Растворы. Концентрация растворов. Сложность строения атома. Периодическая таблица элементов Д.И.Менделеева

В периодической системе любой формы для каждого элемента указывается его символ и порядковый номер, название элемента и значение относительной атомной массы. Координатами положения элемента в системе является номер периода и номер группы.

Элементы с порядковыми номерами 58—71, именуемые лантаноидами, и элементы с номерами 90-103 — актиноиды — помещаются отдельно внизу таблицы.

Группы элементов, обозначаемые римскими цифрами, делятся на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы содержат 5 элементов (или более). В побочные подгруппы входят элементы периодов, начиная с четвертого.

VIII группа кроме подгруппы  гелия содержит «триады»

элементов, составляющих семейства железа (Fe — Со — Ni) ж платиновых металлов (Ru —Rh — Pd, Os — Ir — Pt). В диадах элементов наблюдается горизонтальная аналогия. В некоторых вариантах таблицы под каждой группой расположены формулы высших оксидов элементов, они ^относятся к элементам главных и побочных подгрупп (исключая элементы, не проявляющие степень окисления, равную номеру группы; гелий, неон, аргон не образуют кислородных соединений). Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют водородные соединения, формулы которых также приведены внизу таблицы.

Дальнейшее развитие науки показало, что химические свойства элементов обусловлены строением их атома, а точнее, строением электронной оболочки атомов.

Периодический закон Д.И. Менделеева в настоящее время формулируется так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов этих элементов.

Сопоставление строения электронных оболочек с положением элементов в периодической системе позволяет установить ряд важных закономерностей.

Номер периода равен общему числу энергетических уровней, заполняемых электронами, у атомов данного элемента.

В малых периодах и нечетных рядах больших периодов с ростом положительного заряда ядер возрастает число электронов на внешнем энергетическом уровне (с 1 до 2 в первом периоде и с 1 до 8 в последующих). С этим связано ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов слева направо по периодам.

В четных рядах больших периодов с ростом заряда ядер происходит заполнение электронами предвнешнего уровня при постоянном числе электронов на внешнем уровне (2 или 1), чем и объясняется медленное изменение свойств этих элементов.

Строение внешнего электронного уровня атомов элементов, относящихся к одной подгруппе, однотипно. Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей (валентных электронов). У атомов элементов главных подгрупп это электроны внешнего электронного уровня. У атомов элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешнего, но и предпоследнего уровня.

В подгруппах с ростом положительного заряда ядер атомов элементов усиливаются их металлические и ослабляются неметаллические свойства.

В зависимости от строения электронных оболочек атомов все элементы периодической системы Д.И. Менделеева делят на четыре семейства: s-, p-, d- и f-элементы.

К семейству s-элементов относят химические элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

Элементы, у которых происходит заполнение электронами р-подуровня внешнего уровня, принадлежат к р-элементам. К ним относятся последние 6 элементов каждого периода. Семейство d-элементов включает переходные элементы, у которых электронами заполняется d-подуровень второго снаружи уровня. К ним относятся элементы больших периодов, расположенные между s-и р-элементами.

У семейства f-элементов происходит заполнение f-подуровня третьего снаружи уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды. 
 

 

Химическая связь. Характеристика химической связи

Химической связью называют взаимодействие, удерживающее атомы в молекулах и обуславливающее стабильность молекул в определенных условиях.

Основные характеристики химической связи:

Энергия связи (ЕСВ ) – минимальная энергия, необходимая для разрушения связи.

Измеряется в электронвольтах (эВ) для одной связи или в кДж/моль для одного моля связей. Энергия связи является характеристикой прочности связи – чем выше энергия связи, тем прочнее связь.

Длина связи (LСВ )– расстояние между ядрами связанных атомов. Измеряется в нанометрах (нм) или в ангстремах (А). Чем короче связь, тем она, как правило, прочнее.

Насыщаемость связи – если атом образует конечное число связей с другими атомами (обычно не более 8) – связь насыщаема, если бесконечно большое (больше 1000) – ненасыщаема.

Направленность связи – если в пространстве существуют определенные направления, вдоль которых распространяется действие связи, то связь направлена, если таких направлений нет – то ненаправлена.

Энергия и длина связи характерны для любой химической связи, насыщаемость и направленность зависят от вида связи.

 

Типы химических связей

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или подонорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору) (рис. 3.2).

