4-5. Элементы. F k r где q заряд ядра, е заряд электрона, r радиус атома (т.е. расстояние между внешним электроном и ядром).

1 4-5. Элементы Периодическая таблица Согласно легенде, ее увидел во сне Д.И.Менделеев. В ней упорядочены все химические элементы по своему электронному строению. А от электронного строения атомов зависят все свойства веществ. Получается, что из периодической таблицы можно вывести свойства любого химического элемента. Д.И.Менделеев в свое время так и сделал, предсказав свойства 11 неизвестных в его время элементов с большой точностью. Столбцы в периодической таблице называются группами. В них находятся сходные по свойствам элементы. Почему у элементов одной группы сходные свойства? Потому что их внешний электронный слой устроен одинаково. Строки таблицы называются рядами. Один или два ряда образуют период. У элементов одного периода одинаково число слоев, занятых электронами. Элементы, находящиеся в разных рядах одного периода, но в одной группе, попадают в разные подгруппы. Подгруппы бывают главными и побочными. В нашей таблице мы выделили элементы побочных подгрупп штриховкой. Металлы и неметаллы Все химические элементы (и простые вещества) делятся на металлы и неметаллы. Характерные признаки металла: 1) металлический блеск; 2) высокая электропроводность и теплопроводность; 3) пластичность. Неметаллы это все элементы (и простые вещества), не являющиеся металлами. Самый распространенный на Земле элемент кислород является неметаллом. Он образует два простых газообразных вещества кислород О 2 и озон О 3. Они имеют разные свойства (например, разный цвет), но совсем не похожи на металлы. В нашей периодической таблице символы неметаллов красные, а металлов синие. Если провести диагональ примерно из левого верхнего угла в правый нижний, то элементы главных подгрупп выше диагонали будут неметаллами, а ниже металлами. Самые типичные металлы находятся в левом нижнем углу таблицы, а самые типичные неметаллы в правом верхнем. Элементы, находящиеся в районе диагонали, формально относятся к металлам или неметаллам, но в реальности занимают промежуточное положение. Металлические / неметаллические свойства элементов Свойства металлов определяются тем, что внешние электроны их атомов слабо притягиваются к ядру. Например, хорошая электропроводность связана с высокой подвижностью электронов. Неметаллы, наоборот, хорошо удерживают собственные электроны и не прочь захватить чужие. Сила притяжения электрических зарядов определяется законом Кулона: q e F k 2, r где q заряд ядра, е заряд электрона, r радиус атома (т.е. расстояние между внешним электроном и ядром).

2 Эта сила тем больше, чем больше заряд ядра (заряд электрона всегда одинаков) и чем меньше радиус атома. Радиус атома сильно зависит от числа электронных слоев. Внутри подгруппы периодической таблицы он увеличивается сверху вниз. Поэтому большая часть элементов низа периодической таблицы металлы, а верха неметаллы. Na Mg Al K У элементов одного периода радиусы не так сильно различаются (у них одинаково число слоев, занятых электронами). Но слева направо по периоду растет заряд ядра, и сила притяжения электронов возрастает. Поэтому большая часть элементов слева в периодической таблице металлы, а справа неметаллы. Так как ядро с большим зарядом сильнее притягивает электроны, то электронные слои как бы подтягиваются к нему, и радиус атома несколько уменьшается. Это еще сильнее уменьшает металлические свойства (и увеличивает неметаллические). Слева направо в периоде растет число электронов во внешнем слое. У атомов металлов во внешнем слое мало электронов, а у атомов неметаллов много. В побочных подгруппах неметаллов не бывает, все элементы в них металлы. Дело в том, что внешние электроны испытывают не только притяжение к ядру, но и отталкивание от внутренних электронов. У элементов побочных подгрупп появляются и заполняются электронами внутренние электронные подуровни, а не внешние. При этом усиливается отталкивание внешних электронов от внутренних при практически неизменном радиусе и числе внешних электронов (1-2 электрона на внешнем слое). У атома водорода на внешнем (и единственном) электронном слое всего один электрон, что характерно для металлов, тем не менее водород является неметаллом. Его внешний электронный слой оказывается заполнен наполовину! В первом электронном слое может находиться лишь 2 электрона, так что водород по строению электронной оболочки занимает положение в середине периода. Поэтому водород неметалл, приблизительно сходный по активности с элементами середины II и III периода. Li Na Электронное строение атома Энергия электронов в атоме Электроны в атоме различаются по энергии. Они образуют энергетические уровни (или электронные уровни, или электронные слои): 1-й, 2-й и т.д. Внутри энергетического уровня также существуют различия: на n-м уровне существуют n подуровней, обозначаемых буквами s, p, d, f. Электроны, принадлежащие разным подуровням одного уровня, имеют различную энергию. Каждый подуровень может вместить определенное число электронов: s 2e p 6e d 10e f 14e Нетрудно заметить, что число электронов, умещающееся на подуровне, возрастает на 4 при переходе к каждому последующему подуровню. Электронные конфигурации атомов и периодическая таблица Если в атоме 1 электрон, то он (если не придавать ему дополнительную энергию) займет самый низкий по энергии подуровень: 1s. 2 электрона (оба) будут занимать также 1s-подуровень. 3-й электрон на 1s-подуровень не поместится. В каком атоме 1 электрон? В атоме Н. А 2 электрона? В атоме Не. Заполнение 1-го энергетического уровня отвечает 1-му периоду таблицы Менделеева.

