Строение вещества

Размещено на http://allbest.ru

Лекция

Строение вещества

История развития учений о строении материи

Одним из основных понятий химии и других естественных наук является атом. Этот термин имеет давнее происхождение; он насчитывает уже около 2500 лет. Впервые понятие атома зародилось в Древней Греции, примерно в V в. до н. э.

Основоположниками атомистического учения были древнегреческие философы Левкипп и его ученик Демокрит. Именно они выдвинули идею о дискретном строении материи и ввели термин «АТОМ». Демокрит определял атом как наименьшую, далее неделимую, частицу материи. Учение Демокрита не получило широкого распространения, и в течение большого исторического периода в химии (а во времена средневековья - алхимии) господствовала теория Аристотеля (384 - 322 гг. до н. э.).

Согласно учению Аристотеля, основными началами природы являются абстрактные «принципы»: холод, тепло, сухость и влажность, при комбинации которых образуются четыре основных «элемента-стихии»: земля, воздух, огонь и вода. И только в начале XIX столетия английский ученый Джон Дальтон возвращается к атомам как наименьшим частицам материи и вводит в науку этот термин.

Этому предшествовали работы таких замечательных ученых, как Р. Бойль (в книге «Химик-скептик» он нанес сокрушительный удар по представлениям алхимиков), Дж. Пристли и К.В.Шееле (открытие кислорода), Г.Кавендиш (открытие водорода), А.Л.Лавуазье (попытка составить первую таблицу простых веществ), М.В.Ломоносов (основные положения атомно-молекулярного учения, закон сохранения массы), Ж.Л. Пруст (закон постоянства состава) и многие другие.

Открытия в области физики, сделанные в конце XIX - первой трети ХХ столетий, заставили ученых совершенно иначе смотреть на атомномолекулярное учение. Оказалось, что атом обладает сложным строением и не является наименьшей частицей материи. Здесь мы не будем приводить устаревшее определение этого понятия, а сразу дадим формулировку, базирующуюся на современных представлениях. 1 Левкипп (Леикйррпж) - древнегреч. философ. О жизни Левкиппа практически ничего не известно.

Атом и его строение

Атом (греч. бфпµпж - неделимый) - это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию и являющаяся носителем его свойств.

Атом представляет собой электронейтральную микросистему, состоящую из положительно заряженного ядра и соответствующего числа электронов.

Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом же атом - система электронейтральная. Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов (заряд 0, массовое число 1).

Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева, совпадает с числом протонов: массовое число ядра равно суммарному количеству протонов и нейтронов.

У одного элемента возможно существование атомов с различным массовым числом ядер - изотопов, т.е. атомов с различным числом нейтронов и одинаковым числом протонов.

Согласно современным представлениям, электрон обладает одновременно свойствами волны и частицы, поэтому для описания его поведения нельзя пользоваться привычными характеристиками, такими как скорость и траектория движения. Вместо этого используют полную энергию электрона (сумма потенциальной и кинетической энергии) и вероятность обнаружения электрона в заданной области пространства.

Состояние электрона в атоме характеризуется волновой функцией, являющейся решением волнового уравнения Шредингера. Из математического анализа уравнения вытекает дискретность значений энергии электрона, момента количества орбитального движения и проекции этого момента на выделенное в пространстве направление. Дискретность выражается квантовыми числами: главным - n, орбитальным - l, магнитным - m_l . Четвёртое квантовое число - m_s, называют спиновым. Волновая функция при определённых значениях трёх квантовых чисел (n, l ,m_l) описывает состояние электрона, характеризующееся так называемой атомной орбиталью (АО).

Каждой атомная орбиталь соответствует область пространства определённого размера, формы и ориентации, равноценная понятию электронного облака.

Электронное облако не имеет чётких границ, в связи с этим введено понятие граничная поверхность, то есть поверхность с равной электронной плотностью, ограничивающая объём, который включает 90% заряда и массы электрона. Форма и размер граничной поверхности считается формой и размером электронного облака.

Главное квантовое число - n определяет энергию атомной орбитали и номер энергетического уровня, на котором находится электрон (т.е. допустимые уровни энергии электрона) и может принимать значения от единицы до бесконечности.

Орбитальное квантовое число - определяет форму атомной орбитали и энергетический подуровень (т.е. квантование вытянутости эллиптической орбиты) и может принимать значения от нуля до n-.