Рисунок 3.2 Обменный (а) и донорно-акцепторный (б) механизмы образования ковалентной связи

Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F. Энергия двухэлектронной двухцентровой связи лежит в пределах 200–2000 кДж∙моль–1.

При образовании гетероатомной ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому, что делает такую связь полярной. Ионность полярной связи в процентах вычисляется по эмпирическому соотношению16(χA – χB) + 3,5(χA – χB)2, где χA и χB – электроотрицательности атомов А и В молекулы АВ. Кроме поляризуемостиковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. О третьем свойстве ковалентной связи –направленности.

Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10–29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na0,8+Cl0,8–.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

 

Модель 3.1. Виды химической связи

Водородная связь. Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль–1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла (рис. 3.3).

Молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей (рис. 3.4).

Рисунок 3.3 Образование внутримолекулярной водородной связи

Рисунок 3.4 Образование межмолекулярной водородной связи

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H2O, H2F2, NH3. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H2Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С.

Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь – индуцированный диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь – постоянный диполь). Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль–1.

Химическая связь в твердых телах. Свойства твердых веществ определяются природой частиц, занимающих узлы кристаллической решетки и типом взаимодействия между ними.

Твердые аргон и метан образуют атомные и молекулярные кристаллы соответственно. Поскольку силы между атомами и молекулами в этих решетках относятся к типу слабых ван-дер-ваальсовых, такие вещества плавятся при довольно низких температурах. Большая часть веществ, которые при комнатной температуре находятся в жидком и газообразном состоянии, при низких температурах образуют молекулярные кристаллы.

Температуры плавления ионных кристаллов выше, чем атомных и молекулярных, поскольку электростатические силы, действующие между ионами, намного превышают слабые ван-дер-ваальсовы силы. Ионные соединения более твердые и хрупкие. Такие кристаллы образуются элементами с сильно различающимися электроотрицательностями (например, галогениды щелочных металлов). Ионные кристаллы, содержащие многоатомные ионы, имеют более низкие температуры плавления; так для NaCl tпл. = 801 °C, а для NaNO3 tпл = 306,5 °C.

Рисунок 3.5 Кварц – кристаллическая форма оксида кремния

В ковалентных кристаллах решетка построена из атомов, соединенных ковалентной связью, поэтому эти кристаллы обладают высокими твердостью, температурой плавления и низкими тепло- и электропроводностью.

Кристаллические решетки, образуемые металлами, называются металлическими. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, в межузлиях – валентные электроны (электронный газ).

Наибольшую температуру плавления из металлов имеют d-элементы, что объясняется наличием в кристаллах этих элементов ковалентной связи, образованной неспаренными d-электронами, помимо металлической, образованнной s-электронами.

Межмолекулярные взаимодействия.

Межмолекулярные взаимодействия, взаимодействия молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. Межмолекулярные взаимодействия определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. От межмолекулярных взаимодействий зависят многие структурные, спектральные, термодинамические, теплофизические и другие свойства веществ. Появление понятия межмолекулярные взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, который для объяснения свойств реальных газов и жидкостей предложил в 1873 уравнение состояния, учитывающее межмолекулярные взаимодействия. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми.

Виды межмолекулярных взаимодействий. Основу межмолекулярных взаимодействий составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. В экспериментально определяемых свойствах вещества проявляется усредненное взаимодействие, которое зависит от расстояния R между молекулами, их взаимной ориентации, строения и физических характеристик (дипольного момента, поляризуемости и др.). При больших R, значительно превосходящих линейные размеры l самих молекул, вследствие чего электронные оболочки молекул не перекрываются, силы межмолекулярного взаимодействия можно достаточно обоснованно подразделить на три вида - электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Электростатические силы иногда называют ориентационными, однако это неточно, поскольку взаимная ориентация молекул может обусловливаться также и поляризационными силами, если молекулы анизотропны.

При малых расстояниях между молекулами (R ~ l) различать отдельные виды межмолекулярных взаимодействий можно лишь приближенно, при этом, помимо названных трех видов, выделяют еще два, связанные с перекрыванием электронных оболочек, - обменное взаимодействие и взаимодействия, обязанные переносу электронного заряда. Несмотря на некоторую условность, такое деление в каждом конкретном случае позволяет объяснять природу межмолекулярного взаимодействия и рассчитать его энергию.