Неорганика

Познакомимся подробнее  со структурой длиннопериодной таблицы химических элементов. 
Строки этой таблицы, как вы уже знаете, называются "периодами "элементов. Периоды нумеруются арабскими цифрами от 1 до 7. В первом периоде всего два элемента. Второй и третий периоды, содержащие по восемь элементов, называются короткими периодами. Четвертый и пятый периоды, содержащие по 18 элементов, называются длинными периодами. Шестой и седьмой периоды, содержащие по 32 элемента, называются сверхдлинными периодами. 
Столбцы этой таблицы называются группами элементов. Номера групп обозначаются римскими цифрами с латинскими буквами А или В. 
Элементы некоторых групп имеют свои общие (групповые) названия: элементы IА группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – щелочные элементы (или элементы щелочных металлов); элементы IIA группы (Ca, Sr, Ba и Ra) – щелочноземельные элементы (или элементы щелочноземельных металлов)(название "щелочные металлы" и щелочноземельные металлы" относятся к простым веществам, образуемым соответствующими элементами и не должны использоваться как названия групп элементов); элементы VIA группы (O, S, Se, Te, Po) – халькогены, элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At) – галогены, элементы VIIIA группы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – элементы благородных газов.(Традиционное название "благородные газы" также относится к простым веществам) 
Выносимые обычно в нижнюю часть таблицы элементы с порядковыми номерами 58 – 71 (Ce – Lu) называются лантаноиды ("следующие за лантаном"), а элементы с порядковыми номерами 90 – 103 (Th – Lr) – актиноиды ("следующие за актинием "). Существует вариант длиннопериодной таблицы, в котором лантаноиды и актиноиды не вырезаются из ЕРЭ, а остаются на своих местах в сверхдлинных периодах. Такую таблицу иногда называют сверхдлиннопериодной. 
Длиннопериодная таблица делится на четыре блока (или секции). 
s-Блок включает элементы IA и IIA-групп с общими валентными электронными формулами ns¹ и ns² (s-элементы). 
р-Блок включает элементы с IIIA по VIIIA группу с общими валентными электронными формулами от ns²np¹ до ns²np⁶ (p-элементы). 
d-Блок включает элементы с IIIB по IIB группу с общими валентными электронными формулами от ns²(n–1)d¹ до ns²(n–1)d¹⁰ (d-элементы). 
f-Блок включает лантаноиды и актиноиды (f-элементы).

Элементы s- и p-блоков образуют А-группы, а элементы d -блока – В-группы системы химических элементов. Все f-элементы формально входят в IIIB группу. 
Элементы первого периода – водород и гелий – являются s-элементами и могут быть помещены в IA и IIA группы. Но гелий чаще помещают в VIIIA группу как элемент, которым заканчивается период, что полностью соответствует его свойствам (гелий, как и все остальные простые вещества, образуемые элементами этой группы, – благородный газ). Водород же часто помещают в VIIA группу, так как по своим свойствам он существенно ближе к галогенам, чем к щелочным элементам. 
Каждый из периодов системы начинается с элемента, имеющего валентную конфигурацию атомов ns¹, так как именно с этих атомов начинается формирование очередного электронного слоя, и заканчивается элементом с валентной конфигурацией атомов ns²np⁶ (кроме первого периода). Это позволяет легко выделить на энергетической диаграмме группы подуровней, заполняющихся электронами у атомов каждого из периодов (рис. 6.22). Проделайте эту работу со всеми подуровнями, изображенными на сделанной вами копии рисунка 6.4. Выделенные на рисунке 6.22 подуровни (кроме полностью заполненных d- и f-подуровней) являются валентными для атомов всех элементов данного периода. 
Появление в периодах s-, p-, d- или f-элементов полностью соответствует последовательности заполнения s-, p-, d- или f-подуровней электронами. Эта особенность системы элементов позволяет, зная период и группу, в которые входит данный элемент, сразу же записать его валентную электронную формулу.

ОСНОВЫ ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ  ХИМИИ

1. Основные понятия  химии

Все химические вещества состоят  из частиц, классификация которых в химии (и физике!) достаточно сложна; химические превращения связывают, прежде всего, с такими частицами, как атом, молекула, ядро, электрон, протон, нейтрон, атомные и молекулярные ионы, радикалы.

Атом. Принято считать, что атом — это наименьшая химическая частица вещества, хотя, как мы знаем, каждый атом состоит из так называемых “элементарных частиц”. Атом состоит из определенного числа протонов р, нейтронов n и электронов е. Атом — наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ. Химические свойства элемента определяются строением его атома.

Атом  — электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра (образованного протонами и нейтронами) и электронов.

Хотя атомы образуются при взаимодействии всего лишь трех типов элементарных частиц, при их сочетании возникает большой набор разнообразных устойчивых или неустойчивых (радиоактивных!) систем.

При этом выяснилось, что  всю совокупность образовавшихся таким  образом атомов легко классифицировать всего лишь по одному параметру — заряду ядра z.

Электрон. Первые указания о сложном строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости и газы. Опыты выдающегося английского ученого М. Фарадея в 30-х гг. XIX в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.

Величины этих единичных  зарядов электричества были определены в более поздних экспериментах  по пропусканию электрического тока через газы (опыты с так называемыми  катодными лучами). Было установлено, что катодные лучи — это поток отрицательно заряженных частиц, которые получили название электронов.

Двойственная природа  электрона. В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, например характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона l , и его скорость u связаны соотношением де Бройля:

где m — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

ħ / 2,

гдеD x — неопределенность положения координаты,D u — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.

Атомные орбитали. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

Орбиталъ — совокупность положений электрона в атоме, т. е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Квантовые числа. Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной ор-битали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1, 2, 3,...). Под главным квантовым числом, равным ¥ , подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).