Магнитное квантовое число - m_l определяет пространственную ориентацию данной атомной орбитали и отчасти её форму (т.е. ориентацию электронных облаков в пространстве) и может принимать значения от - …0…+ .

Спиновое квантовое число - m_s характеризует собственный момент импульса и связанный с ним магнитный момент (т.е. вращение электрона вокруг оси), и может принимать значения ± 1/2.

Число атомной орбитали в пределах энергетического подуровня определяется числовым значением магнитного квантового числа (2+1). Числоа томной орбитали в пределах всего энергетического уровня равно сумме атомных орбиталей всех его подуровней.

Строение атома фтора выражается электронной формулой 1s²2s²2p⁵ и электронно-графической формулой:

При заполнении атомной орбитали действует принцип Паули (или запрет Паули), согласно которому в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковые.

Основным следствием этого принципа является то, что на одной атомной орбитали не может находиться более двух электронов. Состояние электронов в атоме должно отличаться значением хотя бы одного квантового числа. При переходах электронов с одной орбиты на другую атом поглощает или излучает энергию.

Принцип Паули определяет ёмкость (максимальное число электронов) энергетических уровней и подуровней, которая соответственно равна 2n² и 2(2+1) т.е. удвоенному числу атомных орбиталей.

Заполнение энергетических подуровней подчиняется правилу Хунда, согласно которому устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Например, четыре валентных p - электрона атома кислорода размещаются в квантовых ячейках следующим образом:

Закономерная последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атомах с увеличением порядкового номера элемента выражается правилами Клечковкого, которые называют правилом суммы n+. Согласно I-му правилу Клечковского, при росте заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел к орбиталям с большим значением этой суммы. При одинаковом значении этой суммы порядок заполнения электронами энергетических подуровней определяется II-ым правилом Клечковского: при одинаковых значениях суммы главного и орбитального квантовых чисел заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа. Т.о. первым заполняется подуровень с меньшим значением n в этой сумме:

1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s

4 d 5 p 6 s …

Правила Клечковского позволяют заранее предвидеть появление в периодической системе Д.И. Менделеева рядов из d - , а затем из f - элементов, которые находятся между s - и p - элементами больших периодов.

Принадлежность элемента к электронному семейству определяется характером заполнения энергетических подуровней: s- элементы - заполнение внешнего s - подуровня при наличии на предвнешним уровне двух или восьми электронов, например:

Li 1s² 2s²

р- элементы - заполнение внешнего p- подуровня, например:

F 1s² 2s² 2p⁵

d- элементы - заполнение предвнешнего d- подуровня, например:

V 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d³

f- элементы - заполнение f- подуровня второго снаружи уровня, например:

Nd 1s² 2s² 2p² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f⁴

Если на валентных энергетических уровнях имеются вакантные атомные орбитали, то при возбуждении атома (получении ими порции энергии) становится возможным «разъединение» валентных электронов, то есть их переходы с тех подуровней, где все атомные орбитали заняты полностью ( ) или частично () на другие валентные подуровни того же уровня, имеющие незаполненные атомные орбитали.

При этом с тех атомных орбиталей, которые в основном (соответствующем минимальной энергии атома) состоянии были заняты полностью, «уходит» по одному электрону последовательно, то есть возможно несколько возбуждённых состояний. Возбуждение меняет валентное состояние атома (число его неспаренных электронов). Например, валентными электронами атома осмия в основном состоянии являются следующее: 5d⁶ 6s². Их распределение по квантовым ячейкам:

(атом осмия находится в 4-валентном состоянии).

При этом как на пятом, так и на шестом уровнях имеются вакантные атомные орбитали. Получение атомом осмия двух последовательных порций энергии приводит к следующим возбуждённым состояниям - атом осмия находится:

1) в шести валентном состоянии;

2) в 8 - валентном состоянии.

Химический элемент

Химический элемент - вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Химический элемент - это понятие, а не материальная частица. Это не атом, а совокупность атомов, характеризующихся определенным признаком - одинаковым зарядом ядра. Электрон [др.греч. злекфспн - янтарь (хорошо электризуется при трении)] - стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя, равную 9,109 ? 10-31 кг = 5,486 ? 10-4 а. е. м.2, и несущая элементарный отрицательный заряд, равный 1,6 ? 10-19Кл.

В химии и в физике при решении многих задач заряд электрона принимают за - 1 и заряды всех остальных частиц выражают в этих единицах. Электроны входят в состав всех атомов.

