бесплатно рефераты

бесплатно рефераты

 
 
бесплатно рефераты бесплатно рефераты

Меню

Основы химии бесплатно рефераты

Обусловленное заполнением подуровня по правилу Гунда (т.е. по одному

электрону на орбиталь). Затем снова скачек вниз (уменьшение I). Начинается

заполнение вторыми электронами np-подуровня. И энергия ионизации снова

возрастает (от кислорода к неону). Местные максимумы и минимумы на

возрастающем участке кривой в пределах подуровня отражает явление вторичной

периодичности. Максимумы соответствует элементам, у которых внешние

подуровни заполнены полностью ns2, np6 или наполовину np3. Это

свидетельствует о повышенной устойчивости таких конфигураций.

В группах (в подгруппах s- и p-элементы) сверху вниз энергия ионизации

уменьшается. Это обусловлено увеличением радиусов атомов: чем больше размер

атома, тем легче от него оторвать электрон, тем меньше значение энергии

ионизации.

В подгруппах d-элементов, кроме подгруппы скандия, как правило, сверху

вниз повышается. Например:

V I1=6,74 ЭВ/атом.

Nb I1=6,88 ЭВ/атом.

Ta I1=7,88 ЭВ/атом.

Повышение энергии ионизации в подгруппах d-элементов вызвано эффектом

проникновения электронов к ядру. Согласно квантовой теории внешние

электроны проникают ближе к ядру под d-подуровень. Это приводит к повышению

прочности связи внешних электронов с ядром.

Данные по значениям первой энергии ионизации для значительного числа

атомов представлены в таблице…

3.4.3. Сродство к электрону и характер его изменения.

Способность атома присоединять электроны может быть количественно

оценена энергией, которую обозначают понятием «сродство к электрону».

Сродством к электрону называют количество энергии E, которое выделяется

в результате присоединения электрона к нейтральному атому и

превращением его в отрицательно заряженный ион.

А+е=А–+Е

Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и энергия

ионизации (кДж/моль или ЭВ/атом). Однако экспериментально его определить

труднее, чем энергию ионизации. Поэтому надежные значения Е получены лишь

для небольшого числа элементов. По имеющимся данным можно сделать

однозначный вывод о закономерности изменения сродства к электрону по

периодам и группам.

Характер изменения сродства к электрону рассмотрим на примере элементов

второго периода и главной подгруппы седьмой группы показан на рис.3.5.

Li Be B C N O F Ne ЭВ/атом

0,57 -0,6 0,2 1,25 -0,1 1,47 3,6 -0,57

3,8 – Cl

Увеличение сродства к

электрону 3,5 – Br

3,3 – I

– At рис.3.5.

Из приведенного рисунка следует, что в периоде от начала к концу

сродство к электрону увеличивается, а в группах увеличение идет в

направлении снизу вверх. Можно сделать такой вывод: чем меньше радиус

атома, тем легче к нему присоединяется электрон, тем больше высвобождается

энергии и, следовательно, больше сродство к электрону. Однако монотонности

в изменении сродства к электрону нет, как и не было ее в изменении энергии

ионизации.

Для элементов VII A группы, обладающих в своих периодах наименьшими

радиусами, величина сродства к электрону наибольшая. Наименьшее значение

сродства к электрону и даже отрицательное значение имеет место у элементов

с электронными структурами s2(Be, Mg, Ca), s2p6(Ne, Ar, Kr) и с наполовину

заполненным p-подуровнем, т.е. структурой s2p3 (N, P, As). Это служит

дополнительным доказательством повышенной устойчивости указанных

конфигураций.

Изменение сродства к электрону в ряду d-элементов покажем на примере

d-элементов 4-го периода.

|Номер группы |I |II |III |IV |V |VI |VII |

|Валентные |3s | | | | | | |

|электроны | |3s2 |3s23p1 |3s23p2 |3s23p3 |3s23p4 |3s23p5 |

|в невозбуж- | | | | | | | |

|денном | | | | | | | |

|состоянии | | | | | | | |

|Расположение |3s1 | | | | | | |

|валентных | |3s13p1 |3s13p2 |3s13p3 |3s13p33d1|3s13p33d2|3s13p33|

|электронов в | | | | | | |d3 |

| | | | | | | | |

|возбужденном | | | | | | | |

|состоянии | | | | | | | |

|Высшая |I |II |III |IV |V |VI |VII |

|валентность | | | | | | | |

Так как у элементов второго периода отсутствует d-подуровень, то азот,

кислород и фтор не могут достигать валентности равной номеру группы. У них

нет возможности распаривать электроны. У фтора максимальная валентность

может быть равной единице, у кислорода два, а у азота – три.

