Лекция на тему: "Химия и периодическая система элементов Д.И. Менделеева"

Тема 1. Химия  и периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Введение

В данном курсе химии, мы будем исходить из того, что курсант изучил школьный курс наук и вследствие этого обладает немалым объемом знаний. Учить его химии нет необходимости, а главной задачей является осмысление ранее изученного, понимание его на новом уровне усвоения всего комплекса естественнонаучного знания.

Исторически сложившиеся в мире системы подготовки инженеров при всех национальных и отраслевых различиях имеют единую четырёхступенчатую структуру:

1. На младших курсах изучаются ФУНДАМЕНТАЛЬНЫЕ НАУКИ, которые представляют собой системы знаний о наиболее общих законах и принципах нашего мира. Это - Физика, Химия, Математика, Информатика, Теоретическая механика, Философия, Политология, Психология, Экономика, История и т.п.

2. Далее изучаются ПРИКЛАДНЫЕ НАУКИ, которые изучают действие фундаментальных законов природы в частных областях жизни, таковыми являются  Механика,  Сопротивление материалов, Теория механизмов и машин  и т.п.

3. На старших курсах (3-й и выше) студенты приступают к изучению ОБЩЕТЕХНИЧЕСКИХ ДИСЦИПЛИН отраслевые различия здесь ещё сравнительно невелики.

4. Обучение завершается освоением СПЕЦИАЛЬНЫХ ДИСЦИПЛИН.

Химия – наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения веществ, а также явления, сопровождающие эти превращения.

Повышение уровня подготовки по фундаментальным наукам, к числу которых относится и неорганическая химия, являющихся движущей силы научного и технического прогресса. Чем глубже, шире, прочнее фундаментальное образование, тем луч­ше приспособлен специалист к  решению новых  практических задач.

Роль  химия в жизни и практической деятельности:

Химия имеет огромное значение не только для практической деятельности человека, но и для научного понимания картины мира.

-     способствует развитию образного мышления;

-     дает знания о нежелательных химических процессах (коррозия металлов, старение полимеров);

-      дает знания о биологической роли химических элементов, влиянии их на организм человека и др.

-     помогает освоению системы знаний о фундаментальных теориях, необходимых для понимания естественнонаучной картины мира;

-     дает возможность овладению умениями: характеризовать свойства веществ, химические реакции; выполнять лабораторные эксперименты; проводить расчеты по химическим формулам и уравнениям; ориентироваться и принимать решения в проблемных ситуациях, связанных с знанием химии;

-     помогает развитию политехнической направленности образования при изучении способов промышленного получения наиболее важных веществ;

-     способствует развитию познавательных интересов, интеллектуальных и творческих способностей;

-     воспитание убежденности в необходимости химических знаний для любого инженера, положительной роли химии в решении экологических и других проблем, стоящих перед современным обществом; понимание все возрастающей роли химии как основы современного материаловедения;

-     воспитание качеств личности, способствующих сознательному выбору инженерной или другой профессии.

1.1.  Первые модели строения атома

Модель – упрощенное и наглядное изображение сложной системы; она воспроизводит лишь определенные, важные для правильного понимания стороны предмета или явления; дает искусственное схематическое представление действительности.

Модель Резерфорда

Суть планетарной модели строения атома (Э. Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим утверждениям:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожно малую часть пространства внутри атома.

2.Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.

3.Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Модель является наглядной и полезной, но она  имеет недостатки.

В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением, должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него, в результате чего, атом бы разрушился, чего нет в действительности.

Теория Бора

В 1913 г. датский физик Н. Бор предложил свою теорию строения атома. В основу была положена модель Резерфорда при следующих предположениях (постулатах):

1.Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

2.При движении по этим орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.

3.Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходных состояниях

Теория Бора объяснила физическую природу атомных спектров как результата перехода атомных электронов с одних стационарных орбит на другие; позволила рассчитывать спектры.

Однако теория Бора страдала внутренней противоречивостью, например: - где находится электрон в процессе перехода с одной орбиты на другую (промежуточные состояния запрещаются)?

- теория не смогла объяснить  причины различной интенсивности линий в атомном спектре.

Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.

1.2. Квантово-механическая модель атома водорода

         Квантовая теория строения атома базируется на следующих основных положениях:

         Согласно этой теории, электроны в атоме могут иметь определенные (дискретные) значения энергии:

 - энергетические уровни;

 - энергетические подуровни;

 - занимать определенные области в пространстве.