Протон (греч. рсщфпу - первый) - элементарная частица, являющаяся составной частью ядер атомов всех химических элементов, обладает массой покоя mp =1,672 ? 10-27 кг = 1,007 а. е. м. и элементарным положительным электрическим зарядом, равным по величине заряду электрона, то есть 1,6 ? 10-19Кл.

Число протонов в ядре определяет порядковый номер химического элемента. Нейтрон (лат. neutrum - ни то, ни другое) - электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя, несколько превышающей массу покоя протона mn = 1,675 ? 10-27 кг = 1,009 а. е. м. Наряду с протоном нейтрон входит в состав всех атомных ядер (за исключением ядра изотопа водорода 1 Н, представляющего собой один протон). Масса Электрический заряд Элементарна я частица Обозначен ие в ед. СИ(кг) в а. е. м. в Кл в зарядах электрона Электрон e- 9,109 ? 10-31 5,468 ? 10-4 1,6 ? 10-19 -1 2 а. е. м. - атомная единица массы.

Массовое число - общее число нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре. Ядро атома состоит из протонов, число которых равно порядковому номеру элемента (Z), и нейтронов (N).

A = Z + N,

где A - массовое число.

Нуклиды (лат. nucleus - ядро) - общее название атомных ядер, характеризуются определенным числом протонов и нейтронов (величиной положительного заряда и массовым числом). Для того чтобы указать химический элемент, достаточно назвать только одну величину - заряд ядра, т. е. порядковый номер элемента в Периодической системе. Для определения нуклида этого недостаточно - надо указать также и его массовое число. Иногда, не совсем точно, понятие «нуклид» относят не к самому ядру, а ко всему атому.

Изотопы (греч. йупж - одинаковый + фпрпж - место) - нуклиды, имеющие одинаковое число протонов, но различающиеся массовыми числами. Изотопы- нуклиды, занимающие одно и то же место в Периодической системе, т. е. атомы одного и того же химического элемента. Например: Na 22 11 , Na 23 11 , Na 24 11 - изотопы натрия. Изобары (греч. йжп - равный + вбспу - вес) - нуклиды, имеющие одинаковые массовые числа, но различное число протонов (то есть относящиеся к различным химическим элементам), например, 90Sr, 90Y, 90Zr. Изотопы - нуклиды с одинаковым числом нейтронов. Довольно долго химики не делали четкого различия между атомами и молекулами простых веществ.

В 1811 г. А. Авогадро предложил гипотезу, которая позволяла однозначно определить эти понятия, однако современники ее не оценили, и она получила признание только в 1860 г., после состоявшегося в Карлсруэ (Германия) первого международного съезда химиков, когда молекула стала пониматься как мельчайшая частица вещества, участвующая в его химических превращениях. По мере развития естественных наук определение молекулы претерпело некоторые изменения. Молекула (уменьшительное от лат. moles - масса) - это наименьшая частица вещества, определяющая его свойства. Состоит из атомов одного или различных химических элементов и существует как единая система атомных ядер и электронов. В случае одноатомных молекул (например, благородных газов) понятия атома и молекулы совпадают. Атомы удерживаются в молекуле с помощью химических связей.

В химии, кроме атомов и молекул, приходится рассматривать и другие структурные единицы: ионы и радикалы. Ионы (греч. йпн - идущий) - электрически заряженные частицы, образовавшиеся из атомов (или атомных групп) в результате присоединения или потери электронов. Положительно заряженные ионы называются катионами (греч. кбфб - вниз + ион), отрицательно заряженные - анионами (греч. бнб - вверх + ион). Например, K+ - катион калия, Fe2+ - катион железа, + NH4 - катион аммония, Cl- - анион хлора (хлорид-анион), S2- - анион серы (сульфиданион), 2? SO4 - сульфат-анион. Радикалы (лат. radicalis - коренной) - частицы (атомы или группы атомов) с неспаренными электронами. Они обладают высокой реакционной способностью. Например, H ? - радикал водорода, Cl ? - радикал хлора, ?CH3 - радикал-метил. В то же время парамагнитные молекулы, например, O2 , NO, NO2 , имеющие неспаренные электроны, не являются радикалами.

