Основы химии

количество электронов на орбитале. По соответствующему постулату на

орбитале может быть два электрона, но они должны иметь разные спины, т.е.

разные значения ms: +1/2 и –1/2. В связи с этим на четвертой вертикальной

линии представлена максимальная заполняемость электронами квантового

подуровня и уровня.

На s-подуровне – 2 электрона

На p-подуровне – 6 электрона

На d-подуровне – 10 электрона

На f-подуровне – 14 электрона

Максимальное число электронов на подуровне можно определить по формуле:

К=2(2l+1).

Теоретическая последовательность расположения квантовых уровней и

подуровней выглядит так:

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

Однако при расщеплении квантовых уровней на подуровни приведенная

теоретическая последовательность нарушается. Реальное расположение

подуровней определяется правилом Клечковского, согласно которого

последовательность расположения подуровней определяется суммарным значением

двух квантовых чисел n и l. В том случае, когда для двух и более подуровней

n + l имеет одинаковое значение, то сначала идет тот подуровень, у которого

меньшее значение n.

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 3d – 4s – 4p – 4d – 4f – 5s –5p – 5d – 5f

(n+l) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7

8

По правилу Клечковского фактическая последовательность расположения

подуровней следующая:

1s(2s(2p(3s(3p(4s(3d(4p(5s(4d(5p(6s(5d(4f(5d2–5(6p(7s(6d1(

5f( 6d2–5(7p.

Структура электронных оболочек атомов изображена на следующей схеме

(рис2.9.):

| | | | | | | |6p |

| | | | | | | | |5d4 |

| |6s | | |

| | | | | |5p |

| | | | | | |

| | | | | | |

| | | | | |4p |

| | | | | | |4d | |

| |5s | |

| | | | | | |

| | | | | | |3d | |

| |4s | | |

| | | | |3p | |

| | | | | | |

| | | | |2p | |

| |3s | | |

| | | | | | |

| |2s | | |

| |1s | |Рис.2.9. |

2.1.6. Основные принципы распределения электронов в атоме.

Рассмотренная электронная оболочка атома заполняется электронами в

соответствии трем принципам: принципу наименьшей энергии, принципу Паули

/правилу/ Гунда.

Принципу наименьшей гласит, что электрон в атоме занимает тот свободный

подуровень, на котором он будут иметь минимальное значение энергии. По

другому, электрон остается на том подуровне, на котором обеспечивается

наиболее прочная связь с ядром.

Последовательность заполнения подуровней соответствует приведенному

выше фактическому расположению подуровней в структуре электронной оболочки

атома:

1s(2s(2p(3s(3p(4s(3d –… и т.д. /см. выше/.

Принцип Паули /запрет Паули/ говорит о том, что в атоме не может быть

даже двух электронов с одинаковыми значениями четырех квантовых чисел.

Следствие. На орбитале может находится два электрона с различными

спинами (т.е. с различными значениями спинового квантового числа: ms = +1/2

и ms = –1/2).

Третий принцип – это принцип или правило Гунда /Хунда/. Он объясняет

порядок заполнения электронами квантового подуровня. В пределах подуровня

электроны распределяются так, что их суммарное квантовое число имело

максимальное значение /сначала по одному электрону на орбиталь, а затем

спаривание/. Правильным будет распределение, например, трех р-электронов

таким образом:

| | | |

В зависимости от того, какой подуровень заполняется последними

электронами, различают s-, p-, d-, f-элементы.

s-элементами называют такие элементы, в атомах которых последние

электроны занимают s-подуровень внешнего квантового уровня. /Например,

натрий, магний, калий, кальций и др./.

р-элементами называют такие элементы, в атомах которых последние

электроны занимают р-подуровень внешнего квантового уровня. /Например,

углерод, кислород, хлор и др./.

d-подуровень, заполняемый последними электронами, относит элементы к

d-элементам. /Например, d-элементами являются титан, хром, железо,

медь, т.к. у этих элементов последние электроны занимают d-подуровень

предпоследнего уровня/.

f-элементами называют такие элементы, в атомах которых последние

электроны занимают f-подуровень второго от вне квантового уровня.

/Например, празеодим, европий, эрбий и др./.

2.1.7. Изображение электронной структуры атомов при помощи электронных

формул и квантовых ячеек.

