1 курс / Химия / neorganicheskaya_i_analiticheskaya_khimia_metodicheskie_ukazania

11

12

1.Теоретические основы неорганической химии

1.1.Периодический закон и периодическая система химических элемен-

тов Д.И. Менделеева. Строение вещества

Периодический закон – это основной закон современной химии. В исто-

рии открытия и развития периодического закона можно выделить три основных этапа:

1) Первый этап: XIX век. Растет количество открытых химических эле-

ментов, определяются их атомные массы. К этому времени были известны 63

элемента, введено понятие валентность, изучены формы и свойства соединений элементов. Систематизация растущего фактического материала становилась акту-

альной задачей. В 1869 г. русский химик Д.И. Менделеев сформулировал от-

крытый им закон следующим образом: «Свойства элементов, а так же форма и

свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от

величины атомной массы элементов».

2)Второй этап: Начало XX века – революция в области физики.

В1896 г. А. Беккерель обнаруживает явление радиоактивности у соединений урана. Мария и Пьер Склодовские-Кюри обнаружили радиоактивность и у соеди-

нений тория, а в 1898 г. они открыли в составе урановых руд присутствие двух но-

вых радиоактивных элементов – полония и радия. 1897 г. Томпсон открывает элек-

трон и в 1903 г. создает первую модель атома «сливовый пудинг». Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911г. предложил ядерную модель строения атома.

В 1913 г. Мозли, изучая спектры атомов, установил, что положительный заряд ядра равен порядковому номеру элемента. В 1923 г. Д. Иваненко и В. Гейзенберг предложили протонно-нейтронную теорию строение ядер атома. Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом же атом – система электронейтральная. Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов (заряд 0, массовое число 1). Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева, совпадает с числом протонов; массовое число ядра равно сум-

13

марному количеству протонов и нейтронов. У одного элемента возможно суще-

ствование атомов с различным массовым числом ядер – изотопов, т.е. атомов с различным числом нейтронов и одинаковым числом протонов. Наличие изотопов позволило объяснить порядок расположения в таблице некоторых элементов:

Ar – K; Te – I; Ca-Ni.

Современная формулировка периодического закона – свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра ато-

ма или порядкового номера элемента.

3) 3 этап: 20-е годы XX века – Развитие квантовой механики и квантовой физи-

ки. Основоположники: Макс Планк, В. Гейзенберг, Нильс Бор, Де Броль. Еще в

1900 г. М. Планк предположил, что лучистая энергия испускается и поглощается телами не непрерывно, а дискретно. При этом, он определил энергию каждой та-

кой порции как Е=h∙ (уравнение Планка), где – частота излучения; h = 6,626∙10-34 Дж∙с – постоянная Планка.

Де Броль показал, что электрон обладает корпускулярно-волновой двой-

ственностью. В одних опытах он ведет себя как частица (корпускула) – имеет массу и заряд. В других – движущийся электрон проявляет волновые свойства, он способен к дифракции и интерференции. Был сформулирован принцип неопреде-

ленности Гейзенберга – невозможно одновременно точно указать местоположе-

ние и скорость движения электрона, если мы знаем, где он находится, то не знаем,

с какой скоростью он движется, и наоборот. Электрон не имеет определенной траектории движения. Можно говорить только о вероятности нахождения элек-

трона в разных точках пространства. Было введено понятие атомной орбитали.

Атомная орбиталь – это часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (≈ 90%).

Квантовые числа

Для характеристики орбиталей используют квантовые числа: n, ℓ, m, s.

1) n – главное квантовое число, характеризующее энергию и размер орбиталей.

Оно определяет число электронов на уровне N = 2n2. Принимает значения n=1,2,3,4……. ∞ – все целые числа от 1 до бесконечности. Совокупность орбита-

14

лей с одинаковым значением n – энергетический уровень, n равно номеру перио-

да.

2) ℓ – побочное (орбитальное) квантовое число. Характеризует форму облаков и

орбиталей. Принимает значения от 0 до n-1.

1) ℓ = 0. Орбиталь имеет имеет форму шара. Это s-орбиталь. Имеется на всех энергетических уровнях.

2) ℓ = 1. Орбиталь имеет имеет форму гантели.. Это p-орбиталь. Имеется на всех энергетических уровнях, кроме первого.

3)ℓ = 2. Это d - орбиталь. Появляется на третьем энергетическом уровне.

4)ℓ = 3. Это f-орбиталь. Появляется на четвертом энергетическом уровне.

15

Энергетические уровни состоят из подуровней, число подуровней равно главному квантовому числу.

Рис. 1. Энергетическая диаграмма распределение электронов по уровням и под-

уровням.

По величине энергии электронные уровни и подуровни располагаются в следую-

щий ряд: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s<4d<5p<6s≈5d≈4f<6p<7s≈6d≈4f.