Простое вещество - вещество, состоящее из атомов одного химического элемента. Простое вещество - это форма существования химического элемента. Многие элементы могут существовать в виде нескольких простых веществ, например, углерод (графит, алмаз, карбин, фуллерены), фосфор (белый, красный, черный), кислород (озон, кислород). Известно около 400 простых веществ.

Аллотрупия (греч. бллпу - другой + фспре - поворот) - способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких простых веществ, отличающихся количеством атомов в молекуле (например, O2 и O3) или разной структурой кристаллов (графит и алмаз).

Полиморфизм (греч. рплйµпс?пу - многообразный) - способность твердых веществ существовать в двух или нескольких формах с различной кристаллической структурой и различными же свойствами. Такие формы называются полиморфными модификациями. Например, FeS2 может образовывать два вещества с различными кристаллическими структурами (полиморфные модификации): одно называется пирит, а другое - марказит. Являются ли эти вещества аллотропными модификациями? Не являются. Аллотропия относится только к простым веществам и рассматривает как различие в составе их молекул, так и различие в строении кристаллических решеток. Если речь идет о различии в строении кристаллических решеток простых веществ, то понятия полиморфизм и аллотропии совпадают, например, о графите и алмазе можно сказать, что это аллотропные формы, а можно - полиморфные формы.

Возможность образования двух и более видов молекул, содержащих различное число атомов Кислород. Образует две аллотропные формы: O2 и O3 - озон. Они различаются как по физическим, так и по химическим свойствам.

Кислород O2 - бесцветный газ, без запаха. Озон O3 - газ голубого цвета с характерным запахом (даже свое название он получил от греч. щжейн (ozein) - пахнуть). В жидком и твердом состояниях кислород окрашен в бледно-голубой цвет. Озон в жидком состоянии интенсивно окрашен в фиолетовый цвет, в твердом состоянии имеет черно-фиолетовый цвет. Кислород парамагнитен, озон диамагнитен.

Температуры фазовых переходов О2 и О3 Ткипения,°С Тплавления,°С плотность, г/см3 О2 -182,8 -218,2 ж. 1,14 О3 -112 -193 ж. 1,51 По химической активности кислород и озон резко различаются. Озон более реакционноспособен, чем кислород, и проявляет более сильные окислительные свойства. Несмотря на то, что кислород взаимодействует почти со всеми элементами в свободном виде, во многих случаях эти реакции протекают только при повышенной температуре.

Озон же реагирует со многими веществами в таких условиях, когда кислород остается инертным, например,

O3 + 2 KI + H2O = O2 + I2 + 2 KOH PbS + 2 O3 = PbSO4 + O2

Озон окисляет ртуть и серебро в оксиды.

Фосфор. Известны две аллотропные формы фосфора: белая и красная. Белый фосфор состоит из тетраэдрических молекул P4 . Красный фосфор можно рассматривать как полимерные молекулы P. Безусловно, в твердом состоянии эти модификации отличаются и строением кристаллических решеток, и физическими свойствами.

Все аллотропные формы фосфора также проявляют значительное различие и в химических свойствах, которые, прежде всего, заключаются в их различной реакционной способности. Белый фосфор - более активная, а красный - менее активная формы. Белый фосфор медленно окисляется на воздухе уже при обычной температуре (чем обусловлено свечение белого фосфора), в то время как красный устойчив на воздухе и загорается только при нагревании. Этот случай аллотропии можно рассматривать также и как полиморфизм простых веществ.

Углерод. Для углерода известно несколько аллотропных модификаций: графит, алмаз, карбин, фулерены. Графит и алмаз образуют атомные кристаллические решетки, различающиеся по строению. Эти два вещества резко различаются и по своим физическим свойствам: алмаз бесцветный, прозрачный, графит черно-серого цвета, непрозрачный, алмаз - самое твердое вещество, графит - мягкий, алмаз не проводит электрический ток, графит проводит электрический ток. При обычных условиях алмаз является метастабильной (менее устойчивой) формой. При нагревании алмаза (t > 1 000°С) он необратимо переходит в графит. Переход графита в алмаз протекает при более высокой температуре и обязательно при очень высоком давлении.

Олово. Хорошо известны две аллотропные формы олова - серое и белое. Серое олово (б-олово) существует при температуре ниже 13,2°С, проявляет полупроводниковые свойства, очень хрупкое вещество с плотностью 5,846 г/см3 . Белое олово (в-олово) - по физическим свойствам типичный металл серебристо-белого цвета, хорошо проводит тепло и электрический ток, пластичный, плотность 7,295 г/см3 устойчиво в интервале температур 13,2 - 173°С. Выше этой температуры в-олово переходит в другую модификацию - д-олово, которое имеет другое строение кристаллической решетки и плотность 6,54 г/см3 .

