Д. И. Менделеева Изучая периодический закон

Вид материала

Закон

Содержание Периодический закон Д. И. Менделеева (ПЗ) Периодическая система Д. И. Менделеева Состав и структура ПСХЭ. Металлы ― это элементы, атомы которых отдают свои внешние электроны. Неметаллы Изменение металлических и неметаллических свойств атомов элементов в периодах и группах Строение атома. Изотопы. Изменение числа протонов в ядре атома Изменение числа нейтронов в ядре атома Понятие об электронной оболочке атома и энергетических уровнях Виды атомных орбиталей Строение электронных оболочек атомов элементов № 1–20 Периодическая система и строение атома Характеристика химического элемента. Химические свойства Характеристика химического элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе Д. И. Менделеева Генетический ряд алюминия Химическая связь. Виды химической связи Схема образования ионной связи Ковалентная неполярная химическая связь Схема образования ковалентной химической связи ... Полное содержание

Подобный материал:

• И. А. Моу «исош №1» п. Ивня Игра по химии «Умники и умницы» Тема: «Периодический закон, 114.97kb.
• Модуль Теория строения атома. Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева, 401.18kb.
• Тема урока: «Периодический закон и периодическая система химических элементов, 266.68kb.
• Урок а «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.», 106.31kb.
• Жизнь и научная деятельность Д. И. Менделеева. Периодический закон и периодическая, 155.59kb.
• Бековского района пензенской области, 115.96kb.
• Конкурсное задание «учебное занятие»13 апреля, 71.51kb.
• Химических элементов д. И. Менделеева. 8 Класс, 47.65kb.
• Применение коллективного способа обучения при изучении темы «Периодический закон, 94.15kb.
• Закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева" Значение и место, 131.75kb.

Исторический очерк о работе Д.И.Менделеева

Изучая периодический закон Д. И. Менделеева, окунемся в мир истории. Еще алхимики пытались найти закон природы, на основе которого можно было бы систематизировать химические элементы. Но им недоставало надежных и подробных сведений об элементах. К середине XIXв. знаний о химических элементах стало достаточно, а число элементов возросло настолько, что в науке возникла естественная потребность в их классификации. Первые попытки классификации элементов на металлы и неметаллы оказались несостоятельными. Предшественники Д. И. Менделеева (И.В. Деберейнер, Дж. А. Ньюлендс, Л. Ю. Мейер) многое сделали для подготовки открытия периодического закона, но не смогли постичь истину.

В отличие от них Д. И. Менделеев обнаружил периодическое изменение свойств элементов в зависимости от изменения величин их атомных масс, сравнивая между собой все, в том числе и несходные, элементы. В своем открытии он опирался на четко сформулированные исходные положения:

• общее неизменное свойство атомов всех элементов ― их относительная атомная масса;
  
• свойства элементов зависят от их относительных атомных масс;
  
• форма этой зависимости ― периодическая.
  

Итак, середина XIX в. Дмитрий Иванович родился в Тобольске. Он был семнадцатым ребенком в семье. Закончив в родном городе гимназию, Дмитрий Иванович поступил в Санкт-Петербурге в Главный педагогический институт, после окончания которого с золотой медалью уехал на два года в научную командировку за границу. После возвращения его пригласили в Петербургский университет. Приступая к чтению лекций по химии, Менделеев не нашел ничего, что можно было бы рекомендовать студентам в качестве учебного пособия. И он решил написать новую книгу ― «Основы химии».

Открытию периодического закона предшествовало 15 лет напряженной работы. Заметив, что свойства элементов повторяются через определенный промежуток, Дмитрий Иванович Менделеев расположил все известные ему химические элементы (их тому времени было открыто 63) в длинную цепочку в порядке увеличения значений их. Он заметил в этой цепочке отрезки ― периоды, в которых свойства химических элементов и образованных ими веществ изменялись сходным образом, а именно:

1. Металлические свойства ― ослабевали;
   
2. Неметаллические свойства ― усиливались;
   
3. С.о. (степень окисления) элементов в высших оксидах и гидроксидах увеличивалась c +1 до +7 (дo -8);
   
4. С.о. элементов в высших оксидах и гидроксидах увеличивалась от +1 до +3, и далее в летучих водородных соединениях увеличивалась от – 4 до –1;
   
5. Оксиды от основных через амфотерные сменялись кислотными;
   
6. Гидроксиды от щелочей через амфотерные сменялись кислотами.
   

На основании этих наблюдений Д. И. Менделеев сделал вывод ― сформулировал свой периодический закон:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от их относительных атомных масс (1-я формулировка дается в современных терминах, не искажающих её первоначальной сути).

Днем рождения закона считается 1 марта 1869 г.

К сожалению, сторонников периодического закона сначала было очень мало, даже среди русских ученых. Противников ― много, особенно в Германии и Англии.

Открытие периодического закона ― это блестящий образец научного предвидения: в 1870 г. свойства трех элементов Дмитрий Иванович подробно описал и дал им условные названия ― экабор, экаалюминий и экасилиций.

