Энергия ионизации и какие свойства элементов она характеризует

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Атомы не имеют строго определенных границ, что обусловлено волновой природой электронов. В расчетах пользуются так называемыми эффективными или кажущимися радиусами, т. е. радиусами шарообразных атомов, сближенных между собой при образовании кристалла. Обычно их рассчитывают из рентгенометрических данных.

Радиус атома — важная его характеристика. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электроны притягиваются к ядру сильнее.

В периоде атомный радиус в общем уменьшается слева направо. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, так как в результате прибавления дополнительного электронного слоя увеличивается объем атома, а значит, и его радиус.

Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Энергия ионизации для элементов одного периода возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра. Энергия ионизации связана с химическими свойствами элементов. Так, щелочные металлы, имеющие небольшие энергии ионизации, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Химическая инертность благородных; газов связана с их высокими значениями энергии ионизации.

Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. При этом образуется соответствующий анион. Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону. Обычно сродство к электрону, как и энергия ионизации, выражается в электрон-вольтах. Значения сродства к электрону известны не для всех элементов; измерять их весьма трудно. Наиболее велики они у галогенов, имеющих на внешнем уровне по 7 электронов. Это говорит об усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода.

Определение электроотрицательности дал американский ученый Л. Полинг в 1932 г. Он же предложил и первую шкалу электроотрицательности. Согласно Полингу, электроотрицательность — это способность атома в соединении притягивать к себе электроны. Имеются в виду валентные электроны, т. е. электроны, которые участвуют в образовании химической связи. Очевидно, у благородных газов электроотрицательность отсутствует, так как внешний уровень в их атомах завершен и устойчив.

Сопоставляя значения электроотрицательностей элементов от франция (0,86) до фтора (4,10), легко заметить, что относительная электроотрицательность подчиняется периодическому закону: в периоде она растет с увеличением номера элемента, в группе — уменьшается. Ее значения служат мерой неметалличности элементов. Очевидно, чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее элемент проявляет неметаллические свойства. Неметаллы характеризуются большой относительной электроотрицательностью, а металлы — небольшой. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей к атому с большей относительной электроотрицательностью.

3. Развитие представления о строении атома: планетарная модель Резерфорда, теория Бора, квантовая теория строения атома.

Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим утверждениям:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).

3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.

Теория Бора. В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. Как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако к этому времени уже доказали дискретность энергии электрона в атоме и это позволило Бору положить в основу новой теории два необычных предположения (постулата):

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

2. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.

Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния в другое, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия.

Бор рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями, но было обнаружено также и то, что для других атомов эта теория не давала удовлетворительных результатов.

Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.

Свойства элементарных частиц, образующих атом

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mv, где m — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот.(принцип неопределённости Гейзенберга). Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

∆x∙m∙∆v > ћ/2, где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, равный порядковому номеру в таблице, равный числу электронов и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями: Z = А — N, N = А — Z, А= Z + N.

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.

Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, — квантовой механики



Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).

Э + e− = Э− + ε

Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).

В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями (см. табл.).

Зависимость сродства к электрону атома от атомного номера элемента (экзоэффект указан со знаком минус, эндоэффект со знаком плюс)

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s2 (Be, Mg, Zn) и s2p6 (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As):

Небольшие расхождения в цифрах между табл. 1 и табл. 2 обусловлены тем, что данные взяты из разных источников, а также погрешностью измерений.

  Электроотрицательность. Понятие электроотрицательности(ЭО) позволяет оценить способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению сдругими элементами соединения. Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному из определений (Малликен)электроотрицательность атома х может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону.  

Электроотрицательность — это количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Она равна полусумме энергии ионизации и сродства атома к электрону. Зависимость электроотрицательности отпорядкового номера элемента носит периодический характерэлектроотрицательность возрастает внутри периода и уменьшается внутри группы периодической системы элементов. На практике пользуются относительными значениямиэлектроотрицательности (ОЭО), принимая за единицу электроотрйцательность лития

     Основные тенденции периодического изменения свойств элементов следующие. В группе элементов вертикальная периодичность) при возрастании порядкового номерапроисходит увеличение размеров атомов и уменьщениеихэнергии ионизации и сродства к электрону,электроотрицательности элементов и т. п. Вдоль периодаэлементов горизонтальная периодичность) при возрастаниипорядкового номера происходит периодическое увеличениеэнергии ионизации атомов и их сродства к электрону,электроотрицательности элементов с одновременным уменьщением размеров их атомов. Изменение эффективности атомного номера (эффективного заряда ядра 2 ), ровное вдоль периода, несмотря на разное число элементов в периодах.

Неметаллические элементы отличаются от металлическихэлементов более высокими значениями энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательностей.

Электроотрицательность. Понятие злектроотрицательности (ЭО) позволяет оценить способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению сдругими элементами соединения. Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному из определений (Малликен)электроотрицателыюсть атома / может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону X 2 (/ + Р)- Имеется около 20 шкал электроотрнцатель-нссти, в основу расчета значений которых положены разные свойства в(ществ.Значенияэлектроотрицательностей разных шкал отли- [c.36]
    В каждом периоде периодической таблицы наблюдаетсяобщая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равенполовине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерноеуменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента.

БИЛЕТ 13

Периодический закон. В чем причина периодического изменения свойств элементов с увеличением заряда ядра? Короткопериодный вариант периодической системы элементов. Изменение свойств элементов в периодах и группах.

