Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

 

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

 

S⁰ + O₂⁰ → S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

 

Cu⁺²O + C⁺²O → Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO - восстановитель; CuO - окислитель

 

Zn⁰ + 2HCl → Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰­

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

 

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄ → I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI - восстановитель; MnO₂ - окислитель.

 

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:

 

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ → 3S⁰ + 3H₂O

 

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

 

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

 

2KCl⁺⁵O₃^-2 → 2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель

 

N^-3H₄N⁺⁵O₃ –^t°→ N₂⁺¹O­ + 2H₂O

N⁺⁵ - окислитель; N^-3 - восстановитель

 

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂ → 2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰­

N⁺⁵ - окислитель; O^-2 - восстановитель

 

Опыт. Разложение дихромата аммония

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ –^t°→ Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰­ + 4H₂O

Cr⁺⁶ - окислитель; N^-3 - восстановитель.

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления:

 

Cl₂⁰ + 2KOH ® KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O ® 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂ ® HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O­ + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH ® KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O

Вопрос 24

Граничный слой раствора в этом случае заряжается положительно, а сам металл - отрицательно. Величина скачка напряжения называется электродным потенциалом. Величина электродного потенциала может быть измерена только относительно другого электрода (например, стандартного водородного электрода).

Стандартный водородный электрод (СВЭ) представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой чернью, с площадью активной поверхности 1 м², опущенную в раствор H₂SO₄ с активностью H+ 1 моль/л и через который пропускается газообразный водород при давлении 1 атм. Потенциал такого электрода при Т = 298 К принят равным нулю.

Потенциал зависит от температуры раствора, природы вещества, концентрации металла или (для окислительно-восстановительных реакций) концентрации окисленной и восстановленной формы. Для расчета потенциала в реальных условиях используют уравнение Нернста

электродным потенциалом называется потенциал, возникающий на поверхности металла, опущенного в раствор его соли с концентрацией 1 моль/л при Т = 298 К и измеренный относительно стандартного водородного электрода.

На величину электродного потенциала не влияют концентрации твердых веществ и чистого растворителя (воды), но если в полуреакциях участвуют ионы H⁺ и OH^‑, то потенциал зависит от их активностей.

Так как окислительно-восстановительные реакции сопровождаются переносом заряда, то их можно осуществлять действием электрического тока, и наоборот, - получать электрический ток за счет их протекания. В соответствующих процессах и устройствах используются электроды и электродные потенциалы.

Понятие об электродном потенциале. Если металлическую пластинку опустить в воду или раствор, содержащий ионы этого металла, то на границе раздела металл-раствор за счет процессов растворения-осаждения металла возникает разность или скачок потенциала, который зависит от природы металла, концентрации раствора, а также от температуры. Этот скачок называется электродным потенциалом данного металла. Указанное равновесие выражается уравнением, учитывающим гидратацию иона:

Ме + mH₂O Me ⁿ⁺(H₂O)_m + ne.

в растворе на металле

Потенциал, соответствующий данному равновесию, называется равновесным электродным потенциалом.

Потенциалы, определенные относительно стандартного электрода в стандартных условиях (то есть j^о₂₉₈) табулированы. Для металлов по химическим данным (Н.Н. Бекетовым), а затем путем измерения j^о₂₉₈ установлен ряд активности металлов, который в настоящее время имеет название электрохимический ряд напряжения металлов

(ряд напряжения)

