Repetitor_po_Khimii

электрона к нейтральному атому, т. е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:

Э0 + e# = Э– + Еср.

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электроотрицательность элемента (ЭО).

• Электроотрицателыюсть элемента характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО. Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития (табл. 17).

Таблица 17

Относительная электроотрицательность элементов I—IV периодов

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
1	H	—						He
	2,1							—
2	Li	Be	В	С	N	О	F	Ne
	1,0	1,0	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0	—
3	Na	Mg	Аl	Si	P	S	Cl	Ar
	0,9	1,2	1,5	1,8	2,1	2,5	3,0	—
4	К	Ca	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe Co Ni
	0,8	1,0	1,3	1,5	1,6	1,6	1,5	1,8 1,9 1,9
	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
	1,9	1,6	1,6	1,8	2,0	2,4	2,8	—

Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в малых периодах слева направо:

110

—Заряд ядер атомов увеличивается.

—Число электронных слоев атомов не изменяется.

—Число электронов на внешнем слое атомов увеличивается от 1 до 8.

—Радиус атомов уменьшается.

—Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается.

—Энергия ионизации увеличивается.

—Сродство к электрону увеличивается.

—Электроотрицательность увеличивается.

—Металличность элементов уменьшается.

—Неметалличность элементов увеличивается.

Вбольших периодах с увеличением заряда ядер электронное строение атомов изменяется сложнее, чем в малых периодах. Поэтому и изменение свойств элементов в больших периодах более сложное.

Рассмотрим это изменение свойств на примере четвертого периода. Он начинается, как и малые периоды, двумя s-эле- ментами — К и Са, в атомах которых на внешнем слое находится соответственно 1 и 2 электрона. Эти элементы имеют наибольшие радиусы атомов среди всех элементов IV периода, поэтому электроны внешнего слоя слабо связаны с атомами, и эти элементы являются типичными металлами. Эти элементы имеют самые низкие в IV периоде значения ЭО.

Ватомах следующих десяти элементов (от Sc до Zn) происходит заполнение d-подуровня предвнешнего слоя; на внешнем слое число электронов в атомах всех этих элементов равно 2 или 1 (Cr, Cu). Радиусы атомов d-злементов мало различаются между собой. Поэтому d-элементы похожи по своим свойствам — все они являются металлами (но менее активными, чем К и Са, которые имеют меньшие заряды ядер и большие радиусы атомов). ЭО всех d-элементов IV периода изменяется в небольшом интервале от 1,3 до 1,9.

Ватомах последних шести элементов IV периода (от Ga до Кr) заполняется p-подуровень внешнего слоя, поэтому количество электронов на внешнем слое увеличивается от 3 до 8, Радиусы атомов этих элементов уменьшаются слева направо. Уменьшение радиуса атомов и увеличение числа электронов на внешнем слое являются причиной уменьшения металличности и увеличения неметалличности элементов слева направо. ЭО этих элементов изменяется от 1,6 у Ga до 2,8 у Br.

111

Рассмотрим, как изменяются некоторые характеристики элементов в главных подгруппах сверху вниз:

—Число электронных слоев атомов увеличивается.

—Число электронов на внешнем слое атомов одинаково.

—Радиус атомов увеличивается.

—Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается.

—Энергия ионизации уменьшается.

—Сродство к электрону уменьшается.

—Электроотрицательность уменьшается.

—Металличность элементов увеличивается.

—Неметалличность элементов уменьшается.

Вмалых периодах закономерно изменяется высшая валентность элементов: во втором периоде

от I у Li до V у N; в третьем периоде от I у Na до VII у Сl. В большом четвертом периоде высшая валентность увеличивается от I у К до VII у Mn; у следующих эле-

ментов она понижается до II у Zn, a потом снова увеличивается от III у Ga до VII у Br.

Периодическое изменение высшей валентности объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах.

Валентные электроны — это электроны, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Ватомах s- и p-элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя.

Ватомах d-элементов валентными являются электроны внешнего слоя (2 или 1), а также все или некоторые (d-элек-

троны предвнешнего слоя.

Число валентных электронов для большинства элементов равно номеру группы.

Значение периодического закона и периодической системы элементов Д. И. Менделеева

Ученые разных стран — У. Одлинг и Дж. Ньюлендс (Англия), Ж. Дюма@ и А. Шанкуртуа@ (Франция), И. Дебере@йнер и Л. Ме@йер (Германия) и др. пытались классифицировать химические элементы. Они установили существование групп, похожих по свойствам элементов, но не обнаружили взаимо-

112

связи всех химических элементов. Эту взаимосвязь открыл великий русский ученый Д. И. Менделеев и выразил ее в периодическом законе. На основе периодического закона Д. И. Менделеев предсказал существование двенадцати элементов, которые в то время еще не были открыты, и определил их положение в периодической системе. Свойства трех из этих элементов он подробно описал и условно назвал их «экабором», «экаалюминием» и «экасилицием», так как считал, что эти элементы должны быть похожи по свойствам на бор, алюминий и кремний. Через несколько лет (еще при жизни Менделеева) эти элементы были открыты и получили названия — галлий Ga, скандий Sc и германий Ge.

