Основы общей химии
- Бұл бет үшін навигация:
- 1.3.6.Связь периодического закона со строением атома
- 1.3.7.Физико-химические характеристики атома
| 5p
| ||||||||||||
|
| ||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
| ||||||
|
39 |
40 |
41 |
42 |
43 |
44 |
45 |
46 |
47 |
48 |
4d | ||
|
Y |
Zr |
Nb |
Mo |
Tc |
Ru |
Rh |
Pd |
Ag |
Cd | |||
|
37Rb |
38 Sr |
5s |
| |||||||||
|
|
|
| ||||||||||
|
31Ga |
32Ge |
33 As |
34 Se |
35 Br |
36 Kr |
4p |
| |||||
|
|
|
|
|
|
|
| ||||||
|
21 |
22 |
23 |
24 |
25 |
26 |
27 |
28 |
29 |
30 |
3d | ||
|
Sc |
Ti |
V |
Cr |
Mn |
Fe |
Co |
Ni |
Cu |
Zn | |||
|
19 K |
20Ca |
4s |
| |||||||||
|
|
|
| ||||||||||
|
13 Al |
14 Si |
15 P |
16 S |
17 Cl |
18 Ar |
3p |
| |||||
|
|
|
|
|
|
|
| ||||||
|
11Na |
12Mg |
3s |
| |||||||||
|
|
|
| ||||||||||
|
5 B |
6 C |
7 N |
8 O |
9 F |
10 Ne |
2p |
| |||||
|
|
|
|
|
|
|
| ||||||
|
3 Li |
4 Be |
2s |
| |||||||||
|
|
|
| ||||||||||
|
1 H |
2 He |
1s |
| |||||||||
|
|
|
| ||||||||||
Рис. Рис. Рис. Рис. Рис. Рис. .19. Энергетическая схема заполнения электронных орбиталей.19. Энергетическая схема заполнения электронных орбиталей.19. Энергетическая схема заполнения электронных орбиталей.19. Энергетическая схема заполнения электронных орбиталей.19. Энергетическая схема заполнения электронных орбиталей.19. Энергетическая схема заполнения электронных орбиталей
1.3.6.Связь периодического закона со строением атома
В 1869 г. Дмитрий Иванович Менделеев сформулировал Периодический закон, согласно которому свойства простых веществ, а также свойства соединений находятся в периодической зависимости от атомного веса. Но уже сам Д. И. Менделеев отмечал, что, конечно, не атомный вес является причиной периодической зависимости свойств и что в будущем при изучении строения атома будет вскрыта истинная причина этой зависимости.
Заполнение электронных орбиталей при увеличении заряда ядра и соответственно числа электронов происходит в следующей последовательности:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p…
Максимальное число электронов в каждом состоянии с учетом принципа Паули равно:
s – 2, p – 6, d – 10, f – 14.
Если расположить последовательность энергетических состояний так, чтобы каждая строка начиналась новым значением главного квантового числа n и сосчитать число электронов в этих энергетических состояниях, то получим следующую таблицу:
|
Электронные состояния |
Число электронов | |||
|
1s |
|
|
|
2 |
|
2s |
|
|
2p |
8 |
|
3s |
|
|
3p |
8 |
|
4s |
|
3d |
4p |
18 |
|
5s |
|
4d |
5p |
18 |
|
6s |
4f |
5d |
6p |
32 |
Последовательность энергетических состояний электронов в многоэлектронных атомах соответствует структуре периодической системы элементов Д. И. Менделеева. То есть периодическое повторение свойств элементов и их химических соединений обусловлено периодичностью повторения их электронных структур. Таким образом, в современной формулировке Периодический закон гласит: свойства химических элементов, а также формы и свойства, образуемых им соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.
Максимальное главное квантовое число электронов в многоэлектронных атомах совпадает с номером периода, в котором располагается данный элемент в периодической таблице.
Часто при описании электронного строения атома используется понятие «внешний электронный слой», который включает в себя электроны с максимальным значением главного квантового числа. Например, для элементов шестого периода внешний слой образуют электроны с n=6 (6s и 6p), а электроны в 4f и 5d-состояниях относятся к «внутренним электронным слоям».
В зависимости от типа орбитали, которую занимает последний добавленный электрон при построении электронной конфигурации, в периодической таблице выделяют группы элементов: s-элементы (по два в каждом периоде); p-элементы (по шесть в каждом периоде, начиная со второго); d-элементы (по 10 в каждом периоде, начиная с четвертого); f-элементы (по 14 в каждом периоде, начиная с шестого).
Химические свойства элементов обусловлены не всеми электронами атома, а только валентными. Валентные электроны – электроны, принимающие участие в образовании химической связи. Валентными могут быть электроны внешнего и незаполненных внутренних слоев.
В группах элементы имеют одинаковые валентные электроны (по качеству и количеству), что и обусловливает схожесть их физических и химических свойств. Но, вследствие того, что валентные электроны для элементов в группах обладают различной энергией (увеличение главного квантового числа в группе сверху вниз), наблюдаются различия в их схожих физических и химических свойствах.
По тому, какие валентные электроны имеют атомы, можно условно выделить четыре класса элементов.
Благородные (инертные) газы. Эти элементы имеют полностью заполненные электронные слои. Общая электронная формула: 1s2 – для гелия и ns2np6 – для остальных элементов. Эти элементы химически не активны.
Типичные (типические) элементы. Это s- и p-элементы, которые имеют незаполненный внешний слой (главные группы периодической таблицы). Общая электронная формула: от ns1 – первая группа до ns2np5 – седьмая группа. Их химические и физические свойства сильно различаются в периоде в зависимости от числа валентных электронов. Химические свойства этих элементов определяются в основном стремлением получить, отдать или обобществить электроны таким образом, чтобы приобрести электронную конфигурацию с полностью заполненными энергетическими состояниями.
Переходные элементы – d-элементы. У них происходит заполнение электронами внутреннего слоя, что объясняет значительное сходство свойств элементов внутри периода, особенно физических.
f-элементы. Особенностью этих элементов является большое сходство как по физическим, так и по химическим свойствам внутри периода по сравнению с элементами других классов.
1.3.7.Физико-химические характеристики атома
Физико-химические характеристики атома, такие как энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, атомные и ионные радиусы, позволяют объяснять и предсказывать некоторые химические свойства элементов. Эти характеристики закономерно изменяются с ростом заряда ядра атомов и подобны для элементов с повторяющимися электронными структурами.
1. Радиус атома и иона. Поскольку атомы и ионы не имеют четкой геометрической границы, невозможно выделить и измерить отдельный атом. Эти характеристики рассчитывают исходя из предположения, что атомы и ионы в соединениях, кристаллах и т.д. представляют собою твердые шары, которые упакованы плотнейшим образом.
Ковалентный радиус – половина экспериментально определяемого расстояния между ядрами двух одинаковых атомов, образовавших простую ковалентную молекулу (рис. 1.20).
П ример. Длина химической связи (расстояние между ядрами атомов) в молекуле H2 составляет величину rсв= 0,74 Ǻ, следовательно, ковалентный радиус равен: .
Ионный радиус рассчитывают из экспериментально определяемых параметров кристаллической решетки, но расчет более сложен, так как размеры катионов и анионов разные.
Общие закономерности:
в периоде радиус атома уменьшается (увеличение заряда ядра приводит к сжатию орбиталей). В группе радиус увеличивается с увеличением числа электронных слоев (рис. 1.21);
катион по сравнению с атомом имеет меньший радиус, а анион больший: .
Пример.
|
Частица |
|
жүктеу/скачать 2,31 Mb.
Достарыңызбен бөлісу:
