Примеры решения задач. Относительная электроотрицательность элементов периоды группы I II III IV V VI VII h 2,1

Относительная электроотрицательность элементов

Периоды	Группы
I	II	III	IV	V	VI	VII
	H 2,1
	Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
	Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
	K 0,8	Ca 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
	Rb 0,8	Sr 1,0	In 1,7	Sn 1,8	Sb 1,9	Te 2,1	I 2,5
	Cs 0,7	Ba 0,9	Tl 1,8	Pb 1,6	Bi 1,9	Po 2,0	At 2,2

Пример 1. Объясните, почему алюминий и скандий находятся в одной группе, но в разных подгруппах?

Р е ш е н и е. 1) Запишем электронные конфигурации атомов и выделим валентные уровни: Al 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

Sc 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹

2) Обоснуем расположение элементов Al и Sc в одной группе, но в разных подгруппах. Атомы алюминия и скандия имеют одинаковое число валентных электронов – три. Следовательно, Al и Sc – это элементы одной группы (III). Однако характер заполнения валентного уровня у этих атомов различен. Алюминий – это p – элемент, у него последним заполняется p – подуровень внешнего энергетического уровня, поэтому валентными являются электроны 3s²3p¹. Скандий – это d - элемент, у которого в последнюю очередь заполняется d – подуровень предпоследнего энергетического уровня, поэтому валентные электроны – 4s²3d¹. Именно это является причиной расположения атомов Al и Sc в разных подгруппах: Al (IIIА) – в главной, а Sc (IIIB) – в побочной подгруппе.

Пример 2. Руководствуясь положением элементов в Периодической системе, определите, какой из атомов – сера или теллур проявляет более сильные неметаллические свойства.

Р е ш е н и е. 1) Определяем координаты этих элементов в Периодической системе: S (3, VIA) и Те (5, VIA), т.е. эти элементы являются электронными аналогами, так как расположены в одной (главной) подгруппе VI группы.

2) Составляем электронные формулы атомов этих элементов и выделяем строение внешних уровней (именно они ответственны за химические свойства любого атома):
S – 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, Те – 1s² 2s² 3s² Зр⁶ 3d¹⁰ 4s² 4р⁶ 4d¹⁰ 5s² 5р⁴

Действительно, атомы S и Те имеют сходное строение внешнего уровня, который можно представить в виде ns²nр⁴, т.е. на внешнем уровне находится 6 валентных электронов.

3) Сравним неметаллические свойства атомов S и Те. Неметаллические свойства определяются способностью атома присоединять электроны при их химическом взаимодействии. Неметаллические свойства атомов зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (г_ат) и величины энергии сродства к электрону (Е_е).

Как уже отмечалось, элементы S и Те расположены в одной группе, имеют сходное строение внешнего уровня - ns²nр⁴. Однако атом S имеет три энергетических уровня, а атом Те – пять, поэтому валентные электроны у S расположены ближе к ядру. Радиус атома S меньше, чем радиус атома Те, а энергия сродства к электрону больше, чем Е_е атома Te (в главной подгруппе сверху вниз г_ат увеличивается, а Е_е уменьшается). Поэтому атом S обладает большей способностью присоединять электроны. Следовательно, атом S по сравнению с атомом Те проявляет более сильные неметаллические свойства.

Пример 3. Руководствуясь Периодической системой, определите какой из элементов – магний или алюминий обладает более выраженными металлическими свойствами.

Р е ш е н и е. 1) Химические свойства элементов определяются электронным строением внешних уровней их атомов. Запишем электронные конфигурации атомов магния и алюминия. Они расположены в третьем периоде (имеют одинаковое число энергетических уровней, равное трем). Магний – элемент второй группы, имеет два валентных ē. Алюминий – элемент третьей группы, имеет три валентных ē. Оба элемента расположены в главных подгруппах, т.е. все валентные электроны находятся на внешнем уровне. Отсюда электронные конфигурации внешних уровней: Mg 2s², Al 3s²3p¹.

2) Сравним металлические свойства атомов этих элементов – способность отдавать электроны при химическом взаимодействии. Металлические свойства зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (r _ат) и энергии ионизации (Е_и). Магний и алюминий находятся в одном периоде. При переходе от Mg к Al происходит увеличение заряда ядра и числа ē на внешнем уровне, которые все сильнее удерживаются ядром атома вследствие уменьшения r _ат. При этом Е_и возрастает и способность атома к отдаче электронов уменьшается. Следовательно, магний обладает более сильными металлическими свойствами, чем алюминий.

