Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
7777777777777777777777777777777777777777777777777777777777777777777777777777Главные и побочные подгруппы Периодической таблицы. d-Элементы.
Вернемся к формулировке Периодического закона:
Свойства элементов периодически изменяются в соответствии с зарядом ядер их атомов.
Постепенно переходя к атомам со все большим и большим зарядом ядра (и, следовательно, со все большим числом электронов), мы неизбежно столкнемся с элементами, у которых начинает заполняться d-подуровень. В ряду заполнения подуровней (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d …) первый встретившийся нам 3d-подуровень начинает заполняться электронами после 4s-подуровня.
Элемент с валентной оболочкой …4s2 – это кальций 20Ca. Следовательно, элемент с зарядом ядра Z = 21 (скандий 21Sc) будет первым d-элементом с валентной оболочкой …4s2 3d1.
Поскольку существует пять d-орбиталей, каждая из которых может вмещать только 2 электрона, постепенное их заполнение электронами должно дать 10 d-элементов. Это видно из табл. 4-4, где приведены электронные формулы элементов, начиная с 11Na до 21Sc (первого d-элемента) и дальше – до 10-го по счету d-элемента цинка 30Zn. Атомные номера d-элементов в табл. 4-4 выделены наклонным шрифтом.
Таблица 4-4. Электронные конфигурации элементов 3 и 4 периодов Периодической таблицы Д. И. Менделеева.
|
Пери-од |
Z |
Эле-мент |
1s |
2s |
2p |
3s |
3p |
3d |
4s |
|
|
3-й |
11 12 13 14 15 16 17 18 |
Na Mg Al Si P S Cl Ar |
2 2 2 2 2 2 2 2 |
2 2 2 2 2 2 2 2 |
6 6 6 6 6 6 6 6 |
1 2 2 2 2 2 2 2 |
1 2 3 4 5 6 |
s-элементы (11, 12) p-элементы (13-18) |
||
|
4-й |
19 20 21 22 23 … 30 …. |
K Ca Sc Ti V … Zn … |
2 2 2 2 2 … 2 … |
2 2 2 2 2 … 2 … |
6 6 6 6 6 … 6 … |
2 2 2 2 2 … 2 … |
6 6 6 6 6 … 6 … |
1 2 3 … 10 … |
1 2 2 2 2 … 2 … |
s-элементы (19, 20) d-элементы (21-30)
и так далее |
В традиционной (ее называют короткой) форме Периодической таблицы первый d-элемент скандий (Sc) попадает в клеточку, расположенную сразу за кальцием (Ca) – то есть в одну группу с бором (B) и алюминием (Al).
Но бор и алюминий – p-элементы. Их химические свойства не могут быть аналогичны свойствам d-элементов. Поэтому скандий помещен в одной группе с бором и алюминием, но не прямо под символами этих элементов, а в стороне – в так называемой побочной подгруппе. Так же пришлось поступить и с другими d-элементами (см. Периодическую таблицу). Итак, символы d-элементов в короткой форме периодической таблицы располагают не под символами других элементов данной группы, а выделяют в отдельную побочную подгруппу. d-Элемнты также выделяют цветом (чаще – голубым). Например: d-элементы титан (Ti), цирконий (Zr), гафний (Hf) и резерфордий (Rf) – это элементы побочной подгруппы IV-й группы. А p-элементы углерод (C), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn) и свинец (Pb) – это элементы главной подгруппы той же IV-й группы.
В короткой форме Периодической таблицы каждая группа элементов подразделяется на главную подгруппу и побочную подгруппу. В главную подгруппу входят s- и p-элементы, в побочную – d-элементы.
Или, в другой формулировке:
Подгруппы, в которых расположены s- и p-элементы, называют ГЛАВНЫМИ, а подгруппы с d-элементами – ПОБОЧНЫМИ ПОДГРУППАМИ. Главные и побочные подгруппы иногда обозначают соответственно буквами “А” и “Б”, или “А” и “В”, или “а” и “б”.
Элементы побочных подгрупп (d-элементы) называют ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными металлами (все d-элементы – металлы).
Термин “переходные металлы” возник вследствие того, что все d-элементы в периодах (строчках таблицы) служат как бы “переходным мостиком” от металлических s-элементов к p-элементам, среди которых уже много неметаллов. Иногда термин “переходные металлы” применяют и к f-элементам, о которых мы расскажем в следующем параграфе.
Поскольку в периодах (горизонтальных строчках Периодической таблицы) имеется всего по 2 s-элемента и по 6 p-элементов (в сумме 8), а d-элементов по определению должно быть больше (10 в каждом периоде), возникла масса неудобств в оформлении таблицы. Например, в VIII группе вместе с инертными газами (главная подгруппа) пришлось расположить не по одному, а по 3 элемента побочной подгруппы в каждой строчке!
