Химические системы

ХИМИЯ
Лекция 01
ХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. СТРОЕНИЕ АТОМА.
Е.А. Ананьева, к.х.н., доцент,
кафедра «Общая Химия» НИЯУ МИФИ
Химия и
Основные направления подготовки
специалистов
НИЯУ МИФИ
 «Физика материалов и процессов»
 «Ядерная физика и космофизика»
 «Ядерная медицина»
 «Физика элементарных частиц и космология»
 «Физика плазмы»
 «Лазерная физика»
 «Физика твердого тела и фотоника»
 «Физика быстропротекающих процессов»
Химические системы
совокупность микро- и макроколичеств веществ, способных под
воздействием внешних факторов к превращениям с образованием
новых химических веществ.
Можно выделить три ключевых понятия:
1 - вещество,
2 – химические превращения,
3 – условия, среда
Химические системы
Характеристика химических систем:

Вещество, структурная единица
• Атом
• Ионы
• Молекула
 Превращения
• Признаки превращений
 Химическая двойственность
Особое свойство химических систем
Структурные единицы
реального вещества
 Атом – наименьшая электронейтральная частица химического
элемента, сохраняющая все его химические свойства.
Химический элемент – совокупность атомов с одинаковыми
зарядами ядер:
Изотопы – химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но
различными массовыми числами за счёт разного числа нейтронов в
ядре:
Ионы – частицы реального вещества, одноатомные
многоатомные, несущие на себе электрический заряд: Na+, SO42-
или
Молекула – наименьшая электронейтральная частица химического
вещества, способная к самостоятельному существованию как единая
динамическая система нескольких атомов: С6Н12O6
Химические вещества
Простые вещества –
вещества, молекулы которых состоят из атомов одного и того же
элемента.
газ - O2, жидкость - Br2, твердые вещества -I2, Салмаз,
металлы (Na, Fe, Au
Men )
Аллотропия –
существование элемента в виде нескольких модификаций простого
вещества. Это явление обусловлено либо образованием молекул с
различным числом атомов (например, кислород О2 или озон О3),
либо кристаллов с различной структурой (кристаллические формы
углерода: алмаз, графит, карбин, молекулярные формы углерода:
фуллерены С60, С70 С76 и др).
Сложные вещества –
молекулы, состоящие из атомов разных элементов.
H2O, NaCl, CH3COOH, Fe(OH)3
Число веществ ≈ 109
Простые вещества. Аллотропия
Углеродная электроника, графен
Химические превращения
Химические превращения – превращения, в которых атомы
претерпевают изменения только в наружных электронных слоях,
не затрагивая ядер атомов.
AgCl↓ + NaI(р-р) → AgI↓ + NaCl(р-р)
С – концентрация
иода, моль/л
Основные признаки
химических превращений
выделение газа:
образование осадка:
выделение или поглощение тепла:
изменение цвета, часто как результат изменения
электронного строения и степени
окисления атомов элементов
в химической реакции:
Метод классической химии
• Нобелевский лауреат Р. Фейнман: «Чтобы узнать,
как расположены атомы в какой-нибудь
невероятно сложной молекуле, химик смотрит,
что будет, если смешать два разных вещества! Да
физик нипочем не поверит что химик, описывая
расположение атомов, понимает, о чем говорит.
Но вот уже больше 20 лет, как появился
физический метод, который позволяет
разглядывать молекулы …и описывать
расположение атомов, не по цвету раствора, а по
измерению расстояний между атомами. И что же?
Оказалось, что химики почти никогда не
ошибаются».
Классификация
химических превращений
В качестве классификационных признаков могут быть
выбраны следующие:
Число и состав исходных веществ и продуктов реакции
(соединение, разложение, обмен, замещение).
Число фаз, в которых находятся участники реакции
(гомогенные, гетерогенные).
Классификация
химических превращений
Возможность протекания реакции в прямом и обратном
направлении (обратимые, необратимые)
Знак теплового эффекта разделяет все реакции на:
экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом:
- выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0)
и эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом:
- поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0).