Область пространства, в которой вероятность нахождения электрона наибольшая (> 95%) – называется атомной орбиталью (атомной орбиталью).

Поведение электрона в атоме описывается волновым уравнением Шредингера. Оно связывает энергию, координаты и волновую функцию. Квадрат волновой функции f² определяет вероятность нахождения электрона в данной точке пространства.

Решение уравнения Шредингера для атома водорода определяет возможные энергии для электрона (энергетические уровни), а также области пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона (орбитали, атомные орбитали (АО)).

 При решении уравнения Шредингера вводятся три постоянные (три квантовых числа): главное квантовое число п, орбитальное квантовое число l и магнитное квантовое число m_i.

Если для атома водорода решать не Уравнение Шредингера, а более точное уравнение Дирака, то появляется еще одно квантовое число - спиновое, которое может принимать  два значения +1/2 и -1/2 и характеризует  две возможные ориентации в пространстве собственного момента количества движения электрона (спина). Для изображения этого квантового числа часто используют стрелки, направленные вверх или вниз.

Квантовые числа электронов

Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси.

Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.

         Энергетические урони разделяются на энергетические подуровни, обозначаемые буквами s, p, d, f.

 Число подуровней соответствует номеру уровня, например: первый энергетический уровень имеет один подуроваень, второй – два, третий – три и так далее.

Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Общая формула: l = n-1. Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы.

Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l - подуровнем.

Для

l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера

l=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель

l=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы

f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы

S - орбиталь	Три p – орбитали

Пять d – орбиталей

На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = (n - 1) = 0. Форма обитали - сферическая; на первом энергетическом только один подуровень - 1s.

Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения:

l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне;

l =  1, p- орбиталь - гантель.

Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня - 2s и 2p.

 Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения:

l = 0, s- орбиталь - сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне;

l = 1, p- орбиталь - гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне;

l = 2, d- орбиталь сложной формы.

Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня - 3s, 3p и 3d.

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -l до +l, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (m_l = 2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.

Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m_l = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве.

Для p- орбитали (l = 1) - три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3):

m_l = -1, 0, +1.

Для d- орбитали (l = 2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5):

m_l = -2, -1, 0, +1, +2.

Для f- орбитали (l = 3) - семь равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 7):

m_l = -3,-2, -1, 0, +1, +2,+3.

Таким образом, на s- подуровне - одна, на p- подуровне - три, на d- подуровне - пять, на f- подуровне - 7 орбиталей.

Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси.

Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.

         Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки

   .

Соответственно для:

s – подуровня   одна АО   ,

p – подуровня   три АО        ,

d – подуровня    пять АО              ,

f – подуровня     семь АО                    .

1.3. Строение многоэлектронных атомов

В атоме водорода электроны находятся в силовом поле, которое создается только ядром. В многоэлектронных атомах на каждый электрон действуют не только ядро, но и все другие электроны. При этом электронные облака отдельных электронов как бы сливаются в одно общее многоэлектронное облако.

Ранее мы установили, что состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать три основных положения:

 - принцип наименьшей энергии;

 - принцип Паули;

 - правило Хунда (Гунда).

Принципы заполнения орбиталей

1. Принцип наименьшей энергии (Правило Клечковского): в основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

2. Принцип Паули: на каждой орбитали может находится один электрон или параэлектронов с противоположными спинами, поэтому каждый электрон может иметьтолько один набор из четырех квантовых чисел

3. Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

         В пределах одного подуровня свободные орбитали заполняются электронами поодиночке, и только когда на каждой орбитали уже есть по одному электрону, последующие электроны образуют электронные пары с уже имеющимися на орбиталях электронами.

Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. Например: для углерода ₆C = 1s² 2s² 2p²

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденном состояниях электроны могут находиться на любых орбиталях атомов.

1.4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

В 1869 году Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Периодическая система элементов – это графическое изображение периодического закона.

Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента на один электрон больше, чем у предыдущего. Приведем записи электронных конфигураций первых двух периодов.