Электронную структуру любого атома изображают электронными формулами. В

электронных формулах квантовый электронный уровень обозначают численным

значением главного квантового числа n, подуровень записывают буквенным

обозначением соответствующего подуровня, а число электронов на подуровне

указывают степенью, стоящей у обозначения подуровня. Например, 3d5

обозначает, что на d-подуровне 3-го квантового уровня находится пять

электронов. Электронная формула любого элемента состоит из полного набора

таких фрагментов, как указано в примере. Так, электронная формула атома

титана /№22/ имеет вид: 1s22s22p63s23p64s23d2. Cумма всех степеней равна

22, это значит, что атом титана, имея заряд ядра +22, содержит на

электронной оболочке 22 электрона, которые своим суммарным отрицательным

зарядом (–22) компенсируют положительный заряд ядра атома, делая атом

сложной электронейтральной системой.

Электронные формулы удобнее составлять после рассмотрения структуры

периодической системы элементов Д.И.Менделеева. Забегая вперед и

основываясь на знаниях, полученных в средней школе, представим

периодическую систему элементов в виде электронных формул. (рис.2.10.) О

написании электронных формул конкретного элемента, находящегося в

периодической системе, вернемся позже и рассмотрим алгоритм по которому

легко научиться писать электронную формулу любого элемента. Во-вторых,

структуру электронной оболочки атома изображают при помощи квантовых ячеек.

I 1s2

II 2s2 2p6

III 3s2 3p6

IV 4s2 3d10 4p6

V 5s2 4d10 5p6

VI 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6

VII 7s2 6d1 5f14 6d9

7p6

рис.2.10.

Квантовыми ячейками мы уже пользовались хотя и не вводили понятие

“квантовая ячейка”. Квантовая ячейка – это не что иное как графическое

изображение орбитали. Ее показывают клеточкой , а электроны на

орбитали изображают стрелкой, стоящей в клеточке . Для s-подуровня

отведена одна клеточка, так как s-подуровень имеет только одну орбиталь.

Для р-подуровня выделено три ячейки ибо р-подуровень содержит три р-

орбитали. d-подуровень изображают пятью ячейками, а f-подуровень – семью

ячейками.

Электронная структура атома титана, для которого мы уже писали

электронную формулу, изображенная при помощи квантовых ячеек, выглядит так:

| | | | | |

| | | | | | |4p |

| |3d | |

|4s | | | | |

| |3p | |

|3s | | | | |

| | 2p |

|2s | |

| | |

|1s | |

2.1.8. Об индивидуальности каждого химического элемента.

«Удостоверением личности» химического элемента можно назвать его

электронную формулу. Глядя на нее химик скажет очень многое об

индивидуальности данного «химического персонажа».

Мы уже знаем, что универсальной характеристикой элемента является

положительный заряд ядра атома, а если смотреть еще глубже, то число

положительно заряженных элементарных частиц – протонов. Увеличение их

количества приводит к скачкообразному изменению свойств. Начинает

действовать универсальный закон природы – закон перехода количества в

качество. Однако на изменение качественное показателей элемента влияет не

только число протонов, но и число нейтронов в ядре. Как уже было отмечено,

элементы, имеющие одинаковое число протонов в ядре но разное количество

нейтронов, названы изотопами. У каждого элемента свое число изотопов: у

одного – больше, у другого – меньше. Когда в таблице Д.И. Менделеева

указывают атомную массу элемента дробным числом, то это не значит, что в

ядре имеется дробное число элементарных частиц, в этом случае взята средняя

атомная масса всех изотопов данного элемента с учетом их количественного

содержания в природе. Но если в точных экспериментах будем пользоваться его

такой «усредненной» атомной массой, то это будет не совсем корректно, ибо

за «усреднением» теряет свою индивидуальность данный изотоп, особенно, если

изотоп радиоактивный.

На практике еще больше отклоняются от истинного значения, когда

пользуются не атомной массой, а массовым числом «А», т.е. целым число,

самым близким к атомной массе. Может быть, при рассмотрении индивидуальных

особенностей элемента лучше брать атомную массу того изотопа, которого в

процентном соотношении в природе больше, или того, который самый устойчивый

/или неустойчивый/, если речь идет о радиоактивных элементах.

Как видим, закон перехода количества в качество для химических

элементов реализуется по двум направлениям: по протонному и по нейтронному.

По протонному: появление в ядре очередного протона скачкообразно приводит к

новому элементу, а по нейтронному: расширяет качество данного элемента

вплоть до появления радиоактивности. Это видно на примере водорода. Если к

ядру водорода добавляется протон, то это уже отрицает все качества водорода

как элемента /данного индивидуума/ и переводит его в новый элемент – гелий

/т.е. в новый индивидуум/. Добавление нейтрона не отрицает самого элемента

водорода, а расширяет границы его качества, образуя изотоп водорода 21Н

/названный дейтерием 21Д / и далее изотоп 31Н /названный тритием 31Т/. С

увеличением числа нейтронов элемент приобретает дополнительные признаки, в

данном случае – радиоактивность.