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Период — горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические — присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня — на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n — 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns2 — слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 — электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

Группы — вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n — 1) d- подуровне (или (n — 2) f- подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I — III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII — кислотные.

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I — III групп образуют твердые вещества — гидриды (водород в степени окисления — 1), а IV — VII групп — газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) — нейтральны, V группы (ЭН3) — основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) — кислоты.

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус — по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации — по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность — по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

В периодах отначалак периода к концу (слева направо) усиливаются кислотные (неметаллические) свойства и ослабевают основные (металлические) свойства в связи с увеличением количества электронов на внешнем электронном уровне. В группах от начала к концу (сверху вниз) усиливаются металлические (основные) свойства и ослабевают неметаллические (кислотные свойства) в связи с увеличением электронных уровней и меньшим притяжение электронов внешнего уровня к ядру

Короткая форма периодической системы элементов восходит к первоначальной версии таблицы Менделеева:[1] Короткая форма таблицы Менделеева основана на параллелизме степеней окисления элементов главных и побочных подгрупп: например, максимальная степень окисления ванадия равна +5, как у фосфора и мышьяка, максимальная степень окисления хрома равна +6, как у серы и селена, и т. д. В таком виде таблица была опубликована Менделеевым в 1878 году (до этого группы группировались в ряды, а не в колонки)

Изменение свойств элементов

По периоду слева направо:

заряд ядра атома — увеличивается;

радиус атома — уменьшается;

количество электронов на внешнем уровне — увеличивается;

электроотрицательность — увеличивается;

отдача электронов — уменьшается;

прием электронов — увеличивается.

По группе сверху вниз:

заряд ядра атома — увеличивается;

радиус атома — увеличивается;

количество электронов на внешнем уровне — не изменяется;

электроотрицательность — уменьшается;

отдача электронов — увеличивается;

прием электронов — уменьшается.

Причина изменения свойств также объясняется строением атомов химических элементов.

Каждый период начинается элементом щелочным металлом (исключение – первый период), в атомах которых на внешнем энергетическом уровне имеются один s – электрон. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня щелочных металлов ns1, где n – номер периода.

Каждый период заканчивается элементом благородным газом. В атомах элементов благородных газов на внешнем энергетическом уровне имеются два s- и шесть p-электронов. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня благородных газов ns2np6, где n — номер периода (исключение: гелий He — ns2).

Период — это горизонтальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера элемента, атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, численно равное номеру периода.

В периодах металлические свойства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются.

В больших периодах изменения свойств происходят медленнее, что объясняется появлением десяти d-элементов (4-й, 5-й периоды) и четырнадцати f-элементов (6-й, 7-й периоды).

По группам (в главных подгруппах) металлические свойства увеличиваются, а неметаллические уменьшаются.

Группа — это вертикальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера, обладающая схожими свойствами.

Главная подгруппа — это вертикальная последовательность s- и p-элементов с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне, равным номеру группы.

Побочная подгруппа — это вертикальная последовательность d- и f-элементов, которые имеют одинаковое суммарное количество валентных электронов.

Следовательно, возможна третья формулировка Периодического закона, которая отражает причину периодического изменения свойств.

Свойства химических элементов и образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней атомов.

Билет №14
Ковалентная химическая связь. Ее характерные особенности: насыщаемость, полярность и направленность. Определение элементов по методу валентных связей. Рассмотреть на примере 26 и 35 элементов.

Ковалентная связь – химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами ( например, в молекулах , в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах и , в кристаллах SiC). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными. (С-С, С-Н, С-N и др.).
Характерными особенностями ковалентной связи является ее насыщаемость и направленность.
Насыщаемость ковалентных связей обусловлена тем, что при химическом взаимодействии участвуют электроны только внешних энергетических уровней, т.е. ограниченное число электронов.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов.
Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной. Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС), открытый Льюисом в 1916 г.
Основные принципы образования химической связи по МВС:
1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.
2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.
3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.
4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.
5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Существует два механизма образования ковалентной связи
Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:
а) б)

Рис. Обменный механизм образования ковалентной связи: а – неполярной; б – полярной
Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь. Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям
Согласно МВС валентность электронов определяется числом неспаренных электронов, находящихся в атоме, причем для s и p элементов это электроны, находящиеся на внешнем и предвнешнем электронных слоях.

Билет №15
Полярность связи. Дипольный момент и единицы его измерения. Отличаются ли полярность связи и молекул? Приведите примеры.

Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.
Если молекула образована одинаковыми атомами (O2, H2, Cl2), то между ними образуется неполярная ковалентная связь. В таком случае валентные электроны притягиваются атомами с равной силой, поэтому общее электронное облако расположено симметрично относительно обоих атомов. Электронная пара, образующая связь, в равной степени принадлежит обоим атомам.
Если ковалентную связь в молекуле образуют атомы разных элементов, то она будет полярной. В полярной ковалентной связи электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью, то есть к тому, который сильнее притягивает электроны.
Количественной характеристикой полярности связи является дипольный момент.
µ=e*l, где [µ]=Кл*м, e- заряд, l – расстояние между зарядами
1D (Дебай) =3*10^-33 Кл*м
Следует различать полярность связи и полярность молекулы. В случае двухатомных молекул очевидно, что наличие полярной связи означает наличие диполя. В случае же многоатомных молекул в возникновении диполя играет роль и пространственное строение молекул. Так, молекула оксида углерода (II) линейна:
О = С = О
Обе связи С = О полярны, причем дипольный момент каждой отдельной