Физический смысл периодического закона стал понятен после создания теории строения атома. Но сама эта теория развивалась на основе периодического закона и периодической системы.

Периодический закон — один из основных законов природы и важнейший закон химии. Современный этап развития химической науки начинается с открытия периодического закона. Он помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Этот закон играет важную роль в развитии всего естествознания (физики, биологии и других наук).

Периодический закон имеет большое философское значение — он подтвердил наиболее общие законы развития природы.

Вопросы для контроля

1.Что такое металличность элементов? Что является количественной характеристикой металличности?

2.Что такое неметалличность элементов? Что является количественной характеристикой неметалличности?

3.Что характеризует электроотрицзтельность?

4.Как изменяются радиус атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, металличность и неметалличность элементов в малых периодах?

5.Почему d-элементы одного периода похожи по свойствам? Почему все d-элементы являются металлами?

6.Почему в главных подгруппах сверху вниз металличность элементов увеличивается, а неметалличность уменьшается? Как изменяется ЭО в главных подгруппах?

113

7.Какие электроны называются валентными электронами?

8.Почему высшая валентность элементов изменяется периодически?

9.Какие электроны являются валентными в атомах s-, p- и d-элементов? 10. Какое значение имеют периодический закон и периодическая систе-

ма элементов Д. И. Менделеева?

Упражнения для самостоятельной работы

1.По положению элементов в периодической системе определите, какой элемент имеет бо@льшую ЭО; бо@льший радиус атома:

а) йод 55I или бром 35Br; б) олово 50Sn или йод 53I;

в) магний 12Mg или барий 56Ba; г) ртуть 80Hg или астат 85Аt;

д) фосфор 15Р или висмут 83Bi? Ответ объясните.

2.Мышьяк 33As и бром 35Br являются неметаллами. Металлом или неметаллом является селен 34Se?

3.Какой элемент имеет самую большую ЭО? Почему?

4.Напишите символы всех металлов третьего периода, если первым неметаллом в этом периоде является кремний?

5.Напишите символы всех неметаллов второго периода, если первым неметаллом в этом периоде является бор?

6.Напишите символы всех неметаллов главной подгруппы V группы, если известно, что в этой подгруппе два элемента являются металлами?

7.В главных подгруппах двух групп находятся только металлы. Какие это группы?

8.Как изменяется число элементов-неметаллов в главных подгруппах I—VII групп?

9.Сколько металлов в четвертом периоде, если известно, что первым элементом-неметаллом в этом периоде является мышьяк 33Аs?

10.Сколько валентных электронов в атомах следующих элементов: 4Ве, 15P, 17Cl, 25Mn, 50Sn, 42Mo, 6C, 16S?

11.Атомы каких элементов — металлов или неметаллов — имеют обычно большее число электронов на внешнем электронном слое?

12.Напишите символы всех элементов, атомы которых содержат пять валентных электронов. Напишите формулы высших оксидов этих элементов.

13.Какой из двух элементов обладает более выраженными неметаллическими свойствами: а) С или Si; б) Сl или I; в) N или As; г) S или Se?

114

§ 3.7. Химическая связь и строение вещества. Ковалентная связь

В предыдущих параграфах были рассмотрены основы теории строения атома, которые необходимы для понимания строения веществ.

Разные вещества имеют различное строение. Среди них

только благородные газы — гелий Не, неон Ne, аргон Аr, криптон Кr, ксенон Хе и радон Rn — существуют в виде свободных (изолированных) атомов. Это обусловлено высокой устойчи-

востью их электронных структур (электронный дублет 1s2 у Не и электронный октет ns2np6 на внешнем слое в атомах

остальных благородных газов).

Все другие вещества состоят из связанных атомов. Силы,

которые обусловливают связь между атомами, получили название «химическая связь». По своей природе эти силы

являются электростатическими. Они представляют собой различные виды взаимодействия электрических зарядов (электронов и ядер взаимодействующих атомов).

Результатом связывания атомов является образование более сложных структур — молекул, молекулярных ионов, свободных радикалов, а также ионных, атомных и металли-

ческих кристаллических решеток.

Существование этих структур обусловлено различными типами химической связи. Важнейшие из них: ковалентная,

ионная, металлическая, водородная связи.

Ковалентная связь является причиной образования большинства молекул, молекулярных ионов, свободных радикалов и атомных кристаллических решеток.

Ионная связь обусловливает существование молекул ионных соединений и ионных кристаллических решеток.

Металлическая связь существует в простых веществах — металлах.

Водородная связь существует внутри молекул отдельных веществ, а также возникает между молекулами некоторых веществ.