Проявление отдельными изотопами радиоактивных свойств сообщает таким

элементам особую индивидуальность, можно сказать опасную индивидуальность,

если рассматривать элементы с экологических позиций. В этом отношении

необходимо иметь «специальную таблицу Менделеева», в которой были бы

представлены свойства радиоактивных элементов и форма их зависимости от

положения в данной таблице. Такая таблица была бы полезной при

использовании радиоактивных элементов в качестве «меченых атомов», а так же

для экологических аспектов. /Таблица будет представлена в соответствующем

параграфе курса/.

При определении индивидуальности химического элемента необходимо прежде

всего условиться, для какой цели эта характеристика будет применяться.

Потому что одно дело атомарное состояние химического элемента, а другое –

то реальное состояние простого вещества, в котором данный элемент

находиться в обычных условиях, т.е. в его стандартном состоянии. Если в

современной периодической системе Д.И.Менделеева находиться 104–105

элементов, то число простых веществ возрастает до величины 250. И у каждого

простого вещества своя специфическая индивидуальность.

Химические свойства элемента, его «химическая индивидуальность»

определяется тремя его характеристиками: размером атома, энергией ионизации

и сродством к электрону. Но как оценить размеры атома? Какую величину брать

за радиус атома? Толи расстояние от ядра до максимума электронной плотности

/одно значение/, или расстояние от ядра до граничной поверхности, в которой

содержится 95% электронного облака /это уже другое значение/, а может

размеры атома определять как полу расстояние между центрами двух одинаковых

атомов в простой молекуле или в кристаллической решетке. /Это уже третье

значение/. Чтобы результат был корректным, для сравнения и для обоснования

какой-либо закономерности всегда необходимо брать величины, полученные

одним и тем же методом. Для оценки «химической» индивидуальности элементов

в экосистемах надо иметь свои критерии. Эти критерии будут изложены в

соответствующем курсе.

Глава 3.

Периодический закон и Периодическая система элементов.

В 1969 году ученый мир отметил юбилейную дату – 100-летие со дня

открытия Периодического закона химических элементов. В статье, посвященной

столетию этого закона академик И.В. Петрянов–Соколов писал: « История –

сурова. Она придирчиво сортирует все, что найдено и создано человеком.

Очень немногое она хранит в течение века. Удивительная и привычная простота

и четкость менделеевской таблицы из школьного учебника наших дней скрывает

теперь от нас ту непостижимую, гигантскую кропотливую работу по освоению и

переработке всего, что было найдено и познано до Менделеева, которую

пришлось выполнить ему, чтобы стала возможной и осуществимой гениальная

интуитивная догадка о существовании в мире Закона периодичности свойств

элементов».

В прошлом веке химия стала развиваться ускоренными темпами. Накопилось

большое количество опытных данных. Возникла необходимость систематизации

химических элементов. Многие ученые до Менделеева принимались за эту

работу, но никто не смог открыть всеобщую связь элементов, создать стройную

систему, отображающую закон развития материи. Ни одна предлагаемая

«Система» не могла удовлетворить ученых.

Д.И. Менделеев приступая к работе, четко представил себе, какие

трудности его ожидают и чем может закончиться его поиск «Системы»: либо

успехом, либо неудачей, как всех его предшественников.

3.1. Три этапа работы Д.И. Менделеева над проблемой систематики химических

элементов.

Работу Д.И. Менделеева над вопросами систематики химических элементов

можно логически разделить на три этапа:

Открытие Периодического закона;

Построение Периодической системы элементов;

Логические выводы, сделанные на основе Закона и Периодической

системы.

Хотя все эти этапы переплетаются друг с другом, но для правильной

оценки научного подвига нашего соотечественника рассмотрим каждый из этапов

отдельно.

Открытие периодического закона.

Главная заслуга Д.И. Менделеева состоит в том, что он открыл

фундаментальный закон природы – Периодический закон (1869г.).

До Менделеева ни один ученый не смог обнаружить универсальной

закономерности в существовании многообразия химических элементов. Ни

«триады» Деберейнера, ни «октавы» Ньюлендса, ни «таблица» Мейера не

отражали фундаментальной закономерности и не могли объяснить как сходство,

так и различия между отдельными элементами.

К моменту начала работы Д.И. Менделеева над систематикой элементов

существовало всего 63 химических элемента. Расположив элементы в порядке

возрастания атомных масс, Д.И. Менделеев после длительного и глубокого

анализа их свойств обнаружил универсальную закономерность, выражавшуюся в

периодической повторяемости свойств через определенные интервалы элементов.

