Морозова Елена Германовна , кандидат химических наук Введение в естествознание (учебное пособие) Рецензент: кандидат геолого-минералогических наук, священник Константин Буфеев Учебное пособие представ

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.

Одновременно будут возрас­тать и силы отталкивания между одноименно заряженными ядрами атомов и между электронами этих атомов. Это при­ведет к тому, что атомы смогут сблизиться между собой на­столько, что силы притяжения будут полностью уравновеше­ны силами отталкивания. Расчет этого расстояния (длины ковалентной связи) показывает, что атомы сблизятся настоль­ко, что электронные оболочки, участвующие в образовании связи, начнут перекрываться между собой.

Это приводит к тому, что электрон, двигавшийся ранее в поле притяжения только одного ядра, получит возможность перемещаться и в поле притяжения другого ядра. В какой-то момент времени то вокруг одного, то вокруг другого атома будет возникать заполненная оболочка благородного газа (такой процесс мо­жет происходить только с электронами, обладающими проти­воположно направленными проекциями спина).

При этом воз­никает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. Область перекрытия между электронными оболочками имеет повышенную электронную плотность, ко­торая уменьшает отталкивание между ядрами и способству­ет образованию ковалентной связи. Таким образом, связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, на­зывается ковалентной.

Ковалентная связь может возникать не только между одинаковыми, но и между разными атома­ми. Так, образование молекулы HCI из атомов водорода и хлора происходит также за счет общей пары электронов, од­нако эта пара в большей мере принадлежит атому хлора, не­жели атому водорода, поскольку электроотрицательность хло­ра гораздо больше, чем водорода.

Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, называют неполярной, а образованной разными атомами — полярной. Природу ионной связи, структуру и свойства ионных со­единений можно объяснить электростатическим взаимодействи­ем ионов. Ионная связь обусловлена электростатическим при­тяжением между ионами, образованными путем полного сме­щения электронной пары к одному из атомов.

Металлы объединяют свойства, имеющие общий харак­тер и отличаются от свойств других веществ. Такими свой­ствами являются сравнительно высокие температуры плавле­ния, способность к отражению света, высокая тепло- и элект­ропроводность. Эти особенности обязаны существованию в металлах особого вида связи — металлической связи. Металлическая связь — это связь между положитель­ными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по крис­таллу.

В соответствии с положением в периодической систе­ме атомы металлов имеют небольшое число валентных элек­тронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кри­сталлической решетке металла появляются положительно за­ряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристал­лической решетке металлов существует большая свобода пе­ремещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти элек­троны из «электронного газа».

Энергия связи — это энергия, необходимая для разры­ва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества. Энергии ковалентных и ионных связей обыч­но велики и составляют 100 - 800 кДж/моль. Помимо связей внутри молекул существуют также меж­молекулярные взаимодействия, например в комплексных со­единениях. В них связь между молекулами может осуществ­ляться как электростатическим, так и донорно-акцепторным взаимодействием.

Общепризнанного определения понятия «комплексное соединение» нет. Это связано с разнообразием комплексных соединений и их характерных свойств. Тем не менее часто можно встретить приведенное ниже определение. Комплексные соединения — сложные вещества, в которых можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и связанные с ним молекулы и ионы — лиганды.

Центральный атом и лиганды образуют комплекс (внутреннюю сферу), кo торый при записи формулы комплексного соединения заключа­ют в квадратные скобки. Число лигандов во внутренней сфере называется координационным числом. Молекулы и ионы, ок­ружающие комплекс, образуют внешнюю сферу. Само название водородного типа связи подчеркивает, что в ее образовании принимает участие атом водорода.