Естествознание. Базовый уровень. 10 класс

§ 48 Строение атома и свойства химических элементов

После того как физикам удалось многое узнать о строении атома, стало возможным применить эти знания для объяснения химических свойств элементов и теоретического обоснования Периодического закона Менделеева. Нам известно, что порядковый номер элемента в периодической системе соответствует числу протонов в его ядре (рис. 122). Так как протоны обладают положительным электрическим зарядом, а атом всегда электрически нейтрален, то положительный заряд ядра должен в точности уравновешиваться суммарным зарядом отрицательно заряженных электронов. Следовательно, число электронов в атоме всегда равно числу протонов в его ядре.

Рис. 122. Состав атомных ядер химических элементов № 1—20 таблицы Д. И. Менделеева (красные шарики – протоны; голубые – нейтроны; Z – порядковый номер элемента; Ar – массовое число, равное сумме протонов и нейтронов)

Находящиеся в ядре нейтроны, не имеющие электрического заряда, влияют на массу атома элемента, но не определяют число движущихся вокруг ядра электронов.

Химические свойства атомов элементов определяются строением их электронной оболочки. Электроны в атоме, как вы знаете, находятся в определённых областях пространства, называемых орбиталями. Этот термин был введён вместо употреблявшегося ранее понятия «орбита» для того, чтобы не складывалось ощущения, что электрон вращается вокруг ядра по какой-то конкретной линии. В действительности электрон в атоме не имеет определённой траектории движения, более того, он проявляет свойства как частицы, так и волны. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Наиболее вероятно нахождение электрона вблизи ядра. По мере удаления от ядра вероятность нахождения электрона в данной точке пространства постепенно снижается. Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, и называется орбиталью. Орбитали атома имеют разные размеры. Электроны, находящиеся на орбиталях близкого размера, образуют электронные слои. Электронные слои называют также энергетическими уровнями. Их нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4 и т. д. Энергетические уровни разделяются на подуровни. Подуровни принято обозначать латинскими буквами s, р, d и т. д. На s– подуровне находится только одна орбиталь, её, как и подуровень, называют s– орбиталью. На p-подуровне находятся три p-орбитали. Орбитали имеют разную форму: так, s– орбиталь имеет форму шара, р– орбиталь – форму гантели, или объёмной восьмёрки. Каждая орбиталь обладает своим особенным количеством энергии. Известно, что на одной и той же орбитали может находиться одновременно не более двух электронов.

По мере увеличения порядкового номера элемента в периодической системе растёт содержащееся в его ядре число протонов, а вместе с ним и число электронов, находящихся на различных энергетических уровнях. На первом уровне имеется только один s– подуровень, который обозначается как 1s. Он может содержать один или два электрона. У атома водорода на этом уровне находится его единственный электрон (рис. 123, А). В ходе химического взаимодействия атомы могут отдавать или принимать электроны, превращаясь в заряженные частицы – ионы. Атом водорода легко расстаётся со своим электроном, отдавая его другим атомам и превращаясь в положительно заряженный ион Н⁺. Атом гелия имеет на том же уровне два электрона, поэтому его первая и единственная орбиталь оказывается заполненной (см. рис. 123, А). Новые электроны он присоединить не может, а расставаться с теми, которые находятся на завершённой внешней оболочке, энергетически невыгодно. Поэтому гелий является инертным веществом, которое не способно вступать в химические реакции.

Чем больше протонов и электронов в атоме, тем сложнее становится структура его электронной оболочки. Если первый уровень имеет только один подуровень 1s, то второй – уже два (2s и 2р), и с возрастанием номера уровня число содержащихся в нём подуровней продолжает увеличиваться (рис. 123, Б).

Химические свойства атомов во многом определяются числом электронов, расположенных на внешних уровнях электронной оболочки.

Рис. 123. Строение атома: А – схемы строения электронных оболочек атомов водорода (Н) и гелия (Не); Б – формы s– и p– орбиталей (электронных облаков)

Рис. 124. Процесс обмена электронами при окислительно-восстановительной реакции

Если эти уровни содержат мало электронов, атом, вступая в химическую реакцию, стремится их отдать, если много – присоединить чужие электроны, чтобы заполнить внешнюю оболочку. Если же эта оболочка заполнена, атом становится инертным и в большинстве случаев вообще не участвует в химических реакциях. Элементы, находящиеся в начале каждого периода, содержат на внешней оболочке мало электронов и поэтому легко их отдают, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы. Потеря электронов атомом называется окислением (рис. 124). В конце периодов, непосредственно перед инертными газами, находятся галогены (фтор, хлор, бром, иод), которым для заполнения внешней оболочки не хватает одного электрона. Поэтому они легко присоединяют электроны и становятся при этом отрицательно заряженными ионами. Этот процесс носит название восстановления. Итак, чем меньше электронов находится на внешней оболочке атома, тем активнее он их отдаёт; чем меньше электронов не хватает для заполнения внешней оболочки атома, тем активнее он их принимает.

