Морозова Елена Германовна , кандидат химических наук Введение в естествознание (учебное пособие) Рецензент: кандидат геолого-минералогических наук, священник Константин Буфеев Учебное пособие представляет собой курс естествознания, который может быть использован в системе высшего гуманитарного и среднего общего образования.
Открытие частиц, составляющих атом, и исследование структуры атомов а затем и молекул, знание электронного и ядерного строения атомов позволило увидеть более глубокий смысл в периодизации элементов, предложенной Д. И. Менделеевым. Из рассмотрения электронных конфигураций атомов наглядно прослеживается периодичность свойств элементов. Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, объясняется периодическим изменением числа электронов на их внешних энергетических уровнях.
По числу энергетических уровней атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного уровня, во втором периоде — из двух, в третьем — из трех, в четвертом — из четырех и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень. В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.
Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li , Na , К, Rb , Cs ,); (Be , Mg , Ca , Sr ); (F , CI , Br , I ); (He , Ne , Ar , Кг, Хе) и т. д. Каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li , Na , К, Rb , Cs в 1 группе, F , CI , Br , I — в VII и т. д.
Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства. Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d -подуровне и равна 10 в каждом из больших периодов.
Поскольку в периодической системе химических элементов одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так называемые триады Fe — Со — Ni , Ru — Rh — Pd , Os — I r — Pt ), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8. По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу Периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f подуровне, т. е. 14.
Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней. На базе современных представлений периодический закон, являющийся основой систематизации на всех уровнях химической формы движения материи, формулируется так.
Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера), т. е. заряд ядра определяет индивидуальность элементов и их свойства. Свойства соединений зависят также от энергии связи между атомами. Энергия связи в химических соединениях Атомы элементов взаимодействуют между собой или с атомами других элементов и образуют при этом более или менее сложные частицы. Лишь немногие химические элементы (благородные газы)
в обычных условиях находятся в состоянии одноатомного газа. Среди частиц, образуемых совокупностью атомов, обычно выделяют молекулы, молекулярные ионы и свободные радикалы. Связь между атомами, обусловленная действием электростатических сил, т. е. сил взаимодействия электрических зарядов, носителями которых являются электроны и ядра атомов, носит название «химической связи».
В образовании химической связи между атомами главную роль играют электроны, расположенные на внешней оболочке и, следовательно, связанные с ядром наименее прочно, так называемые валентные электроны. Именно поэтому строение валентной электронной конфигурации атомов является характерной особенностью каждого элемента в периодичной системе элементов Д. И.
Менделеева и определяет способность элементов к образованию химической связи. Согласно теории химической связи, наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из двух или восьми электронов (электронные группировки благородных газов). Это и служит причиной того, что благородные газы при обычных Уровнях не вступают в химические реакции с другими элементами.
Атомы же, имеющие на внешней оболочке менее восьми (или двух) электронов, стремятся приобрести структуру благородных газов. Такая закономерность позволила сформулировать положение, которое является основным при рассмотрении условий образования молекулы: при образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дуплет) оболочки.
Образование устойчивой электронной конфигурации может происходить несколькими способами и приводить к молекулам (и веществам) различного строения, поэтому различают несколько типов химической связи. Таковы ионная, ковалентная, металлическая, водородная и ван-дер-ваальсовая связи. Отнесение химической связи в конкретной частице к определенному типу не всегда является простой задачей.
Для ее решения приходится учитывать целую совокупность химических И физических свойств. Любая химическая связь образуется только тогда, когда сближение атомов приводит к понижению полной энергии системы (суммы кинетической и потенциальной энергий) при характерных для данных соединений межъядерных расстояниях г и энергиях взаимодействия атомов Е.
Существуют два принципиальных механизма образования ковалентной связи — обменный и донорно-акцепторный. Обменный механизм образования ковалентной связи делает понятной следующая иллюстрация. Пусть имеются два отдельных, изолированных атома водорода. При сближении этих атомов силы электростатического взаимодействия — силы притяжения электрона одного атома водорода к ядру другого атома водорода и электрона другого атома водорода к ядру другого атома водорода будут возрастать: атомы начнут притягиваться друг к другу.