Материал: 5677

подуровни

На диаграмме обозначаются:

- атомная орбиталь или энергетическая ячейка

-электроны в ячейкеили ;

-спаренные электроны ;

-неспаренные электроны или

Согласно принципу Паули, на одной атомной орбитали (в одной энергетической ячейке) не может находиться больше двух электронов. Следовательно, на s-подуровне (одна атомная орбиталь) может находиться 2 электрона, на р-подуровне (три орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 атомных орбиталей) – 10 электронов, на f-подуровне (7 атомных орбиталей) – 14 электронов.

Согласно правилу Гунда, электроны стремятся занять наибольшее число ячеек в подуровне.

1.4. Периодичность свойств атомов химических элементов

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева отражает периодичность конфигураций валентных электронов и позволяет на их основе объяснить закономерное изменение физических и химических свойств элементов.

11

1.4.1. Электронное строение последних энергетических уровней

На последних энергетических уровнях атомов распределяются валентные электроны В, которые при протекании химических реакций переходят от атома к атому. Если атом отдаст все В, то элемент приобретает высшую положительную степень окисления (в. ст. ок.). Число валентных электронов, их электронные конфигурации и положительные степени окисления элементов периодически повторяются при непрерывном увеличении заряда ядра атома.

В больших периодах (4,5,6,7) наблюдается периодическое изменение числа валентных электронов и высших положительных степеней окисления дважды – в одном и другом рядах.

Некоторые d-элементы (Cu, Ag, Au) и f-элементы имеют аномально высокие положительные степени окисления за счёт d-электронов предпоследнего и f- электронов третьего от конца уровней.

1.4.2. Размеры атомов

Радиусы атомов с увеличением заряда ядра в группах сверху вниз увеличиваются в связи с ростом числа энергетических уровней, в периодах от начала к концу – уменьшаются, так как при одинаковом числе энергетических уровней усиливается притяжение валентных электронов к ядру атома.

В атомах d- и f-элементов действие возрастающего заряда ядра на радиус атома более слабое, потому в периодах и группах радиусы изменяются в меньшей степени, а у актиноидов они почти постоянны.

1.4.3. Энергетическая характеристика атома

Способность атома удерживать электроны количественно оценивается энергиями ионизации и сродства к электрону или их суммарной величиной, называемой электроотрицательность.

Энергия ионизации Еи – это энергия, необходимая для отрыва от одного моля атомов одного или более молей валентных электронов. Энергия ионизации атомов химических элементов периодически изменяется: повышается от начала периода к его концу, а в главных подгруппах – снизу вверх.

Энергия сродства к электрону Еср. – это энергия присоединения молей электронов к одному молю нейтральных атомов.

Энергия сродства атома к электрону также повышается в периоде от начала к концу, в группе – снизу вверх.

12

Электроотрицательность ЭО характеризует способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны и рассчитывается по формуле

ЭО=(Еи+Еср).

Относительная электроотрицательность ОЭО – предложена Полингом, который составил таблицу ОЭО почти всех химических элементов периодической системы. ОЭО рассчитывается по формуле

ОЭО= > 1, или < 1, или =1.

ОЭО выражена небольшими числами, позволяющими легко сравнивать способность атомов отдавать или принимать электроны, оценивать длину и полярность химической связи во многих соединениях элементов. ОЭО также изменяется периодически, т.е. растёт в периодах от начала к концу и в группах снизу вверх.

Наиболее электроотрицательные элементы – фтор, кислород, хлор, азот.

1.5. Периодичность химических свойств простых веществ

Металлы – s, d, f-элементы и некоторые р-элементы (III группы главной подгруппы А, кроме бора В, и элементы Sn,Pb, Bi, Sb, Po из главных подгрупп 4,5,6,7 групп). Атомы металлов имеют больший, чем у неметаллов, радиус, низкую электроотрицательность и 1,2 или 3 валентных электрона на последнем энергетическом уровне, которые они легко отдают при химическом взаимодействии:

Металлы легко окисляются, т.е. они проявляют восстановительные свойства, образуют при окислении положительно заряженные ионы. Металлы называют электроположительными элементами. Величина степени окисления металлов, находящихся в IV, V, VI, VII группах, переменная: от +2 до высшей положительной степени окисления, равной номеру группы.

Неметаллы – это р-элементы, находящиеся в конце периодов в IV,V, VI, VII, VIII группах и бор в III группе. Атомы неметаллов имеют более 3 валентных

электроотрицательность, малые радиусы; они способны как отдавать валентные электроны, так и принимать на последний уровень электроны до 8, т.е. до образования электронной оболочки инертного газа.

Неметаллы обладают окислительными и восстановительными свойствами, могут взаимодействовать как с металлами, так и с другими неметаллами.

Периодическое изменение металлических и неметаллических, восстановительных и окислительных свойств простых веществ определяется периодичностью электронного строения соответствующих атомов.

Схема изменения основных характеристик атомов и свойств простых

Глава I I. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

2.1. Классификация дисперсных систем

Микрогетерогенные системы, состоящие из вещества, взятого в избытке (среда) и распределённого в нём в виде мелких частиц другого вещества (дисперсная фаза), называются дисперсными. В целом все вещества, образующие систему, называются компонентами системы. Компоненты систем могут существовать в разных фазах. Фазой называется однородная часть системы, отделённая от другой части системы поверхностью раздела. Фазы, представлены жидкостями или твёрдыми веществами, называются конденсированными. Дисперсные системы классифицируются по размерам

14

частиц дисперсной фазы, по агрегатному состоянию компонентов, по интенсивности взаимодействия частиц дисперсной фазы с дисперсионной средой.

По размерам частиц дисперсные системы классифицируются на микрогетерогенные, или грубодисперсные, с размером частиц дисперсной фазы более 1 мкм (1мкм = 10-6м, к таким системам относятся суспензии и эмульсии), ультрамикрогетерогенные, или тонкодисперсные, с размером частиц 0,1 – 0,001 мкм, истинные растворы, где дисперсными частицами являются молекулы, атомы, ионы (размер их порядка одного ангстрема, 1А = 10-10 м).

В зависимости от фазового состояния компонентов различают гомогенные и гетерогенные дисперсные системы. В гомогенных системах между компонентами отсутствует поверхность раздела, т.е. вся система представлена одной фазой (раствор ацетона в воде, раствор сахара в воде, и т.д.). Гетерогенные системы – неоднородные системы – состоят из ряда компонентов, которые разделяются поверхностью раздела (кровь, газированная вода, раствор цемента и др.). Между отдельными фазами в системе при определённых условиях может устанавливаться динамическое равновесие, которое называется фазовым.

Количество фаз в системе можно определить с помощью правила фаз Гиббса, которое устанавливает зависимость между числом степеней свободы и количеством фаз и компонентов:

С = К-Ф+2, где С – число степеней свободы; К – количество компонентов, образующих данную систему; Ф – количество фаз в системе.

Под числом степеней свободы (вариантностью) системы понимают число внешних и внутренних факторов (температура, давление, концентрация), влияющих на состояние системы, значение которых можно изменять в определенных пределах без изменения количества фаз. Системы, не имеющие ни одной степени свободы, называются безвариантными. Отсутствие степеней свободы означает, что такие системы могут существовать только при строго определенных условиях. При изменении хотя бы одного из условий равновесие системы нарушается и одна из фаз исчезает. При изменении давления или температуры одна из фаз исчезает.

Системы, имеющие две степени свободы, называются бивариантными.

15