО Общая химия

Этот закон имеет важное следствие. Так как 1 моль любого газа содержит NA молекул (разд. 1.3), то 1 моль любого газа при

постоянных условиях всегда занимает один и тот же объём. Отношение объёма газа при данных условиях V(Х) к количеству вещества этого газа п(Х) называется молярным объёмом газа Vт:

Vт = V(Х) / п(Х)

(1.4)

При нормальных условиях, т.е. температуре 273 К (00С) и давлении 101,3 кПа (760 мм рт. ст.) объём 1 моль любого газа равен 22,4 литра.

Закон Авогадро справедлив для идеальных газов – некоторой модели, которая предполагает, что взаимодействие между частицами газа отсутствует или незначительно. Для реальных газов молярные объёмы различны и несколько отличаются от точного значения.

Измерение объёмов газов обычно проводят при условиях, отличных от нормальных. Для приведения объёма газа к нормальным условиям можно пользоваться объединённым газовым уравнением

Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
рV / T = р0V0 / T0	(1.5),

где V – объём газа при давлении р и температуре T; V0 - объём газа при нормальном давлении р0 (101,3 кПа) и температуре T0 (273 К).

Если известна масса или количество газа, а нужно вычислить его объём, или наоборот, используют уравнение Менделеева-

Клапейрона:
рV = тRT / М	(1.6),

где р – давление газа, Па; V – его объём, м3; т – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; T – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль·К).

Глава 2. Периодический закон Д.И. Менделеева и строение атомов

2.1. Периодический закон и периодическая система элементов

Д.И. Менделеева

К середине XIX в. были открыты 63 химических элемента, изучены их свойства и соединения. Предпринималось большое число попыток систематизировать известные элементы, построить их классификацию. В результате были установлены группы химических элементов, сходных по свойствам, например, щелочные металлы, галогены, однако дать полную классификацию химических элементов не удавалось.

11

Заслуга в создании полной систематики химических элементов принадлежит Д.И. Менделееву. В качестве главной характеристики атома при построении периодической системы была принята его атомная масса. Весь ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, Менделеев разбил на периоды, которые начинаются щелочным металлом и заканчиваются благородным газом. Внутри каждого периода закономерно изменяются свойства элементов. Размещая периоды так, чтобы выделить сходные элементы, Менделеев разработал в 1867 г. периодическую систему

химических элементов.

Менделеев не только создал наиболее удобную классификацию элементов, но и увидел закономерность в изменении их свойств. Это позволило ему сформулировать в 1869 г. периодический закон:

Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины

атомных весов элементов.

Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона. В настоящее время она содержит 109 химических элементов. Существует большое число вариантов периодической системы. Наибольшее распространение имеет короткая форма периодической системы (приложение 1).

Рассмотрим структуру периодической системы элементов. Каждый химический элемент занимает в таблице определённое положение (клетку). В клетке записываются химический символ элемента, порядковый номер и относительная атомная масса.

По горизонтали в таблице элементы образуют семь периодов. Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Периоды 1, 2 и 3 состоят из одного ряда элементов и называются малыми, остальные периоды – большие. Период 7 пока является незавершённым. Элементы 2-го и 3-го периодов названы Д.И. Менделеевым типическими: по ним наиболее наглядно можно проследить изменение свойств элементов и их соединений.

В 6-м периоде в одной клетке должны находиться 15 элементов, которые сходны по свойствам и называются лантаноидами. Аналогично в 7-м периоде одна клетка должна включать элементы семейства актиноидов. Подробное описание этих элементов вынесено в нижнюю часть таблицы.

По вертикали в таблице расположено 8 групп. Каждая из этих групп состоит из двух подгрупп – главной (А) и побочной (Б).