Следует заметить и тот факт, что в то время у ряда элементов

неправильно были определены атомные массы, а значит элементы не могли

находиться на своих законных местах, но вопреки этому Менделеев обнаружил

закономерность. Д.И. Менделеев установил, что свойства

элементов зависят от атомных масс и форма зависимости – периодическая.

Менделеев сформулировал открытый им закон так: «Свойства простых тел, а

также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической

зависимости от величин атомных масс элементов».

Построение периодической системы элементов.

Периодическая система является графическим изображением периодического

закона, и является естественным продолжением и развитием Менделеевым идей в

области систематизации химических элементов.

Создавая периодическую систему элементов, Менделеев руководствовался не

только атомными массами элементов, но и всей совокупностью их физических и

химических свойств.

Второй этап работы Д.И. Менделеева был наиболее сложным. Во-первых,

атомные массы ряда элементов (Be, Zn, In, Th и др.) были неправильно

определены. Во-вторых, еще не был открыт целый ряд элементов.

Со всеми трудностями Д.И. Менделеев успешно справился и система была

создана. Он распределил элементы на группы сходных по свойствам элементов,

исправил атомные массы и оставил места для неоткрытых элементов.

Логические выводы, сделанные Менделеевым, заключаются в следующим:

1). должны существовать и должны быть открыты неизвестные в то время

элементы ;

2). должны быть исправлены атомные массы ряда элементов;

3). переход от типичных металлов к типичным неметаллам не должен

быть очень резким.

Для некоторых элементов Менделеев оставил в таблице ряд свободных

мест. Так были оставлены клеточки для элементов №21 (скандия), №31

(галлия), №32 (германия), №43 (технеция), эти элементы

в течение 15 лет были открыты.

Менделеев очень подробно описал физические и химические свойства

некоторых элементов. После открытия элементов, их свойства, установленные

опытным путем, с удивительной точностью совпадали с предсказанными

Менделеевым.

Будучи убежденным в том, что периодический закон отражает объективную

реальность, он незамедлительно исправил атомные массы некоторых элементов

( Бериллия с 13,5 на 9; Индия с 76,6 на 113; Урана со 120 на 240;

Тория с 116 на 232).

3.2. Современная формулировка периодического закона.

Д.И. Менделеев прекрасно понимал, что открытый им периодический закон и

составленная на его основе периодическая система элементов обладает

внутренней способностью к развитию. Современная квантово-механическая

теория строения атома подтвердила правильность менделеевских воззрений на

периодичность свойств химических элементов. Сейчас установлено, что главной

характеристикой атома любого элемента является не атомная масса, а величина

положительного заряда его ядра. Заряд ядра является наиболее универсальной

характеристикой атома. От величины заряда ядра зависит общее число

электронов в атоме и его положение в периодической системе (номер элемента

в периодической системе равен величине заряда ядра. Заряд ядра определяет

число электронов). От заряда ядра зависят свойства элементов. В связи с

этим внесены уточнения в формулировке периодического закона. Современная

формулировка периодического закона следующая:

Свойства элементов, формы и свойства соединений элементов находятся в

периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Эта формулировка периодического закона не противоречит формулировке,

данной Менделеевым. Она базируется на новых данных, которые придают закону

и периодической системе научную обоснованность и подтверждают их

правильность. Современная формулировка закона – это новый этап развития

периодического закона, открытого Д.И. Менделеевым. Она легко объясняет те

незначительные ономалии, которые встречаются в таблице Д.И. Менделеева.

(Например, аргон с атомной массой 39,948 стоит впереди калия, атомная масса

которого меньше, 39,102; теллур с атомной массой 127,60 стоит впереди йода,

атомная масса которого равна 126,90).

3.3. Структура современной периодической системы элементов.

Д.И. Менделеев постоянно совершенствовал структуру периодической

системы элементов. В 1871г он представил второй вариант системы – так

называемую короткую форму таблицы. В этом варианте уже четко были выявлены

различные степени сродства между элементами. Элементы разделены на восемь

групп, номер группы равен высшей валентности, которую может иметь элемент.

Современная периодическая система элементов в общих чертах напоминает

последние варианты менделеевской таблицы.

Сейчас наибольшее распространение имеют две формы периодической системы

элементов: короткопериодная (табл. 3.1.) и длиннопериодная (табл. 3.2.) 105

элементов, известных в настоящее время, расположены в таблице в порядке

увеличения заряда ядер атомов. Заряд ядра определяет порядковый номер

элемента в периодической системе. Ключом к разгадке периодичности свойств

элементов является строение электронных оболочек атомов.

Современная периодическая система состоит из 7 периодов и 8 групп.

Периодом называют последовательный ряд элементов, в пределах которого

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9