Многие полиморфные (или аллотропные) модификации могут находиться в метастабильном состоянии, т. е. существовать продолжительное время при условиях для них не характерных («в чужой области»). Например, белое олово может переохлаждаться и существовать продолжительное время при температуре ниже 13,2°С, однако его состояние при этих условиях неустойчиво, поэтому механические повреждения, резкое сотрясение и т. п. могут вызвать резкий переход в бформу. Это хорошо известное явление назвали «оловянной чумой».

Примеси также оказывают существенное влияние на переход из одной формы в другую. Например, незначительная примесь висмута практически предотвращает переход белого олова в серое, а добавка алюминия, наоборот, ускоряет этот переход. Для каждой аллотропной (или полиморфной) формы существует свой определенный интервал температур и давлений, где эта модификация устойчива. Например, при температурах до 95,6°С устойчива ромбическая сера (б-форма), а при более высокой температуре - моноклинная (вформа). Эти две аллотропные формы отличаются друг от друга строением кристаллических решеток.

Сложное вещество, или соединение - вещество, состоящее из атомов разных химических элементов. Изоморфизм (греч. йжп - равный, подобный + µпс?е - форма) - способность сходных по составу веществ образовывать смешанные кристаллы, в которых близкие по размеру атомы, ионы или атомные группировки случайным образом замещают друг друга. Например, в кристаллах алюмокалиевых квасцов KAl(SO4)2 ? 12 H2O ионы калия могут быть замещены ионами рубидия или аммония, а ионы Al3+ ионами Cr3+ или Fe3+. В этом случае говорят, что катионы калия изоморфны катионам рубидия или аммония, а катионы алюминия изоморфны катионам хрома или железа.

Атомные и ионные радиусы элементов

Атомные и ионные радиусы элементов - это химические свойства элемента, которые определяются его способностью образовывать соединения с другими элементами. В наибольшей мере эти свойства зависят от размера атома или иона, им образованного Атомные радиусы rат в периоде слева направо уменьшаются. Это объясняется тем, что внутри периода число электронных слоев остается постоянным, а заряд ядра атомов растет, увеличивая притяжение внешних электронной оболочки. Происходит сжатие электронной оболочки.

Это особенно наглядно видно в периодах, содержащих типические элементы: 2-ой период Li Be B C N O F rат 1.55 1.1 0.83 0.65 0.55 0.47 0.42

У переходных d -элементов в больших периодах убывает не столь быстро и немонотонно, как это имеет место для непереходных элементов этого периода. Еще медленнее уменьшаются радиусы атомов в рядах f - элементов.

Таким образом, в изменении радиусов атомов сохраняется принцип периодичности. Радиусы атомов в А - группах с возрастанием порядкового номера элемента закономерно увеличивается (сверху вниз в группе), что связано с ростом числа электронных слоев, 7 I А-группа rат А Li 1.55 Na 1.89 K 2.36 Rb 2.48 Cs 2.68 Fr 2.80

У переходных элементов В-групп рост rат происходит в меньшей степени, чем у непереходных, и осуществляется в основном при переходе от первого элемента данной В - группы ко второму. ^ IY-группа rат А 0 Период 4 Ti 1.46 5 Zr 1.57 6 Hf То же для rат Nb ? rат Ta. Это объясняется тем, что увеличение rат при переходе из 5-го в 6-ой период за счет роста числа электронных слоев с 5 до 6 успевает компенсироваться уменьшением радиусов вдоль шестого периода элементов Cs-Ba - лантаиды (Ce-Lu), т.е. вследствие удлинения 6-го периода на 14 элементов. То же для радиусов Nb- Ta W-M0 , семейства платиновых элементов.

Рассмотренное явление обусловлено лантаноидным сжатием, т. е. сжатием электронной оболочки атомов элементов- лантаноидов. Таким образом, чем больше rат, тем легче атом отдает электроны. Поэтому одни элементы (щелочные и щелочноземельные металлы) проявляют тенденцию отдавать электроны, другие (прежде всего галогены и халькогены), типические неметаллы - присоединять электроны.