Следует сделать здесь примечание. в данном случае разговор идет о

главной (основной) валентности. Дальше будет показано, что наряду с

основной валентностью атомы элементов способны проявлять и побочную

валентность за счет образования дополнительных донорно-акцепторных связей.

Для большинства d-элементов высшая валентность может отличаться от

номера группы. Валентные возможности d-элемента в конкретном, случае

определяются структурой электронной оболочки атома. d-элементы могут иметь

минимальную валентность выше номера группы (медь, серебро) и ниже номера

группы (железо, кобальт). Например, серебро, находящееся в побочной

подгруппе первой группы имеет соединения с валентностью III. Ag2O3, AgCl3.

Это выше номера группы. В тоже время кобальт в соединение проявляет

валентность не выше III. (Co2O3), что ниже, чем номер группы (VIII).

С понятием валентность близко соприкасается второе понятие – степень

окисления.

Степень окисления – это тот заряд, который атом имеет в ионном

соединении или имел бы, если бы общая электронная пара полностью была бы

смещена к более электроотрицательному элементу в ковалентном соединении.

Следовательно, степень окисления в отличии от валентности характеризуется

не только величиной, но и зарядом (+) или (–). Валентность имеет только

величину и не имеет знака. Например, в сульфате натрия NaI2SVIOII4

валентность натрия, серы и кислорода равны соответственно I, VI, II. А

степень окисления будет – натрия (+1), серы (+6), кислорода (–2).

Валентность и степень окисления по величине не всегда совпадают. Так, в

следующих соединениях CH4, CH3OH, HCOH, HCOOH, валентность углерода везде

равна (IV), а степень окисления –4, –2, 0, +2 соответственно.

Для определения валентности элементов в соединениях следует

использовать не только положением элемента в определенной группе в

периодической системе, но и валентным так называемых эталонных элементов. К

эталонным элементам относят такие, которые всегда имеют одинаковые значения

валентности. Среди них:

Водород Н (I), Калий К (I)

Кислород О (II), Натрий Na(I)

Магний Mg (II), Алюминий Al(III)

Фтор F (I).

Что касается степени окисления то эти элементы могут служить эталонным

для определения степени окисления других элементов в соединениях.

K+, Na+ (+1), H+ (+1) (за исключением гидридов)

Mg+2, Ca+2 (+2), F-1 (–1)

Al+3 (+3), Cl-1 (–1) (за исключением соединений с кислородом и фтором)

О-2 (–2) (за исключением соединений с фтором)

3.4.7. Характер изменения восстановительных и окислительных свойств

элементов.

Если в химических реакциях элемент отдает электроны и повышает степень

окисления, то он проявляет восстановительные свойства. Наоборот, в случае

присоединения элементом электронов и понижении степени окисления, элемент

проявляет окислительные свойства. Восстановительные и окислительные

свойства элементов зависят от радиусов атомов. Чем меньше радиус атома, тем

труднее элемент отдает электроны и слабее проявляет восстановительные

свойства. В этом случае у элемента активнее будут проявляться окислительные

свойства. В периодах слева направо восстановительные свойства элементов

уменьшается, а окислительные – увеличиваются. В группах сверху вниз

увеличиваются восстановительные свойства и уменьшаются окислительные.

Li Be B C N O F

увеличение

Na окислительных свойств

элементов

K

Rb

Cs увеличение восстановительных свойств элементов

Fr рис. 3.7.

3.4.8. Характер изменения свойств однотипных соединений.

Поместим в ряд однотипные соединения галогенов – галогенводороды и

рассмотрим, как изменяются их свойства (устойчивость соединений, степень

диссоциации, сила кислоты, восстановительные свойства) в пределах главной

подгруппы седьмой группы. Обнаруживается четкая закономерность, как и для

простых элементов.