Электрод	j 0, В	Электрод	j 0, В	Электрод	j 0,В
Li+/Li	-3,045	Mn2+/Mn	-1,18	2H+/H2	0,000
Rb+/Rb	-2,925	Cr2+/Cr	-0,913	Sb3+/Sb	+0,20
K+/K	-2,924	Zn2+/Zn	-0,763	Bi3+/Bi	+0,215
Сs+/Cs	-2,923	Cr3+/Cr	-0,74	Cu2+/Cu	+0,34
Ba2+/Ba	-2,90	Fe2+/Fe	-0,44	Сu+/Cu	+0,52
Ca2+/Ca	-2,87	Сd2+/Cd	-0,403	Hg22+/2Hg	+0,79
Na+/Na	-2,714	Сo2+/Co	-0,27	Ag+/Ag	+0,80
Mg2+/Mg	-2,37	Ni2+/Ni	-0,25	Hg2+/Hg	+0,85
Al3+/Al	-1,70	Sn2+/Sn	-0,136	Pt2+/Pt	+1,19
Ti2+/Ti	-1,603	Pb2+/Pb	-0,127	Au3+/Au	+1,50
Zr4+/Zr	-1,58	Fe3+/Fe	-0,037	Au+/Au	+1,70

Уравнение Нернста

,

где

· — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

· — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

· — абсолютная температура;

· — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль⁻¹;

· — число моль электронов, участвующих в процессе;

· и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Вопрос 25

Стандартный водоро́дный электро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависитот концентрации ионов Н⁺ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:

2Н⁺ + 2e⁻ = H₂

Вопрос 26

Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me.

Вопрос 27

К химическим источникам электрической энергии относятся гальванические элементы и аккумуляторы. Гальванический элемент – это химический источник тока, в котором энергия, выделяющаяся при протекании на электродах окислительно-восстановительной реакции, непосредственно преобразуется в электрическую энергию.

Принцип медно-гальванического элемента

Если электрическая цепь замкнута, то в области I происходит окисление цинка, на поверхности пластины атомы Zn превращаются в ионы и переходят в раствор, цинковая пластина постепенно растворяется.

Образовавшиеся при этом свободные электроны движутся по внешней цепи к медному электроду.

В области II, на медном электроде, происходит восстановление ионов меди.

Электроны, переходящие по внешней цепи от цинкового электрода, соединяются с катионами меди из раствора, образуется атомы меди – масса медной пластины увеличивается.

Электрод, на котором протекают процессы восстановления, называется катодом.

ЭДС

Электрическая работа, получаемая с помощью гальванического элемента, будет максимальной, когда элемент работает в условиях, наиболее близких к обратимым. Максимальная разность потенциалов электродов данного гальванического элемента, которая определяется в условиях равновесия, называется его электродвижущей силой (ЭДС). Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента. При стандартных условиях:

ЭДС ⁰ = D j⁰ = j⁰ _катода- j⁰ _анода. (7.3)

Вопрос 28

В кислотном аккумуляторе электродами являются свинцовые пластины, покрытые так называемыми активными массами, которые взаимодействуют с электролитом при электрохимических реакциях в процессе заряда и разряда. Активной массой положительного электрода (анода) служит перекись свинца PbO2, а активной массой отрицательного электрода (катода) – чистый (губчатый) свинец Pb. Электролитом является (25÷34) % раствор серной кислоты.

Наиболее распространены никель-железные и никель–кадмиевые щёлочные аккумуляторы. В них активная масса положительного электрода в заряженном состоянии состоит из гидрата окиси никеля NiOOH, к которому добавляют графит (увеличивает электропроводность) и окись бария (увеличивает срок службы). Активная масса отрицательного электрода никель-железного аккумулятора состоит из порошкового железа Fe и его окислов с добавкой сернокислого никеля и сернистого железа, а никель-кадмиевого аккумулятора – из смеси порошков кадмия Cd и железа Fe. Электролитом служит 20% раствор едкого калия KOH с примесью моногидрата лития (20÷30) г/л (увеличивает срок службы).

 

28. Аккумулятор – химический источник тока, обладающий способностью накапливать и сохранять в течение некоторого времени электрическую энергию и по мере необходимости отдавать её во внешнюю цепь.

Аккумулятор сам не производит электрическую энергию. Он только накапливает её при заряде: пропускание тока от постороннего источника сопровождается превращением электрической энергии в химическую, в результате которой, аккумулятор сам становится источником тока.

Процессы, проходящие в кислотном аккумуляторе, можно представить следующим уравнением:

PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O РbO2 – порошок перекиси свинца;

PbSO4 -сернокислый свинец (сульфат свинца)

Наиболее распространены никель-железные (НЖ) и никель-кадмиевые (НК) щелочные аккумуляторы. В тех и других активная масса положительного электрода в заряженном состоянии состоит из гидрата окиси никеля NiOOH, к которому добавляют графит и окись бария. Электрохимические реакции, протекающие при заряде и разряде щелочного аккумулятора, можно представить следующими уравнениями:

2Ni(OOH)+2KOH+Fe 2Ni(OH)2+2KOH+Fe(OH)2

2Ni(OOH)+2KOH+Cd 2Ni(OH)2+2KOH+Cd(OH)2

Ni(OОH) – гидрат окись никеля;

КОН – едкий калий.

 

29. Электролиз - окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении эл. тока через расплав или раствор электролита.

 

Электролиз расплавов - при электролизе расплавов в процессе учавствуют только ионы вещества, которое подвергается электролизу. Например, если подвергнуть электролизу расплав поваренной соли (NaCl), то на аноде будет выделяться тот же газ - хлор, а вот на катоде вместо водорода будет восстанавливаться чистый металл - натрий (Na).

 

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод

 

Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорционально эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

 

30.Практическое применение электролиза. Электролиз широко используется в различных отраслях промышленности. Остановимся на некоторых наиболее распространенных. Электролиз в металлургии. Электролизом растворов солей получают медь, цинк, кадмий, кобальт, марганец и другие металлы.Электролиз в химической промышленности. К наиболее крупному электролитическому процессу в промышленности относится электролиз раствора хлорида натрия с получением газообразных хлора на аноде, водорода на катоде и раствора щелочи в катодном пространстве.Получение гальванопокрытий. Гальваническими называются металлические покрытия, наносимые на поверхность какого-либо изделия методом электролиза.Электрохимическая обработка металлов и сплавов. Для изменения размеров и формы, а также состояния поверхности металлических изделий используют электрохимические методы обработки, при которых производится электроокисление металлических изделий: электрохимическая размерная обработка, анодирование и др.

 

31. Материалы из металлов под химическим или электрохимическим воздействием окружающей среды подвергаются разрушению, которое называется коррозией.

 

Наиболее часто встречаются следующие виды коррозии металлов:

1. Равномерная – охватывает всю поверхность равномерно

2. Неравномерная

3. Избирательная

4. Местная пятнами – корродируют отдельные участки поверхности

5. Язвенная (или питтинг)

6. Точечная

7. Межкристаллитная – распространяется вдоль границ кристалла металла

8. Растрескивающая

9. Подповерхностная

Электрохимическая коррозия металлов – это процесс разрушения металлов в среде различных электролитов, который сопровождается возникновением внутри системы электрического тока. При таком типе коррозии атом удаляется из кристаллической решетки результате двух сопряженных процессов:

Анодного – металл в виде ионов переходит в раствор.

Катодного – образовавшиеся при анодном процессе электроны, связываются деполяризатором (вещество — окислитель).

 

Основной способ защиты от коррозии металла – это создание защитных покрытий – металлических, неметаллических или химических.

Металлическое покрытие наносится на металл, который нужно защитить от коррозии, слоем другого металла, устойчивого к коррозии в тех же условиях.

 

32. Английский физик Э. Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель строения атома. Основные положения ядерной модели атома.
1. Атом имеет форму шара, в центре которого находится ядро.
2. Ядро имеет очень маленький размер (диаметр атома 10^-10 м, диаметр ядра ~10^-15 м).
3. Ядро имеет положительный заряд.
4. Почти вся масса атома находится в ядре.
5. Вокруг ядра движутся электроны.
6. Электроны движутся вокруг ядра, как планеты вокруг Солнца.

(Все положения модели Резерфорда, кроме последнего — шестого, современная наука считает правильными.)

 

Порядковый номер элемента = Заряд ядра атома = Число протонов в ядре = Число электронов в атоме.

Массы:

Частица	Обозначение	Абсолютная масса, кг	Относительная масса, а.е.м
Электрон	е-	9,11 x 10-31	1/1840
Протон	11p	1,6726 x 10-27	1,0071 ~ 1
Нейтрон	10n	1,6750 x 10-27	1,009 ~ 1

 

 

Массовое число атома (A) = Число протонов (Z) + Число нейтронов (N) A=Z+N

Атомы одного элемента, которые имеют разные массовые числа, называются изотопами. Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов (Z) и отличаются друг от друга числом нейтронов (N). Изотопы обозначаются символами соответствующих элементов, слева от которых вверху записывают массовое число изотопа, а внизу — порядковый номер (заряд ядра атома) элемента. Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы.

33. Квантовые числа - это энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится. Квантовые числа необходимы для описания состояния каждого электрона в атоме. Всего 4-ре квантовых числа. Это: главное квантовое число - n, орбитальное квантовое число - l, магнитное квантовое число - ml и спиновое квантовое число - ms.

Главное квантовое число - n - определяет энергетический уровень электрона, удалённость энергетического уровня от ядра и размер электронного облака. Оно соответствует номеру периода.

Орбитальное квантовое число - l - определяет геометрическую форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с l=0 (l=0,1,2,3,…n-1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы.

Значение орбитального квантового числа - l.	Типы орбитали.	Количество типов орбитали.
l=0	s-орбиталь	1
l=1	p-орбитали	3
l=2	d-орбитали	5
l=3	f-орбитали	7

 

Магнитное квантовое число - ml - определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число принимает любые целочисленные значения от -l до +l, включая 0.

Для s-орбитали:

l=0, m=0 - одна равноценная ориентация в пространстве (одна орбиталь).

Для p-орбитали:

l=1, m=-1,0,+1 - три равноценные ориентации в пространстве (три орбитали).

Для d-орбитали:

l=2, m=-2,-1,0,1,2 - пять равноценных ориентаций в пространстве (пять орбиталей).

Для f-орбитали:

l=3, m=-3,-2,-1,0,1,2,3 - семь равноценных ориентаций в пространстве (семь орбиталей).

 

Спиновое квантовое число - ms - определяет магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона - спинам. Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: 5 и 6.

 

34. Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют:

1) принцип наименьшей энергии;

2) правило Клечковского;

3) принцип запрета Паули;

4) правило Гунда.

 

Принцип наименьшей энергии: максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.

Правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.

Принцип запрета Паули гласит: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.

Принцип запрета Паули определяет электронную емкость энергетических уровней и подуровней. На s – подуровне (одна орбиталь) может быть лишь два электрона, на p – подуровне (три орбитали) – шесть, на d подуровне (пять орбиталей) – десять, на f – подуровне (семь орбиталей) – четырнадцать электронов. Вообще, максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2 l +1). Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня равно n², емкость энергетического уровня составляет 2n² электронов, где n – соответствующее значение главного квантового числа.

Правило Гунда: устойчивому (невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑m_s│) максимально.

35. Правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.Исключение составляют d и f – элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например: Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt (это явление будет рассмотрено позднее).

36. Таблица Менделеева. Период - горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. Период указывает на количество энергетических уровней. Металлические свойства в периоде с увеличением порядкового номера ослабляются, а неметаллические усиливаются, т. к. Увеличивается количество валентных электронов, и уменьшается радиус атома.
Группа - вертикальный ряд элементов. Главная подгруппа указывает на количество валентных электронов. В группе с увеличением порядкового номера металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабляются, т. к. увеличивается радиус атома, а количество валентных электронов остается неизменным.

 

 

36) Периодический закон Менделеева. Структура периодической системы.

Периодический закон Менделеева

фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д.И. Менделеевымв 1869 при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных весов. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре1871 дал окончательную формулировку П. з.: «... свойства элементов, а потому и свойства образуемых имипростых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса» («Периодический закон. [Основные статьи]», 1958, с. 111). Графическим (табличным) выражением П. з. явилась разработаннаяМенделеевым Периодическая система элементов.