Рассмотрим каждый из этих типов химической связи.

Ковалентная связь

При образовании химической связи между атомами главную роль играют их валентные электроны, т. е. электроны,

115

которые находятся на внешнем электронном слое и наименее прочно связаны с ядром атома.

Как уже было отмечено, самыми устойчивыми являются внешние электронные оболочки благородных газов (1s2 и ns2np6). Атомы других элементов при образовании молекул стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочку. Каким образом это происходит?

В 1916 г. Г. Н. Льюис (США) высказал мысль о том, что

химическая связь возникает в результате образования общих электронных пар между взаимодействующими атомами. Эта идея легла в основу теории ковалентной связи.

Рассмотрим сущность этой теории на примере образования простейшей молекулы — молекулы водорода Н2.

Электронная формула атома водорода — 1s2. При взаимодействии двух атомов водорода их неспаренные электроны объединяются и образуют общую электронную пару, т. е. пару, которая принадлежит обоим атомам. Схематично образование общей электронной пары можно показать следующим образом:

H· + *H HH

Таким образом, в образующейся молекуле каждый атом водорода имеет два электрона, следовательно, приобретает устойчивую электронную структуру 1s2 (как у атома гелия). Общую электронную пару в графических формулах молекул показывают в виде черточки: Н—Н.

Любая молекула является устойчивой только в том случае,

если при ее образовании из атомов происходит уменьшение полной энергии системы. Поэтому образование химической

связи — это процесс, который сопровождается выделением энергии.

Энергия системы из двух сближающихся атомов водорода, которые имеют электроны с параллельными спинами, при уменьшении расстояния между атомами увеличивается, т. е. образования устойчивой молекулы не происходит. Если же атомы имеют электроны с антипараллельными спинами, то при сближении атомов энергия понижается и достигает минимума при расстоянии между ядрами атомов r0 = 0,74Å.

116

Следовательно, таково расстояние между ядрами атомов водорода в образующейся устойчивой молекуле Н2. Эта величина меньше суммы двух атомных радиусов (0,53Å + 0,53Å =

= 1,06Å).

Отсюда был сделан вывод о том, что при образовании ко-

валентной связи происходит перекрывание облаков электронов, имеющих антипараллельные спины.

Область перекрывания электронных облаков — это область высокого отрицательного заряда, который притягивает положительно заряженные ядра атомов.

Схематично перекрывание электронных облаков в молекуле Н2 показано на рис. 3.

Рис. 3. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы водорода

Рассмотрим образование ковалемтной связи в молекуле хлора Cl2. Электронная формула внешнего слоя атома хлора: 3s23p5, электронно-графическая формула:

Один из p-электронов в атоме хлора является неспаренным. При образовании молекулы неспаренные электроны двух атомов хлора образуют одну общую электронную пару; в результате каждый атом хлора приобретает электронную структуру 3s23p6 (октет):

117

Перекрывание электронных облаков в молекуле хлора показано на рис. 4.

Рис. 4. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле хлора

• Если между двумя атомами образуется только одна общая электронная пара, то такая ковалентная связь называется одинарной (простой) связью.

Следовательно, связи в молекулах Н2 и Сl2 являются одинарными (простыми) связями.

Как видно из рис. 3, 4, области перекрывания электронных облаков в молекулах Н2 и Сl2 находятся на линии, которая соединяет ядра атомов.

• Ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов, называются σ-связями (сигма-связями).

Следовательно, связи в молекулах Н2 и Сl2 представляют собой σ-связи.

Одинарные связи всегда являются σ-связями.

Другой разновидностью ковалентных связей являются π-связи.

• π-Связи — это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

s-Облака не могут образовывать π-связи. В образовании π-связей могут участвовать р- и d-облака. Например, π-связь об-

разуется при перекрывании двух
р-облаков, как это показано на	Рис. 5. Образование π-связи
рис. 5.	двумя р-облаками

118

π-Связи образуются в тех случаях, когда между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары.

Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.

Если связь между двумя атомами образована двумя общи-

ми электронными парами, то такая связь называется двойной связью: А = В. Любая двойная связь состоит из одной σ-связи

и одной π-связи.

Если связь между двумя атомами образована тремя общи-

ми электронными парами, то такая связь называется тройной связью: А В. Любая тройная связь состоит из одной σ-связи

и двух π-связей.

Двойные и тройные связи имеют общее название: крат-

ные связи.

Образование кратных связей рассмотрим на примере молекулы азота N2.

Электронная формула внешнего слоя атома азота: 2s22p3, электронно-графическая формула:

Три р-электрона в атоме азота являются неспаренными

иучаствуют в образовании трех общих электронных пар:

Врезультате образования трех общих электронных пар каждый атом азота приобретает устойчивую электронную структуру 2s22p6. На рис. 6 показано перекрывание электронных облаков в молекуле азота.

Рис. 6. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле азота

119