 Изменение степени окисления атомов реагентов (без
изменения и с изменением
(окислительно-восстановительные реакции, ОВР)
Химическая двойственность
Одно и тоже химическое вещество может
проявлять самые разные свойства
вплоть до противоположных
в зависимости от состава химической системы
и условий протекания процесса
Химическая двойственность
• Обычно химические свойства конкретного вещества
определяют относительно множества других
веществ. При этом в общем случае согласно логике
отношений проявляется химический дуализм.
• Например, Zn(ОН)2 относительно HCl является
основанием, а относительно NaOH – кислотой.
• Это явление в химии называют амфотерностью, и в
школьном курсе рассматривается как исключение.
Химическая двойственность
•
•
•
В настоящее время известны сверхкислоты и сверхоснования, по
отношению к которым очень большой круг веществ проявляет свойства
и кислот, и оснований.
Например:
– суперкислоты: комплексные неводные минеральные кислоты,
кислотность которых выше, чем у серной кислоты. Суперкислоты
образуются при взаимодействии пентафторидов сурьмы и
мышьяка, трифторида бора и др. веществ с безводным
фтористым водородом (например, Н[SbF6]) Катализаторы
органических реакций.
– Супероснования: металлоорганические соединения лития, магния
(магнийорганические галогениды RMgHal (реактив Гриньяра)),
катализаторы Циглера - Натты - комплексы соединений
переходных металлов, главным образом Со, Ni, Ti, с алюминийорганическими соединениями, гидриды щелочных металлов
(гидриды, натрия, кальция).
Следовательно, амфотерность является общим свойством
химических соединений, а не ислючение !!!
Химическая двойственность
• Н2О2 в системах с иодид ионами является
окислителем,
а в системах с KMnO4 – восстановителем.
• HCl в воде является сильным электролитом,
в C2H5OH – слабым электролитом,
а в бензоле – неэлектролитом.
• NaCl, Fe2+, Cu2+, SеO42- и полезно и вредно
(Парацельс)
Химические системы.
Примеры, упражнения
Состояние вещества в химической системе (атом,
молекула, ион, радикал …) – определяет его
свойства, реакционную способность и результат
химического превращения
Химические системы.
Примеры, упражнения
Что произойдет при добавлении к воде
веществ, cодержащих рубидий в виде:
А) металлического рубидия
Б) нитрата рубидия
Химические системы.
Примеры, упражнения
А) Rb + H2O → RbOH + H2 ↑
(разрушение воды с восстановлением водорода,
самовозгорание, взрыв, большой тепловой эффект,
щелочная среда)
Б) RbNO3
+ Н2О - растворение и диссоциация на ионы.
В узлах кристаллической решетки находятся ионы рубидия, при
растворении в воде эти ионы переходят в воду под действием
полярных молекул воды (гидратация).
Ионы рубидия не восстанавливают водород из воды, процесс не
сопровождается самовозгоранием или взрывом, энергетические
эффекты разрушения кристаллической решетки (затрата энергии)
и гидратации (выделение энергии) соизмеримы, водород не
выделяется, нейтральная среда)
Химические вещества
Растворение в воде ионных веществ
_
+
+
_
+
Химические системы.
Примеры, упражнения
К какому типу относятся следующие превращения? Охарактеризуйте их по
основным признакам.
CaCO3(тв) → CaO(тв) + CO2↑
CO2↑ + H2O(ж) → H2CO3(р-р)
Zn(тв) + 2HCl(р-р) → ZnCl2(р-р) + H2↑
2HNO3(р-р) + Ba(OH)2 (р-р) → Ba(NO3)2 (р-р) + 2H2O(ж)
2Mg(тв) + O2↑ → 2MgO(тв) + Q
AgCl↓ + NaI(р-р) ↔ AgI↓ + NaCl(р-р)
CuSO4 (р-р) + Na2S (р-р) → CuS ↓ + Na2SO4 (р-р)
Химические системы.