HF HCl HBr HJ

возрастание

радиуса галогена

увеличение

прочности

соединения увеличение

степени

диссоциации

усиление

кислотных

свойств

увеличение

восстановительной

активности

галоген–иона

Так в направлении от фтора к йоду идет возрастание радиусов атомов,

следовательно в этом направлении уменьшается прочность соединений. Чем

больше радиус галогенов, тем менее прочно с ним связан водород. Сравним

энергии Гиббса образования нескольких молекул.

|?G0обр.|HF |HCl |HBr |

| | | | |

|кДж/мол| | | |

|ь | | | |

| |–273 |–95 |–53 |

Наиболее отрицательное значение энергии Гиббса образования имеет

молекула HF, следовательно, она самая прочная. При переходе от HF к HBr

?G0обр. уменьшилось более, чем в пять раз. Соответственно, прочность

молекул резко падает. Растворы галогенводородов в воде являются кислотами.

При переходе от HF к HI увеличивается степень диссоциации кислоты,

усиливаются кислотные свойства галогенводородной кислоты. (сила кислоты

определяется концентрацией ионов Н+, вернее ионов гидроксония Н3О+).

|кислота |HF |HCl |HBr |НI |

|степень диссоцации ?, % |7 |78 |89 |90 |

В направлении от фтора к йоду увеличивается восстановительная

способность галоген – иона. Так НI легко восстанавливает KMnO4 до

двухвалентного состояния марганца (Mn2+). Очень трудно справляется HCl, а

HF вообще не в состоянии востановить марганец из перманганата калия.

Аналогичное можно продемонстрировать для однотипных соединений

элементов шестой группы.

H2O H2S H2Se H2Te

увеличение радиуса атома

увеличение силы кислоты

уменьшение прочности

соединения

3.5. Закон Мозли.

Помещая в рентгеновскую трубку один за другим химические элементы и

исследуя рентгеновские спектры этих элементов английский ученый Мозли в

1913г обнаружил, что с увеличением порядкового номера элемента одни и те же

линии спектра смещаются в сторону уменьшения длин волн. При этом

рентгеновское излучение не зависит от того, в каком виде находится данный

элемент – в виде простого вещества или соединения.

Опираясь на экспериментальные данные Мозли установил, что частота

колебаний рентгеновских лучей, испускаемых химическими элементами, линейно

связана с порядковыми номерами атомов элементов. Мозли сформулировал

следующий закон, который сейчас называется его именем:

Корни квадратные из обратных значений длин волн определенной линии

характерестического рентгеновского спектра находится в линейной

зависимости от порядковых номеров элементов.

Математически закон Мозли выражается следующей формулой:

?1/x=a(Z–b)

Здесь х– выбранная длина волны рентгеновского спектра элемента; Z–

порядковый номер элемента в периодической системе; а и b– коэффициенты: а–

переменный коэффициент, который для каждой линии спектра имеет свое

значение; b– постоянная экранирования или коэффициент заслона, указывающий

на уменьшение величины заряда ядра к которому притягивается электрон (т.е.

b– учитывает число квантовых электронных уровней).

Графически закон Мозли имеет следующий вид, изображенный на рис.3.8.

?1/x

10 20 30 40 50 Z рис.3.8.

Na Ca Zn Zr Sn

Большое значение закона Мозли заключалось в том, что непосредственно из

опыта можно было найти порядковые номера элементов и доказать, что они

точно соответствуют номерам элементов в периодической системе Д.И.

Менделеева.

Таблица атомных номеров Мозли составленная в 1914г, точно совпадала с

таблицей Менделеева. В ней тоже были пустые места, как в таблице

Менделеева, соответствующие неизвестным в то время элементам.

Для неизвестных элементов Мозли точно указал строение

характеристических рентгеновских спектров, что привело к открытию в скором

времени двух неизвестных

элементов: гафния (№72) и рения (№75).

Глава 4.

Химическая связь. Строение молекул.

Свойства химических соединений зависят от состава молекул, их строения

и вида связи между атомами

Молекулой называют устойчивое образование (систему) из двух и более

атомов.

Совокупность сил, удерживающих атомы в молекулах, называют химической

связью. Прежде чем рассматривать характеристику химической связи, выясним

природу сил, обуславливающую взаимодействие атомов и образование молекул.

4.1. Основные принципы взаимодействия атомов.

Взаимодействие между атомами происходит через поле. Основным полем

является электрическое (электростатическое), т.к. гравитационное и

магнитные поля в этом случае ничтожно малы. Рассмотрим частный случай:

взаимодействие двух атомов водорода и образование молекулы водорода. Такое

взаимодействие показано на рисунке 4.1. Когда атомы удалены друг от друга

на большое расстояние, то силы, действующие между ними, равны нулю. При

сближении двух атомов водорода между ними возникают два вида сил.

в е в

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12