У атомов металлов на наружном энергетическом уровне находится
Обновлено: 25.04.2024
У атомов металлов на наружном энергетическом уровне обычно находится от одного до трех электронов. Их атомы обладают большим радиусом. Металлы являются сильными восстановителями, так как легко отдают наружные электроны. Поэтому атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Так как электроны находятся в непрерывном движении, то при их столкновении с положительно заряженными ионами последние превращаются в нейтральные атомы, а затем вновь в ионы.
2. Как изменяется строение атомов типичных металлов в периоде и группе с возрастанием их порядковых номеров?
У атомов элементов-металлов в периоде с увеличением порядкового номера: заряд ядра увеличивается; радиусы атомов уменьшаются; число электронов на внешнем слое увеличивается (только в у атомов элементов главных подгрупп); число валентных электронов увеличивается (только в у атомов элементов главных подгрупп); электроотрицательность увеличивается; восстановительные (металлические) свойства ослабевают (только в у атомов элементов главных подгрупп).
У атомов элементов-металлов в группе с увеличением порядкового номера: заряд ядра увеличивается; радиус атома увеличивается (только в у атомов элементов главных подгрупп); электроотрицательность уменьшается (только в у атомов элементов главных подгрупп); число валентных электронов не изменяется; число внешних электронов, как правило, не изменяется; восстановительные (металлические) свойства усиливаются (только в у атомов элементов главных подгрупп).
Атомы металлов легко отдают свои валентные электроны, переходя в ионы с положительным зарядом, – это самое основное химическое свойство металлов. Для типичных металлов характерно то, что их ионы имеют всегда положительный заряд, вследствие того, что они никогда не присоединяют электронов. При химических реакциях, легко расставаясь со своими валентными электронами, типичные металлы выступают в роли энергичных восстановителей. У каждого металла своя способность к отдаче электронов. Металл тем энергичнее взаимодействует с иными веществами, чем легче отпускает свои электроны.
4. Как изменяются металлические свойства элементов в периоде и группе с увеличением порядкового номера?
В металлах существует металлическая связь, характеризующаяся тем, что кристаллическая решетка образована положительными ионами, тогда как валентные электроны делокализованы по всему пространству решетки.
В металлической кристаллической решетке имеет место металлическая связь между атомами. В узлах решетки – катионы металлов; между ними движутся обобществлённые электроны («электронный газ»), которые удерживают катионы металла, притягивая их к себе. Связь в таких кристаллах является делокализованной и распространяется на весь кристалл. В металлических кристаллах ядра атомов расположены таким образом, чтобы их упаковка была как можно более плотной.
Плотная кристаллическая структура; характерный металлический блеск; высокая теплопроводность и электрическая проводимость; уменьшение электрической проводимости с ростом температуры; низкие значения потенциала ионизации, т.е. способность легко отдавать электроны; ковкость и тягучесть; способность к образованию сплавов.
Разрушение металлов и сплавов вследствие химического взаимодействия с окружающей средой называется коррозией металлов. Коррозия металлов – это окислительно-восстановительный процесс, при котором атомы металла окисляются и переходят в ионы, например:
Существует два вида коррозии металлов - это химическая и электрохимическая. Химическая коррозия (коррозию Ме и их сплавов вызывают такие компоненты окружающей среды, как вода, кислород, оксиды углерода и серы, водные растворы солей). Электрохимическая коррозия (более активный Ме при электрохимической коррозии разрушается, переходя в воду, тем самым предохраняя менее активный Ме от разрушения).
Внутренние факторы: положение в периодической системе Д.И.Менделеева, термодинамическая устойчивость, химический состав и структура материала, наличие внутренних напряжений и характер обработки поверхности материала.
Внешние факторы: рН коррозионной среды, температура, давление, концентрация растворенного кислорода, состав и концентрация нейтральных растворов, скорость движения среды относительно металла.
