Строение атома. Строение вещества.

На этом занятии мы рассмотрим вопросы теории, касающиеся строения атомов химических элементов: состав атомного ядра, строение электронных оболочек атомов. s, p, d-элементов, основное и возбужденное состояние атома, валентность атома, электроотрицательность, изменение свойств атома в периодической системе химических элементов. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Зависимость свойств вещества от типа кристаллической решетки.

Все вещества образованы из атомов. Напомним: атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, располагающихся вокруг ядра на атомных орбиталях. Орбитали образуют подуровни ( s , p , d , f ), подуровни объединяются в энергетические уровни (первый, второй, третий и т. д.). На каждой орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами. На s -подуровне, состоящем из одной орбитали, может располагаться два электрона; на трех орбиталях p -подуровня – шесть электронов; на пяти орбиталях d -подуровня – десять. Соответственно в каждом периоде периодической системы имеются по два s -элемента, шесть p -элементов (начиная со второго периода) и десять d -элементов (четвертый и последующие периоды).

Казалось бы, этих знаний о строении атомов химических элементов вполне достаточно для понимания их свойств. А так как все вещества образованы из атомов, на этом можно завершить изучение теории строения вещества. Но, как это ни парадоксально, при обычных условиях атомы большинства химических элементов в свободном виде не существуют. Исключением являются лишь атомы благородных газов, существующие при обычных условиях в несвязанном виде. Во всех остальных случаях атомы входят в состав химических соединений, в которых они связаны посредством химических связей. Даже простые вещества всех химических элементов, кроме благородных газов, являются химическими соединениями. Например, простое вещество водород состоит из молекул Н2, в которых два атома водорода связаны одной ковалентной связью: Н–Н. В алмазе, одной из аллотропных модификаций углерода, каждый атом углерода связан с соседними атомами четырьмя ковалентными связями. Простые вещества металлов также являются химическими соединениями, в которых атомы связаны друг с другом металлическими связями (см. рисунки на стр. 83).

Химическая связь – это взаимодействие, связывающее отдельные атомы в химические соединения.

Таким образом, способность образовывать химические связи является важнейшим свойством атомов, без рассмотрения которого невозможно судить о строении и свойствах химических веществ.

Химические связи образуются за счет перераспределения электронов между электронными оболочками атомов. Участвовать в образовании химических связей могут только те электроны, которые слабее всего связаны с ядром, то есть электроны внешних электронных оболочек. Такие электроны называются валентными.

Валентные электроны принято обозначать точками, которые окружают химический символ элемента. Такие формулы называются электронными формулами:

Для атомов s- и p- элементов валентными являются s- и p-электроны внешнего энергетического уровня, причем для возбужденных состояний атомов s- и p-элементов третьего и последующих периодов валентными являются также электроны, перешедшие на d-подуровень (вспомните пятивалентный фосфор, шестивалентную серу, пяти- и семивалентный хлор).

В случае атомов d-элементов валентными являются s-электроны внешнего уровня и d-электроны предвнешнего уровня, которые завершают формирование электронной оболочки атома.

Пример. Валентные электроны атомов скандия и марганца

В приведенных формулах электронных конфигураций валентные электроны подчеркнуты. Таким образом, валентность скандия равна трем, а у марганца высшая валентность равна семи. Это согласуется с существованием соответствующих соединений: Sc 2 O 3; Sc ( OH )3; Mn 2 O 7; KMnO 4 (“марганцовка”).

Как было сказано выше, при обычных условиях устойчивы только атомы благородных газов. Из этого реально наблюдаемого явления можно сделать два важных вывода.

Во-первых, внешние электронные оболочки атомов благородных газов являются весьма устойчивыми. Такие электронные оболочки называются завершенными. Завершенная электронная оболочка атома гелия включает два электрона (1 s 2 ). Атомы остальных благородных газов имеют восьмиэлектронные завершенные оболочки (… ns 2 np 6 ).

Во-вторых, все остальные атомы будут стремиться сформировать подобные стабильные завершенные оболочки за счет отдачи либо присоединения электронов. В зависимости от того, какая тенденция преобладает, элементы делятся на две большие группы: металлы и неметаллы.

Атомы металлов, валентные оболочки которых далеки до завершения, легко отдают электроны, тогда как атомы неметаллов, у которых валентные электронные оболочки близки к завершению, стремятся присоединять электроны. В каждом случае структуры электронных оболочек будут приближаться к устойчивым электронным конфигурациям атомов благородных газов, то есть к завершению.

Например, при образовании хлорида натрия из простых веществ атомы натрия отдают по одному электрону, а атомы хлора – принимают. В результате образуются ионы Na + и Cl – , из которых состоят кристаллы NaCl . Электронные конфигурации ионов Na + и Cl – такие же, как у атомов неона и аргона соответственно:

Na + …2 s 2 2 p 6

Cl – …3 s 2 3 p 6 .

Хлорид натрия, в котором ионы Na + и Cl – имеют завершенные электронные оболочки, является устойчивым соединением, в отличие от отдельных атомов натрия и хлора.

При образовании химической связи всегда выделяется энергия. Эта энергия называется энергией связи.

Энергии большинства химических связей имеют значения порядка нескольких сотен кДж/моль. На практике энергию, выделяющуюся при образовании химической связи, измерить сложно, проще измерить количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва связи. В соответствии с законом сохранения энергии эти величины будут равны.

Энергия связи – это энергия, которую необходимо затратить для разрыва химической связи.

При образовании химической связи валентные электроны перераспределяются между образующими ее атомами, то есть атомы в процессе взаимодействия могут отдавать либо принимать электроны. Обе эти тенденции – отдачи и присоединения электронов – характеризует электроотрицательность (ЭО).

Электроотрицательность – это величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны от других атомов.

Чаще всего на практике используется относительная шкала электроотрицательности, в которой максимальное значение электроотрицательности равно 4,10 у атома фтора. Наименьшие значения электроотрицательности, близкие к 1 – у атомов щелочных металлов.

Значения электроотрицательности атомов химических элементов приводятся во многих изданиях периодической таблицы Д. И. Менделеева.

Химическая связь образуется между атомами за счет перераспределения электронов между их валентными оболочками, поэтому тип образующейся связи будет определяться разностью значений электроотрицательности взаимодействующих атомов. Ее обозначают ЭО. Электроотрицательность является характеристикой атома, тогда как тип химической связи будет определяться значением ЭО.

Если химическая связь образована двумя одинаковыми атомами, ЭО равна нулю. Это значит, что валентные электроны будут в равной степени принадлежать каждому атому, связь будет ковалентной неполярной.

Примеры: ковалентные неполярные связи в молекулах N2, O2, Cl2, F2.