Несмотря на то, что Менделееву никто не поверил, ему действительно удалось предсказать существование трех элементов, которые были открыты позднее. Через 5 лет, в 1875 г., французский ученый П. Э. Лекок де Буабодран, ничего не знавший о работах Дмитрия Ивановича, открыл новый металл, назвав его галлием. По ряду свойств и способу открытия галлий совпадал с экаалюминием, предсказанным Менделеевым. Но его вес оказался меньше предсказанного. Несмотря на это, Дмитрий Иванович послал во Францию письмо, настаивая на своем предсказании.

Ученый мир был ошеломлен тем, что предсказание Менделеевым свойств экаалюминия оказалось таким точным. С этого момента периодический закон начинает утверждаться в химии.

В 1879 г. Ларс Фредерик Нильсон в Швеции открыл скандий, в котором воплотился предсказанный Дмитрием Ивановичем экабор.

В 1886 г. Клеменс Александр Винклер в Германии открыл германий, который оказался экасилицием.

Но гениальность Дмитрия Ивановича Менделеева и его открытия ― не только эти предсказания! После его смерти в 1907 г. было доказано, что атом состоит из элементарных частиц.

^ Периодический закон Д. И. Менделеева (ПЗ)

Периодический закон ― величайшее достижение химической науки, основа современной химии. Формулировка этого закона: свойства простых тел, а также формы и свойства простых и сложных соединений элементов находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.

^ Периодическая система Д. И. Менделеева

Графическим изображением периодического закона является периодическая система химических элементов. Это краткий конспект всей химии элементов и их соединений.

На основе периодического закона изображена его графическая структура ― периодическая система химических элементов (ПСХЭ). В настоящее время известно более 800 вариантов ПСХЭ. Это различные формы передачи периодического закона. Наиболее распространена короткая форма.

^ Состав и структура ПСХЭ.

Каждый элемент, изображенный соответствующим символом, имеет порядковый номер и занимает определенную клетку ― это занумерованное место элемента в ПСХЭ, его координаты.

Горизонтальный ряд элементов, расположенных по возрастанию порядковых номеров, в котором закономерно изменяются свойства при переходе от металлов к неметаллам, называется периодом.

В ПСХЭ семь периодов, из них 1-й, 2-й, 3-й ― малые, 4-й, 5-й, 6-й, 7-й ― большие. Вертикальный ряд, объединяющий элементы с одинаковой валентностью в высших оксидах, называется группой. Всего восемь групп.

В пределах одной группы не все элементы явно сходны по своим свойствам. Однако, например, натрий и медь находятся в одной группе, но они по-разному взаимодействуют с водой. Поэтому каждая группа делится на две подгруппы ― главную и побочную. Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и сходные с ними по свойствам элементы больших периодов.

Все элементы делятся на металлы (характеризуются металличностью) и неметаллы (характеризуются электроотрицательностью).


^ Металлы ― это элементы, атомы которых отдают свои внешние электроны.

Неметаллы ― это элементы, атомы которых стремятся принять на внешний энергетический уровень электроны, недостающие до восьми.

Металличность ― способность атома отдавать электроны.

Электроотрицательность ― способность атомов принимать электроны.

Чем легче атом металла отдает свои внешние электроны, тем более сильно будут выражены его металлические свойства. И наоборот, чем легче атом неметалла принимает недостающие до восьми электроны на внешний слой, тем более сильно будут выражены его неметаллические свойства.


^ Изменение металлических и неметаллических свойств атомов элементов в периодах и группах

В пределах одного периода с ростом порядкового номера металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются, так как:

• растет число электронов на внешнем уровне атомов (оно равно номеру группы);
  
• число энергетических уровней в пределах периода не изменяется (оно равно номеру периода);
  
• радиус атомов уменьшается.
  

В пределах одной и той же группы (главной подгруппы) с ростом порядкового номера металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают, так как:

• число электронов на внешнем уровне атомов одинаково (оно равно номеру группы);
  
• число энергетических уровней в атомах растет (оно равно номеру периода);
  
• радиус атомов увеличивается.
  

Значения ПЗ и ПСХЭ Д. И. Менделеева

1. ПЗ и ПСХЭ позволили исправить неверные значения A_r ― например, для Be с 13.5 на 9.
   
2. ПЗ и ПСХЭ дали возможность исправить неверные с.о. ― например, для того же Be ⁺³ на ⁺².
   
3. ПЗ и ПСХЭ позволили предсказать, описать свойства и указать пути открытия еще не открытых элементов. Триумфом ПЗ стало открытие Ga, Sc и Ge.
   
4. ПЗ и ПСХЭ ― это путеводная звезда к синтезу новых химических элементов.
   
5. Периодический закон открыл путь к изучению строения атома, позволил ученым строить гипотезы о рождении и превращении химических элементов во Вселенной, в недрах Солнца и других звезд.
   

Открытие периодического закона показывает, что мир познаваем и нет предела процессам познания тайн природы. В свою очередь, периодический закон является в настоящее время важнейшим инструментом познания. Он в значительной мере определяет развитие атомной физики, химии, геологии и астрономии, атомной и ядерной техники, химической технологии, металлургии, медицины и др.