Разумеется, ярко выраженные металлы – железо (Fe), кобальт (Co), никель (Ni) и другие элементы этой побочной подгруппы ничего общего не имеют с элементами главной группы: гелием, неоном, аргоном и другими инертными газами.
Электронное строение и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп могут не иметь ничего общего.
Совпадения носят скорее случайный характер. Например, скандий (Sc) имеет валентную оболочку из трех электронов: …4s2 3d1, поэтому проявляет в соединениях валентность III и степень окисления +3 точно так же, как его соседи (но в главной подгруппе) бор (2s2 2p1) и алюминий (3s2 3p1).
Другой пример: элемент побочной подгруппы марганец (Mn …4s2 3d5) может отдавать с валентной оболочки 7 электронов и иметь наибольшую степень окисления +7 точно так же, как находящиеся с ним в одной группе (но в главной подгруппе!) хлор, бром, иод. Но в I-й и особенно в VIII-й группах очень хорошо видно, насколько разные элементы собрались в главной и побочной подгруппах. Здесь действительно нет ничего общего между элементами главных и побочных подгрупп.
Существует гораздо более удобная – так называемая “длинная” форма Периодической таблицы, где эти трудности устранены. Именно длинная форма Периодической таблицы рекомендована ИЮПАК (см. словарь терминов) к использованию во всем мире еще в 1989 году. Здесь нет подгрупп, а есть только группы. Идея этой таблицы ясна из рис. 4-4.
Рис. 4-4. Схема расположения s, p, d и f-элементов в длинной форме Периодической таблицы
Вызовите из меню длинную форму Периодической таблицы и сравните ее с рис. 4-4. В длинной форме не VIII, а XVIII групп (и по правилам ИЮПАК они нумеруются не римскими, а арабскими цифрами). Десять d-элементов выделены в 10 самостоятельных групп. Вместе с двумя группами для s-элементов и шестью группами p-элементов общее количество групп составляет 18. В короткой форме таблицы только VIII групп – именно поэтому группы пришлось делить на подгруппы.
Из-за большего числа групп в длинной форме таблицы ее периоды уже не нужно делить на ряды. Ряды существуют только в традиционной (короткой) форме таблицы Менделеева для того, чтобы поместить 18 элементов в VIII колонок (групп). Из-за d-элементов в короткой форме таблицы в каждом периоде (начиная с 3-го, где появляются d-элементы) – по два ряда. В длинной форме ряды оказываются не нужны – там каждый период состоит только из одной строчки.
Длинная форма таблицы имеет еще одно важное достоинство – с ее помощью легко восстановить в памяти последовательность заполнения электронами уровней и подуровней в атомах элементов (это особенно важно на экзамене). Вместо того, чтобы запоминать уже известный нам ряд:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f 6d, …
можно по памяти начертить рис. 4-4 (это легче, чем может показаться на первый взгляд). В длинной форме таблицы все подуровни идут строго один за другим сверху вниз: под 1s мы видим 2s, 3s, и т.д.; под 2p мы видим 3p, 4p, и т.д.; под 3d мы видим 4d, 5d, и так далее. После этого сразу становится ясной последовательность заполнения всех электронных уровней любого элемента, даже еще не открытого. Нужно только помнить, что после 6s-подуровня заполняется 4f-подуровень, а после 7s-подуровня заполняется 5f-подуровень; f-элементы обычно выносят в отдельные строчки внизу таблицы, чтобы не делать ее “сверхдлинной” (такая таблица тоже существует и является наиболее строгой и логичной среди всех существующих форм Периодической таблицы, но она неудобна для печати).
Кстати, из длинной формы таблицы и рис. 4-4 следует, что начиная со 113-го элемента наступит черед открытий элементов, заполняющих свой 7p-подуровень.
Разумеется, длинная форма Периодической таблицы смогла появиться только после того, как выяснилось электронное строение атомов и стало понятно отличие d-элементов от s- и p-элементов.
Несмотря на рекомендации ИЮПАК 1989 года, в России традиционно продолжают пользоваться короткой формой таблицы Д. И. Менделеева. Именно на нее ориентированы задания ЕГЭ и программы по химии. Только она (за редким исключением) до сих пор печатается в российских школьных учебниках. Разумеется, это неправильно и надо постепенно исправлять ситуацию. Но в любом случае полезно разбираться и в короткой форме Периодической таблицы, которая еще долго будет присутствовать в российском школьном образовании. Тем не менее, будущее, безусловно, за длинной формой Периодической таблицы.
