Элементы группы VIIа (галогены)

5.5.1. Общая характеристика группы. Особые свойства фтора как наиболее электроотрицательного элемента. Простые вещества, их химическая активность.

5.5.2. Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде. КО и ОВ свойства. Ионные и ковалентные галиды, их отношение к действию воды, окислит елей и восстановителей. Способность фторид иона как жесткого основания (лиганда) замещать кислород (например, в соединениях кремния). Галогенид – ионы как лиганды в комплексных соединениях.

5.5.3. Галогены в положительных степенях окисления. Соединения с кислородом и друг с другом. Взаимодействие галогенов с водой и водными растворами щелочей. Кислородные кислоты хлора и их соли, стереохимия и природа связей, устойчивость в свободном состоянии и в растворах, изменение КО и ОВ свойств в зависимости от степени окисления галогена. Хлорная известь, хлораты, броматы и йодаты и их свойства. Биологическая роль фтора, хлора, брома и йода.

5.5.4. Понятие о химизме бактерицидного действия хлора и йода. Применение в медицине, санитарии и фармации хлорной извести, хлорной воды, препаратов активного хлора, йода, а также соляной кислоты, фторидов, хлоридов, бромидов и йодитов.

В 1896 г Д.И. Менделеев открыл периодический закон: свойства элементов, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомного веса (в современной формулировке) от заряда ядра их атомов.

Наглядным выражением закона служит периодическая система Д.И.Менделеева. К настоящему времени предложено большое число вариантов системы. Наиболее общепризнанными являются короткая и длинная системы. Физический смысл периодического закона.

ПС элементов состоит из периодов, групп и подгрупп.

Период – горизонтальный ряд элементов, расположенных по возрастанию порядковых номеров, в котором имеет место закономерное изменение свойств элементов от типично металлических к типично неметаллическим. Периоды начинаются с S-элемента, и заканчивается Р-элементом. Малые периоды содержат 2-8 элементов, большие 18-32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

Группа – вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число валентных электронов. В системе имеется восемь групп. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Подгруппа – вертикальный ряд элементов, имеющих аналогичную структуру внешнего электронного слоя. В группах (главных подгруппах) число уровней увеличивается, но заряд ядра также растет. Первый фактор ведет к увеличению радиуса атома, а второй- к его уменьшению. В целом радиус увеличивается, хотя меняется меньше, чем в периоде. Поэтому в группах металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабевают сверху вниз.

Металлические свойства – способность отдавать электроны.

Неметаллические свойства – способность принимать электроны.

Номер группы соответствует максимальному числу электронов на внешнем уровне и максимальной степени окисления элементов данной группы. Все элементы в зависимости от заполнения соответствующего подуровня делятся на: S-, P-, d-, f- семейства. S-элементы, это элементы 1,П группы, главной подгруппы (Li, Na, K, Be, Mg, Ca и др.). К Р- элементам относятся элементы Ш-VIII групп, главных подгрупп. У элементов побочных подгрупп валентными являются не только внешние S- электроны, но и внутренние d- электроны, что отличает их от элементов главным подгрупп. Хлор (неметалл) 3S²3P⁵. Марганец (металл) 3d⁵4S².

Так как электронное строение элементов изменятся периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как: энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные свойства и другие свойства.

Энергия ионизации (I)- энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо электровольтах (эВ). Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента и возрастает по периоду (слева направо). Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода.

В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния, внешних подоболочек от ядра.

Энергия сродства к электрону (Е_ср.)- энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому – уменьшается в группах и увеличивается в периодах. Его количество выражается в кДж/моль или эВ и зависит от положения элемента в ПС. Наибольшее сродство к электрону имеют неметаллы: галогены, кислород, сера; наименьшие металлы.

Электроотрицательность (Х=I+E_ср) - способность атома в молекуле притягивать к себе электроны – уменьшается в группах сверху вниз и увеличивается в периодах слева направо.

Это – абсолютная электроотрицательность. Чаще пользуются относительной э.о., принимая э.о. лития за 1. Самый электроотрицательный элемент фтор: э.о.= 4. Наименьшая э.о. у металлов, наибольшая э.о. у неметаллов (фтор, кислород, азот, сера и т.д)

Чем выше э.о., тем больше способность атома притягивать электроны (или электронные пары). Величина электроотрицательности обусловливает характер химической связи атомов в молекулах. Существуют таблицы относительных э.о. элементов. Так, если разность э.о. = 1,9, то связь ионная; если разность э.о. = 0, связь чисто ковалентная (неполярная); в промежуточных случаях – связь между атомами ковалентная полярная. Наименьшие значения ЭО имеют S-элементы 1 подгруппы, наибольшие – Р элементы VII и VI групп

Атомные радиусы. Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности (орбитальный радиус атома) или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах (эффективные радиусы атомов). Наблюдается периодичность изменения атомных радиусов, особенно у S и Р элементов. У d- и f- элементов кривая изменения радиусов атомов по периоду имеет более плавный характер. В одной группе с увеличением номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в связи с увеличением числа электронных оболочек.