И вот спустя более 130 лет после открытия периодического закона мы можем вернуться к словам Дмитрия Ивановича: «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройка и развитие обещаются».


^

Строение атома. Изотопы.

Доказательства сложности строения атома

Название "атом" в переводе с древнегреческого значит "неделимый". Так считали ученые вплоть до конца XIX в., когда было доказано, что атом делим, что он состоит из более мелких или элементарных частиц.

1. Стони, ирландский физик, ввел понятие "электрон" для обозначения частиц, электризующих янтарь и вследствие этого притягивающих кусочки бумаги.
   
2. Катодные лучи ― поток электронов из атомов металла, из которого изготовлен катод, ― вызывали свечение стекла (Томсон и Перрен).
   
3. Был установлен отрицательный заряд электрона. Этот наименьший отрицательный заряд принят за единицу (–1). Томсон установил также и его массу, равную 1/1840 массы атома водорода.
   
4. Радиоактивность ― явление, открытое А. Беккерелем. Различают 3 вида радиоактивных лучей: α-лучи, состоящие из α-частиц с зарядом +2 и массой 4; β-лучи ― поток электронов; γ-лучи ― электромагнитные волны.
   

Выводом может служить утверждение о том, что атом делим и имеет сложное строение.

Планетарная модель атома (модель Резерфорда)

1. Основные положения ядерной модели атома.
   
2. Атом имеет форму шара, в центре которого находится ядро.
   
3. Ядро имеет очень малый размер.
   
4. Ядро имеет положительный заряд.
   
5. Почти вся масса атома находится в ядре.
   
6. Вокруг ядра движутся электроны.
   

Вся масса атома сосредоточена в ядре. Атом электронейтрален.

Например, у атома калия ¹⁹₃₉ К число протонов ― Nр⁺ = 19, число электронов ― Nē = 19, число нейтронов ― Nn⁰ = A_r(K) ― Nр⁺ = 39-19 = 20.


^ Изменение числа протонов в ядре атома

Что получится, если в ядре атома изменить число протонов? Например, в ядро атома углерода добавить еще два протона? ― Получится новое ядро с зарядом +8, т. е. атомное ядро другого химического элемента ― кислорода.

Если из ядра атома углерода удалить один протон, то образуется бор.

Так на Солнце из ядер водорода синтезируются ядра гелия, из них ― ядра других химических элементов. А на Земле с помощью ядерных реакторов и особых ускорителей элементарных частиц ― синхрофазотронов ― синтезируются новые химические элементы. Например, американские физики-ядерщики синтезировали элемент с зарядом ядра атома +101 и дали ему название менделевий Md, а в нашей стране в центре ядерных исследований в городе Дубне синтезирован элемент № 105, который в честь города назвали дубнием Db. Там же получен впервые и элемент № 114, название которому еще только предстоит дать.


^ Изменение числа нейтронов в ядре атома

Чего следует ожидать, если в ядре изменить число других нуклонов ― нейтронов? Можно ли ожидать образование другого химического элемента? ― Конечно, нет, так как заряд ядра, т. е. число протонов в нем, по условию не меняется. Следовательно, мы получим разновидность того же самого химического элемента, но уже с другим значением относительной атомной массы ― изотоп. Очевидно, теперь стало понятным, почему в таблице Д. И. Менделеева приведены не целые, а дробные значения относительных атомных масс ― все дело в изотопах.

Каждый химический элемент встречается в природе в виде смеси изотопов. Например, A_r(К) = 39,102 (колеблется между 39 и 40), следовательно, в природе встречаются два вида изотопов калия: с массовым числом 39 (обозначается ³⁹К) и с массовым числом 40 (обозначается ⁴⁰К). Очевидно, что подавляющее большинство природных изотопов калия (почти 90 %) приходится на долю "легких" изотопов ³⁹К. А вот у аргона, наоборот, больше тяжелых изотопов, поэтому значение его относительной атомной массы близко к 40. Кстати, для хлора характерны изотопы с массовыми числами не 35 и 36, а 35 и 37, и доля легких изотопов хлора составляет 75 %, поэтому среднее значение A_r(Сl) = 35,5. Следовательно, химическим элементом называют вид атомов с одинаковым зарядом ядра, т. е. с одинаковым числом протонов, и в результате изменения числа нейтронов в ядре атома образуются разновидности того же самого элемента, различающиеся массовыми числами, ― изотопы.

Свойства изотопов одного и того же химического элемента будут одинаковыми, так как имеют одинаковый заряд атомного ядра. Следовательно, свойства атомов химического элемента зависят не от их масс (числа р⁺ и n⁰), а от зарядов их атомных ядер (числа р⁺).

Другое дело у изотопов водорода, имеющих следующие обозначения и названия:

¹₁Н ― протий, ²₁Н, или D, ― дейтерий, ³₁Н, или Т, ― тритий.

Они очень резко отличаются по свойствам. У изотопов хлора, аргона, калия изменение масс незначительно ― оно долевое, а вот у изотопов водорода масса изменяется резко ― в 2, в 3 раза, и поэтому сказывается на свойствах.


^ Понятие об электронной оболочке атома и энергетических уровнях

Совокупность электронов, окружающих атомное ядро, называется электронной оболочкой. В электронной оболочке различают слои, на которых будут располагаться электроны с различным запасом энергии, поэтому их называют энергетическими уровнями. Число уровней в атоме химического элемента равно соответствующему ему номеру периода в таблице Менделеева: у атома Al, элемента III периода, три уровня, а у атома Pb , элемента VI периода, шесть уровней.

Каждый уровень может вместить в себя определенное максимальное число электронов: 1-й ― 2ē, 2-й и 3-й ― 8ē.

Энергетические уровни, содержащие максимальное число электронов, называются завершенными, если электронов меньше, то эти уровни незавершенные.

Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна ≈ 90 %), называется атомной орбиталью.


^ Виды атомных орбиталей:

1. S-орбиталь имеет форму шара, может разместить не более 2 ē. S-подуровень состоит из одной S-орбитали.
   
2. Р-орбиталь, имеет форму объемной восьмерки, может разместить не более 2 ē. Так как р ― подуровень может содержать три р-орбитали, то на р-подуровне может находиться не более 6 ē.
   
3. d-орбиталь, имеет форму объемной восьмерки, может разместить не более 2 ē. Так как d ― подуровень может содержать пять d-орбитали, то на d-подуровне может находиться не более 10 ē.
   

При соединении двух атомов происходит гибридизация электронных орбиталей, т.е. их слияние и выравнивание.

Графически любая орбиталь изображается в виде клетки, а электроны ― стрелками.


^ Строение электронных оболочек атомов элементов № 1–20








Сходство свойств щелочных металлов, инертных газов или галогенов объясняется сходством в строении внешних энергетических уровней их атомов: у всех атомов щелочных металлов на внешнем уровне содержится один электрон, у всех атомов галогенов ― семь электронов, а инертность благородных газов объясняется тем, что внешний уровень их атомов завершен: у гелия ― 2 электрона, у остальных ― по 8. Следовательно, завершенный внешний уровень атомов любых химических элементов содержит 8 электронов (или, реже, 2, как у Не).

Следовательно, свойства химических элементов периодически (т. е. через определенные промежутки ― периоды) повторяются потому, что периодически повторяется одинаковое строение внешних энергетических уровней их атомов.


^ Периодическая система и строение атома

Периодическая система химических элементов ― это графическое отображение периодического закона, и каждое принятое в таблице обозначение отражает какую-либо особенность в строении атома.

Строение атома объясняет причины изменения свойств элементов:

1. В периодах, а именно ― металлические свойства ослабевают, неметаллические ― усиливаются, потому что:
   
   • увеличивается заряд ядра и, соответственно, число электронов на внешнем уровне, которое равно номеру элемента;
     
   • число энергетических уровней в пределах периода одинаково, оно равно номеру периода;
     
   • радиус атома уменьшается, "сжимается".
     
2. В группах, а именно ― металлические свойства усиливаются, а неметаллические ― ослабевают, так как:
   
   • число электронов на внешнем уровне не меняется, оно равно номеру группы;
     
   • число энергетических уровней увеличивается, оно равно номеру периода;
     
   • радиус атома увеличивается.
     

Следовательно, формулировка периодического закона может звучать так:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от периодичности в изменении конфигураций внешних электронных слоёв атомов химических элементов.


Выводы

Атом делим и имеет сложное строение. Атом состоит из ядра и движущихся вокруг ядра электронов (они имеют массу, равную ~ 0, и заряд, равный -1).

1. Ядро состоит из нуклонов: р⁺ (имеют массу, равную 1, и заряд, равный +1); их число равно номеру элемента в периодической системе Д. И. Менделеева; n⁰ (имеют массу, равную 1, и заряд, равный 0); их число N = A_r-Nр⁺.
   
2. Вся масса атома сосредоточена в ядре.
   
3. Изотоп ― разновидность атомов одного химического элемента, которые имеют разные массовые числа.
   
4. Свойства атомов химического элемента зависят не от их масс (числа р⁺ и n⁰), а от зарядов их атомных ядер (числа р⁺).
   
5. Совокупность электронов, окружающих атомное ядро, называется электронной оболочкой. В электронной оболочке различают слои, на которых будут располагаться электроны с различным запасом энергии, поэтому их называют энергетическими уровнями. Число уровней в атоме химического элемента равно соответствующему ему номеру периода в таблице Менделеева.
   
6. Если энергетические уровни содержат максимальное число электронов, то они называются завершенными, если меньше ― то эти уровни незавершенные.
   
7. Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равно ≈ 90 %), называется атомной орбиталью.
   
8. Виды атомных орбиталей: S-орбиталь, имеет форму шара, может разместить не более 2 ē, р-орбиталь, имеет форму объемной восьмерки, на р-подуровне может находиться не более 6 ē, d-орбиталь, имеет форму объемной восьмерки, на d-подуровне может находиться не более 10 ē.
   
9. При соединении двух атомов происходит гибридизация электронных орбиталей, т. е. их слияние и выравнивание.
   
10. Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от периодичности в изменении конфигураций внешних электронных слоёв атомов химических элементов.
    

^

Характеристика химического элемента.

План характеристики химического элемента по его положению в периодической системе.

1. Положение элемента в периодической системе. Период, группа, подгруппа.
   
2. Порядковый номер, заряд ядра, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов.
   
3. Электронное строение атома.
   
4. Возможные валентные состояния атома.
   
5. Металл, неметалл, амфотерный металл.
   
6. Высший оксид элемента, его характер.
   
7. Гидроксид элемента, его характер.
   
8. Пример формул солей.
   
9. Водородные соединения.
   

Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в периодической системе Д. И. Менделеева

Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.

1. Литий ― это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы Д. И. Менделеева, элемент IA или подгруппы щелочных металлов.
   
2. Строение атома лития можно отразить так: ₃Li ― 2ē, 1ē. Атомы лития будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления (с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: R_ат (Li) < R_ат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня.
   
3. Литий ― простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li⁺¹ (так указывают с. о.), а Li⁺. Общие физические свойства металлов, вытекающие из их кристаллического строения: электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск и т. д.
   
4. Литий образует оксид с формулой Li₂O ― это солеобразующий, основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической связи Li₂⁺O^2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь.
   
5. Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание ― щелочь. ^ Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями.
   
6. В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие водородные соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом ― бинарные соединения ионного типа с формулой M⁺H^-.
   

Генетический ряд металла

Признаки генетического ряда металла:

1. один и тот же химический элемент-металл;
   
2. разные формы существования этого химического элемента: простое вещество и соединения ― оксиды, основания, соли;
   
3. взаимопревращения веществ разных классов.
   

В итоге можно записать генетический ряд лития:




^ Характеристика химического элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе Д. И. Менделеева

Рассмотрим характеристику химического элемента-неметалла по его положению в периодической системе на примере фосфора.

1. Фосфор ― это элемент 3 периода, главной подгруппы V группы периодической системы Д. И. Менделеева, или VA группы.
   
2. Строение атома фосфора можно отразить с помощью такой записи: ₁₅Р 2ē, 8ē, 5ē. Отсюда следует, что атомы фосфора, а также простые вещества, образованные этим элементом, могут проявлять как окислительные свойства, получая в результате с. о. –3 (такие соединения будут иметь общее название "фосфиды"), так и восстановительные свойства (с фтором, кислородом и другими более электроотрицательными элементами), получая при этом с. о., равную +3 и +5. Например, формулы хлоридов фосфора (III) РСl₃. Фосфор более сильный окислитель, чем кремний, но менее сильный, чем сера, и, наоборот, ― как восстановитель. Фосфор более сильный восстановитель, чем азот, но менее сильный, чем мышьяк, и, наоборот, по отношению к окислительным свойствам.
   
3. Фосфор образует несколько простых веществ, т. е. этот элемент обладает свойством аллотропии.
   
4. Фосфор образует высший оксид с формулой P₂O₅. Характер этого оксида ― кислотный и, соответственно, химические свойства: взаимодействие со щелочами, основными оксидами и водой. Фосфор образует еще один оксид P₂O₃.
   
5. Высший гидроксид фосфора Н₃РО₄ является типичной кислотой. Их общие химические свойства: взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями и солями.
   
6. Фосфор образует летучее водородное соединение фосфин РН_з.
   

II. Генетический ряд неметалла

Признаки генетического ряда неметалла:

1. Один и тот же химический элемент-неметалл;
   
2. Разные формы существования этого элемента: простые вещества (аллотропия) и соединения: оксиды, основания, соли, водородные соединения;
   
3. Взаимопревращения веществ разных классов.
   

По итогам этого обобщения можно записать генетический ряд фосфора:

P→Mg₃P₂→PH₃→P₂O₅→H₃PO₄→Na₃PO₄


Характеристика переходного элемента на основании его положения в периодической системе. Амфотерность. Понятие об амфотерности и переходных металлах

Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства – и основные, и кислотные ― в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы ― переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.

Например, у цинка: Zn(OH)₂ = H₂ZnO₂, и, соответственно, записывается соль состава Na₂ZnO₂.

Записывать формулы комплексов мешает отсутствие знаний о них и сложность формул, а формулу метаалюминия NaAlO₂ сознание того, что соль с такой формулой образуется только при сплавлении твердых щелочей и оксида или гидроксида алюминия. Предлагаем записывать просто: Al(OН)₃ = H₃AlO₃ и, соответственно, формулу ортоалюмината Na₃AlO₃.

Характеристика алюминия по его положению в периодической системе

Алюминий ― это элемент 3 периода, главной подгруппы III группы или IIIA группы.

Строение атома алюминия можно отразить с помощью такой записи: ₁₃Al 2e, 8e, 3e. Отсюда следует, что атомы алюминия, так же как и алюминий ― простое вещество, проявляют сильные восстановительные свойства, получая в результате с. о. +3. Восстановительную способность и металлические свойства в сравнении с соседями по периоду и групп можно отразить с помощью записей:

Mg>Al>Si	Be
Металлические и восстановительные свойства уменьшаются	Неметаллические и окислительные свойства усиливаются

Алюминий ― простое вещество, это металл. Следовательно, для него характерны металлическая кристаллическая решетка (и соответствующие физические свойства) и металлическая химическая связь, схему образования которой можно записать так: Al⁰ (атом) ― 3ē ↔ Al³⁺ (ион).

Ион ― заряженная частица, образующаяся при отдаче или принятии электронов атомом или группой атомов.

Оксид алюминия Al₂O₃ ― это солеобразующий амфотерный оксид. Соответственно, взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами, со щелочами и основными оксидами, но не с водой.

Гидроксид алюминия Al(OH)₃ = H₃AlO₃ ― это нерастворимый амфотерный гидроксид. Соответственно, он разлагается при нагревании, взаимодействует с кислотами и со щелочами.

^ Генетический ряд алюминия

Al→Al₂O₃→Al(OH)₃→AlСl₃

↓

NaAlO₂

Выводы

1. У атомов металлов на внешнем электронном уровне малое количество электронов, поэтому для них характерно проявление восстановительных свойств.
   
2. Генетический ряд металла: металл → основный оксид → основание → соль.
   
3. У атомов неметаллов на внешнем электронном уровне большее количество электронов, чем у атомов-металлов, поэтому в большинстве соединений и превращений они проявляют окислительные свойства.
   
4. Генетический ряд неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль.
   
5. Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства ― и основные, и кислотные ― в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы ― переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.
   

^

Химическая связь. Виды химической связи

Ионная химическая связь

Металлы ― это элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего уровня, а неметаллы ― это элементы, атомы которых принимают недостающие электроны до завершения внешнего уровня.

А каков результат приема-отдачи электронов для атомов металлов и неметаллов? Это будут уже не атомы ― электронейтральные частички, содержащие одинаковое число протонов и нейтронов, а заряженные частички ― ионы. Атомы металлов отдадут отрицательные электроны и превратятся в положительные ионы, а атомы неметаллов, наоборот, примут "чужие" электроны и превратятся в отрицательные ионы. Противоположно заряженные частички ― ионы ― притягиваются, так и возникнет ионная химическая связь ― связь между положительно и отрицательно заряженными частичками (ионами), в которые превратились атомы металлов и неметаллов в результате отдачи или приема электронов.

^ Схема образования ионной связи

Рассмотрим схему образования ионной связи с помощью алгоритма на примере CaF₂:

1. Определяем число внешних электронов у атома металла и, следовательно, заряд иона, в который он превратится в результате отдачи этих электронов: Са^о–2ē→Са²⁺.
   
2. Определяем число внешних электронов у атома неметалла и, следовательно, число недостающих до 8 электронов и, соответственно, заряд получившегося при приеме этих электронов иона: F⁰+1ē→F^-.
   
3. Находим наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов (в нашем случае оно равно 2); определяем число атомов металла, которое нужно взять, чтобы они отдали это наименьшее общее кратное число электронов (1 атом Са) и число атомов неметалла, чтобы они приняли это наименьшее общее кратное число электронов (2 атома F ― 2:1).
   
4. Записать схему образования ионной связи между атомами металла и неметалла:
   
5. Са⁰+2F⁰→Са²⁺+2F^- →Са²⁺F₂^-.
   

Для кальция коэффициент «1» не пишется, как и в любом другом аналогичном примере.

^ Ковалентная неполярная химическая связь

А каким образом возникает химическая связь между одинаковыми атомами неметаллов, например в двухатомных молекулах простых веществ: водорода(Н2), кислорода (О₂), азота (N₂) и галогенов (Cl₂, Br₂, I₂, F₂)?

Очевидно, что каждый из атомов одного и того же элемента ― неметалла ― будет в равной мере стремиться получить недостающие до завершения внешнего слоя электроны. Это стремление разрешается единственным способом: делает непарные внешние электроны общими для обоих атомов.

^ Схема образования ковалентной химической связи

Рассмотрим схему образования ковалентной неполярной связи с помощью алгоритма на примере молекулы состава Н₂.

1. Определяем число внешних электронов у атома неметалла и число непарных электронов. Электронная формула атома Н ― 1S¹.
   
2. Записываем оба химических знака через "+" так, чтобы непарные электроны были обращены к соседнему знаку: Н+Н.
   
3. Записываем электронную и структурную формулы образовавшейся молекулы: Н+Н→Н∙Н, или Н–Н. Число общих электронных пар в структурной формуле записывается соответствующим числом черточек (-).
   

Ковалентная связь может быть кратной: одинарной, двойной, тройной. Кратность связи в молекуле определяется нередко числом непарных электронов на внешнем энергетическом уровне атома неметалла: в H₂ и F₂ ― одинарная, a N₂ ― тройная.

Ковалентная полярная химическая связь.

При образовании соединений между атомами разных неметаллов опять образуется ковалентная связь ― за счет образования общих электронных пар.

Но такая ковалентная связь будет отличаться от рассмотренной ранее ковалентной связи. Атомы разных элементов по-разному относятся к общим электронным парам: те неметаллы, что сильнее, будут сильнее оттягивать к себе общие электронные пары. Эта способность атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары называется электроотрицательностью (ЭО).