Физический смысл П. з. был вскрыт лишь после выяснения того, что заряд ядра атома возрастает припереходе от одного химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицуэлементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру (атомному номеру Z)соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередьравному числу электронов соответствующего нейтрального атома (см. Атом). Химические свойства атомовопределяются структурой их внешних электронных оболочек, периодически изменяющейся с увеличениемзаряда ядра, и, следовательно, в основе П. з. лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а неатомной массы элементов. Наглядная иллюстрация П. з.— кривые периодические изменения некоторыхфизических величин (ионизационных потенциалов, атомных радиусов, атомных объёмов) в зависимости от Z(см. Атомная физика).Какого-либо общего математического выражения П. з. не существует.

П. з. имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать всеэлементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря П. з. многиенаучные поиски (например, в области изучения строения вещества — в химии, физике, геохимии,космохимии, астрофизике) получили целенаправленный характер. П. з.— яркое проявление действия общихзаконов диалектики, в частности закона перехода количества в качество.

 

Периодическую систему составлен в виде таблицы, в которой химические элементы расположены в определенном порядке: по мере роста их атомных масс. Сейчас существует много видов изображения Периодической системы. Наиболее распространенным является изображение в виде таблицы с расположением элементов слева направо. Все химические элементы в Периодической системе объединены в периоды и группы. Периодическая система включает семь периодов и восемь групп. Периодами называют горизонтальные ряды химических элементов, в которых свойства элементов изменяются от типичных металлических к неметаллическим. Вертикальные колонки химических элементов, которые содержат элементы, схожие по химическим свойствам, образуют группы химических элементов.

Первый, второй и третий периоды называют малыми, поскольку они содержат небольшое количество элементов (первый — два элемента, второй и третий — по восемь элементов). Элементы второго и третьего периодов называют типовыми, их свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного газа. Все остальные периоды называют большими (четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой — 32 и седьмой — 24 элемента). Особое сходство свойств проявляют элементы, находящиеся внутри больших периодов, в конце каждого четного ряда. Это так называемые триады: Ферум — Кобальт — Никол, образующих семью железа, и две другие: Рутений — Родий — Палладий и Осмий — Иридий — Платина, которые образуют семью платиновых металлов (платиноидов).

В нижней части таблицы Д. И. Менделеева расположены химические элементы, образующие семью лантаноидов и семью актиноидов. Все эти элементы формально входят в состав третьей группы и идут после химических элементов лантана (номер 57) и актиния (номер 89). Периодическая система элементов содержит десять рядов. Малые периоды (первый, второй и третий) состоят из одного ряда, большие периоды (четвертый, пятый и шестой) содержат по два ряда каждый. В седьмом периоде находится один ряд.

Каждый большой период состоит из четного и нечетного рядов. В парных рядах содержатся элементы металлы, в нечетных рядах свойства элементов изменяются так, как в типовых элементов, т.е. от металлических до выраженных неметаллических. Каждая группа таблицы Д. И. Менделеева состоит из двух подгрупп: главной и побочной. В состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов, то есть главные подгруппы начинаются либо с первого, или второго периода. В состав побочных подгрупп входят элементы только больших периодов, т.е. побочные подгруппы начинаются лишь с четвертого периода.

 

37) Свойства атомов: радиус, потенциал ионизации, энергия сродства к электрону.

 

АТОМНЫЕ РАДИУСЫ (ОБЪЕМЫ).

Орбитальный радиус свободного атома – это расстояние от центра атома до главного максимума плотности внешнего электронного слоя. Он характеризует атом в основном состоянии и определяется с помощью метода рентгеноструктурного анализа. С помощью этого метода определяют графически положение максимума функции радиального распределения (Ф.Р.Р) – F²(r), которая характеризует вероятность нахождения электрона на некотором расстоянии от ядра (см. рис.)