В ходе любой химической реакции происходит перестройка электронных оболочек реагирующих частиц: одни химические связи разрываются, другие образуются и чтобы разобраться в механизмах химических реакций и в многообразии биохимических процессов надо знать строение атома.

В соответствии с классическими представлениями атом состоит из положительно заряженного ядра, находящегося в центре, и электронов – отрицательно заряженных частиц, располагающихся по периферии. Для протонов и нейтронов составляющих ядро и электронов характерен корпускулярно-волновой дуализм, выражающийся в том, что микрочастицы материи обладают свойствами, как частицы так и волны.

В рамках квантово – механических представлений для описания энергетического состояния электрона в атоме пользуются термином «орбитали» и системой четырех квантовых чисел.

Орбиталь – область пространства внутри атома, в которой сосредоточена большая часть заряда электрона. Таким образом, орбиталь, рассматривается, как совокупность вероятных (примерно 95%) от возможных положений электрона.

Первое (главное) квантовое число (n) характеризует удаленность электрона от ядра, т.е. размер орбитали. Чем дальше находится электрон от ядра, тем большим запасом энергии он обладает. Главное квантовое число, которое может принимать значение целых положительных чисел, характеризует энергетический уровень орбитали. Максимально возможное значение (n) для электронов невозбужденного атома данного элемента соответствует номеру периода, в котором находится этот элемент. Например: для водорода n=1, для серы n=3, для свинца n=6. Чем больше число (n), тем большее число электронов может находиться на данном энергетическом уровне. Емкость энергетического уровня вычисляется по формуле 2n². Таким образом, на первом энергетическом уровне могут находиться максимально 2·1²=2 электрона, на втором 2·2²=8 электронов, на третьем 2·3²= 18, на четвертом 2·4²=32 электрона.

При значениях n>1 наблюдается расщепление энергетического уровня на подуровни. Это значит, что электроны, находящиеся на одном энергетическом уровне, несколько отличаются, друг от друга по запасу энергии и формами орбиталей.

Второе (орбитальное) квантовое число l вводится для дифференциации электронов по подуровням: оно может принимать значения целых чисел в диапазоне 0<l<n, l = n-1.

Число орбиталей, находящихся на данном энергетическом уровне рассчитывают по формуле 2l+1.

При n=4, l=3 – семь орбиталей (f). Электроны орбиталей одного подуровня имеют одинаковую энергию. Согласно квантово – механическим представлениям S-электроны имеют сферическую орбиталь, а Р- электроны гантелеобразную. Форма орбиталей d- и f- электронов более сложная. Третье (магнитное) квантовое число (m) характеризует взаимную пространственную ориентацию орбиталей в магнитном поле, возникающем в результате движения электронов по замкнутым орбиталям. Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел, включая (0), в диапазоне m= -l + l, -l<m<+l.

Четвертое (спиновое) квантовое число S характеризует движение электрона вокруг собственной оси. Для него возможны только 2 значения: S= +1/2 и S= -1/2. Согласно принципу Паули: на орбитали не может быть больше двух электронов с разными спинами. Орбиталь обозначают квантовой ячейкой, в которой могут располагаться не более двух электронов с противоположными спинами. Максимальное число электронов на уровне 2n², на подуровне 2(2l+1).

Заполнение орбиталей электронами в невозбужденном атоме осуществляется определенными правилами:

Правило наименьшей энергии – электроны занимают свободные орбитали с наименьшей энергией, т.е. с наименьшей суммой (n+l).

Правило Гунда. Заполнение орбиталей данного подуровня происходит сначала по одному электрону, т.е. так, чтобы суммарный спин был максимален. Так, электронная конфигурация атома хрома будет не [Ar] 4S²3d⁴, как можно было предположить, а [Ar] 4S¹3d⁵. Это явление получило не совсем удачное название «проскока электрона». Это характерно для Cu, Ag, Au. Объясняется это явление правилом Клячковского: Устойчивым считается такое состояние d-подуровня, когда там находится 5 или 10 электронов.

Образование молекул из атомов представляет собой процесс перестройки электронных оболочек внешнего энергетического уровня связывающихся атомов. Такая перестройка может сопровождаться отдачей одного или нескольких электронов и превращением атома в положительно заряженный ион: Na-e→Na⁺; Са-2е→Са²⁺или присоединением одного или нескольких электронов к другому атому с образованием отрицательно заряженного иона F+e→F^-; О+2е→О^2-.

Прогнозирование характера связей между двумя атомами можно проводить на основании правил Фаянса: связь будет преимущественно ионной, если заряды образующихся ионов невелики, радиус катиона велик, а радиус аниона мал. К ионным соединениям относят большинство соединений между металлами и такими анионами, как перхлорат CIO₄^-, нитрат NO₃^- и др.

