Главная > Химия > Составление химических уравнений
<< Предыдущий параграф
Следующий параграф >>
<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Макеты страниц

Переход нейтральных атомов в ионное состояние.

При химических реакциях атомное ядро остается без изменения. Химические свойства атомов связаны со структурой их электронных орбиталей. При этом решающую роль играют электроны, находящиеся на внешнем электронном уровне атома. Влияние на свойства атомов (и ионов) электронов второго и третьего снаружи уровней сказывается значительно слабее.

Как известно, электронная оболочка атома состоит из нескольких энергетических уровней (их обозначают буквами K, L, М, N, О, Р и Q). Максимальное число возможных электронов на энергетическом уровне определяется формулой:

где N — максимальное число электронов на данном уровне, n — номер уровня.

Так, первый, ближайший к ядру, уровень К (n=1) может содержать не более 2 электронов, второй уровень L (n=2) не более 8, третий уровень М (n=3) не более 18, четвертый уровень N (n=4 не более 32 и т. д. Больше 32 электронов ни на одном из уровней не содержится. Число электронов на внешнем уровне не может превышать 8, а на предпоследнем 18.

Изучение атомных спектров показало, что электроны на одном энергетическом уровне находятся в разных энергетических состояниях с близким» но отличающимся запасом энергии. Таким образом, каждый энергетический уровень подразделяется на несколько квантовых подуровней энергии, причем число подуровней в каждом уровне равно номеру уровня, т. е. на 1 уровне (2 электрона) только 1 подуровень (-подуровень); на 2 уровне (8 электронов) 2 подуровня: -подуровень — 2 электрона и р-подуровень — 6 электронов; на 3 уровне (18 электронов) 3 подуровня: -подуровень — 2 электрона, р-подуровень — 6 электронов и -подуровень — 10 электронов; на 4 уровне (32 электрона) 4 подуровня: -подуровень — 2 электрона, р-подуровень — 6 электронов, -подуровень — 10 электронов и -подуровень — 14 электронов.

Все элементы периодической системы Д. И. Менделеева в зависимости от того, на каком подуровне появляется очередной электрон каждого последующего элемента, делятся на s-,p-, d- и f-элементы.

В атомах s-элементов пополняется электронами подуровень s внешнего уровня. К s-элементам относятся элементы главных подгрупп I и II групп периодической системы, а также водород и гелий.

В атомах p-элементов пополняется электронами подуровень p внешнего уровня. К ним относятся элементы главных подгрупп III—VII, а также инертные элементы, кроме гелия.

У d-элементов происходит пополнение электронами d-подуровня, соседнего с внешним уровнем. К ним относятся элементы побочных подгрупп. На внешнем уровне d-элементов находится 2 электрона или реже 1 (у палладия оба внешних электрона находятся на d-подуровне).

У f-элементов пополняются электронами f-подуровень четвертого уровня у лантаноидов и пятого у актиноидов (т. е. третьего снаружи энергетического уровня). К ним относятся лантаноиды и актиноиды. На внешнем уровне у них имеется 2 электрона, а на предпоследнем 8 или реже 9 электронов.

Так как химические свойства элементов зависят главным образом от самых внешних уровней, то изменение числа электронов на 3-м снаружи уровне проявляется очень слабо и все -элементы по химическим свойствам похожи друг на друга.

Электроны внешнего энергетического уровня (а иногда и , считая снаружи) являются валентными. Валентные электроны наиболее удалены от ядра, наименее прочно связаны с ним, легче всего подвергаются внешним воздействиям.

Состав внешнего энергетического уровня атомов элементов периодической системы с возрастанием порядкового номера изменяется периодически. В зависимости от этого и химические свойства элементов изменяются периодически. У элементов, атомы которых имеют сходные структуры и одинаковое число электронов на внешнем уровне, химические свойства оказываются сходными, хотя общее число электронов и заряд ядра у них различны.

Все элементы периодической системы по химическому поведению и физическим свойствам можно разделить на металлы, неметаллы и инертные элементы (благородные газы).

Металлы, как правило, имеют на наружном энергетическом уровне 1, 2 или 3 электрона.

В периодической таблице элементов к металлам относятся все элементы I, II, III групп, элементы IV группы - и , V группы кроме N, Р, , побочные группы VI и VII, VIII группа, а также лантаноиды и актиноиды, т. е. в периодической системе подавляющее большинство — 82 элемента — металлы. Металлы в реакциях окисления — восстановления проявляют восстановительные свойства, отдавая свои электроны, переходят в положительно заряженные ионы. Отрицательно заряженных ионов они практически не образуют.

Атомы неметаллов на внешнем энергетическом уровне имеют 7, 6, 5, и 4 электрона.

К ним относятся: элементы IV основной подгруппы — углерод и кремний, V основной подгруппы — азот, фосфор и мышьяк, VI — основной подгруппы — О, , Те, VII основной подгруппы — . К неметаллам относятся, как указано выше, Н и В.

Неметаллы в реакциях в зависимости от условий могут принимать электроны (до октета), т. е. выступать в качестве окислителей, и отдавать электроны, т. е. быть восстановителями.

Неметаллов в периодической таблице всего 16.

Инертные элементы (благородные газы) — это 6 элементов периодической системы: Не, . Для них характерна устойчивость внешних энергетических уровней (у Не на внешнем уровне 2 электрона, у остальных инертных элементов по 8), что обусловливает их химическую инертность. В обычных условиях атомы инертных элементов не принимают и не отдают электронов, т. е. не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств.

