Нормальное и возбужденное состояние атома.

 

Нормальное состояние атома можно еще назвать состоянием покоя; находясь в нем, атом не может излучать до тех пор, пока не будет возбужден внешними причинами. Процесс возбуждения заключается в выбрасывании одного или нескольких электронов тем или иным образом с нормальной орбиты на внешнюю орбиту либо в их полном удалении из атома. Не вое электроны могут быть с одинаковой легкостью смещены с нормальных орбит. Те из них, которые движутся ближе к ядру, связаны притяжением ядра сильнее электронов, вращающихся по большим орбитам. Возбуждение атома, предшествующее излучению обычного линейчатого спектра, состоит в перемещении одного из наименее связанных электронов на еще более удаленную орбиту или в полном освобождении его из атома. В последнем случае атомный остаток, являющийся благодаря потере одного отрицательного электрона положительным ионом, легко захватывает извне другой электрон вместо потерянного; когда он занимает вакантное место во внешнем слое атома, атом испускает свет.

 

Валентность и степень окисления.

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Валентность – это способность атомов присоединять к себе определенное число других атомов.

 

IV. Периодический закон и таблица Менделеева.

 

1)Предпосылки открытия Периодического закона Д. И. Менделеевым. Формулировка периодического закона. Современная формулировка.

предпосылки: Накопление фактологического материала

Формулировка, данная Менделеевым: свойства хим.элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов (1869г)

Современная формулировка: Свойства хим.элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от величины ядерных зарядов элемента.

2)

План – алгоритм характеристики элемента по его положению в ПСХЭ Д. И. Менделеева

1. Название

2. Химический знак

3. Порядковый номер

4. Номер периода (большой 4-7 или малый 1-3)

5. Номер группы, подгруппа (главная «А» или побочная «Б»)

6. Состав атома: число электронов, число протонов, число нейтронов

Подсказка!

Число электронов = числу протонов = порядковому номеру;

Число нейтронов = атомная масса (Ar из таблицы Менделеева) – число протонов.

7. Вид элемента (s, p, d, f)

Подсказка!

s-элементы: это первые два элемента в 1-7 периодах;

 

p-элементы: последние шесть элементов1-6 периодов;

 

d-элементы: это элементы больших периодов (по 10 штук) между s- и p-элементами;

 

f-элементы: это элементы 6 и 7 периодов – лантаноиды и актиноиды, они вынесены вниз таблицы.

 

8. Схема строения атома (распределение электронов по энергоуровням), завершённость внешнего уровня

Подсказка! Для написания схемы нужно знать следующее:

Заряд ядра атома = порядковому номеру атома;

Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится элемент;

У s- и p-элементов на последнем (внешнем) от ядра энергетическом уровне число электронов равно номеру группы, в которой находится элемент.

Например, Na+11)2)8)1=номеру группы;

У d- элементов на последнем уровне число электронов всегда равно 2 (исключения – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие на последнем уровне содержат 1 электрон).

 

Например, Ti+22)2)8)10)2; Cr++24)2)8)13)1 – исключение

 

Максимальное возможное число электронов на уровнях определяют по формуле N электронов = 2n2, где n – номер энерг.уровня.

 

Например, I уровень – 2 электрона, II – 8 электронов, III – 18 электронов, IV– 32 электрона и т.д.

 

9. Электронная и электронно-графическая формулы строения атома

Подсказка!

Для написания электронной формулы используйте шкалу энергий:

 

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

 

Помните! На s – орбитали максимум может быть 2 электрона, на p – 6, на d – 10, на f – 14 электронов.

Например, +11Na 1s22s22p63s1; +22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2

10. Металл или неметалл

Подсказка!

К неметаллам относятся: 2 s-элемента - водород и гелий и 20 p-элементов – бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон, мышьяк, селен, бром, криптон, теллур, йод, ксенон, астат и радон.

К металлам относятся: все d- и f-элементы, все s-элементы (исключения водород и гелий), некоторые p-элементы.

11. Высший оксид (только для s, p)

Подсказка!

Общая формула высшего оксида дана под группой химических элементов (R2O, RO и т.д.)

12. Летучее водородное соединение (только для s, p)

Подсказка!

Общая формула летучего водородного соединения дана под группой химических элементов (RH4, RH3 и т.д.) – только для элементов 4 -8 групп.

 

Структура периодической системы

 

Система элементов Менделеева Д.И. слагается из периодов и групп. Периодов в системе – семь, из них три – малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов:

 

Не гелий(2) – Ne неон(2,8) – Ar аргон(2,8,8) – Kr криптон(2,8,18,8) – Xe ксенон(2,8,18,18,8) – Rn радон(2,8,18,32,18,8).

 

Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два – по 8 элементов. Из больших периодов – четвертый и пятый – по 18, шестой – 32 и седьмой незаконченный.

 

Группы объединяют элементы по признаку химического сродства (сходства). Восьмая – инертные газы, а триады содержат только элементы больших периодов. Элементы малых периодов Менделеев называл «типическими». За «типическими» элементами в группах больших периодов следует две подгруппы элементов – основная и побочная.