Примеры, упражнения
Реакция разложения, без изменения степени окисления, гетерогенная
(3фазы):
CaCO3(тв) → CaO(тв) + CO2↑
Реакция соединения, без изменения степени окисления, гетерогенная
(2 фазы):
CO2↑ + H2O(ж) → H2CO3(р-р)
Реакция замещения, ОВР, гетерогенная (3 фазы):
 Zn(тв) + 2HCl(р-р) → ZnCl2(р-р) + H2↑
Химические системы.
Примеры, упражнения
 Реакция обмена, нейтрализации, без изменения степени окисления,
гомогенная (1 фаза):
2HNO3(р-р) + Ba(OH)2 3(р-р) → Ba(NO3)2 (р-р) + H2O(ж)
 Реакция соединения, ОВР, гетерогенная и экзотермическая:
2Mg(тв) + O2↑ → 2MgO(тв) + Q
 Реакция обмена, без изменения степени окисления, обратимая реакция (3
фазы)
AgCl↓ + NaI(р-р) ↔ AgI↓ + NaCl(р-р)
 Реакция обмена, без изменения степени окисления, практически
необратимая реакция, гетерогенная (2 фазы)
CuSO4 (р-р) + Na2S (р-р) → CuS ↓ + Na2SO4 (р-р)
Химические системы.
Примеры, упражнения
Al(OH)3 - это кислота или основание?
H2O2 - это окислитель или восстановитель?
Химические системы.
Примеры, упражнения
Кислотно-основная двойственность (и кислота и основание)
амфотерность гидроксида алюминия Al(OH)3 :
Взаимодействие с кислотой
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2О
(pH<7)
основание
Взаимодействие со щелочью
Al(OH)3 + 3NaOH → Na3AlO3 + 3H2O или Na3[Al(OH)6]
кислота
(pH>7)
Химические системы.
Примеры, упражнения
Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода
H2O2
O 20
2e- - H2O2-1 + 2e-
восстановитель
окислитель
H2O-2
Взамодействие с типичным окислителем
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
восстановитель
Взаимодействие с типичным восстановителем
H2O2 + 2KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O
окислитель
Химические системы.
Примеры, упражнения
• В каком состоянии находится хлор и натрий в плазме
крови?
Отвечая, рассмотрите разные состояния натрия и хлора
(молекулы, атомы, ионы).
Ответ: В состоянии гидратированных ионов
Химические системы.
Примеры, упражнения
К какому типу относится следующее превращение? Запишите уравнение
реакции. Охарактеризуйте ее по основным признакам
Реакция называется «вулкан» (по внешним признакам сильно напоминает
извержение вулкана). Окислительно-восстановительная, практически
необратимая, экзотермическая, гетерогенная
Химические системы.
Примеры, упражнения
Гидроксид хрома (III) – это кислота или основание?
Нитрит натрия – это окислитель или восстановитель?
Электрон – это частица или волна?
Микроэлементы (цинк, медь, марганец и т.д.) - полезны или вредны для
человеческого организма?
Хлорид натрия – это электролит или неэлектролит?
Ответ: Для всех систем характерна двойственность. Приведите
примеры иллюстрирующие их двойственность.
Химические системы.
Принцип дополнительности
Предложен Н. Бором в 1927 г. для объяснения дуализма «волна –
частица»
Согласно принципу для полного описания квантово-механических
явлений
необходимо
применять
два
взаимоисключающих
(«дополнительных») набора классических понятий, совокупность
которых даёт исчерпывающую информацию об этих явлениях, как о
целостных.
В соответствии с принципом дополнительности наиболее
полную информацию о свойствах веществ и их
превращениях
можно
получить
только
через
всестороннее изучение и методами химии, и физики, и
биологии и т.д.
Взгляд с разных сторон !!!
Электронное строение атома
Модели строения атома
Квантово-механическая модель атома
Квантовые числа
Принципы заполнения электронных орбиталей атомов
Электронные формулы химических элементов
Атом
• Атом – наименьшая частица,
химического элемента,
определяющая его свойства.
• Атом - наименьшая
электронейтральная частица,
состоящая из
положительнозаряженного
ядра и электронов
(электронного облака)
• Массовое число (А) –
суммарное число нейтронов и
протонов в ядре
Атом. Изотопы
Изотопы- атомы одного и
того же химического
элемента, отличающиеся
массовым числом из-за
разного количества
нейтронов в ядре.