Основные виды химической связи: ковалентная, которая образуется в результате обобществления электронов, при этом возникают одна или несколько общих электронных пар: Н^. + Н^.→ Н: Н одна общая пара

Правило октета. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов, которые (за исключением гелия) имеют по внешней оболочке восемь (октет) электронов. Это справедливо как для ионной, так и ковалентной связи.

Особенностями ковалентной связи является ее направленность и насыщаемость. Так как, атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям. Это обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов, которые можно определить, зная тип гибридизации. Насыщаемость ковалентной связи вызывается ограничением числа электронов, которые могут участвовать в образовании ковалентной связи.

Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, Н-Н; О-О; С1- С1, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной связью. Если же один атом сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная связь, чем выше ЭОО элементов, тем полярнее связь. Вследствие, смещения электронной пары, к одному из ядер, повышается плотность отрицательного заряда у данного атома. И соответственно атом получает заряд, называемый эффективным зарядом атома δ-. У второго атома, повышается плотность положительного заряда δ+. Вследствие этого, возникает диполь, представляющий собой электрически нейтральную систему с двумя одинаковыми по величине положительным и отрицательными зарядами, находящимися на определенном расстоянии (длина диполя) друг от друга. Полярность связи можно узнать по разности ЭО, если она приближается к 1- связь ионная. Однако, даже у ионных соединений имеется определенная доля ковалентности.

Точное описание распределения электронов возможно лишь для небольшого числа молекул. Для этого используют два метода: метод валентных связей (ВС.) и молекулярных орбиталей (МО).

Кратные (двойная или тройная) связи – связь двух атомов с помощью нескольких электронных пар.

Перекрывание орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атомов, приводит к образованию σ - связей. Ковалентная связь, образующаяся при боковом перекрывании р -орбиталей по обе стороны от линии соединения ядер атомов, называется π - связь.

Гибридизация атомных орбиталей (АО) – это смещение и выравнивание АО по форме и энергии разных подуровней, электроны которых участвуют в образовании ковалентных связей. Образующиеся гибридные орбитали имеют одинаковую форму и энергию, и определенное расположение в пространстве:

Ионная связь – образуется при полном переходе общей электронной пары к более ЭО атому и представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Такая связь возникает лишь в случае большой разности ЭО атомов, например катионами S- металлов первой и второй группы П.С. и анионами элементов VI и VII групп (LiF, K₂O₄ и др.). Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной химической связи не характерна направленность, не свойственна насыщаемость, так как ион способен взаимодействовать со многими соседними ионами противоположного знака, число которого зависит от зарядов ионов и соотношений геометрических размеров.

Водородная связь - образуется вследствие сил притяжения между атомом водорода одной молекулы и более электроотрицательным атомом другой. Например, связь в молекуле HF ковалентная, сильно полярная. Общее электронное облако смещено к атому фтора ^+δH-F^{- δ}. Между двумя молекулами образуется водородная связь Н-F ··· HF и т.д. Водородная связь, образуется также между молекулами воды, спиртов, карбоновых кислот, в белках.

Энергия водородной связи в 10-20 раз меньше обычной ковалентной связи, но она влияет на химические и физические свойства веществ. Именно она виновна на аномальные свойства воды, обратите на это внимание!

Металлическая связь – сильно нелокализованная связь, этот тип связи характерен для металлов, которые имеют много вакантных атомных орбиталей и небольшое количество валентных электронов, например: ₁₃AL 1s²2S²2p⁶ 3s²3p¹3d⁰. Al имеет 3 валентных электрона и 9 (3s3p3d) атомных орбиталей. Свободно перемещающиеся электроны («электронный газ») одновременно связывают большое число ядерных центров. Для образования металлической связи необходима также низкая энергия ионизации. Все это характерно для металлов. Металлическая связь объясняет такие свойства металлов, как: высокая электро- и теплопроводность.

Пример тестового задания по темам: периодический закон, электронное строение атома, химические связи.

1. УКАЗАТЬ АТОМ, ИМЕЮЩИЙ СЛЕДУЮЩЕЕ СТРОЕНИЕ НАРУЖНОГО И ПРЕДПОСЛЕДНЕГО ЭЛЕКТРОННЫХ СЛОЕВ 2s²2p⁶3s²3p¹

2. КАКОВА ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА КАЛЬЦИЯ?

3. ИОНУ УГЛЕРОДА С⁺² СООТВЕТСТВУЕТ СЛЕДУЮЩАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА:

5. В КАКОЙ ПАРЕ АТОМОВ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ИМЕЕТ НАИБОЛЕЕ ЯРКО ВЫРАЖЕННЫЙ ИОННЫЙ ХАРАКТЕР:

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.)...

Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом...

Что способствует осуществлению желаний? Стопроцентная, непоколебимая уверенность в своем...

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