Металлы являются восстановителями, неметаллы - окислителями. Восстановительные свойства в периоде слева направо ослабляются, а окислительные - увеличиваются. Поскольку в А - группах и группе III В радиусы атомов увеличиваются и, следовательно, становятся слабее связи с ядром внешних электронов, восстановительные свойства металлов сверху вниз усиливаются, а окислительные свойства неметаллов - ослабляются. Для металлов В - групп (кроме III) восстановительные свойства нарастают в обратном порядке - снизу вверх. 8 Таким образом, наиболее сильные восстановители размещаются в левом нижнем углу периодической системы, наиболее сильные окислители в правой верхней части ее. В изменении радиусов ионов наблюдается так же периодичность, причем rаниона > rатома > катиона .

Энергия ионизации

Энергия ионизации или потенциал ионизации (ПИ)-это минимальная энергия, которая необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от невозбужденного атома, называется энергией ионизации (ЭИ). Э - е > Э+ - ЭИ .

Например: Na - e > Na+ - 490 кДж Энергия ионизации равна потенциалу ионизации (ПИ) численно. Для атомов, у которых число электронов во внешнем уровне больше одного, существует несколько потенциалов ионизации: ПИ1, ПИ2, ПИ3 … соответственно отрыву первого, второго, третьего и т. д. электронов, причем ПИ1 < ПИ2 < ПИ3 …

Таким образом, энергия ионизации количественно характеризует энергию связи электрона в атоме. Энергия ионизации является мерой восстановительных свойств, или мерой проявления металлических свойств химического элемента. Чем меньше энергия ионизации, тем больше восстановительная способность элемента, тем он более выраженный металл. в периоде Энергия ионизации увеличивается, это приводит к ослаблению восстановительных свойств в группе изучаемых элементов В-группах (кроме III В группы) восстановительные свойства усиливаются снизу вверх.

Сродство к электрону

Сродство к электрону или энергия сродства к электрону (ЭС) - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, называется энергией сродства к электрону. Э - е > Э- - ЭС атом электроны анионы. атом орбиталь электрон паули

Например: С l - e > Cl- + 362 кДж. Поскольку присоединять электроны способны элементы - окислители, постольку сродство к электрону характеризует количественно окислительные свойства атомов в периоде. Сродство к электрону увеличивается, при этом наблюдается усиление окислительных свойств химических элементов. Если в группе сродство к электрону уменьшается, то и ослабляются окислительные свойства. Сродство к электрону для металлов не характерно.

Электроотрицательность

Электроотрицательность (ЭО) - это условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. В периоде электроотрицательность увеличивается и усиливаются окислительные свойства. В группе ослабление восстановительных свойств уменьшается, а это приводит к усилению восстановительных свойств и ослаблению окислительных свойств. Пример: электроотрицательность лития принимается за 1.

Наибольшей электроотрицательностью обладают самые маленькие атомы с 7 внешними электронами - атомы галогенов малых периодов. Наименьшая электроотрицательность у самых больших атом с одним внешним электроном - атомом щелочных металлов больших периодов. То есть самая большая электроотрицательность у элементов, расположенных в верхнем правом углу таблицы, р-элементов VII А группы (ЭОF = 4); самая маленькая электроотрицательность у элементов, расположенных в нижнем левом углу таблицы Д И Менделеева, S- элементов I А группы (ЭОFr = 0.7).

Периодичность изменения кислотно-основных свойств при высшей степени окисления атомов элементов

Изменение кислотно-основных свойств особенно четко проявляется у элементов 3-го периода. Это видно из ряда их гидроксидов, химический характер которых меняется от основного к кислотному:

Na OH; Mg (OH)2; Al(OH)3; H2SiO3; H3PO4 H2SO4; HClO4

основания аморфное слабые сильные основание кислоты.

Таким образом, в периоде можно наблюдать усиление кислотных свойств химических элементов и усиление основных свойств. Эта периодическая закономерность в целом сохраняется и для больших периодов, но для них характер изменения свойств повторяется дважды: От I А - группы к VII В -группе и от I В - группы к VII А у самых больших атом с одним внешним электроном - атомом щелочных металлов больших периодов. То есть самая большая электроотрицательность у элементов, расположенных в верхнем правом углу таблицы, р-элементов VII А группы (ЭОF = 4); самая маленькая электроотрицательность у элементов, расположенных в нижнем левом углу таблицы, S- элементов I А группы (ЭОFr = 0.7).

Размещено на Allbest.ru