3) m – магнитное квантовое число. Характеризует направление орбиталей в про-

странстве и число орбиталей на подуровнях. Принимает значения от – ℓ до + ℓ (одно значение – одна квантовая ячейка.)

16

4) S – спиновое квантовое число. Характеризует вращение электрона вокруг сво-

ей оси. Принимает 2 значения +1/2 (электрон вращается влево) и -1/2 (электрон вращается вправо). Обозначается: S=+1/2(↑), S=-1/2(↓).

Правила заполнения орбиталей:

1)Принцип запрета Паули – в атоме не может быть двух электронов, у кото-

рых все 4 квантовых числа одинаковы. Поэтому на каждой орбитали может быть не более 2-х электронов с антипараллельными спинами.

2)Правило Хунда – в основном состоянии атом должен иметь максимально воз-

можное число неспаренных электронов в пределах одного подуровня.

3)Принцип наименьшей энергии - в основном состоянии атома каждый элек-

трон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, поэтому элек-

троны заполняют уровни в порядке возрастания их энергии

4)Правило Клечковского – прежде всего заполняются орбитали с меньшим значением суммы n + ℓ .

Объяснение, почему 4s заполняется раньше, чем 3d:

Поэтому первым заполняется 4s уровень.

Примеры заполнения уровней:

1) Рассмотрим заполнение уровней у элементов одной группы:

Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешнего элек-

тронного слоя. Число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.

17

2) Рассмотрим заполнение уровней у элементов одного периода:

Элементы одного периода имеют одинаковое число энергетических уровней. Это число равно номеру периода.

Физический смысл периодического закона: периодическое изменение

свойств химических элементов и их соединений с увеличением порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.

Периодическая система Д.И. Менделеева – это наглядное графическое изображение периодического закона. Наиболее распространена её так называемая короткопериодная форма.

В структуре таблицы выделяют периоды, группы и подгруппы.

Периодом называют горизонтальную совокупность элементов, располо-

женных в порядке возрастания заряда ядра. Каждый период начинается s - эле-

ментом с конфигурацией внешнего энергетического уровня ns1 и завершающийся p - элементом с конфигурацией внешнего энергетического уровня ns2np6 (кроме первого периода, который заканчивается гелием – 1s2). Номер периода определя-

ется значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня.

Первые три периода называют малыми и состоят они только из s- и и - элементов.

Четыре остальных периода называют большими. В составе четвёртого и пятого

18

периодов появляются d- элементы, а в шестой и седьмой периоды входят f- эле-

менты. В связи с закономерным изменением электронного строения атомов в пре-

делах малых периодов свойства элементов изменяются резко, в больших перио-

дах – медленно.

Группой называют совокупность элементов, расположенных в таблице вертикально в порядке возрастания заряда ядра. В периодической системе нахо-

дится 8 групп, так как на внешнем энергетическом уровне не может быть больше восьми валентных электронов. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. В состав главных подгрупп входят только s- или p- элементы, а побоч-

ных – d- и f- элементы.

Просматривается четкая связь между электронной структурой атомов и его поло-

жением в таблице:

1)номер элемента совпадает с величиной положительного заряда ядра, числом протонов и электронов;

2)номер периода показывает число электронных оболочек или энергетических уровней и значение главного квантового числа;

3)номер группы показывает число валентных электронов. Для s- и p- элементов валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне, для d-

элементов на s- и p-подуровнях внешнего и d- подуровне предпоследнего уровня;

4)элементы главных и побочных подгрупп отличаются по заполнению электрон-

ных оболочек (у главных подгрупп заполняются s- и p- уровни, у побочных d-

и f- уровни);

5)высшая валентность по кислороду равна номеру группы.

Спиновая теория валентности

Понятие валентности было введено в 1853г английским ученым Франклан-

дом. Валентность элемента – это число химических связей, которые атом дан-

ного элемента образует с другими атомами в данной молекуле.

Согласно современным представлениям валентность элемента определяется тремя факторами:

19

1)числом неспаренных электронов;

2)наличием свободных орбиталей и возможностью распаривания электро-

нов;

3)наличием неподеленных электронных пар на внешнем уровне и возможно-

стью донорно-акцепторного взаимодействия.

Рассмотрим на примере серы:

Сера в основном состоянии имеет валентность II, в возбужденном - IV и VI.

1.1.1. Контрольные задания 1-10

Для атомов и ионов указанных элементов:

а) представьте электронную структуру;

б) изобразите графически нормальное и возбужденное состояние;

в) укажите валентные электроны.

1.1.2. Контрольные задания 11-20

Для указанных молекул изобразите геометрическую форму, характер перекрыва-

ния валентных орбиталей, укажите вид химической связи, возможный тип гибри-

дизации атомных орбиталей.

20