 

Существенным недостатком обычного варианта периодической таблицы являлось то обстоятельство, что в нем не была выявлена связь между «типическими» элементами каждой группы и членами её левой и правой подгрупп. Так, например, в V группе Sb является аналогом As, Nb (ниобий) аналогом V (ванадия), а Р (фосфор) – аналогом N (азота). Оставалось неясным, в каком отношении к фосфору стоят V и As. При решении этого вопроса долгое время руководствовались отдельными свойствами элементов. Так, например, к V группе применяли наличие водородных соединений ЭН3, у P и As, но отсутствующую у ванадия. поэтому подгруппу As рассматривали как «главную», а подгруппу V(ванадия) как «побочную», т.к. она не проявляет свойств характерных для типических элементов. Отсюда было неясным само помещение подгруппы ванадия в пятую группу. То же самое было и в других группах. Многим поэтому хотелось перестроить таблицу, что и было предложено Вернером в 1905 г. (см. Некрасова стр.220). В форме периодической системы представленной Бором за основу строение электронных структур нейтральных атомов. Некрасов (стр.223). Эта система была весьма односторонней. Структура атомов может иметь определяющее значение лишь для свойств простых веществ и тех реакций, которые протекают с их участием.

 

Но для свойств сложных веществ и реакций между ними необходимо учитывать валентные состояния атомов.

 

Группы I, II, III включают элементы левой части всех периодов, группы V, VI, VII элементы правой части. Элементы, занимающие среднюю часть называются переходными элементами, занимающие левую часть и центр периодической таблицы являются металлами. Элементы, занимающие правую часть – неметаллы. Особенно металлические свойства выражены у элементов, расположенных в нижнем левом углу периодической системы, а неметаллические в верхнем правом углу периодической таблицы. Ту часть таблицы, которая отделяет металлы от неметаллов, занимают элементы с промежуточными свойствами, т.е. от верхней средней точки таблицы к нижнему правому углу. Эти элементы называются металлоидами (Бор, Si, Германий, As, Sb, Теллур и Полоний).

 

Так выглядит короткая форма периодической системы. Длиннопериодная форма таблицы впервые предложена Д.И.Менделеевым (1869) и в различных вариантах помещалась им в изданиях «Основ химии». Состоит она также из 7 периодов. Они содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 и 18 элементов. Начиная с 4го периода символы элементов, в атомах которых имеет место одиночный «проскок» электронов, подчеркнуты одной чертой. Это Cr, Cu, Nb, Mo, Ru (рутений), Rh (родий), Pt, Au, с двойным «проскоком» двумя чертами (Z=46. Это Pd[паладий]).

 

В системе 32 группы аналогов по вертикали. Каждая группа состоит из элементов, атомы которых имеют подобное строение электронных оболочек. Например, в группе (C – Si – Ge – Sn – Pb) атомы элементов на внешнем энергетическом уровне имеют s2p2 электроны. Подобные электронные структуры повторяются через определенные промежутки, а следовательно, повторяются и подобные химические свойства. На основе этого может быть дана новая формулировка закона:

 

периодическое изменение свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся подобной структуры электронной оболочки их атомов.

 

Электронные аналоги являются химическими аналогами и обозначаются А и В.

 

Буквой А обозначены группы тех элементов, в атомах которых заполняются электронами s и p – подуровни внешнего слоя. Это s и p – элементы. Номер А группы совпадает с числом внешних электронов в атомах. Исключение составляют водород и гелий, имеющие 1 и 2 s – электрона, но по совокупности свойств они помещены в VIIA и VIIIA группы. номер группы совпадает также с валентностью элементов в возбужденном состоянии. (кроме F и O)

 

Группы d – элементов обозначены римскими цифрами с буквой В: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB и IIB, кроме групп Co и Ni. Номер группы также совпадает с числом валентных электронов в возбужденном состоянии. Исключение составляют элементы группы IB для которых номер показывает число внешних электронов, а max их валентность = 3. (Cu, Ag, Au). Только у элементов группы IIB (Zn – Cd – Hg) валентность осуществляется за счет двух s – электронов внешнего уровня. У остальных групп валентность осуществляется не только внешними s – электронами, но и электронами внешнего d – подуровня. Например, Mn – max валентность = 7 за счет двух внешних s и пяти d – электронов 3d54s2. Лантаноиды и актиноиды находятся в длинной форме таблицы в одном периоде и не снесены вниз. Они объединены в одну группу по строению их электронных оболочек. Элементы s, p, d и f выделены различной штриховкой внизу таблицы.

3)

Энергия ионизации Е1 – минимальная энергия, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный электрон с атомной орбитали невозбужденного атома на бесконечно большое расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. Энергия ионизации соответствует следующему процессу: Э + ЕI > Э+ + е, где ЕI - кДж / моль. Энергия ионизации количественно характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой его химической активности. Энергии ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшее значение энергии ионизации характерно для инертных газов, находящихся в конце периода.

В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними.

Сродство к электрону атома ЕА – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении к нейтральному атому электрона с образованием отрицательного иона: Э + е > Э- + ЕА где ЕА - кДж / моль. Сродство к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии (ЕА> 0). Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство к электрону считается отрицательным (ЕА<0). Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгрупп 7А (галогены) у большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшее значение сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s и р-подуровнями. В подгруппах сверху вниз сродство к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значение сродства к электрону известны не для всех атомов.

4)

Электроотрицательность — химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов.