Основи хімії (стр. 3 из 21)
Заповнення енергетичних підрівнів в атомах.
Електронні формули атомів дають змогу обґрунтувати розміщення елементів і їх властивості в періодичній системі.
До часу відкриття періодичного закону було відомо 63 елемента.
По мірі накопичення знань про властивості хімічних елементів настала необхідність в їх класифікації. Багато хіміків намагались розробити систему елементів. Так нім. Учений Деберейнер склав тріади із подібних елементів, анг. Хімік Ньюлендс помітив, що властивості елементів повторяються через 8 елементів (закон октав), фр. Шанкуртуа розмістив елементи по крученим сходам, де елементи розміщуючись один під одним повторяли властивості. Але не один з них не зумів помітить основні закони хімії. Цю задачу було вирішено російським ученим Д.І. Менделєєвим в 1869 р.
За основу він узяв атомну вагу елементів, розтасувавши їх в порядку збільшення. При цьому було виявлено, що хімічні властивості елементів повторялись в перших 3 х періодах через 8 елементів (крім першого), в 4 і 5 – через 18, а в 6 і 7 через 32. Таку залежність він назвав періодичною і у 1869 р сформулював періодичний закон.
Властивості простих тіл і їх сполук перебувають у періодичній залежності відатомних ваг елементів.
Але, коли було відкрито більше елементів, виявилось, що таке формулювання закону не відповідає дійсності. Наприклад, такі 3 пари елементів ( і і і ) розміщені не в порядку зростання атомних мас.
Крім цього у 1910 – 1911 рр. Було відкрито ізотопи – атоми з однаковими хімічними властивостями, але різною масою
Вивчаючи рентгенівські спектри анг. учений Мозлі у 3 р. Прийшов до висновку, що
корні квадратні з оберненої величини довжин рентгенівських хвиль знаходиться в
лінійній залежності від порядкового номеру елементу
Це привело, що заряд ядра числено рівний його порядковому номеру, а значить властивості елементів залежать від заряду ядра. Тому закон дістав нове формулювання.
Властивості хімічних елементів і їх сполук перебувають у періодичній залежності відзарядів ядер атомів.
Заряд ядра обумовлюється кількістю протонів в атомі. На це вказує порядковий номер елемента.
Кількість протонів в ядрі дорівнює кількості електронів, які рухаються навколо ядра.
Щоб визначити нейтрони треба від атомної маси елемента відняти порядковий номер
Наприклад, – порядковий номер 17, це значить, що в нього 17 – протонів, 17 – електронів і
– нейтронів А – –
Періодична система має 7 періодів. Номер періоду вказує на кількість енергетичних рівнів. Число елементів у періоді відповідає числу електронів, які можуть розміститися на підрівнях, що заповнюються в даному періоді.
Як раніше було сказано , що перші 3 періоди називаються малими, бо властивості елементів повторяються через 8 елементів, крім першого. Усі останні великими, де в 4 – періодах властивості повторюються через 18 елементів, а в 6 і 7 через 32 елемента.
Періодична система має 8 груп. Група вказує на кількість електронів на зовнішньому рівні, тобто на валентність (ступінь окислення) елемента у збудженому стані, в якійсь сполуці, чи то з воднем, киснем, або другим елементом.
Кожна група має головну і побічну підгрупу. У побічних підгрупах містяться метали, а в головних метали і неметали. Різкої межі між ними провести не можна, тому є амфотерні елементи.
Нульова група – це група інертних газів, хоча це не зовсім вірно. Як ви знаєте із розміщення електронів по орбіталям було доказано, що це не інертний газ. І дійсно, на сьогодні ми маємо більше 100 сполук аргону.
Усі елементи в періодичній системі розподіляються на 4 сімейства : і . Це залежить від того який підрівень закінчує рівень.
Лекція 3.
План.
1. Загальне уявлення про хімічний зв„язок.Метод валентного зв„язку (ВЗ).
Метод молекулярних орбіталей (МО).
2. Ковалентний зв„язок.
2.1. Енергія і довжина зв„язку. Сигма і Пі зв„язки.
Гібридизація зв„язку.
Ковалентність направленість і насиченість зв„язку. Неполярний і полярний зв„язок. Дипольний момент Поляризація зв„язку.
Іонний зв„язок.
. Металічний (металевий) зв язок.
. Донорно–акцепторний зв„язок. . Водневий зв„язок.
Як відомо, хімічний зв„язок – це зв„язок між атомами в молекулах. В нашу задачу входить, з„ясувати природу цього зв„язку, знайти ті рушійні сили, які примушують атоми з„єднуватися в молекули.
Дійсно, чому наприклад, в природі ми зустрічаємося не з атомами кисню, а з молекулами , не з атомами азоту, а з молекулами.
Природа хімічного зв„язку надто складна. На різних етапах розвитку наука розкривала її по різному. Стародавні греки говорили, що одні атоми з„єднуються один з одним тому, що кохають одне одного, а другі не з„єднуються, бо повні ненависті один до одного.
Це безумовно елементарний підхід. По суті справи, треба було пояснити чому одні атоми кохають один одного, а другі ненавидять. Але греки при цьому скромно мовчали.
У вік розвитку механіки, хімічний зв„язок представлявся таким чином: атоми уявлялись як шестерні і коли зуб„я робили зачеплення, то зв„язок відбувався, у противному разі зв„язку не могло бути.
Запитання про природу хімічного зв„язку було розв„язане після того, як відкрили будову атома і особливо хвильову природу електрона.
Так що сучасне вчення про хімічний зв„язок – це дітище ХХ віку. Займалися хімічним зв„язком: англ. учений Томсон , нім. учений Коссель, амер. Льюїс, рос. Пісаржевський і Бутлеров.
На цей час виділяють такі види хімічного зв„язку:
1. Ковалентний.
2. Іонний.
Металічний (металевий).
Різновидністю ковалентного зв„язку є координативний або донорно - акцепторний і водневий.
А тому не дивно, що ми почнемо знайомство із ковалентного зв„язку. При дослідженні питання про хімічний зв„язок користуються методами:
Метод валентного зв„язку (ВЗ) – розвинуто Гайтлером і Лондоном, заключається в тому, що в створенні хімічного зв„язку приймають участь не всі електрони атома, а тільки валентні.
‟
↔
І СІ
Зв„язок в цьому випадку уявлявся як локалізований, утворений загальною парою електронів. Або з врахуванням хвильових властивостей електронів – йде перекривання електронних хмар, утворених валентними електронами.
Метод молекулярних орбіталей (МО) – заключається в тому, що в створенні зв„язку приймають участь усі електрони атома тільки з різною часткою участі в цьому зв„язку. Цей метод більш сучасний, але і більш важкий у вивченні.
Для студентів не хімічних спеціальностей підходить більш наочний і простіший у вивченні метод ВЗ.
Таким чином, займаючись хімічним зв„язком ам. уч. Льюїс (1916 р.) дає визначення ковалентного зв„язку:
Ковалентний зв„язок – це хімічний зв„язок, який здійснюється за рахунок однієї, або декількох пар неспарених (поділених) електронів.
Наприклад, Н↑ ↓Н → Н ↑↓ Н, або Н• + • Н → Н Н 1 пара електронів.
О : + : О → О = О 2 пари електронів.
→ ≡ пари електронів.
Рушійні сили утворення зв„язку. Поняття про енергії зв„язку.
Давайте трохи поміркуємо, які ж все таки сили заставляють атоми об„єднуватися в молекули. З термодинамічної точки зору, такою силою є виділена енергія з атомів при утворенні молекул. Тобто молекула по порівнянню з атомами, які її утворюють, буде мати менший запас енергії, вона енергетично вигідна, більш стійка ніж система із атомів. Розглянемо випадок утворення молекули водню із атомів:
Н• + • Н → Н + 130,52 кДж / моль
Із рівняння видно, що при утворенні 1 г/моля водню відбувається виділення тепла
(енергії).
Енергія, яка виділяється при утворенні 1г/моля речовини із атомів називається енергією зв„язку
Наприклад, коли при утворенні г/моля водню утворюється 130,52 кДж/моль тепла, то для її руйнування потрібно стільки ж енергії. Звідси можна зробити висновок що енергія зв‘язку характеризує міцність зв‘язку. Чим більше значення енергії зв„язку, тим зв„язок стійкіший.
Наприклад, беремо однотипні молекули галогеноводневих сполук і дивимося як змінюється енергія зв„язку при переходжені від Н до
КДж/моль КДж/моль
КДж/моль
КДж/моль
Із цього видно, що найбільшою енергією володіє Н , яка знижується до
Значить найменш стійкою молекулою у водному розчині буде . Тому вона буде сильнішою ніж Н
Поняття про довжину зв„язку
Ми розглянули випадок утворення молекули водню із енергетичної точки зору. Зупинимося на цьому питанні більш докладніше
Покажемо на графіку, як змінюється енергія системи при утворенні молекули водню.
Енергетична діаграма утворення молекули водню.
Як видно із рисунка при зближені двох атомів водню в яких електрони з паралельними спінами, енергія системи зростає. Це відбувається тому, що сили відштовхування між електронами і між ядрами обох атомів перевершують сили притяжіння. А тому, така молекула із атомів утворитися не може.
У 2 му варіанті в утворені молекули водню приймають участь атоми в яких електрони з антипаралельними спінами.
Енергія системи по мірі зближення зменшується і на відстані 0,74А має найменшу величину. Отже, утворення молекули відбувається.
Молекула водню, в цьому разі, найбільш стійка тому, що сили притяжіння і сили відштовхування урівноважуються. Цим характеризується відстань між атомами в молекулі, яку вони утворили (0,74Ао Отже, між‟ядерну відстань ще можна назвати довжиною зв„язку.
При дальшому зближенні атомів водню енергія системи зростає, а тому сили відштовхування збільшуються, молекула стає нестійкою. В цьому випадку між‟ядерна відстань збільшується, а енергія – зменшується.