В последнее время установлено, что и эти элементы образуют химические соединения. Помимо кристаллогидратов, например , получены , а также соединения и с хинолином.

В 1962 г. Бартлетт показал, что ксенон окисляется , образуя соединение .

Другим исследователям прямым взаимодействием с удалось получить .

Установлено, что с фтором реагирует и радон.

В малых периодах периодической системы с возрастанием порядкового номера число электронов на внешнем уровне непрерывно увеличивается; в связи с этим металлические свойства — способность к отдаче внешних электронов — ослабляются, а неметаллические свойства — способность к принятию внешних электронов — увеличиваются.

Каждый период периодической системы (кроме первого) начи-нается с типичного металла и заканчивается благородным газом.

В больших периодах отдача и принятие электронов в общем происходит так же, как и в малых периодах, с той лишь разницей, что металлические свойства ослабевают гораздо медленнее, так как в них происходит пополнение электронами не последнего электронного слоя, а предпоследнего, у лантаноидов и актиноидов, расположенных в 6-м и периодах, даже третьего энергетического уровня, считая от внешнего. Поэтому в 4-м периоде все элементы первой половины периода имеют на внешнем уровне 2 (реже 1) электрона и характеризуются преобладанием металлических свойств.

У элементов второй половины 4-ого периода (начиная с и кончая ) число электронов на внешнем уровне растет постепенно, как и в малых периодах, и, следовательно, металлические свойства постепенно ослабляются, неметаллические усиливаются.

В пределах главных подгрупп по мере увеличения порядкового номера элемента число электронных уровней у атомов возрастает, внешние электроны располагаются на сравнительно большем расстоянии от ядра, а потому способность их в реакциях переходить к другим атомам, как правило, усиливается; способность же присоединять к себе электроны других атомов ослабляется.

При столкновении или при сближении нейтральных атомов один атом принимает электроны, другой их отдает. Атом, отдающий электроны, может перейти в состояние положительно заряженного иона; атом, принимающий электроны, — в состояние отрицательно заряженного иона.

Например:

Положительно заряженные ионы образуют атомы всех элементов, за исключением инертных элементов и фтора.

Если на внешнем уровне атома имеется один электрон и атом относится к -элементам, то он отдает, как правило, только один электрон и переходит в состояние однозарядного положительного иона. Так, щелочные металлы образуют только однозарядные ионы: .

Если на внешнем уровне атома имеется два электрона и атом относится к -элементам, то, как правило, он отдает сразу два электрона и образует двухзарядный положительный ион. Так, атомы II группы периодической системы элементов (четный ряд) образуют ионы .

Если внешний энергетический уровень атома состоит из трех, пяти или семи электронов и атом относится к р-элементам, то он может отдавать последовательно от 1 до 7 электронов.

Атомы, внешний уровень которых состоит из трех электронов, могут отдавать один, два и три электрона. Так, алюминий образует ион , индий — ионы , таллий — ионы и .

Атомы, внешний уровень которых состоит из пяти или семи электронов, как, например, азот и хлор, образуют несколько ионов.

У атомов, внешний уровень которых состоит из четного числа (четырех, шести или восьми) электронов, электроны отрываются парами. Например, атом олова, внешний энергетический уровень которого состоит из четырех электронов, образует ионы и

У d-элементов в первую очередь отрываются электроны внешнего уровня, затем электроны соседнего с внешним уровня, пока в нем не останется восемь электронов.

У f-элементов (лантаноиды и актиноиды) в первую очередь отрываются электроны внешнего уровня, затем соседнего с внешним и, наконец, третьего, считая от внешнего уровня. Лантаноиды, как правило, образуют трехзарядные ионы. Кроме того, и в некоторых соединениях образуют четырехзарядные ионы, а , и — двухзарядкые ионы.

Актиноиды в соединениях могут проявлять следующие валентности: -3, 4; -3, 4, 5; U — 3, 4, 5, 6; -3, 4, 5, 6; -3, 4, 5, 6;

-3, 4, 5, 6;-3, 4;-3, 4; - 3;- 3; - 3; - 3.

Отрицательно заряженные ионы образуются за счет того, что атомам, внешний уровень которых состоит из пяти, шести и семи электронов (неметаллы), легче присоединить еще несколько электронов до восьми на внешнем уровне, чем отдать их. Например:

Атомы, внешний уровень которых содержит один, два и три электрона, отрицательно заряженных ионов не образуют. Чтобы пополнить свой наружный слой до восьми, они должны притянуть пять, шесть и семь электронов, что, естественно, труднее, чем потерять один, два, три электрона.

Нетрудно установить, что

а) наиболее энергично притягивают электроны, при прочих равных условиях, те атомы, внешний уровень которых состоит из семи электронов, т. е. те атомы, которым до полного заполнения внешней электронной оболочки достаточно притянуть один избыточный электрон;

б) наименее энергично притягивают электроны те нейтральные атомы, внешний уровень которых состоит из четырех электронов, т. е. атомы, которым для образования октета необходимо еще четыре электрона;

в) чем больше радиус атома, тем избыточные электроны удерживаются слабее.

Следует еще раз подчеркнуть, что положительно заряженные ионы образуют металлы; отрицательно заряженные ионы образуют неметаллы; атомы инертных газов в обычных условиях ни положительно, ни отрицательно заряженных ионов не образуют (табл. 9, 10).

Таблица 9. Изменение числа электронов на внешнем уровне атомов в процессе реакций окисления — восстановления

Таблица 10. Окислительно-восстановительная способность атомов и ионов

<< Предыдущий параграф Следующий параграф >>
Оглавление