Элементы, которые склонны к отдаче электронов, называют металлами, а те, которые способны их принимать, – неметаллами. Атомы многих элементов, например углерода, серы, примерно с равной вероятностью могут и отдавать, и принимать электроны. Чёткой границы между металлами и неметаллами не существует.

Наиболее распространённым и наглядным примером взаимодействия металлов и неметаллов является процесс, который происходит при контакте щелочного металла с галогеном. Металл легко отдаёт свой единственный внешний электрон, а галоген присоединяет его как единственный недостающий. В результате образуется положительно заряженный ион металла (катион) и отрицательно заряженный ион галогена (анион) [11] . Имея разноимённые заряды, эти ионы притягиваются друг к другу. В результате получаются соли, примером которой является хлорид натрия (поваренная соль). Хлорид натрия состоит из кристаллов, в состав которых входят катионы натрия Na⁺ и анионы хлора Cl^– (рис. 125). При растворении хлорида натрия в воде его кристаллы распадаются на ионы. Процесс распада молекул или ионных кристаллов веществ на ионы при растворении в воде называют электролитической диссоциацией.

11

Положительно заряженные ионы называются катионами, потому что они притягиваются к отрицательно заряженному электроду – катоду, а отрицательные анионы соответственно притягиваются к положительному электроду – аноду.

Рис. 125. Схема электролитической диссоциации хлорида натрия

Таким образом, в растворе поваренной соли нет молекул хлорида натрия, а присутствуют только ионы натрия и хлора, окружённые молекулами воды (см. рис. 125). Слово «диссоциация» здесь означает распад, разделение. Вещества, способные к электролитической диссоциации, называют электролитами. Их растворы проводят электрический ток. Это становится понятным, если учесть, что ток – это перенос заряженных частиц, которыми в данном случае являются катионы и анионы. Электролитической диссоциации при растворении в воде подвергается не только соли, но также кислоты и основания.

Проверьте свои знания

1. В каких случаях при протекании химических реакций атом чаще отдаёт, а в каких – присоединяет электроны?

2. Почему гелий и другие благородные газы почти не способны вступать в химические реакции?

3. Чем определяются реакции окисления и восстановления?

Задания

Опираясь на рисунок 125, опишите, какую роль играет вода в процессе электролитической диссоциации.

§ 49 Валентность. Химическая связь

Валентность.

Внешняя электронная оболочка атома, которая соответственно и определяет его химические свойства, может содержать не более восьми электронов. Исключение составляют только атомы водорода и гелия, на единственной орбитали которых может находиться не более двух электронов. С помощью внешних электронов, которые называют валентными, осуществляется химическая связь между атомами, и образуются химические соединения. Электронную оболочку, содержащую валентные электроны, называют валентной оболочкой. Слово валентность (от лат. valentia – сила) означает способность атома образовывать определённое число химических связей с другими атомами. Валентность атома определяется числом имеющихся у него валентных электронов.

У атомов элементов каждого нового периода Периодической системы Д. И. Менделеева возникает новая валентная оболочка, которой не было у атомов элементов предыдущего периода. Элементы IIIА группы – щелочные металлы – содержат на этой оболочке всего один электрон. Их атомы легко отдают этот единственный электрон, поэтому все щелочные металлы одновалентны и химически очень активны. По мере увеличения порядкового номера элемента в периоде происходит постепенное заполнение валентной оболочки. Так, элементы IIА группы содержат на внешнем уровне два электрона, IIIА группы – три электрона и т. д. Галогены находятся в VIIA группе, следовательно, их атомы содержат семь валентных электронов. Благородные газы, стоящие в конце периода в VIIIA группе (например, неон, аргон, криптон, ксенон), содержат по восемь валентных электронов. Их внешняя оболочка заполнена, поэтому они почти не обладают химической активностью. После заполнения валентной оболочки (в конце периода) у следующего элемента возникнет новая оболочка.

Химическая связь.

Процесс обмена электронами между атомами и является причиной возникновения химической связи. Один из видов химической связи – ионная связь. Это связь, возникающая между ионами в результате действия электростатических сил притяжения (рис. 126). Типичным примером вещества с ионной связью является хлорид натрия. Однако это не единственный вид химической связи. Рассмотрим молекулу, состоящую из одинаковых атомов, например молекулу водорода, имеющую формулу Н₂. Каким образом два атома водорода соединяются между собой? Мы знаем, что на единственной 1 s– орбитали атома водорода могут находиться два электрона. Однако атом водорода имеет всего один электрон, и для заполнения оболочки ему нужен ещё один. В таком же положении находится и второй атом водорода.