Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 8
Текст из файла (страница 8)
12) имеет явно выраженный периодический 39 1 3 4 5 6 7 8 о 1О 1! !3 14 15 !6 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 ЗО 3! Н Не !.г Бе В С Н О Г Хе На Мб А! сй 8 С1 Аг К Со Нг. Тг Сг Мо Ге Со ОН Сп 7П Са 1,31 2,37 0,52 0,899 0,80 1,09 1,40 1,31 1,68 2,08 0,49 0,74 0,58 0,79 1,01 0,9996 1. 25 1,52 0,42 0„59 0,63 0,66 0,66 0,65 0,72 0,759 0,768 0,74 0,75 0,91 0,58 5,25 1,76 2,43 2,35 2,86 3,39 3,37 3,95 4,56 1,45 1,81 1,58 1,90 2,51 2,297 2,67 3,05 1,14 1,23 1,3! 1,41 1,496 1,51 1,56 1,65 1,75 1,96 1,73 1,98 11,81 14,85 З,бб 4,62 4,58 5,30 6,05 6,12 6,91 7,73 2,74 3,23 о 9! 3,36 3,82 3,93 4,41 4.91 2. 39 2,65 2,83 2,987 2,25 '2,96 3,23 3,39 3,83 2,96 21,01 25,03 6,22 7,47 7.47 8,41 9,37 9 г4 10,54 11,58 4,36 4,96 4,56 5,16 5,77 5,88 7,09 4,17 4,51 4,74 4,94 5,29 4,95 5,30 5,33 5,73 6,2 .'32,83 37,8,'3 9,44 10,99 11.02 12,18 13,35 13,63 14.83 16,09 6 27 7,01 6,54 7,24 7,98 8,14 8,84 9,57 6,299 6,69 6,99 7,'24 7,67 7,28 7,71 7,91 47,28 53,27 13.33 15.16 15 24 16,61 17,99 18,38 19,78 2Ь27 8,49 9,36 8,78 9,65 10,5 10,72 !! 'го 12, 36 8,74 9,2 9,6 9,84 10,4 9,94 10,4 Понятно, что сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома.
Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы ЧП группы (табл. 6). Сродства к электрону не проявляют атомы с конфигурацией зз (Ве, МВ, Са) и эзра (Хе, Аг, Кг) или наполовину заполненные р-подслоем (Х, Р, Ау): Еп, «Фк/моль 24УУ 1л Ве В С Н О Г Хе з! лз лзрт ззрз ззрт ззгтл ззрз ззре Ее, кДж/моль ... 59,8 0 -27 -122,3 7 -141,0 -327,9 0 Это является дополнительным доказательством повышенной устойчивости указанных электронных конфигураций.
! Т а б л и ц а 6. Сродспю атомов и одноатомньпс анионов* к электрону Ее Атом, аннан Ее, кДж/моль Атом, аннан Ес, кДж/моль 1 2 4 Г, 16 8 9 9 10 11 12 13 14 15 * Отрицательное значение Е, означает экзотермическнй процесс - выделение энергии при присоединении электрона; положительное значение Е„ означает эндотермический процесс (поглощение энергии). 41 У т 2 У 7 У ж 12 7217 12212225272721 22 22272 Р и с. 12. Зависимость энергии ионизации атомов от атомного номера элемента характер.
Наименьшей энергией ионизации обладают э-элементы ! группы, наибольшей — э- и р-элементы ЛП группы. Возрастание энергии ионизации при переходе от з-элементов ! группы к р-элементам ИП группы обусловливается возрастанием заряда ядра. Как видно на рис. 12, при переходе от э-элементов ! группы к р элементам ЧП! группы энергия нонизации изменяется неыонотонно, с проявлением апутпрсп~сй перподичпастпк. Сравнительно большим значением энергии ионизации обладают элементы П группы (Ве, МВ, Са) и Ч группы (Н, Р, Аз). В то же время сравнительно меньшее значение энергии ионизации имеют элементы П! (В, А1, Оа) и У! (О, Я, Яе) групп. Причина проявления внутренней периодичности будет обсуждена при рассмотрении конкретных свойств химических элементов (см.
ч. 2). 6 2. СРОДСТВО АТОМА К ЭЛЕКТРОНУ. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЪ АТОМА Сродство. Сродство и атома к электпрону Е, пазыааетпсл знсртетпческий эффект прнсоеднпеньл электпрааа к нейтральному атпаму Э с прсарашекпелт сто а отртшатслъпый поп Э . Сродство атома к электрону выражают в кДж/моль; допускается внесистемная единица эВ/моль. Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона Э . 40 Н Не 1л Ве В С Х 74 Хз О О Г Хе На МВ А! 55 Р мр2,8 0 -59,8 0 -27 -122,3 +7 +800 +1290 -141,0 +780 -327,9 0 -52,7 0 -44 -138,6 -71,7 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 Я В С! Ат К Са Яс Тт Ч Ст Мп Ге Со РН Сц ъ Сз -200,4 +590 -348,8 0 -48,4 0 0 -20 -50 -64 0 -24 -70 -111 †1,3 0 — 29 Выделением энергии сопровождается присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, углерода и некоторым другим.
Следовательно, для этих элементов силы притяжения к ядру дополнительного электрона оказываются большими, чем силы отталкивания между дополнительным электроном и электронной оболочкой атома. Присоединение последующих электронов, т.е, двух, трех электронов и более к атому, согласно квантово-механическим расчетам, процесс эндотермический. Поэтому одноатомные 1простые) мпогозарядные анионы (Оэ, Вэ, Х1 ) в свободном состоянии не существуют.