3 Электронные конфигурации (электронные формулы, электронное строение, распределение электронов) атомов 1 периода: Н 1s 1 He 1s 2 Обратите внимание, что число электронов на подуровне указывается справа вверху от буквы, обозначающей подуровень. Заполнение 2-го энергетического уровня отвечает 2-му периоду таблицы Менделеева: Li 1s 2 2s 1 Be 1s 2 2s 2 B 1s 2 2s 2 2p 1. Ne 1s 2 2s 2 2p 6 Обратите внимание: для элементов главных подгрупп число электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру группы. Номер внешнего энергетического уровня у любого элемента равен номеру периода, в котором он находится. У элементов 3-го периода заполняется 3-й энергетический уровень. Но не весь! Посмотрите на рисунок строения электронной оболочки (выше): 4s-подуровень лежит ниже по энергии, чем 3d, поэтому заполнение 4s-подуровня выгоднее. А с началом заполнения 4-го уровня начинается и 4-й период: K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 0 4s 1 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 0 4s 2 А что дальше? Дальше 3d-подуровень, который не был заполнен в 3-м периоде: Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2. Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 И только после 3d-подуровня будет заполняться 4p-подуровень. Элементы, у которых заполняется d-подуровень, находятся не в главных, а в побочных подгруппах периодической таблицы. Элементы, у которых заполняются s- и р-подуровни, находятся в главных подгруппах. Таким образом, по положению элемента в периодической таблице легко сделать вывод о его электронной конфигурации, и наоборот - по электронной конфигурации судить о расположении элемента в таблице Менделеева. Инертные газы, химическая связь Металлы плохо удерживают свои электроны и охотно их отдают, неметаллы прочно связывают свои электроны и стремятся приобрести чужие. Но есть элементы, которые не хотят ни терять, ни приобретать электроны. Поэтому они не вступают в химические реакции. Их так и называют инертные (т.е. безразличные, неактивные) газы. Инертные газы расположены в периодической таблице в самом правом столбике. Ими заканчиваются периоды, а это значит, что у них полностью заполнен внешний электронный слой: на нем ровно 8 электронов (у гелия 2). Такое электронное строение энергетически выгодно, потому инертные газы и не хотят его изменять. Все остальные элементы в химических реакциях стремятся приобрести такую же электронную конфигурацию, как у ближайшего инертного газа. Например, натрий и сера удачно друг друга дополняют. Атом натрия, отдав электрон, превращается в катион натрия (положительный ион), а атом серы, приняв 2 электрона от 2 атомов натрия в сульфид-анион (отрицательный ион). Образуется вещество сульфид натрия, состоящее из ионов (вещество с ионной связью): Na e = Na + 2 S + 2e = S 2-1 2Na + S + Na 2 S При этом выделяется энергия: образование сульфида натрия очень выгодно! Почему из атомов водорода образуется молекула Н 2? У каждого атома водорода 1 электрон, а у ближайшего инертного газа гелия 2. Атому водорода нужен еще один электрон, чтобы получить устойчивую электронную конфигурацию. Но второй атом водорода не отдаст ему электрон: водород ведь не металл! Он тоже хочет приобрести еще один электрон. Поэтому атомы водорода объединяются: когда они рядом, оба их электрона связаны с обоими ядрами. Значит, на электронной оболочке каждого атома водорода теперь по 2 электрона: Н + Н = Н:Н Так образуется ковалентная связь.