1.3. Химическая связь

Выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь – химическая связь, осуществляемая общими электронными парами. В соответствии с методом валентных связей (ВС) ковалентная связь между двумя атомами осуществляется общей для этих атомов парой электронов с противоположными спинами. В момент образования связи атомные орбитали перекрываются, что приводит к увеличению электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов и к взаимному притяжению ядер к области повышенной электронной плотности. В результате этого происходит выделение энергии и потенциальная энергия системы уменьшается.

Общая для двух атомов электронная пара может образовываться по двум механизмам: обменному или донорно-акцепторному.

При обменном механизме два связываемых атома (А и В) предоставляют для образования связи по одному неспаренному электрону, как бы обмениваясь ими:

↑

↑↓

↓

А +В→ А В А

Донорно-акцепторный механизм образования связи заключается в том, что один атом А (донор) на образование связи предоставляет пару электронов, а другой атом В (акцептор) – вакантную атомную орбиталь.

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

Ковалентная неполярная связь – это связь, при которой область повышенной электронной плотности расположена симметрично относительно ядер обоих атомов. Такая связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью (ЭО), например, в молекулах Cl₂, O₂, H₂ и др.

Ковалентная полярная связь – это связь, при которой область повышенной электронной плотности смещена к ядру атома с большей ЭО. В результате этот атом приобретает эффективный отрицательный заряд, а на другом менее электроотрицательном атоме возникает равный по величине эффективный положительный заряд. Такая система представляет собой электрический диполь. Полярная связь образуется между атомами с разной ЭО, например, в молекулах HCl, HI, H₂O, H₂S, CO и др. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих связь (∆ЭО_{А – В}), тем выше полярность связи.

Важнейшие свойства ковалентной связи – насыщаемость и направленность. Насыщаемость – это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. В случае обменного механизма число связей равно числу неспаренных валентных электронов атома. Способность атома к образованию химических связей характеризуется валентностью.

Валентность определяется как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами. Она зависит от того, в каком состоянии - основном или возбужденном находится атом. Основное состояние – это устойчивое состояние с наименьшей энергией. При возбуждении спаренные валентные электроны разъединяются и переходят с одного подуровня на свободные АО другого, энергетически более высокого подуровня в пределах внешнего энергетического уровня. В результате число неспаренных электронов увеличивается, и атом данного элемента образует максимально возможное для него число химических связей, проявляя при этом высшую валентность и высшую положительную степень окисления, равную номеру группы в Периодической системе (см. примеры решения задач).

Ковалентная связь имеет направленность, которая обусловливает пространственную структуру молекулы, т.е. ее геометрическую форму. В зависимости от способа перекрывания АО различают σ (сигма)-, π (пи)- и
δ (дельта)- связи.

σ – связь обладает осевой симметрией относительно межъядерной оси, и область перекрывания АО лежит на межъядерной оси. Ее могут образовывать s – АО, p – АО и d – АО. Именно σ – связи определяют пространственную конфигурацию молекул:

π – связь образуется при перекрывании АО, расположенных параллельно друг другу. Область перекрывания лежит по обе стороны от межъядерной оси. В образовании π – связи могут участвовать p – и d – АО:

δ – связи образуют только d – АО.

Сигма – связь является самой прочной связью и всегда образуется в первую очередь. Между двумя атомами в молекуле возможна лишь одна σ – связь.

Для объяснения геометрической структуры молекул (или направленности ковалентной связи) используют представление о гибридизации атомных орбиталей центрального атома в молекуле АВ_{n .}

Гибридизация – это выравнивание энергии различных АО у атома А в результате их смешения перед химическим взаимодействием, что приводит к образованию гибридных орбиталей. В гибридизации участвуют только АО одного уровня, например, 2s и 2p. Каждому виду гибридизации АО соответствует определенная геометрическая форма молекулы. Например, sp – гибридизации (две связи) соответствует линейная форма молекулы (BeCl₂), sp² – гибридизации (три связи) – плоская треугольная (BCl₃), sp³ - гибридизации (четыре связи) – тетраэдрическая (CH₄).

Ионная связь – связь между ионами, осуществляемая их электростатическим взаимодействием. Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов, резко отличающимися по своей электроотрицательности. Механизм образования ионной связи заключается в переходе электронов от одного атома к другому (более электроотрицательному), в результате чего атомы превращаются в противоположно заряженные ионы (катион и анион) и происходит их электростатическое взаимодействие. Свойства ионной связи – ненаправленность и ненасыщаемость.

Металлическая связь – это связь, образованная в результате перекрывания валентных орбиталей атомов металлов, в результате чего электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Дата добавления: 2014-11-07