 

За эффективный (ковалентный) радиус принимают половину межъядерного расстояния в ковалентной гомоядерной (молекула простого вещества) двухатомной молекуле (т.е. половина длины связи). Например: длина связи в молекуле F₂, установленная методами рентгеноструктурного анализа и электронографии, основанной на изучении дифракции электронов, равна 1,28 нм. Следовательно эффективный радиус равен 0,64 нм. Следует отметить, что для твердых металлов атомные радиуса всегда больше длины связи: длина связи в молекуле Li₂ равна 1,52 нм, а радиус атома лития 1.22 нм.

Значения атомных радиусов элементов находятся в периодической зависимости от атомного номера элемента. В периоде при движении слева направо наблюдается уменьшение атомных радиусов, т.к. увеличивается притяжение электронов к ядру, несмотря на силы отталкивания между электронами, количество которых увеличивается. При движении группах сверху вниз имеет место увеличение атомных радиусов из-за увеличения числа электронных слоев атома. Радиусы катионов меньше, а радиусы анионов больше, чем радиусы атомов.

ПОТЕНЦИАЛ ИОНИЗАЦИИ (П.И.).

П.И. – это энергия, затраченная в вакууме на удаление электрона из атома на бесконечно большое расстояние. Ме = Меⁿ⁺ + е + I. (+) соответствует затрате энергии извне – система энергию получает.

Измеряется в электрон-вольтах или кДж. 1 эВ = 1.6 10^-19Дж. Например: I_Са= 6,11 эВ. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче электрон оторвать от атома. Легче всего удалить первый электрон, затем второй и т.д., поэтому I₁ < I₂ < I₃. Фактически, П.И. – это мера степени металлических свойств элемента. Чем меньше П.И., тем сильнее выражены металлические свойства атома.

В группе придвижении сверху вниз (с увеличением порядкового номера) наблюдается уменьшение П.И., что связано с увеличением атомных радиусов, большим расстоянием до ядра и. соответственно, меньшим притяжением к ядру. В периоде с увеличением порядкового номера – в основном, постепенное увеличение П.И., связанное с ростом заряда ядра и, соответственно с большим притяжением электронов к ядру. Однако есть исключения, связанные с особенностями электронной структуры атомов. Например, у атомов элементов 2 периода зависимость следующая (см рис).

Причины в следующем:

- П.И.(В)> П.И.(Ве), т.к. электронная структура 2s² (Ве) более устойчива, чем бора (2s²2р¹).

- П.И. (О) < П.И (N), поскольку электронная структура 2р³ (азота) более устойчива, чем 2р⁴ (кислорода).

У d и f-элементов, имеющих близкие свойства, вследствие эффекта экранирования (уменьшение воздействия на данный электрон положительного заряда ядра из-за наличия между ним и ядром других электронов)и различной глубины проникновения электронов к ядру (электрон может находиться в любой точке атомного пространства), потенциал ионизации меняется незначительно.

СРОДСТВО к ЭЛЕКТРОНУ (Е).

Сродство к электрону – энергия, которая выделяется в результате присоединения электрона к атому: Э + е = Эⁿ⁺ - Е. Экспериментально определить величину Е очень сложно, и надежно измерено сродство к электрону далеко не для всех атомов.: Е (О) = 1,47эВ; Е (Н) = 0,75 эВ. Сродство к электрону у атомов элементов тоже изменяется периодически. Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы VII группы, т.к. они приобретают конфигурацию s²р⁶ – инертных газов. Наименьшим и даже отрицательным – атомы с конфигурацией s²р⁶ (инертные газы), т.е. они фактически отталкивают электрон от атома. Водород может не только терять электрон, но и приобретать. Но сродства к электрону водорода в 20 раз меньше, чем потенциал ионизации. Поэтому, в основном атом водорода образует положительно заряженные ионы Н⁺, а не Н^-.

Ковалентная связь и ее свойства (насыщаемость, направленность, поляризуемость). Метод валентных связей. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Теория и типы гибридизации.