Основные методы защиты от коррозии – это: 1) применение защитных покрытий (покрывают другими металлами или лаками, красками и эмалями); 2) Приготовление сплавов, стойких к коррозии (детали и инструменты изготавливают из нержавеющей стали и др. сплавов, стойких к коррозии); 3) электрохимический (применение заклепок, изготовленных из более активных металлов, прикрепление пластинок из более активного металла для защиты основного металлического слоя, нейтрализация тока, возникающего при коррозии, постоянным током, пропускаемым в противоположном направлении); 4) изменение состава среды (добавление ингибиторов (вещество, замедляющее или предотвращающее течение какой-либо химической реакции)).
Металлургия - область науки и техники и отрасль промышленности, охватывающие процессы получения металлов из руд или др. материалов, а также процессы, связанные с изменением химического состава, структуры и свойств металлических сплавов. Виды:
- Пирометаллургия, совокупность металлургических процессов, протекающих при высоких температурах. Теплота требуемая для выплавки путем сжигания топлива(доменный процесс)
- Гидрометаллургия - извлечение металлов из руд, концентратов и отходов различных производств водными растворами химических реагентов с последующим выделением металлов из растворов.
- Электрометаллургия - Металлургические процессы, основанные на использовании электрического тока (дуговой, индукционный
- Химикометаллургия- основана на химических реакциях для получения соединения потом из него металл (получение титана TiO2 - TiCl4 -Ti)
Руда – это полезное ископаемое из которых экономически выгодно получать металл в производственных условиях. Медная, железная руды, боксит, киновари и др.
14. Назвать восстановители, которые используются для добычи металлов. Составить уравнения соответствующих реакций.
Для получения металлов из оксидов используются различные восстановители. Использование водорода позволяет получать активные металлы, не восстанавливаемые оксидом углерода (II).
Способ восстановления металлов алюминием получил название «алюминотермия» или «алюмотермия». Алюминий является еще более активным восстановителем.
Оксид углерода (II) применяется наиболее широко. Например, при выплавке чугуна в доменной печи восстановителями являются кокс и образующийся оксид углерода(II). Суммарное уравнение получения железа из красного железняка:
Общие химические свойства. 1) Взаимодействие металлов с кислотами есть окислительно-восстановительный процесс. Окислителем является ион водорода, который принимает электроны от металла: 2) Взаимодействие металлов с растворами солей менее активных металлов можно иллюстрировать примером действия железа на раствор сульфата меди. В этом случае происходит отрыв электронов от атомов более активного металла (железо) и присоединение их ионами менее активного (меди). 3) Активные металлы взаимодействуют с водой, которая выступает в роли окислителя.
16. В чем состоят особенности взаимодействия металлов с кислородом? Составить уравнения соответствующих реакций.17. В чем состоят особенности взаимодействия металлов с водой? Составить уравнения соответствующих реакций.
. 18. В чем состоят особенности взаимодействия металлов с кислотами? Составить уравнения соответствующих реакций.
19. В чем состоят особенности взаимодействия металлов с растворами солей? Составить уравнения соответствующих реакций.
Реакция металла с раствором соли менее активного метала, образуется новая соль и новый металл, реакций идет в том случае, если образующаяся соль растворима.
1. Общая характеристика элементов металлов
Из \(118\) известных на данный момент химических элементов \(96\) образуют простые вещества с металлическими свойствами, поэтому их называют металлическими элементами .
Металлические химические элементы в природе могут встречаться как в виде простых веществ, так и в виде соединений. То, в каком виде встречаются металлические элементы в природе, зависит от химической активности образуемых ими металлов.
Металлические элементы, образующие химически активные металлы ( Li–Mg ), в природе чаще всего встречаются в виде солей (хлоридов, фторидов, сульфатов, фосфатов и других).
Соли, образуемые этими металлами, являются главной составной частью распространённых в земной коре минералов и горных пород.
В растворённом виде соли натрия, кальция и магния содержатся в природных водах. Кроме того, соли активных металлов — важная составная часть живых организмов. Например, фосфат кальция Ca 3 ( P O 4 ) 2 является главной минеральной составной частью костной ткани.