12

Подгруппы объединяют наиболее схожие по свойствам элементы. Особо следует сказать о VIII группе. Её побочную подгруппу составляют 9 элементов: семейство железа (Fe, Co, Ni) и семейство платины (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Спустя 40 лет после открытия Д.И. Менделеевым периодического закона, когда началась разгадка тайны строения атомов различных элементов, путеводной нитью в этих открытиях служила периодическая таблица, так как оказалось, что элементы в ней размещены в соответствии со строением их атомов.

2.2.Строение атома.

2.2.1.Ядерная модель атома. Состав атомного ядра

Ещё в V веке до н. э. греческие философы Демокрит и Эпикур выдвинули предположение о том, что все вещества состоят из наименьших, неделимых частиц, которые назвали атомами (от греческого «atomos» - неделимый).

В конце XIX - начале XX вв. был сделан ряд открытий, показавших, что атомы имеют сложное строение. Большую роль в этом сыграло открытие явления фотоэффекта, катодных и рентгеновских лучей, радиоактивности. Английский физик Дж.Дж.Томсон установил, что атомы всех элементов содержат электроны – элементарные частицы, отрицательно заряженные и имеющие очень незначительную массу.

Обобщая накопленные экспериментальные данные, Э.Резерфорд

в1911 г. предложил ядерную модель атома, которая базировалась на законах классической механики, описывающей движение макрообъектов. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. Ядро атома имеет размеры в 10 000 - 100 000 раз меньшие, чем сам атом. Однако в ядре сосредоточена почти вся масса атома. Вокруг ядра подобно планетам

вСолнечной системе вращаются электроны – отрицательно заряженные частицы. Планетарная модель, которая затем была развита в работах датского физика Н. Бора, была крупным шагом в познании строения атома. Опыты Резерфорда позволили обнаружить существование атомного ядра и определить его заряд.

Однако оказалось, что движение электрона в атоме и устойчивость атомной системы, в отличие от устойчивости Солнечной системы, нельзя описать законами классической механики. Это объясняется огромной разницей в размерах этих двух

13

систем. Для описания строения атома необходимо применять законы квантово-волновой механики, которым подчиняются микрообъекты.

Согласно современным представлениям, атом является сложной электромагнитной системой, включающей элементарные частицы – протоны и нейтроны, находящиеся в ядре атома, и электроны. Элементарные частицы характеризуются определённой массой и зарядом.

Протон (р) имеет массу, равную 1,67·10-27кг (1,000728 а.е.м.) и положительный заряд 1,6 ·10-19 Кл. Нейтрон (п) имеет примерно такую же массу (1,00867 а.е.м.), но не имеет заряда. Электрон (ē) имеет массу в 1836 раз меньше массы протона (9,1·10 -31кг) и отрицательный заряд, равный по величине заряду протона. Атом электронейтрален, поскольку число электронов в атоме равно числу протонов.

Протоны и нейтроны рассматриваются как два различных состояния ядерной частицы нуклона. Нуклоны распределены приблизительно равномерно по объёму ядра. Между образующими ядро частицами действует два вида сил: электростатические силы взаимного отталкивания положительно заряженных протонов и силы притяжения между всеми частицами, входящими в состав ядра, называемые ядерными силами. Природу этих сил изучает ядерная физика. Это чрезвычайно большие силы, действующие только на очень коротких расстояниях (порядка 10-15 м) и превосходящие силы отталкивания.

Число протонов в ядре Z определяет положительный заряд ядра. В 1913 г. Г. Мозли установил, что заряд ядра (в относительных

единицах) численно равен порядковому номеру элемента в

периодической системе.

Таким образом, заряд атомного ядра является той основной величиной, от которой зависят свойства элемента и его положение в периодической системе. Отсюда следует современное определение химического элемента: химический элемент – это определённый вид

атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Суммарное число протонов (Z) и нейтронов (N) в ядре атома

носит название массовое число	(А):
А = Z + N	(2.1)

Поскольку в ядре сосредоточена почти вся масса атома, то массой электронов по сравнению с массой ядра можно практически

14

пренебречь. Поэтому массовое число атома приближённо выражает его атомную массу: Аr = Z + N.