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
1	1	Н	1s1
	2	Не	1s2
	3	Li	1s22s1
2	4	Be	1s22s2
	5	B	1s22s22p1
	6	C	1s22s22p2
	7	N	1s22s22p3
	8	O	1s22s22p4
	9	F	1s22s22p5
	10	Ne	1s22s22p6

Первый период состоит из двух элементов водорода и гелия. Электрон, который последний заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. Первый период – это s-элемент.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа элементов:

1) s-элементы – последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;

2) р-элементы – р-подуровень внешнего энергетического уровня;

3) d- элементы – d-подуровень предпоследнего энергетического уровня;

4) f- элементы – f-подуровень третьего снаружи уровня.

Элементы со сходной электронной конфигурацией внешних энергетических уровней обладают и сходными химическими свойствами.

Периодом в периодической системе называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания ядер их атомов. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего энергетического уровня.

Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом (металл щелочной группы) и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, т.е. в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойство металлических к типично неметаллическим. что связывается с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Первые три периода содержат только s- и р- элементы. Четвертый и последующие включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d- и f-подуровней соответствующих внутренних энергетических уровней. f-Элементы объединяются в семейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами (5f-элементы).

Группой называются  вертикальные колонки, в которых объединены элементы, имеющие сходное электронное строение.

 В короткопериодном варианте таблицы всего 8 групп, каждая из которых состоит из главной и побочной подгрупп.

Главная подгруппа обозначается буквой А, в нее входят элементы у которых последние электроны расположены на s или p подуровне.

Побочная подгруппа обозначается буквой Б, в нее входят переходные элементы, где последние электроны расположены на d- и f-подуровнях.

Элементы - аналоги (т.е. расположенные в одной подгруппе) имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при разных значениях главного квантового числа n и поэтому проявляют сходные химические свойства.

Номер группы, как правило, указывает число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей.

Элементы, принадлежащие к одной группе, характеризуются одинаковой максимальной положительной степенью окисления, которая равна номеру группы. Максимальная отрицательная степень окисления равна номеру группы минус 8.

 В этом состоит физический смысл номера группы.

1.5. Периодические свойства элементов

Ранее установлено, что: атом состоит из положительно заряженного ядра и элек­тронной оболочки.

Ядро атома построено из протонов, несу­щих заряд, и незаряженных нейтронов. Протоны (р⁺), нейтро­ны (п°) и электроны (е~) относят к элементарным частицам. Массы протонов и нейтронов примерно равны, а масса электрона в 2000 раз меньше.

Общее число протонов и нейтро­нов в атомном ядре называют массовым числом (А):

А = N(n°) + N(p⁺)

Число протонов определяет заряд ядра. Число электронов в атоме равно заряду его ядра (Z), или числу протонов, поэтому атом заряда не имеет:

Z = N(p⁺) = N(e~)

При присоединении атомом одного или нескольких элект­ронов образуется анион, при отдаче электронов возникает ка­тион. Разновидности определенного вида атомов, имеющие одинаковое число протонов и электронов, но разное число нейтронов и, значит, разные массы, называются изотопами.

Рассмотрим зависимость некоторых свойств атомов от строения их электронных оболочек.

1) Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z:

-  в пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома. Это объясняется увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда;

-  в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Это объясняется появлением нового электронного слоя.

2) Энергия ионизации (I) – энергия, необходимая для превращения нейтрального атома в положительно заряженный ион.

В периоде энергия ионизации постепенно увеличивается, так как увеличивается заряд ядра, а радиус уменьшается.

В подгруппе, с увеличением атомного номера энергия ионизации уменьшается – эта закономерность связана с возрастанием радиусов атомов. Кроме того, увеличение числа промежуточных электронных слоев, расположенных между ядром атома и внешними электронами, приводит к более сильному экранированию ядра, т.е. к уменьшению его эффективного заряда.

3) Сродство к электрону (Е) – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому.

Отрицательное значение Е означает, что присоединение электрона к атому требует затраты энергии. Сродство к электрону атомов металлов близко к нулю  или отрицательно и тем больше, чем ближе к благородному газу расположен неметалл.

4) Электроотрицательность – способность атома к присоединению электрона при образовании химической связи.

Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта ха­рактеристика имеет условный характер. Однако ее использование по­лезно для объяснения типа химических связей и свойств соединений.

Электроотрицательность определяется как полусумма энергии ионизации и сродства к электрону:

В периодах ЭО возрастает слева направо, в главных подгруппах она возрастает снизу вверх.