Вспомните, как изменяются неметаллические свойства элементов в периодах и группах, и вы сможете отметить те же закономерности и в изменении значений ЭО. Можно обратиться к законной шпаргалке ― ряду ЭО.

Н, As, I, Si, Р, Se, С, S, Br, Cl, N, О, F ==> УСИЛЕНИЕ электроотрицательности.

Этот ряд поможет определить, в сторону атомов какого химического элемента будут смещены общие электронные пары, а, следовательно, на каком из атомов будет избыточный отрицательный заряд (он обозначается буквой "δ" ― дельта), а значит, где будет отрицательный полюс молекулы. Разумеется, атомы менее электроотрицательного элемента будут иметь избыточный положительный заряд, т. е. будут представлять собой как бы положительный полюс молекулы с зарядом δ+. Таким образом, формируется ковалентная полярная связь. Между атомами одного и того же элемента-неметалла, т. е. с одинаковой ЭО, общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов, поэтому они не имеют заряда-полюса. Значит это неполярная ковалентная связь.

^ Схемы образования молекул соединений с ковалентной полярной связью

Рассмотрим схему образования ковалентной полярной связи с помощью алгоритма на примере молекулы состава Н₂S:

1. Определить число внешних электронов у атомов неметаллов и число непарных электронов. Записать электронные формулы атомов:
   

∙∙

2. ∙ S ∙ и ∙Н
   

∙∙

3. Записать символ элемента-неметалла, который представлен одним атомом (сера), в центр и знаком "плюс" ― два атома другого элемента (хлор):
   

∙∙

4. Н+ S +Н
   

∙∙

5. Записать электронную и структурную формулы получившейся молекулы:
   

∙∙ ∙∙

6. Н+ S +Н→Н∙∙S∙∙Н, или Н–S–Н
   

∙∙ ∙∙

7. Определить по ряду ЭО, к атомам какого из элементов смещены общие электронные пары, и заменить черточки маленькими стрелками, обозначить полюса:
   

Н^δ+ ←S^δ-→Н^δ+

^ Металлическая химическая связь

Рассмотрим, как взаимодействуют между собой атомы одного металла или разных металлов. Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны. В куске металла, слитке или металлическом изделии атомы металла отдают внешние электроны и посылают их в этот кусок, слиток или изделие, превращаясь при этом в ионы. "Оторвавшиеся" электроны перемещаются от одного иона к другому, временно снова соединяются с ними в атомы, снова отрываются, и этот процесс происходит непрерывно. В куске металла существуют все время то атомы, то ионы. Их так и называют "атом-ионы", а схему металлической связи можно отобразить так: М⁰(атом)–nē+Мⁿ⁺(ион), где n ― число внешних электронов, участвующих в связи (у Na–lē, у Са–2ē, у Al–3ē).

Наблюдается этот тип связи в металлах ― простых веществах и в сплавах. Металлической называется связь в металлах и сплавах между атом-ионами металла посредством обобществленных внешних электронов.

^ Единая природа химической связи

Обобщение сведений о видах связи можно оформить в форме таблицы.

^ Вид связи	Тип связываемых частиц	Вид связываемых частиц	Механизм образования связи	^ Примеры веществ
Ионная	Металл ― неметалл	Ионы	Переход электронов от атомов металлов к атомам неметаллов	NaCl, CaF2, Li2O
Ковалентная неполярная	Один и тот же элемент ― неметалл	Атомы	Образование общих электронных пар	H2, R2, O2, N2
Ковалентная полярная	Разные неметаллы	Атомы	Образование общих электронных пар со смещением их в сторону атомов более электроотрицательного элемента	HCl, OF2, CO2
Металлическая	Металлы	Атом ― ионы	Обобществление внешних электронов	Металлы и сплавы

^ Кристаллическое и аморфное состояния твердых веществ

Агрегатные состояния веществ: твердое, жидкое и газообразное, плазма. Плазма ― это область изучения физики высоких температур. Для нас важны три агрегатных состояния, так как любое вещество может быть газом, жидкостью и твердым веществом. Например, хорошо всем известная при обычных условиях жидкость ― вода ― может быть паром или льдом. Твердый натрий легко плавится и может испаряться, т.е. быть газообразным. Газ кислород при низких температурах сначала превращается в жидкость, а при еще более низких затвердевает в синие кристаллы.

Рассмотрим твердое состояние вещества. Различают два вида твердых веществ: аморфное и кристаллическое. ^ Аморфные вещества не имеют определенной температуры плавления, они постепенно размягчаются и переходят в текучее состояние. Таков, например, шоколад, который тает и в руках, и во рту, или жевательная резинка, а также пластмассы, смолы, пластилин, воск.

^ Кристаллические вещества имеют строго определенную температуру плавления и, главное, характеризуются правильным расположением частиц, из которых они построены: атомов, молекул или ионов. Эти частицы расположены в строго определенных точках пространства ― узлах. Если соединить эти узлы прямыми линиями, то образуется пространственный каркас ― кристаллическая решетка.