В ядрах атомов одного и того же элемента может содержаться при одинаковом числе протонов разное число нейтронов. Разновидности

атомов одного и того же химического элемента, отличающиеся массовыми числами, но имеющие одинаковый заряд ядра, называются

изотопами. Изотопы известны для всех химических элементов. Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака). Например, изотоп углерода с массовым числом 12 записывается так 126С, или 12С, или словами «углерод-12».

Изотопы различных элементов различаются стабильностью, которая зависит от соотношения чисел содержащихся в нём нейтронов и протонов. Для лёгких элементов ядро максимально устойчиво при отношении число нейтронов/число протонов, равном приблизительно 1, а для тяжёлых – 1,6. При иных соотношениях протонов и нейтронов ядро атома становится неустойчивым и склонным к самопроизвольным радиоактивным превращениям в другие ядра за счёт испускания ά-частиц (ядер атомов гелия), или β- частиц (электронов), или γ-лучей. Самопроизвольный распад ядер атомов некоторых элементов, сопровождающийся испусканием элементарных частиц и электромагнитных волн, называется радиоактивностью, а сами радиоактивные изотопы – радионуклидами.

2.2.2. Квантово-механическая модель атома.

Основой для создания современной модели атома стала квантовая, или, волновая, механика. Законы квантовой механики, которые были сформулированы в 20-е годы XX века, описывают свойства и поведение разнообразных микрочастиц (атомов, электронов, фотонов и др.).

Рассмотрим основные положения квантовой механики.

1. Электроны и другие микрочастицы имеют двойственную природу: с одной стороны, они проявляют свойства частиц (например, имеют массу и заряд), с другой стороны, они обладают свойствами электромагнитной волны, что проявляется в особенностях их движения.

15

2. Квантовая механика отрицает наличие определённых орбит у микрочастиц. Для движущихся электронов невозможно определить точное местоположение. Они находятся в пространстве вблизи атомного ядра, образуя электронное облако с неравномерной плотностью отрицательного заряда. Можно лишь определить вероятность нахождения электрона в различных частях пространства. Максимальная плотность электронного облака отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона в данной части атомного пространства.

Часть пространства атома, где вероятность пребывания электрона составляет свыше 90%, называется атомной орбиталью.

3. Энергия испускается и поглощается телами не непрерывно, а отдельными порциями – квантами. Следовательно, энергия электронов и других микрочастиц изменяется скачками: электрон в атоме может находиться не в любых энергетических состояниях, а только в определённых, так называемых, «разрешённых» состояниях. Электроны в атомах в соответствии со своей энергией располагаются на различных расстояниях от ядра, образуя энергетические уровни или электронные слои, которые в свою очередь делятся на подуровни. Электроны, движущиеся в орбиталях меньшего размера, сильнее притягиваются ядром, чем электроны, движущиеся в орбиталях большего размера. Поэтому, чем дальше находится электрон от ядра, тем больше его энергия.

Переход из одного разрешённого состояния в другое совершается скачкообразно и сопровождается испусканием или поглощением кванта электромагнитного излучения.

Для описания состояния электрона в атоме используется система четырёх параметров, называемых квантовыми числами.

1. Главное квантовое число n характеризует энергетический уровень, на котором находится электрон. Главное квантовое число может принимать значения 1, 2, 3, 4,…., ∞. При n = 1 электрон находится на самом низком энергетическом уровне. По мере возрастания n энергия уровня увеличивается.

Помимо энергии главное квантовое число также характеризует удалённость данного электрона от ядра. Чем больше величина n, тем дальше находится электрон от ядра и тем больше его энергия.