Строение атома
Характеристика
атом
электрон
Масса, г
10-22 – 10-23
0,9∙10-27
Размер, нм
10-10
–
Заряд
электронейтрален
1,6∙10-19
кулон
(ед. заряд -1)
Строение атома
Строение атома
Модель строения атома
по Резерфорду
Планетарная модель атома Бора.
В модели Бора свет испускается
возбужденным атомом при переходе электрона
с верхних стационарных орбит (уровней) на нижние.
Строение атома по Бору
 Электрон может вращаться вокруг ядра лишь по некоторым
дозволенным орбитам, находясь на которых он не излучает и не
поглощает энергию. Такие орбиты называются стационарными.
Ближайшая к ядру орбита соответствует «нормальному»
(невозбужденному) состоянию атома.
 При переходе из одного стационарного состояния в другое атом
испускает или поглощает квант света, частота которого
определяется соотношением hν = En – Em. Если n>m, то
происходит переход атома из стационарного состояния с более
высокой энергией на орбиту с меньшей энергией с выделением
кванта энергии. При n<m наблюдается обратная картина с
поглощением фотона.
 Теория Бора является действительной лишь по
отношению к атому водорода.
Квантовая теория строения атома.
• В основе этой теории находятся такие основные постулаты:
1.
Электрон имеет корпускулярно-волновую (двойственную) природу. Он способен
вести себя и как волна, и как частица. Длина его волны и скорость электрона
связаны между собой соотношением де Бройля (1924 г французский учёный Луи
де Бройль):
λ= h / mV
2.
Невозможно одновременно точно измерить и скорость электрона и координату. Чем
точнее вы измеряете скорость, тем больше будет неопределенность в координате,
и наоборот.
1934 г принцип неопределенности Гейзенберга,
Δpx · Δ x ≥ h / 2π,
3.
В атоме электрон не движется по строго определенным траекториям, а способен
находиться в некоторой части ядерного пространства.
Пространство, находящееся вокруг ядра, в котором достаточно велика
вероятность нахождения электрона, называется атомной орбиталью (АО).
Атомная орбиталь (АО)

АО – это трехмерная область пространства вокруг ядра,
нахождение электрона в которой наиболее вероятно (90-98%)

каждая АО (её энергия, размеры, форма, ориентация в
пространстве) описывается безразмерными числами,
называемыми квантовыми числами (n,l,m,s).
Главное квантовое число
n = 1, 2, 3,..7.., ∞
Главное квантовое число характеризует:
* уровень энергии электрона в атоме, радиус АО
* удаленность уровня от ядра
* число подуровней на данном энергетическом уровне
равно номеру уровня
(первый уровень состоит из одного подуровня,
второй—из двух, третий—из трех и т. д.)
Орбитальное квантовое число
l = 0,1,2, 3…(n-1)
Орбитальное квантовое число определяет момент
количества движения электрона, характеризует тип
энергетического подуровня и форму атомной орбитали.
l
0
1
2
3
4
Буквенное обозначение
подуровня
s
p
d
f
g
Форма орбитали
Сложная
форма
Магнитное квантовое число
Магнитное квантовое число принимает значения,
соответствующие целочисленным проекциям магнитного
момента
m =0, ±1, ±2, …, ±l
и характеризует пространственную ориентацию атомной
орбитали
Формы и ориентации АО
Квантовые числа
Значения
Значения
Число АО
l
m
(2l+1)
0
(s-подуровень)
0
1
1
(p-подуровень)
-1, 0, +1
3
2
(d-подуровень)
-2, -1,0,+1,+2
5
3
(f-подуровень)
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
7
Графическое
изображение
АО
Спиновое квантовое число
Спиновое квантовое число принимает два значения:
s= +1/2 и -1/2
в зависимости от ориентации магнитного момента электрона
в магнитном поле (по часовой стрелке или против).
Принцип Паули
В атоме не может быть двух электронов, у которых
были бы одинаковыми все четыре квантовых
числа.
Из принципа Паули вытекает следствие:
максимально возможное число электронов на каждой
АО - два электрона с противоположными спинами,
а на каждом энергетическом уровне равно удвоенному
значению квадрата главного квантового числа:
Число АО на уровне n2
число электронов на энергетическом уровне = 2п2
Число электронов на подуровне 2(2l +1):
на s- 2, p- 6,
d-10, f-14
Принцип минимума энергии
Принцип минимума энергии определяет порядок
заполнения АО, имеющих различные энергии.
Электроны занимают в первую очередь наиболее
энергетически выгодные орбитали, имеющие
наименьшую энергию.
Энергия определяется главным и орбитальным
квантовыми числами.
Электронное строение атомов и
Периодическая система элементов
Энергети
ческий
уровень,
n
Число электронов на
уровне/ число
элементов
(Теоретический расчет)
Число электронов на
уровне/ число
элементов
(Практика, для
земных условий,
Периодическая
система элементов)
примечание
1
2
2
2
8
8
3
18
8
Не появился
3d
подуровень
4
32
18
Не появился
4f подуровень
Электронное строение атомов и
Периодическая система элементов
 3d подуровень запаздывает на 1 уровень
 4f подуровень запаздывает на 2 уровня
 Ряд энергий (начала формирования
подуровней):
 nS < (n-2)f ≤ (n-1)d < np !!!
Порядок увеличения энергии атомных
орбиталей
Порядок начала заполнения подуровней
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d <
4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f ≈ 5d
< 6p < 7s < 5f ≈ 6d < 7p.
Правило Хунда
определяет порядок заполнения орбиталей с
одинаковой энергией на многоэлектронных подуровнях .
В пределах энергетического подуровня электроны
располагаются так, чтобы их суммарный спин был
максимальным
Принцип минимума энергии
Как верно?
Пример 1.6.
В соответствии с правилом Хунда:
Многоэлектронные подуровни
Наиболее устойчивые электронные конфигурации
имеют подуровни, заполненные электронами
полностью, наполовину и без электронов !!!
p0 – p3 – p6,
d0 – d5 – d10
f0 – f7 – f14
Принцип минимума энергии
Электронные формулы
Полная
2 2s2 2p6 3s2 3p4
S
1s
16
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
V
1s
23
Независимо от последовательности заполнения,
подуровень в электронной формуле записывается на своем
энергетическом уровне
Электронные формулы
Сокращенная
2 3p4
S
[
]
3s
16
валентные
электроны
3 4s2
V
[
]
3d
23
валентные
электроны
формула показывает распределение валентных
электронов на формирующихся атомных орбиталях
Электронные формулы
В виде энергетических ячеек
формула показывает распределение валентных
электронов и позволяет прогнозировать возможные
валентности атома
Строение атома
Примеры и упражнения
Сколько нейтронов (n), протонов (р) и электронов (е) содержит атом
изотопа элемента с зарядом ядра Z = 17 и атомной массой 37
атомных единиц массы?
а) n - 37; p - 17; e - 17
в) n - 20; p - 37; e - 37
д) n - 54; p - 20; e – 17
б) n - 17; p - 20; e - 17
г) n - 20; p - 17; e – 17
Строение атома.
Примеры и упражнения
Из подуровней 5f, 7s, 6d, 7p в первую
очередь начнет заполняться подуровень ….

5f

7s

6d

7p
Подуровни заполняются электронами в соответствии с
принципом минимума энергии.
Согласно уравнению энергий АО: n =7, то 7s < 5f ≈ 6d < 7p
Строение атома.
Примеры и упражнения
Правило Клечковского (принципом минимума энергии) - подуровни
заполняются в порядке последовательного увеличения суммы главного и
орбитального квантовых чисел (n+l), а при одинаковых значениях этой суммы
– в порядке увеличения значения n.
В первую очередь начнет заполняться подуровень 7s, для которого сумма
главного и орбитального квантовых чисел (n+l) наименьшая.
7S < 5f ≤ 6d < 7p
Строение атома.
Примеры и упражнения
Составьте краткие электронные
формулы элементов по их положению в
Периодической системе. Относятся они к
металлам или неметаллам?
а)мышьяк, 33As
б) тантал, 73Та
Для решения воспользуемся
Периодическим законом и Периодической системой
элементов Д.И. Менделеева
Периодический закон
и Периодическая система элементов
Д.И. Менделеева
Свойства химических элементов и их
соединений находятся в
периодической зависимости от
величины заряда атомных ядер в
результате периодического
повторения внешних электронных
конфигураций
на более высоких уровнях.
Схема расположения s, p, d и f-элементов
в длинной форме Периодической таблицы
Строение атома.
Примеры и упражнения

Для составления электронной
формулы Нужно использовать две
координаты положения элемента в
Периодической системе
а)номер периода
б) номер группы
 и подгруппу для короткого варианта ПСЭ
(главная или побочная)
Строение атома.
Примеры и упражнения
а) Мышьяк – элемент 4-го периода и
5-ой группы, главная подгруппа
число валентных электронов – 5,
расположены на s и p подуровнях
4-го энергетического уровня:
2
3 - неметалл
 33As[ ] 4s 4p
На р-подуровне 3 электрона
Строение атома.
Примеры и упражнения
б) Тантал – элемент 6-го периода и
5-ой группы, побочная подгруппа
число валентных электронов – 5,
расположены на s-подуровне и
d- подуровне предыдущего уровня
 73Та[ ] 5d3 6s2 - металл
Внешние электроны - s-электроны
Металлические
и неметаллические свойства
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.
Металлы – все s-, d-, f-элементы и часть
р-элементов (нижняя левая)
Неметаллы – часть р-элементов(верхняя правая)
Строение атома.
Примеры и упражнения
 Сколько нейтронов содержится в ядрах протия (
и трития (
), дейтерия (
)?
А) 1, 2, 3;
Б) 0, 1, 2;
В) 1, 1, 1;
Г) 1, 2, 0.
 В каком порядке будут заполняться подуровни ?
3s
3p
3d
4s
4p
Ответ: 3s→3p → 4s → 3d → 4p
(по принципу минимума энергии nS < (n-2)f ≤ (n-1)d < np)
 Подуровни 4d, 4s, 5s, 4p будут заполняться в следующей
последовательности:
4d→4s→5s→4p
5s→4p →4d→ 4s
4s→5s→4d→ 4p
4s→ 4p→ 5s→ 4d
Ответ: 4s→ 4p→ 5s→ 4d (по принципу минимума энергии)
)
Строение атома.
Примеры и упражнения
Какие конфигурации более выгодны и отвечают принципу минимума
энергии?
3d94s2 или 3d104s1,
3d44s2 или 3d54s1.
Атомы каких элементов имеют эти конфигурации внешнего слоя?
Ответ: 3d104s1 – медь, полностью заполнен d-подуровень
3d54s1 – хром, наполовину заполнен d-подуровень
Строение атома.
Примеры и упражнения
 У какого из атомов, электронные формулы которых:
сильнее выражены неметаллические свойства?
Ответ: У атома серы - 16 S[ ] 3s2 3p4
 Металлические свойства усиливаются в ряду элементов:
А) Al, Ga, In;
Б) Na, Mg, Al;
В) Cu, Ag, Au;
Г) Ba, Sr, Ca.
Строение атома.
Примеры и упражнения
• Электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 соответствует: …
( выберите все возможные варианты)
А.
В.
С.
D.
E.
F.
G.
Na
Са2+
FAr
ClS2Ne
Строение атома.
Примеры и упражнения
• 1000 г вещества содержат 0,548 г электронов. Определить формулу
вещества. Масса электрона равна 1/1823 а.е.м.
Решение
• n(e) = 0,548/(m(e)·NA) = 0,548x1823/1,6605655(86)·10-24г ·6,02·1023 г =
=1000 моль электронов.