^ Типы кристаллических решеток

В соответствии с видом частиц можно выделить три типа решеток: атомные, молекулярные и ионные. Но ведь есть кристаллические вещества, в узлах которых находятся атом-ионы. Это четвертый тип решеток ― металлическая решетка.


^ Кристаллические решетки, вид связи и свойства веществ

Тип решетки	Виды частиц в узлах решетки	Вид связи между частицами	Примеры веществ	Физические свойства веществ
Ионная	Ионы	Ионная	Соли, оксиды и гидроксиды типичных металлов	Твердые, прочные, нелетучие, тугоплавкие
Атомная	Атомы	Ковалентная	Алмаз, кварц	Те же, что и для ионной решетки, но часто в превосходной степени ― очень твердые, очень прочные и т. д.
Молекуляр-ная	Молекулы	Между молекулами ― слабые силы межмолекулярного притяжения, а вот внутри молекул ― прочная ковалентная связь	Твердые при особых условиях вещества, которые при обычных условиях ― газы или жидкости; органические вещества, йод	Непрочные, летучие, легкоплавкие, способны к возгонке, имеют малую твердость
Метал-лическая	Атомные	Металлическая	Металлы и сплавы	Ковкие, пластичные, тягучие, электро- и теплопроводные, имеют металлический блеск и т. д.

Ионные кристаллические решетки не встречаются в простых веществах.

^ Соединение химических элементов. Степень окисления

У каких веществ будут наблюдаться заряды атомов в соединениях? У Na⁰ его не будет ― это атом, он электронейтрален; у Cl⁰₂ аналогично, так как связь ковалентная неполярная и электронная пара в равной мере принадлежит обоим атомам. Заряды будут иметь Na⁺Cl^- (ионная связь) и H^δ+Cl^δ- (ковалентная полярная связь). Но чтобы определить, насколько в последнем случае смещена электронная пара в сторону более электроотрицательного элемента и чему равен заряд δ, химикам приходится всякий раз обращаться к справочникам. Прекрасно понимая, что электроны в ковалентно-полярных соединениях не полностью (тогда это была бы ионная связь), а частично смещены в сторону более электроотрицательного элемента, химики всех стран все-таки договорились рассчитывать заряды атомов химических элементов и в этом случае, как для ионов.

Для того чтобы рассчитывать с. о., нужно знать правила:

1. У атомов кислорода О с.о. почти всегда равна –2. И лишь более электроотрицательный фтор (золотой призер ЭО) заставит кислород получить нехарактерную для него положительную с.о. в соединении O+2F-12.
   
2. У атомов водорода Н с.о. почти всегда равна +1. И только в соединении с металлами, которые никогда не имеют отрицательного заряда, водород впервые ощущает свою принадлежность к металлам. Он с «благодарностью» принимает от атомов металла 1е до завершения своего внешнего и единственного электронного слоя, чтобы быть похожим на «свой» благородный газ ― Не. Это соединение типа Na⁺¹H^-1, Ca⁺²H₂^-1, Al⁺³H^-1₃.
   
3. У металлов в соединениях с.о. всегда положительна, и ее максимальное значение равно номеру группы в периодической системе Д. И. Менделеева.
   
4. У свободных атомов (Na⁰, Cl⁰) и простых веществ (O⁰₂, Cl⁰₂, O⁰₂, Fe⁰) с. о. равна нулю.
   
5. Суммарная с. о. всех атомов в соединении равна нулю.
   

^ Номенклатура бинарных соединений

Бинарные (двухэлементные) соединения записывают всегда в следующем порядке: вначале элементы с положительной с. о., а потом ― с отрицательной. В названии такого соединения поступают наоборот: вначале произносят латинское название элемента с отрицательной степенью окисления с суффиксом ― ид, а затем название элемента с положительной с.о. в родительном падеже. И если последний элемент имеет переменную с.о., то она тоже входит в название: Na⁺¹Cl^-1 ― хлорид натрия, S⁺²Cl^-1₂ ― хлорид серы (II).

Выводы

1. Ионная химическая связь ― связь между положительно и отрицательно заряженными частичками (ионами), в которые превратились атомы металлов и неметаллов в результате отдачи или приема электронов.
   
2. Химическая связь между одинаковыми атомами неметаллов называется ковалентной неполярной, т.к. каждый из атомов одного и того же элемента ― неметалла будет в равной мере стремиться получить недостающие до завершения внешнего слоя электроны, непарные внешние электроны становятся общими для обоих атомов.
   
3. Ковалентная связь может быть кратной: одинарной, двойной, тройной. Кратность связи в молекуле определяется нередко числом непарных электронов на внешнем энергетическом уровне атома неметалла.
   
4. При образовании соединений между атомами разных неметаллов формируется ковалентная полярная связь. Атомы менее электроотрицательного элемента будут иметь избыточный положительный заряд, т.е. будут представлять собой как бы положительный полюс молекулы с зарядом δ+, атомы более электроотрицательного элемента ― отрицательный полюс молекулы с зарядом δ–.
   
5. Металлической называется связь в металлах и сплавах между атом-ионами металла посредством обобществленных внешних электронов.
   
6. Выделяют типы решеток: атомные, молекулярные, ионные и металлические.