Электроотрицатольность. Понятие электрсютрицательности 1ЭО) является условным. Оно позволяет оценить способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному иэ определений 1Малликен) электроотрицаточьность атома т может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону у = '/э(Ея + Е ). Имеется около 20 шкал электроотрицательности, в основу расчета значений которых положены разные свойства веществ.
Значения электроотрицатгльностей разных шкал отличаются, но относительное расположение элементов в ряду' элевтроотрицательностей примерно одинаково. В шкале электроотрицательногтей. по Полингу (рис. 13), эчоктроотрицательность фтора принята равной 4,0. Как видно на рис. 13 в периодах наблюдается общая тенденция роста злектроотрицательности Р и с. 13. Шкала электроотрицательностей по Полингу э 3. АТОМНЫЕ И ИОННЫЕ РАДИУСЫ Вследствие волнового характера движения электрона атом не имеет строго определенных границ. Поэтому измерить абсолютные размеры атомов невозможно. За радиус свободного атома можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних электронных облаков (рис 14).
Это так называемый орбитальный Радкус. Как видно на рис. 14, в ряду элементов данного периода (Ь1— Ме) орбитальные радиусы атомов с ростом заряда ядра в целом уменьшаются. Поэтому изменение атомных и ионных радиусов в периодической системе носит периодический характер (рис. 15). В периодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра в Н общем уменьшаются. НаибольЙ'~ шее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых Р,ОВВ периодов, так как у них проис- Ы ходит заполнение внешнего гвг я г электронного слоя.
В больших Ъ. периодах в пределах семейств д- О,/ВВ и 1-элементов наблюдается вг В более плавное уменьшение радиусов. Это уменьшение называют соответственно д- и ~-сжатием. В I О,О7В подгруппах элементов радиусы Ие атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются. гвв Практически приходится иметь дело с радиусами атомов, Ог г дям связанных друг с другом тем или иным типом химической связи. Такие радиусы следует рассматривать как некоторые Р и с. 14. Схемы распределения радикальной электронной плотности в атомах и орбитальные радиусы атомов Н, Ы, Ве и Не 43 элементов, а в подгруппах — ее падения. Наименьшими значениями электроотрицательности характеризуются э-элементы 1 группы, а наибольшими — Р-элементы ЧП группы.
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, и пр. Тем не менее это понятие полезно для качественного объяснения свойств химической связи и соединений. зГ ~зС! ззВг зз1 Рг С)г Всг 1 з 159 243 190 149 Едяс, кДзв/моль ...
16'5'5'4>. ОВ ОУО 7ОО НО 7О г,им Р к с 16. Зависимость суммы первых четырех энергий ионизация н орбитальных радиусов атомов р-элементов 1 и' группы от атомного номера О,ОЗ пи ГО ЗО ОО 7О Яг 1 МЪ сч з сз й о Я ,И 'я о и В о я о $ а д о о ,д ° о о Д о а э919)ехтивямс (т.е. проявляющие себя в действии) величины. Эффективные радиусы определяют при изучении строения молекул и кристаллов. 1 4. ВТОРИЧНАЯ ПЕРИОДИЧНОСТЬ Изменение свойств — энергии ионизации и сродства к электрону, атомных радиусов и т.п. — в подгруппах элементов обычно имеет немонотонный характер (см. рис. 12, 13, 15).
На кривых изменения суммы первых четырех энергий ионизации и орбитальных атомных радиусов в ряду С вЂ” В1 — Ое — Вп — РЬ имеются внутренние максимумы и минимумы (рис. 16). Как следствие этого, немонотонный характер проявляется и в изменении других свойств соединений. Немонотонность изменения свойств элементов в подгруппе получила название оторочкой аериодичностк Немонотонный характер проявляется, например, в значениях энергии диссоциации молекул галогенов в зависимости от атомного номера галогена: Раздел !! Химическая связь Химическая натура сложной частицы определяется натурой элементарных составных частей, количествам их и химическим строением.
АМ. Бутлеров но только для иона Н', состоящего из двух протонов н одного электр рона. Для систем с двумя и большим числом электронов приходится применять приближенные методы. Результат приближенного расчета распределенил электронной плотности в молекуле воды показан на рис. 17. Контурные линии соединяют места одинаковой электронной плотности. В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают три основных типа химической связи; ивввлент— иую, ионную и шетвллииееяую. В "чистом" виде перечисленные типы связи проявляются редко.
В большинстве соединений имеет место наложение разных типов связи. Валентный штрих — символическое, абстрагнрованнае изображение квантово-механических взаимодействий электрона н атомных ядер. В.М. Ввлькииштейи Учение о химической связи — центральная проблема химии. Не зная природу взаимодействия атомов в веществе, нельзя понять причины многообразия химических соединений, представить механизм их образования, состав, строение и реакционную способность.
Создание надежной модели, отражающей строение атомов, молекул и природу сил между ними, позволит определить свойства веществ, не прибегая к экспери менту. Совокупность химически связанных атомов (например, молекула, кристалл) представляет собой сложную систему атомных ядер и электронов. Химическая связь осуществляется за счет электростатического взаимодействия электронов и ядер атомов. Современные методы исследования позволяют экспериментально определить пространственное в расположение в веществе атомных ядер, Данному пространственному О размещению атомных ядер отвечает определенное распределение й!вв электронной плотности.
ВыясН нить как распределяется элект- 1 ронная платность, по сути дела, и означает описать химическую связь в веществе. Для этого необ- Р н с. 17. Распределение электронной ходима точное решение уравнеплотности в молекуле воды ния Шредингера, что осуществле- 46 Г Л А В А 1. ОСНОВОПОЛАГАЮЩИЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ э 1. НЕКОТОРЫЕ ПАРАМЕТРЫ МОЛЕКУЛЫ Молекулой называют микрочастицу, образованную из атомов н способную к самостоятельному существованию.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