• Следовательно 1000 моль протонов или 1000 г протонов, а так как
масса образца равна 1000г (то в веществе нет нейтронов) это
водород (протий) Н2
Свойства элементов
Электронное строение атома
Радиус атома
Энергия ионизации
Энергия сродства к электрону
Электроотрицательность
Основные характеристики атомов
элементов
Орбитальный атомный радиус- теоретически
рассчитанное значение расстояния от ядра до
наиболее удаленного от него максимума электронной
плотности
В периоде с увеличением порядкового номера атомный
радиус уменьшается за счёт более сильного
взаимодействия между ядром и внешними электронами
Сушествуют локальные нарушения этой зависимости,
связанные с особенностями электронного строения,
например при переходе от d-элементов к p-элементам.
В главной подгруппе с увеличением порядкового
номера атомный радиус растет, так как
увеличивается число уровней.
Радиус атомов
Энергия ионизации
- это минимальная энергия(Еион) ,
необходимая для удаления электрона от
атома на бесконечно большое расстояние
 Х
→ Х+ + е- (Еион, эВ).
Энергия ионизации для элементов одного периода
возрастает слева направо с увеличением заряда ядра.
В подгруппе она уменьшается сверху вниз вследствие
увеличения расстояния электрона от ядра.
Энергия ионизации (Еион)
Энергия сродства к электрону (Еср)
это энергия, которая выделяется или
поглощается при присоединении электрона к
нейтральному атому с образованием
отрицательно заряженного иона.
Х + е- → Х- (Еср, эВ)
Электроотрицательность
 - способность атома в молекуле или сложном ионе
притягивать к себе электронные пары химической
связи
 По Малликену: ЭО=1/2(Iион.+Eср.),
где Iион и Eср –энергия ионизации и сродства к
электрону.
 На практике пользуются относительной
электроотрицательностью (ОЭО).
 с увеличением номера элемента
электроотрицательность в периоде растет,
 а в группе — уменьшается.
ОЭО элементов по Л.Полингу
Группа
Период
Ia
IIa
IIIa
IVa
Va
VIa
VIIa
VIIIa
(H)
He
1
H
2,2
2
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Ne
3
Na
0,9
Mg
1,3
Al
1,6
Si
1,9
P
2,2
S
2,6
Cl
3,0
Ar
4
K
0,8
Ca
1,0
Ga
1,8
Ge
2,0
As
2,2
Se
2,4
Br
2,8
Kr
5
Rb
0,8
Sr
1,0
In
1,8
Sn
2,0
Sb
2,1
Te
2,1
I
2,5
Xe
ОЭО элементов по Л.Полингу
ЭО<1,5
Металлические свойства
ЭО≈1,5 – 2,0
Переходные свойства
ЭО>2
Неметаллические свойства
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
Сравните орбитальный атомный радиус, энергию
ионизации и электроотрицательность следующих
элементов:
Рубидия и серебра
Цинка и галлия
Кальция и бария
Для решения воспользуемся Периодической системой
элементов
Радиус атомов
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
Рубидий и серебро (в одном периоде)
Цинк и галлий (в одном периоде, переход от d- к p- элементу)
Кальция и бария (в одной группе)
r(Rb)> r(Ag)
Eион(Rb)<Eион (Ag)
ОЭО(Rb)< ОЭО(Ag)
r(Ga)> r(Zn)
Eион(Ga)<Eион (Zn)
ОЭО(Ga)< ОЭО(Zn)
r(Ba)> r(Ca)
Eион(Ba)<Eион (Ca)
ОЭО(Ba)< ОЭО(Ca)
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
Укажите, какой атом или ион имеет больший размер
(радиус):
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
Свойства атомов элементов.
Примеры и упражнения
 Почему первая энергия ионизации (энергия, необходимая для
удаления из атома первого электрона) больше у Mg, чем у Na и Al?
Стабильная конфигурация у магния, заполнен s-подуровень
 Химические элементы расположены в порядке возрастания их
электроотрицательности:
А) Be, Mg, Ca, Sr;
Б) F, O, N, C;
В) Cs, Rb, K, Na;
Г) O, N, P, Ge.
 Сравните орбитальный атомный радиус, энергию ионизации и
электроотрицательность следующих элементов:
Калия и меди (в одном периоде)
Индия и кадмия (в одном периоде, переход от d- к pэлементу)
Магния и стронция (в одной группе)
Лекция закончена