Свойства атомов. Их периодичность

Такие свойства атомов, как их размер, энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность, степень окисления связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Радиус атома – важная его характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.

В периоде атомный радиус, в общем, уменьшается слева направо. Это объясняется увеличением силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличиваются объём атома, а значит, и его радиус.

Энергия ионизации (I) – это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабосвязанного электрона от атома. Она обычно выражается в электроно-вольтах (эВ). При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с ростом заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра.

Энергия ионизации связана с химическими свойствами элементов. Так, щелочные металлы, имеющие небольшую энергию ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных газов обусловлена их высокими значениями энергии ионизации.

Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. При этом образуются соответствующий анион.

Энергия сродства к электрону (E) – энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона. Энергия сродства к электрону, как и энергия ионизации, выражается в электроно-вольтах. Наиболее велика она у галогенов, имеющих на внешнем уровне по 7 электронов. Это свидетельствует об усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода.

Определение электроотрицательности (ЭО) дал американский ученый Линус Полинг (1901-1990): электроотрицательность есть способность атома в молекуле притягивать к себе электроны.

Здесь имеются ввиду валентные электроны, то есть электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородных газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив.

Для количественной характеристики предложено считать мерой электроотрицательности энергию, равную арифметической сумме энергий ионизации и сродства к электрону, то есть

Фтор имеет наибольшее значение электроотрицательности. Наименьшее значение электроотрицательности имеют атомы щелочных металлов. Обычно электроотрицательность лития принимают за 1 и сравнивают с ней электроотрицательность других элементов, получая удобные для сравнения значения относительной электроотрицательности (χ).

Относительная электроотрицательность подчиняется периодическому закону: в периоде она растёт с увеличением порядкового номера элемента, в группе уменьшается. Её значения служат мерой неметаличности элементов. Очевидно, чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее неметаллические свойства элементов. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей относительной электроотрицательностью к атому с большей относительной электроотрицательностью.

Выводы о взаимосвязи строения атомов и свойств химических элементов, а также причины периодического изменения их свойств, сходства и различия между ними:

1) свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, изменяются периодически потому, что периодически повторяется сходное строение внешнего электронного слоя атомов элементов;

2) плавное изменение свойств элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем слое атомов;

3) завершение внешнего электронного слоя атома приводит к резкому скачку в свойствах, при переходе от галогена к инертному элементу; появление нового внешнего электронного слоя – причина резкого скачка в свойствах при переходе от инертного элемента к щелочному металлу;

4) свойства химических элементов, принадлежащих к одному семейству, сходны потому, что на внешнем электронном слое их атомов одинаковое число электронов

Учение о химической связи – центральный вопрос современной химии. Без него нельзя понять причины многообразия химических соединений, механизм их образования, строение и реакционную способность.

Образование молекул из атомов приводит к выигрышу энергии, так как в обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное. Учение о строении атомов объясняет механизм образования молекул, а также природу химической связи.

У атома на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Если число электронов на внешнем уровне атома максимальное, которое он может вместить, то такой уровень называется завершенным. Завершенные уровни характеризуются большой прочностью. Таковы внешние уровни атомов благородных газов: у гелия на внешнем уровне два электрона (s²), у остальных – по восемь электронов (ns²np⁶). Внешние уровни атомов других элементов незавершенные и в процессе химического взаимодействия они завершаются. Чтобы добиться этого состояния соответствующим атомам приходится разменивать свои электроны. И, как часто случается в жизни, «те, которые имеют меньше, отдают тем, кто имеет больше».

В 1907 г. Н.А. Морозов и позднее в 1916-1918 г.г. американцы Дж. Льюис и И. Ленгмюр ввели представление об образовании химической связи общей электронной парой и предложили обозначать валентные электроны точками

Связь, образованная электронами, принадлежащими двум взаимодействующим атомам, называется ковалентной. По представлениям Морозова-Льюиса-Ленгмюра:

1) при взаимодействии атомов между ними формируются поделенные – общие – электронные пары, принадлежащие обоим атомам;

2) за счет общих электронных пар каждый атом в молекуле приобретает на внешнем энергетическом уровне восемь электронов, s²p⁶;

3) конфигурацияs²p⁶– это устойчивая конфигурация инертного газа и в процессе химического взаимодействия каждый атом стремится ее достигнуть;

4) количество общих электронных пар определяет ковалентность элемента в молекуле и равно оно числу электронов у атома, недостающих до восьми;

5) валентность свободного атома определяется числом неспаренных электронов.

Изображать химические связи принято по разному:

1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического символа элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой

2) с помощью квантовых ячеек (орбиталей) как размещение двух электронов с противоположными спинами в одной молекулярной квантовой ячейке

Схема расположения, показывает, что молекулярный энергетический уровень ниже исходных атомных уровней, а значит, молекулярное состояние вещества более устойчиво, чем атомное;

3) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают черточкой (например, Н-Н), которая символизирует пару электронов.

Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с помощью двух общих электронов, или электронной пары.

Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой.

Представления о механизме образования химической связи на примере молекулы водорода распространяются и на другие молекулы. Теория химической связи, созданная на этой основе, получила название метода валентных связей (МВС). Основные положения:

1) ковалентная связь образуется в результате перекрывания двух электронных облаков с противоположно направленными спинами, причем образованное общее электронное облако принадлежит двум атомам;

2) ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Степень перекрывания электронных облаков зависит от их размеров и плотности;

3) образование молекулы сопровождается сжатием электронных облаков и уменьшением размеров молекулы по сравнению с размерами атомов;

4) в образовании связи принимают участие s- и p-электроны внешнего энергетического уровня и d-электроны предвнешнего энергетического уровня.

В молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов s²p⁶, причем два из них (электронная пара) в одинаковой степени принадлежит обоим атомам. Перекрывание электронных облаков при образовании молекулы показано на рисунке

Схема образования химической связи в молекулах хлора Cl₂ (а) и хлороводорода HCl (б)

Химическая связь, для которой линия, соединяющая атомные ядра, является осью симметрии связывающего электронного облака, называется сигма (σ)-связью. Она возникает при «лобовом» перекрывании атомных орбиталей. Связи при перекрывании s-s-орбиталей в молекуле Н₂; р-р-орбиталей в молекуле Cl₂ и s-p-орбиталей в молекуле НСl являются сигма связями. Возможно «боковое» перекрывание атомных орбиталей. При перекрывании р-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, т.е. по оси у- и z-осям, образуются две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси. Такая ковалентная связь называется пи (p)-связью. Перекрывание электронных облаков при образовании π-связи меньше. Кроме того, области перекрывания лежат дальше от ядер, чем при образовании σ-связи. Вследствие этих причин π-связь обладает меньшей прочностью по сравнению с σ-связью. Поэтому энергия двойной связи меньше удвоенной энергии одинарной связи, которая всегда является σ-связью. Кроме того, σ-связь имеет осевую, цилиндрическую симметрию и представляет собой тело вращения вокруг линии, соединяющей атомные ядра. π-Связь, наоборот, не обладает цилиндрической симметрией.

Одинарная связь всегда является чистой или гибридной σ-связью. Двойная же связь состоит из одной σ- и одной π-связей, расположенных перпендикулярно друг относительно друга. σ-Связь прочнее π-связи. В соединениях с кратными связями обязательно присутствует одна σ-связь и одна или две π-связи.

Возможен и другой механизм образования ковалентной связи – донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома. Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония (NH₄⁺). В молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако)

У иона водорода свободна (не запонена) 1s-орбиталь, что можно обозначить как ⁪Н⁺ (здесь квадрат означает ячейку). При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, то есть оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой

Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащая азоту, становится общей с Н⁺. В схемах изображение ячейки ⁮ часто опускается.

Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называется донором, а атом, принимающий ее (то есть предоставляющий свободную орбиталь), называется акцептором.

Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным. Образованная таким путем ковалентная связь называется донорно-акцепторной или координационной связью.

Однако это не особый вид связи, а лишь иной механизм (способ) образования ковалентной связи. По свойствам четвертная связь N-H в ионе аммония ничем не отличается от остальных трех.

Большей частью донорами являются молекулы, содержащие атомы N, O, F, Cl связанные в ней с атомами других элементов. Акцептором может быть частица, обладающая вакантными электронными уровнями, например, атомы d-элементов, обладающие незаполненными d-подуровнями.

Длина связи – это межъядерное расстояние. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Длина связи в молекулах составляет: НС₃-СН₃ 1,54 ; Н₂С=СН₂

1,33 ; НС≡СН 1,20 . В пересчете на одинарные связи эти величины увеличиваются, реакционная способность соединений с кратными связями возрастает. Мерой прочности связи является энергия связи.

Энергия связи определяется количеством энергии, которое необходимо для разрыва связи. Обычно она измеряется в килоджоулях, отнесенных к 1 молю вещества. С увеличением кратности связи энергия связи увеличивается, а ее длина уменьшается. Величины энергии связи в соединениях (алканы, алкены, алкины): С-С 344 кДж/моль; С=С 615 кДж/моль; С≡С 812 кДж/моль. То есть энергия двойной связи меньше удвоенной энергии одинарной связи, а энергия тройной связи меньше утроенной энергии одинарной связи, поэтому алкины более реакционноспособны из этой группы углеводородов.

Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Например, атом водорода (один неспаренный электрон) образует одну связь, атом углерода (четыре неспаренных электрона в возбужденном состоянии) – не более четырех связей. Вследствие насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав: Н₂, СН₄, НСl и т.д. Однако и при насыщенных ковалентных связях могут образовываться более сложные молекулы по донорно-акцепторному механизму.

Направленность ковалентной связи обусловливает пространственную структуру молекул, то есть их форму. Рассмотрим это на примере образования молекул HCl, H₂O, NH₃.

Согласно МВС, что ковалентная связь возникает в направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов. При образовании молекулы НСl происходит перекрывание s-орбитали атома водорода с р-орбиталью атома хлора. Молекулы такого типа имеют линейную форму.

На внешнем уровне атома кислорода имеются два неспаренных электрона. Орбитали их взаимно перпедикулярны, т.е. располагаются относительно друг друга под углом 90^о. При образовании молекулы воды орбиталь каждого р-электрона перекрывается 1s-орбиталью атома водорода вдоль линии осей координат. Химические связи в этом случае должны быть направлены под углом 90^о. Экспериментально найдено, что угол между связями в молекуле воды ے Н-О-Н = 104,5^о, что объясняется частичной sр³-гибридизацией атомных орбиталей кислорода.

Таким образом, атом кислорода с двумя неспаренными (валентными) р-элект-ронами образует с водородом молекулы воды, которая имеет угловую форму. Очевидно, молекулы такой же формы должны образовывать с водородом аналоги кислорода – сера, селен, теллур.

В образовании молекулы NH₃ участвуют три неспаренных р-электрона атома азота, электронные орбитали которых также взаимно перпендикулярны, и 1s-электроны трех атомов водорода.

Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей. Молекула имеет форму правильной пирамиды, в углах треугольника находится атомы водорода, в вершине пирамиды – атом азота. Угол между связями ے Н-N-Н = 107,3^о. Молекулы такой же формы (но с другим значением угла) образуют с водородом аналоги азота – фосфор, мышьяк, сурьма.

Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам...

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.)...

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: