Файл: Учебник КСЕ.doc

Третий ряд в таблице Менделеева соответствует последователь­ному заполнению электронами внешнего энергетического уровня у элементов от натрия до аргона (натрий, магний, алюминий, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон).

Энергетические уровни и возможные состояния электронов в атоме: возможные орбиты, на которых электрон в атоме движется вокруг ядра, можно изобразить в виде окружностей (А), в каждой из которых точно укладывается целое число длин световых волн, равное главному квантовому числу п. Двумерный аналог атома может быть описан двумя квантовыми числами, а реальный атом характеризуют три квантовых числа.

Следующие ряды периодической системы соответствуют более сложным правилам заполнения внешних уровней атомов электронами, поскольку при увеличении общего числа электронов, а атомах начинают проявляться коллективные взаимодействия между разными группами электронов, расположенных на разных энергетических уровнях. Это приводит к необходимости учитывать ряд более тонких эффектов.

Выяснение строения электронных оболочек атомов оказало влияние и на саму структуру периодической системы, несколько изменив существовавшее до тех пор деление элементов на периоды. В прежних таблицах каждый период начинался с инертного газа, причем водород оставался вне периодов. Но теперь стало ясно, что новый период должен начинаться с того элемента, в атоме которого впервые появляется новый электронный слой в виде одного валентного электрона (водород и щелочные металлы), и заканчиваться тем элементом, в атоме которого этот слой имеет восемь электронов, образующих очень прочную электронную структуру, свойственную инертным газам.

Теория строения атомов разрешила также вопрос о положении в периодической системе редкоземельных элементов, которые ввиду их большого сходства друг с другом нельзя было распределить по различным группам. Атомы этих элементов отличаются друг от друга строением одного из внутренних электронных слоев, в то время как число электронов в наружном слое, от которого главным образом зависят химические свойства элемента, у них одинаково. По этой причине все редкоземельные элементы (лантаноиды) помещены теперь вне общей таблицы.

Однако основное значение теории строения атомов заключалось в раскрытии физического смысла периодического закона, который, но времена Менделеева был еще неясен. Достаточно взглянуть на таблицу расположения электронов в атомах химических элементов, чтобы убедиться, что с увеличением зарядов атомных ядер постоянно повторяются одни и те же комбинации электронов в наружном слое атома. Таким образом, периодическое изменение свойств химических элементов происходит вследствие периодического возвращения к одним и тем же электронным конфигурациям.

Попытаемся установить более точно, в какой зависимости от строения электронных оболочек находятся химические свойства атомов.

---

Рассмотрим сначала изменение свойств в периодах. В пределах каждого периода (кроме первого) металлические свойства, наиболее резко выраженные у первого члена периода, при переходе к последующим членам постепенно ослабевают и уступают место металлоидным свойствам: в начале периода стоит типичный металл, в конце – типичный металлоид (неметалл) и за ним – инертный газ.

Закономерное изменение свойств элементов в периодах может быть объяснено следующим образом. Наиболее характерным свойством металлов с химической точки зрения является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, тогда как металлоиды, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов.

Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, которая называется потенциалом ионизации.

Потенциал ионизации имеет наименьшее значение у элементов, начинающих период, т.е. у водорода и щелочных металлов, и наибольшее – у элементов, заканчивающих период, т.е. у инертных газов. Величина его может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента.

Величина потенциала ионизации зависит от трех причин: от величины заряда ядра, радиуса атома и особого рода взаимодействия между электронами в электрическом поле ядра, вызванного их волновыми свойствами. Очевидно, что чем больше заряд ядра и чем меньше радиус атома, тем сильнее притягивается электрон к ядру тем больше потенциал ионизации.

У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к инертному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Следствием этого и является постепенное увеличение потенциала ионизации и ослабление металлических свойств. У инертных газов, хотя радиусы их атомов больше, чем радиусы атомов галогенов, стоящих в том же периоде, потенциалы ионизации больше, чем у галогенов. В этом случае сильно сказывается действие третьего из вышеупомянутых факторов – взаимодействия между электронами, вследствие чего внешняя электронная оболочка атома инертного газа имеет особую энергетическую устойчивость, и удаление из нее электрона требует значительно большей затраты энергии.

Присоединение электрона к атому металлоида, превращающее его электронную оболочку в устойчивую оболочку атома инертного газа, сопровождается выделением энергии. Величина этой энергии при расчете на 1 грамм-атом элемента служит мерой так называемого сродства к электрону. Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон. Сродство атомов металлов к электрону равно нулю, – атомы металлов не способны присоединять электроны. У атомов же металлоидов сродство к электрону тем больше, чем ближе к инертному газу стоит металлоид в периодической системе. Поэтому в пределах периода металлоидные свойства усиливаются по мере приближения к концу периода.

---

В повседневной жизни нам не приходится иметь дело с атомами. Окружающий нас мир построен из объектов, образованных из гигантского числа атомов в виде твердых тел, жидкостей и газов. Следовательно, нашим следующим шагом должно быть изучение того, как атомы взаимодействуют друг с другом, образуя молекулы, а затем и макроскопическое вещество. Даже человеческая индивидуальность (и вообще поведение всех живых организмов) является результатом различий в структурах гигантских молекул, несущих генетическую информацию.

Молекулы состоят из одинаковых или различных атомов, соеди­ненных между собой межатомными химическими связями. Устойчивость молекул свидетельствует о том, что химические связи обусловлены силами взаимодействия, связывающими атомы в молекулу.

Силы межатомного взаимодействия возникают между внешними электронами атомов. Потенциалы ионизации этих электронов значительно меньше, чем у электронов, находящихся на внутренних энергетических уровнях.

Нахождение конкретных формул химических соединений значительно упрощается, если воспользоваться понятием о валентности элементов, т.е. свойством его атомов присоединять к себе или замещать определенное число атомов другого элемента.

Понятие о валентности распространяется не только на отдельные атомы, но и на целые группы атомов, входящие в состав химических соединений и участвующие как одно целое в химических реакциях. Такие группы атомов получили название радикалов.

Физические основы химических связей в молекулах вещества. Однако природа сил, обусловливающих связь между атомами в молекулах, долгое время оставалась неизвестной. Только с развитием учения о строении атома появились теории, объясняющие причину различной валентности элементов и механизм образования химических соединений на основе электронных представлений. Все эти теории основываются на существовании связи между химическими и электрическими явлениями.

Остановимся, прежде всего, на отношении веществ к электрическому току.

Одни вещества являются проводниками электрического тока, как и твердом, так и в жидком состоянии: таковы, например, все металлы. Другие вещества в твердом состоянии тока не проводят, но элекропроводны в расплавленном виде. К ним принадлежит огромное большинство солей, а также многие окислы и гидраты окислов. Наконец, третью группу составляют вещества, не проводящие тока ни в твердом, ни в жидком состоянии. Сюда относятся почти все металлоиды.

Опытом установлено, что электропроводность металлов обу­словлена движением электронов, а электропроводность расплавленных солей и им подобных соединений – движением ионов, имеющих противоположные заряды. Например, при прохождении тока через расплавленную поваренную соль к катоду движутся положительно заряженные ионы натрия Na⁺, а к аноду – отрицательно за­ряженные ионы хлора Сl^–. Очевидно, что в солях ионы существуют уже в твердом веществе, расплавление лишь создаст условия для их свободного движения. Поэтому такие соединения получили название ионных соединений. Вещества, практически не проводящие тока, не содержат ионов: они построены из электрически нейтральных молекул или атомов. Таким образом, различное отношение веществ к электрическому току является следствием различного электрического состояния частиц, образующих эти вещества.

---

Указанным выше типам веществ отвечают два различных ти­па химической связи:

а)ионная связь, иначе называемая электровалентной (между противоположно заряженными ионами в ионных соединениях);

б)атомная, или ковалентная, связь (между электронейтральными атомами в молекулах всех остальных веществ).

Ионная связь. Такого типа связь существует между противополож­но заряженными ионами и образуется в результате простого электро­статического притяжения ионов друг к другу.

Положительные ионы образуются путем отщепления от атомов электронов, отрицательные – путем присоединения электронов к атомам.

Так, например, положительный ион Na⁺ образуется при отщеплении от атома натрия одного электрона. Так как в наружном слое атома натрия находится только один электрон, то естественно предположить, что именно этот электрон, как наиболее удаленный от ядра, и отщепляется от атома натрия при превращении его в ион. Подобным же образом ионы магния Mg²⁺ и алюминия А1³⁺ получаются в результате отщепления от атомов магния и алюминия соответственно двух и трех внешних электронов.