999999999999999999999999999999999999
Типи хімічних зв'язків. Електростатична, ковалентний зв'язок. Ковалентний зв'язок в органічних сполуках. Будова метану. Будова молекул з N, O-атомами з неподеленной парою електронів. Будова та фізико-хімічні властивості органічних сполук.
Зв'язок між частинками найкраще визначати через енергію, яку система втрачає при утворенні сполуки - аддукт.
1. Електростатична зв'язок
Іонний зв'язок
Іон-дипольномувзаємодія
Диполь-дипольномувзаємодія
2. Ковалентний зв'язок - зв'язок, утворена двома електронами
Перехід від ковалентного зв'язку до іонної
|
ковалентний зв'язок |
полярна ковалентний зв'язок |
іонний зв'язок |
|
А: А |
+ В: А - |
М + А - |
Молекула водню Н 2
Довжина зв'язку
Енергетична діаграма для розпушують і зв'язує орбіталей
3. Структури Льюїса
Зв'язок між атомами забезпечується електронними парами (американський хімік Джилберт Льюїс)
4.1 Довжина зв'язку
Мінімальна відстань між атомами відповідає мінімальної потенційної енергії системи.
Крива потенційної енергії (енергетичний профіль)
2 - ділянка тяжіння, викликаного індукованої поляризацією (дисперсійні сили Лондона).
Половина відстані, що розділяє атоми в точці 3, відповідає вандерваальсови радіусу.
Вандерваальсови радіуси
|
Атом або група |
Вандерваальсов радіус, Å |
|
Br |
1,35 |
|
CH2 |
2,0 |
|
CH3 |
2,0 |
|
Cl |
1,8 |
|
F |
1,35 |
|
H |
1,2 |
|
I |
2,15 |
|
N |
1,15 |
|
O |
1,4 |
4.2 Полярність зв'язку
Діоксид вуглецю, що представляє собою лінійну молекулу, має нульовий дипольний момент, а дипольний момент діоксиду сірки, нелінійної молекули, дорівнює 1,6 Д.
Дипольний момент може бути рссчітан за формулою:
= e l
e-елементарний заряд
l-відстань між центрами позитивних і негативних зарядів.
Дипольний момент вимірюють у дебай (Д). 1 дебай дорівнює 10-18 е · см
Середня величина дипольних моментів зв'язків та функціональних груп
|
Структурна одиниця |
Дипольний момент, Д |
|
H-Br |
0,74 |
|
H-Cl |
1,03 |
|
HN |
1,3 |
|
HO |
1,5 |
|
HS |
0,7 |
|
C-Cl |
1,9 |
|
CN |
1,0 |
|
CO |
1,2 |
|
C = O |
2,7 |
|
C-NO2 |
4,0 |
4.3. Енергія зв'язку
Процес, в результаті якого розривається ковалентний зв'язок і кожен з фрагментів зберігає один електрон, називається «гомолізу» або «гомолитического розщепленням».
XY X + Y гомолитического розщеплення
Енергія, що вимагається для гомолитического розщеплення окремої зв'язку та освіти двох нейтральних атомів, називається енергією дисоціації (ккал / моль).
Середня величина енергії, необхідна для розриву окремої зв'язку називається енергією зв'язку.
Енергія зв'язків, ккал / моль
|
HC |
99 |
|
CC |
80 |
|
CO |
81 |
|
CN |
62 |
|
CS |
65 |
|
HN |
84 |
|
CF |
102 |
|
C-Cl |
77 |
|
CI |
56 |
|
HO |
110 |
Енергетичний профіль освіти А2
5. Зв'язок в органічних сполуках
Ковалентний зв'язок характерний для сполук вуглецю, саме цей зв'язок має основне значення в хімії органічних сполук.
Приклади написання моделей зв'язків.
атомні орбіталі вуглецю
Елементи простору, в якому найбільш ймовірно знаходження електрона, називають орбиталью. Орбіталі відрізняються формою і енергією.
6. Будова метану
Електронна конфігурація основного стану ізольованого атома вуглецю:
Розгляд електронної будови метану дає підставу стверджувати, що вуглець 2-х Валента і повинен утворювати з'єднання будови СН2, проте в метані вуглець з'єднання 4 атомами вуглецю. Щоб отримати 4-х валентний вуглець, необхідно мати наступну схему розподілу електронів:
Збуджений стан атома включає утворення чотирьох нових зовнішніх орбиталей шляхом «гібридизації» 2s-орбіталі і всіх трьох 2р-орбіталей. Чотири гібридні орбіталі мають однакову енергією, і кожна з них позначається 2sp3. Гібридні орбіталі мають найбільший ступінь спрямованості, вони точно еквівалентні один одному. Головні осі чотирьох гібридних орбіталей спрямовані до кутів правильного тетраедра - розташування, при якому орбитали максимально віддалені один від одного.