4 Валентность Атом углерода в алмазе, графите, карбине и других простых веществах (их у него много!) образует 4 связи с соседними атомами. Почему именно 4? Почему вообще образуется химическая связь? Потому, что это энергетически выгодно. При образовании связи электронное строение атомов изменяется, и они приобретают устойчивые электронные конфигурации. У атома С на внешнем слое 4 электрона. Это не соответствует устойчивой электронной конфигурации инертного газа! Ближайший инертный газ неон, у него 8 электронов на внешнем слое. Значит, атому С выгодно приобрести 8 4 = 4 дополнительных электрона. Как ему это сделать? Атом С может отобрать электроны у другого атома такого, который отдаст ему эти электроны. Какие атомы плохо удерживают электроны и не прочь поделиться ими? Это атомы металлов. Пусть в качестве металла выступает алюминий. У него на внешнем слое 3 электрона. Значит, чтобы получить выгодную конфигурацию инертного газа, он должен отдать 3 электрона. Но атом углерода хочет 4! Как быть? Взять 4 атома алюминия (они отдадут 4*3 = 12 электронов) и 3 атома углерода (они примут 3*4 = 12 электронов): Al 3e = Al 3+ 4 C + 4e = C 4-3 4Al + 3C = Al 4 C 3 Образующийся карбид алюминия состоит из ионов и имеет формулу Al 4 C 3. Но в простых веществах углерода (алмазе и т.п.) есть только атомы углерода. Все они равноправны, и никто из них не отдаст свои электроны соседу. Атомы будут объединять свои электроны в пары. 4 электрона атома С объединяются с 4 электронами соседей. Каждая пара электронов, принадлежащая обоим атомам это ковалентная химическая связь. Значит, атом С будет образовывать 4 связи. Его валентность 4. Валентность это число ковалентных связей, образуемых атомом в конкретном веществе. Иногда (особенно часто в школе!) понятие «валентность» расширяют и на ионные соединения, трактуя его как число электронов, принятых или отданных атомом. Так, в Al 4 C 3 валентность алюминия считается равна III, а углерода IV. Если у нашего атома углерода 4 соседа, то образуются 4 простых, или одинарных, связи. У каждого соседа, в свою очередь, 4 собственных соседа Так устроен алмаз. алмаз А если у углерода 3 соседа, как в графите? Тогда он образует с двумя из них 2 простые связи, а с третьим одну двойную (состоящую из двух общих электронных пар). графит Бывает так, что у атома С всего 2 соседа. Тогда возможны варианты: с одним соседом одинарная связь, а с другим тройная (состоит из трех общих электронных пар), либо 2 двойные связи. карбин С С С С С С С С С поликумулен = С = С = С = С = С = С = С = С = С = А если сосед всего один? Увы! Такого в нормальных обстоятельствах не бывает. Четверная связь не то чтобы совсем невозможна, но элементы 2-го периода не в состоянии ее образовать. Атом углерода (как и любой другой атом неметалла) может образовывать ковалентные связи не только с такими же атомами, но и с атомами других неметаллов. Например, с фтором или кислородом. Формула, изображающая электронное строение молекулы, называется электронной формулой (слева). Структурная формула это формула, в которой черточками обозначены ковалентные связи между атомами (справа). В молекуле угарного газа СО атом кислорода образует с атомом углерода две ковалентных связи за счет обобществленных электронов

5 (говорят по обменному механизму). Но атому С мало двух дополнительных электронов! Ему нужно 4. Откуда возьмутся еще 2? Атом кислорода образует по обменному механизму 2 связи за счет 2 электронов. Но у него на внешнем слое не 2, а 6 электронов. 4 электрона обычно остаются не задействованы в химической связи. Однако, если сосед нуждается в дополнительных электронах, атом кислорода предоставляет еще 2 из этих четырех электронов в общее пользование, и за счет этой электронной пары образуется еще одна ковалентная связь. Такой механизм образования ковалентной связи, когда электронную пару в общее пользование дает один из атомов, называется донорно-акцепторным. Тот атом, который дает электроны донор; тот, кто «принимает» их акцептор. В структурной формуле связь, образованная по донорноакцепторному механизму, обозначена стрелочкой. В реальности ковалентные связи одинаковы, независимо от механизма образования. Элемент и вещество Элемент это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждому элементу в периодической таблице соответствует клеточка. Простое вещество это вещество, состоящее из атомов одного вида (т.е. одного элемента). Один и тот же элемент может образовывать разные простые вещества. Существование разных простых веществ у одного элемента называется аллотропией. Когда возможна аллотропия? Когда атомы могут соединяться между собой по-разному. Например, в алмазе все связи между атомами углерода одинарные, в графите формально одинарные и двойные, в карбине одинарные и тройные. Виды аллотропии: 1. Образование нескольких видов молекул, содержащих различное число атомов Этот вид аллотропии наблюдается у кислорода и озона: К нему же можно отнести аллотропные модификации фосфора: белый (1), красный (2) и черный (3). Белый фосфор состоит из тетраэдрических молекул P 4. Красный и черный фосфор можно рассматривать как полимерные молекулы P n. Белый, красный и черный фосфор В твердом состоянии все три модификации отличаются строением кристаллических решеток и, соответственно, физическими свойствами. Аллотропные модификации проявляют значительное различие и в химических свойствах. Белый фосфор наиболее активная форма, а черный наименее активная. Белый фосфор медленно окисляется на воздухе уже при обычной температуре (этим обусловлено его свечение). Красный и черный устойчивы на воздухе и загораются только при нагревании (температуры самовоспламенения: красного фосфора 250 о С, черного 400 о С). 2. Образование различных кристаллических решеток Этот вид Вам уже знаком по аллотропным модификациям углерода. Другой пример олово. Известны две аллотропные модификации олова серое и белое. Серое олово устойчиво при температуре ниже 13,2 С. Это очень хрупкое вещество с плотностью 5,846 г/см 3. Белое олово устойчиво выше 13,2 о С. Это типичный металл серебристо-белого цвета, пластичный, с плотностью 7,295 г/см 3. Если вещество состоит из атомов разных видов (разных элементов), то оно является сложным веществом или соединением. Не следует путать сложные вещества и смеси. Смеси состоят из нескольких индивидуальных веществ.