Напротив, отрицательные ионы серы и хлора образуются путем присоединения к этим атомам электронов. Поскольку внутренние электронные слои в атомах хлора и серы заполнены, дополнитель­ные электроны в ионах S² и Сl^–, очевидно, должны были занять места во внешнем слое.

Сравнивая состав и строение электронных оболочек ионов Na⁺, Mg²⁺, А1³⁺, мы видим, что у всех этих ионов они одинаковы – такие же, как у атомов инертного газа неона (Ne).

В то же время ионы S² и Сl^–, образующиеся в результате при­соединения электронов к атомам серы и хлора, имеют такие же элек­тронные оболочки, как и атомы аргона (Аг).

Таким образом, в рассмотренных случаях при превращении атомов в ионы электронные оболочки ионов уподобляются оболочкам атомов инертных газов, наиболее близко к ним расположенных в периодической системе.

Современная теория химической связи объясняет это тем, что электронные группировки в атомах инертных газов (два электрона в наружном слое атома гелия и восемь электронов в атомах остальных инертных газов) являются особенно устойчивыми. Именно вследствие устойчивости этих группировок инертные газы и не способны вступать в соединение с другими элементами. Атомы, имеющие в наружном слое менее восьми электронов, стремятся приобрести структуру инертных газов, отдавая «лишние» электроны или пополняя их число в своем наружном слое до восьми за счет электронов других атомов, что и происходит при образовании большинства химических соединений, состоящих из ионов.

Процесс образования химического соединения ионного типа из атомов можно представить следующим образом.

Сначала атомы превращаются в разноименно заряженные ионы вследствие перехода электронов от одного атома к другому, а затем уже ионы взаимно притягиваются, образуя соединение с ионной связью.

---

Положим, например, что атомы натрия, имеющие в наружной оболочке только один электрон, встречаются с атомами хлора, наружная оболочка которых содержит семь электронов. Атомы натрия отдают свои «лишние» электроны, атомам хлора, превращаясь в положительные однозарядные ионы с электронной конфигура­цией инертного газа неона. В то же время атомы хлора, присоеди­нившие к своему наружному слою по одному электрону, становятся отрицательными однозарядными ионами со структурой атомов аргона. После этого сила электрического притяжения между разноименными зарядами связывает образовавшиеся ионы друг с другом, в результате чего получается соль – хлористый натрий (рис. 3).

Рис.3. Схема образования хлористого натрия

Изложенные выше представления о механизме образования ионных соединений приводят к заключению, что валентность элементов в ионных соединениях характеризуется числом электрических заря­дов их ионов. Иначе ее называют электровалентностью.

Величина электровалентности определяется числом электронов, отданных атомом при образовании положительного иона или присоединившихся к нему при образовании отрицательного иона. В первом случае электровалентность считается положительной, во втором – отрицательной.

Способность атомов превращаться в положительные или отрицательные ионы зависит от положения соответствующих элементов в периодической системе. Атомы элементов, стоящих в начале периода, имеют меньший заряд ядра, чем атомы элементов, находя­щиеся в конце периода. В первом случае электроны притягиваются слабее, чем во втором, поэтому склонность атомов к превращению в положительные ионы, вообще говоря, уменьшается в периоде в направлении слева направо.

Ковалентная связь. Предположение об электростатическом при­тяжении между противоположно заряженными ионами, как о причине возникновения химической связи, явно неприменимо к молекулам простых веществ (водорода Н₂, кислорода О₂ и др.), а также к молекулам веществ, образованных близкими по химическим свойствам элементами, так как в этом случае трудно допустить возникновение противоположно заряженных ионов. Поэтому по отноше­нию к таким веществам бьиа выдвинута другая теория их образова­ния, получившая название теории ковалентных связей. При разработке этой теории тоже учитывалась химическая устойчивость атомов инертных газов.

Согласно теории ковалентных связей при образовании молекул (как и при образовании ионных соединений) атомы химических эле­ментов приобретают устойчивые электронные оболочки, подобные оболочкам атомов инертных газов. Однако устойчивость эта дости­гается не путем перехода электронов от одних атомов к другим, а путем образования одной или нескольких пар электронов, которые становятся общими для соединяющихся атомов, т.е. входят одновременно в состав электронных оболочек двух атомов. Можно представить себе, что эти «спаренные» электроны вращаются по орбитам, охватывающим ядра обоих атомов, и таким образом связывают атомы в молекулу.

---