В пределах определенных уровней  энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уровня, отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n - 1 (l = 0, 1, ..., п - 1). Обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными символами:

Значение l: 0 1 2 3 4

Буквенное обозначение: s p d f g

В этом случае говорят о  s-, p-, d- ,f-, g-состояниях электронов, или о s-, p-, d- ,f-, g-орбиталях.

Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака, а также орбитальный момент р — момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа — орбитальное)

p = ħ

Таким образом, электрон, обладая  свойствами частицы и волны, с  наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-, p-, d- ,f-, g-состояниях различна.

Форма электронного облака зависит  от значения побочного квантового числа  l. Так, если l = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет сферическую форму (шаровидную симметрию) и не обладает направленностью в пространстве. При l = 1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели, т. е. форму тела вращения, полученного из “восьмерки”. Формы электронных облаков d- ,f- и g-электронов намного сложнее.

Движение электрического заряда (электрона) но замкнутой орбите вызывает появление магнитного поля. Состояние электрона, обусловленное  орбитальным магнитным моментом электрона (в результате его движения по орбите), характеризуется третьим квантовым числом — магнитным m_l. Это квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве, выражая проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля.

Соответственно ориентации орбитали относительно направления вектора напряженности внешнего магнитного поля магнитное квантовое число m_l может принимать значения любых целых чисел, как положительных, так и отрицательных, от -l до +l. включая 0, т.е. всего (2l + 1) значений. Например, при l = 0 m_l = 0; при l = 1 m_l = -1, 0, +1; при l = 3, например, магнитное квантовое число может иметь семь (2l + 1 = 7) значений: -3, -2, -1, 0, +1, +2,+3.

Таким образом, m_l характеризует величину проекции вектора орбитального момента количества движения на выделенное направление. Например, р-орбиталь (“гантель”) в магнитном поле может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, так как в случае l = 1 магнитное квантовое число может иметь три значения: -1, 0, +1. Поэтому электронные облака вытянуты по координатным осям х, у и z, причем ось каждого из них перпендикулярна двум другим.

Для полного объяснения всех свойств атома была выдвинута  гипотеза о наличии у электрона так называемого спина. Спин — это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Спин — это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = ½. Проекция спина на ось z (магнитное спиновое число m_s) может иметь лишь два значения: m_s = + ½ или m_s = -1/2.

Поскольку спин электрона  s является величиной постоянной, его обычно не включают в набор квантовых чисел, характеризующих движение электрода в атоме, и говорят о четырех квантовых числах.

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения (за исключением радиоактивных  превращений), то физические и химические свойства атомов зависят, прежде всего, от строения электронных оболочек атомов.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

Хотя бы одно из квантовых  чисел n, l, m_l и m_s должно обязательно отличаться. Так, электроны с одинаковыми квантовыми числами n, l, и m_l должны обязательно различаться проекцией спина. Поэтому в атоме могут быть лишь два электрона с одинаковыми n, l, m_l: один m_s = + ½, другой m_s = -1/2.

Напротив, если проекции спина  двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел n, l или m_l.

Зная принцип Паули, рассмотрим, сколько электронов в атоме может  находиться на определенной “орбите” с главным квантовым числом n. Первой “орбите” соответствует п = 1. Тогда l = 0, m_l = 0 и m_s может иметь произвольные значения: = + ½, или -1/2. Т. е. при п = 1, таких электронов может быть только два.

В общем случае при любом  заданном значении n электроны прежде всего отличаются побочным квантовым числом l принимающим значения от 0 до п - 1. При заданных n и 1 может быть (21 + 1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа m_l. Это число должно быть удвоено, так как заданным значениям n, l, и m_l соответствуют два разных значения проекции спина m_s.

Следовательно, максимальное число электронов с одинаковым квантовым  числом n выражается суммой

Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором — 8, на третьем  — 18 и т. д.

Правило Гунда. При данном значении l (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образам, чтобы суммарный спин был максимальным.

Если, например, в трех р-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т. е. размещаться на трех разных р-орбиталях:

Рассмотрим электронную  конфигурацию атома четвертого периода  ₁₉К. Первые 18 электронов заполняют следующие орбитали: 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶. Казалось бы, что девятнадцатый электрон атома калия ₁₉К должен попасть на подуровень Зd, которому соответствуют п = 3 и l = 2. Однако на самом деле валентный электрон атома калия располагается на орбитали 4s. Дальнейшее заполнение оболочек после 18-го элемента происходит не в такой последовательности, как в двух первых периодах. Электроны в атомах располагаются в соответствии с принципом Паули и правилом Гунда, но так, чтобы их энергия была наименьшей.

Принцип наименьшей энергии. В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей его связи с ядром).

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым  числом п и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел п и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне Зd, так как в первом случае n + l = 4 + 0 = 4,аво втором n + l = 3 + 2 = 5; на подуровне 5s (n + l = 5 + 0 = 5) энергия меньше, чем на 4d (n + l = 4 + 2 = 6); на 5р (n + l = 5 + 1 = 6) энергия меньше, чем на 4f (n + l = 4 + 3 = 7) и т. д.

В. М. Клечковский сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимально возможным значением n, а с наименьшим значением суммы n + l.

В том случае, когда для  двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n. Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т. е. Зd-4р-5s и т. д.

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В  возбужденных состояниях электроны  могут находиться на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

Химический элемент. Определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым зарядом ядра, называется химическим элементом.

Каждый элемент имеет  свое название и свой символ, например элементы гелий Не, медь Сu, фосфор Р и т. д. (см. периодическую таблицу).