Если атом находится в основном (невозбуждённом) состоянии, то число электронных слоёв равно номеру периода, в котором расположен элемент в таблице Менделеева. Основным является

16

состояние, в котором атом обладает наименьшей возможной энергией. Любое другое его состояние является возбуждённым. При возбуждении атома электрон переходит на один из более высоких энергетических уровней. Этот процесс осуществляется при поглощении кванта света. Возбуждённое состояние является неустойчивым: из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией. В этом случае освободившаяся энергия выделяется в виде кванта электромагнитного излучения.

2. Орбитальное квантовое число l. Орбитали в атомах имеют определённую форму, которая характеризуется значением орбитального квантового числа l. Значение l зависит от главного квантового числа: l может принимать значения от 0 до (n-1). Если n = 1, то l = 0; при n = 2 число l может иметь два значения – 0 и 1.

Формам орбиталей присвоены буквенные обозначения: s, p, d, f, … Значение l = 0 соответствует s-орбитали сферической формы (рис.

2.1, а). Если l = 1, то это p-орбитали, имеющие форму объёмной восьмёрки или гантели (двухлепестковая форма) (рис. 2.1, б). Значения l = 2 и l = 3, соответствуют d- и f-орбиталям, имеющим сложную четырёхлепестковую и шестилепестковую форму соответственно.

Таким образом, электроны, соответствующие первому энергетическому уровню, находятся только на s-орбиталях, электроны второго уровня – на s- и p-орбиталях, электроны третьего уровня – на s-, p-, и d-орбиталях и т.д.

а

y

б

y

y

y

x

x

x

x

z

z

z

z

s

px

рy

рz

Рис. 2.1. Форма и пространственное расположение s-орбитали (а) и р- орбиталей (б).

В пределах одного энергетического уровня электроны с одинаковыми значениями l образуют подуровни (или подслои). Так, s- орбитали соответствует s-подуровень, p-орбиталям - p-подуровень, d- орбиталям - d-подуровень, f-орбиталям - f-подуровень.

3. Магнитное квантовое число m определяет расположение орбитали в пространстве. Магнитное квантовое число принимает

17

целочисленные значения от – l до + l, включая и нуль, то есть всего (2l+1) значений. Количество значений т определяет число атомных орбиталей на энергетическом подуровне. Так, любой s-подуровень, где l = 0, m = 0, содержит одну s-орбиталь, которая имеет только одно положение в пространстве; p-подуровень, где l = 1, m = -1, 0, +1

– три p-орбитали, ориентированные по координатным осям x, y, z (поэтому их часто обозначают как px-, py- и pz-орбитали); d- подуровень, где l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 – пять d-орбиталей, симметрично ориентированных в пространстве; f-подуровень, где l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 – семь f-орбиталей. Таким образом, в пределах одного энергетического уровня может быть одна s-, три p-, пять d- и семь f-орбиталей.

С помощью трёх квантовых чисел n, l и m полностью описывается движение электрона относительно ядра.

4. Спиновое квантовое число s характеризует собственное вращательное движение электрона. Поскольку возможно только два направления собственного вращения электрона, то спиновое квантовое число принимает значения только +1/2 и -1/2, отвечающие вращению по часовой и против часовой стрелки.

2.3.Электронное строение атомов

2.3.1.Принципы заполнения атомных орбиталей электронами

Распределение электронов в атоме подчиняется следующим

принципам:

1. Принцип минимума энергии:

Электроны в невозбуждённом атоме распределяются по энергетическим уровням так, чтобы их суммарная энергия была

минимальна.

Энергия электрона в атоме в основном определяется главным n и орбитальным l квантовыми числами, поэтому сначала заполняются

те подуровни, для которых сумма (n + l) является наименьшей

(первое правило В.М. Клечковского). Согласно второму правилу Клечковского, при одинаковых значениях суммы (n + l) заполнение

орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа. В соответствии с этими правилами наблюдается следующая последовательность заполнения электронами энергетических подуровней, согласно которой элементы расположены по периодам в периодической системе Менделеева:

18

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d <5p < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈ 6d < 7p 1 │ 2 │ 3 │ 4 │ 5 │ 6 │ 7 │

номер периода Последовательность возрастания энергии подуровней носит

название шкалы энергии.