Кут зв'язку (109,50) визначається умовою максимального перекривання гібридних орбіталей з орбіталями водню.
Довжина зв'язку в метані 1,09 A.
Енергія зв'язку 102 ккал / моль (417,05 • 103Дж/моль)
На відміну від іонного зв'язку, міцність якої однакова в усіх напрямках, ковалентний зв'язок є спрямованою.
Для вуглецю можливі три типи гібридизації:
7. Будова молекул з n, o-атомами з неподеленной парою електронів
NH3
Енергія зв'язку 103 ккал / моль (431,24 • 103Дж/моль)
Н2О
Енергія зв'язку 103 ккал / моль (431,24 • 103 Дж / моль)
Наявність вільних електронів у аміаку і води надає їм основні властивості, сильніші в аміаку.
8. Будова та фізико-хімічні властивості
Т пл., Т кип., Розчинність.
Фізичні властивості дають інформацію про будову речовини. Будова дозволяє передбачити фізичні властивості.
Порівняти іонні та неіонні з'єднання:
NaCl Т пл 801 0 С
СН 4 Т пл. -183 0 С
Міжмолекулярні сили
Диполь-дипольномувзаємодія, вандерваальсови сили (індуцір. диполь)
NaCl Т кип 1413 0 С (іонна пара - газоподібний стан)
CH 4 Т кип -161,5 0 С
H 2 O 100 0 С
NH 3 -33 0 С
Розчинність
Іон-дипольномувзаємодія
Na + НОН
сольватація гідратація
Подібне розчиняється в подібному. Розчинність визначається полярністю.
СН 4 і CCl 4 нерозчинні у воді
СН 3 ОН розчинний у воді.
11111000000000000
Сту́пінь оки́снення — умовний електростатичний заряд, який приписують атому в молекулі, припускаючи, що електронні пари, які здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш електронегативних атомів (тобто припускаючи, що всі зв'язки даного атома мають 100% йонний характер).
Ступінь окиснення, на відміну від валентності, може мати позитивне, негативне, нульове і дробове значення. Це значення зі знаком плюс чи мінус перед арабською цифрою зазначається над символом елемента: Наприклад:
+1 −2
Н2O,
або справа зверху від нього (в текстовому режимі):
Н+12O−2.
Коли в тексті (не у формулі) необхідно позначити ступінь окиснення елемента, його записують одразу після символу або назви елемента без пробілів у круглих дужках. Наприклад, Оксиген(−2), О(−2), Ферум(+3), Fe(+3) чи залізо(0), Fe(0).
1111111110000000000
Вале́нтність — це число, яке показує, зі скількома одновалентними атомами може сполучатися атом даного елемента або сполуки; скільки таких атомів він може замістити. Валентність характеризує здатність атома утворювати певну кількість хімічних зв'язків, яка може бути пов'язаною із здатністю атомів віддавати або приєднувати певне число електронів.
Мірою валентності елементу є кількість атомів водню (або іншого одновалентного елементу), яку атом даного елементу може приєднати чи замістити. Так, у сполуках HCl, H2O і хлор є одновалентним, кисень — двовалентним, а азот — тривалентним, бо вони сполучені відповідно з одним, двома і трьома атомами водню.
Валентність хімічного елемента можна визначати тільки за формулою його сполуки з воднем.
Деякі елементи мають сталу валентність, а деякі — змінну. Наприклад, Гідроген, Натрій Калій у своїх сполуках бувають тільки одновалентні, Кальцій, Барій, Магній, Цинк і Оксиген — тільки двовалентні, а Бор і Алюміній — тільки тривалентні. Більшість хімічних елементів мають змінну валентність. Так, мідь може бути одновалентна (CuCl) і двовалентна (CuCl2), залізо — двовалентне (FeCl2) і тривалентне (FeCl3), вуглець — двовалентний (CO) і чотиривалентний (CO2), сірка — чотиривалентна (SO2) і шестивалентна (SO3) і т. д.
Що стосується природи валентності, тобто природи тих сил, які обумовлюють собою хімічний зв'язок атомів у молекулах, то вона довгий час залишалася невідомою. Лише коли стала відома будова атомів, з'явилися теорії, які пояснювали причину різної валентності хімічних елементів і природу хімічного зв'язку їх атомів. Найважливішими з цих теорій є теорія про електровалентний, або іонний хімічний зв'язок і теорія про ковалентний, або атомний, хімічний зв'язок.