2.Принцип Паули:

Ватоме не может быть двух электронов с одинаковым набором

значений всех четырёх квантовых чисел.

Отсюда следует, что на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Действительно, если электроны находятся на одной орбитали, то у них одинаковы n, l, m. Cледовательно, два электрона на одной орбитали различаются только значением s.

Принцип Паули определяет число электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Число электронов на энергетическом уровне (N) равно:

N = 2n2, где n-главное квантовое число (2.2) Отсюда следует, что на первом энергетическом уровне может находиться 2 электрона, они занимают один s-подуровень (1s), состоящий из одной s-орбитали. На втором уровне может находиться 8 электронов: 2 располагаются на s-орбитали и 6 – на трёх p- орбиталях. На третьем уровне могут находиться 18 электронов на трёх подуровнях: 2 электрона на s-орбитали, 6 электронов на трёх p- орбиталях и 10 электронов на пяти d-орбиталях. На четвёртом уровне 32 электрона распределяются по четырём подуровням (2 на s-, 6 на p-,

10 на d- и 14 на семи f-орбиталях). 3. Правило Хунда:

Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при

котором суммарное спиновое число максимально.

Согласно этому правилу вначале происходит последовательное заполнение всех орбиталей данного подуровня по одному электрону. Причём спины всех этих электронов одинаковы. Только после этого будет происходить ококнчательное заполнение орбитали двумя электронами.

Из принципов распределения электронов следует, что в атоме на

внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, поэтому после достижения конфигурации пs2пp6 происходит заполнение электронами следующего энергетического уровня (n + 1).

2.3.2. Электронные формулы

19

Строение электронной оболочки изображается электронной формулой, которая показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням. В этих формулах энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4,…, подуровни – буквами s, p, d, f. Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается справа вверху от буквы, показывающей подуровень.

Рассмотрим электронную структуру атомов элементов периодической таблицы Менделеева:

В первом периоде содержатся только два элемента: водород и гелий. Атом водорода имеет один электрон, который расположен на s-подуровне первого энергетического уровня: 1s1. Электронная формула атома гелия, имеющего два электрона, записывается так: 1s2.

На первом энергетическом уровне находится только одна s- орбиталь, максимальное число электронов на ней – не более двух. Поэтому электронная оболочка гелия является завершённой.

Второй период содержит 8 элементов. У элементов второго периода электроны заполняют 2-й энергетический уровень, на котором может находиться не более 8 электронов. Сначала заполняется орбиталь s-подуровня, а затем три орбитали p-подуровня. Третий электрон в атоме лития занимает 2s-орбиталь. Электронная формула лития 3Li: 1s22s1. В атоме бериллия 4Ве четвёртый электрон также размещается на 2s-орбитали: 1s22s2.

Поскольку 2s-орбиталь заполнена, то пятый электрон у атома бора 5В занимает 2p-орбиталь. Электронная формула атома бора: 1s22s22p1.

Далее у атомов C, N, O, F идёт заполнение 2p-орбиталей, которое заканчивается у атома Ne. Второй электронный слой атома неона является завершённым. Электронные формулы этих элементов имеют вид:

6С 1s22s22p2; 7N 1s22s22p3; 8О 1s22s22p4; 9F 1s22s22p5; 10Ne 1s22s22p6.

Структуру электронных оболочек часто изображают с использованием графических электронных формул, которые позволяют показать распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям. При этом орбиталь обозначается квадратиком - □, который называют квантовой ячейкой. Электроны изображаются стрелкой. Стрелка внутри ячейки обозначает, что на орбитали находится электрон. Направление стрелки означает направление спина. Электроны, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называют

20