Металлические химические элементы, образующие металлы средней активности ( Al–Pb ), в природе чаще всего встречаются в виде оксидов и сульфидов.
Металлические элементы, образующие химически неактивные металлы ( Cu–Au ), в природе чаще всего встречаются в виде простых веществ.
 |  |  |
| Рис. \(7\). Самородное золото Au | Рис. \(8\). Самородное серебро Ag | Рис. \(9\). Самородная платина Pt |
Исключение составляют медь и ртуть, которые в природе встречаются также в виде химических соединений.
В Периодической системе химических элементов металлы занимают левый нижний угол и находятся в главных (А) и побочных (Б) группах.
Рис. \(13\). Положение металлов в Периодической системе. Знаки металлических химических элементов расположены ниже ломаной линии B — Si — As — Te
В электронной оболочке атомов металлов на внешнем энергетическом уровне, как правило, содержится от \(1\) до \(3\) электронов. Исключение составляют только металлы \(IV\)А, \(V\)А и \(VI\)А группы, у которых на наружном энергетическом уровне находятся соответственно четыре, пять или шесть электронов.
В атомах металлов главных подгрупп валентные электроны располагаются на внешнем энергетическом уровне, а у металлов побочных подгрупп — ещё и на предвнешнем энергетическом уровне.
Радиусы атомов металлов больше, чем у атомов неметаллов того же периода. В силу отдалённости положительно заряженного ядра атомы металлов слабо удерживают свои валентные электроны.
Рис. \(14\). Характер изменения радиусов атомов химических элементов в периодах и в группах. Радиусы атомов металлов существенно больше, чем радиусы атомов неметаллов, находящихся в том же периоде
Главное отличительное свойство металлов — это их сравнительно невысокая электроотрицательность (ЭО) по сравнению с неметаллами.
Рис. \(15\). Величины относительных электроотрицательностей (ОЭО) некоторых химических элементов (по Л. Полингу). ОЭО металлических химических элементов уступает соответствующей величине неметаллических химических элементов
Атомы металлов, вступая в химические реакции, способны только отдавать электроны, то есть окисляться, следовательно, в ходе превращений могут проявлять себя в качестве восстановителей .
Урок по химии для 9 класса по теме «Металлы»
Цель : сформировать у учащихся представления о специфических свойствах металлов. Их положении в ПСХЭ, нахождении в природе, значении для человека.
Учебно – воспитательные задачи:
- ознакомит учащихся со свойствами металлов в связи с их положением в ПСХЭ и строением их атомов и кристаллических решеток, распространением металлов в природе, использованием их человеком.
- продолжить формирование научнро-материалистического мировоззрения на основе раскрытия причинно-следственных связей.
- развитвать логическое мышление, мировоззрение, память, речь на основе самостоятельного анализа учебного материала.
Оборудование, наглядные пособия : образцы металлов, ПСХЭ, модели кристаллических решеток, таблица «Металлическая связь».
Тип урока: урок усвоения новых ЗУН
Методы: беседа, работа с учебником, демонстрация коллекций, демонстрация изобразительных наглядных пособий, моделей.
I. Организационный момент (1-2 мин)
II Актуализация ЗУН (5-6 минут)
- Какие вещества-неметаллы вам известны? Каковы их общие свойства?
- Где располагаются неметаллы в ПСХЭ?
- Чем, на ваш взгляд, металлы отличаются от неметаллов?
Работа с ПСХЭ (определение металлов и неметаллов).
III Изучение нового материала (25-30 минут)
Рассказ учителя, демонстрация на ПСХЭ, работа учащихся с коллекциями, запись учащимися основных положений в тетрадь.
- из 118 химических элементов, известных на настоящее время 88 элементов относятся к металлам. Металлы имеют ряд общих свойств, таких как металлический блеск, электропроводность и другие, с которыми мы более подробно познакомимся на этом уроке.
Рассказ учителя о металлов в древности.
- какое место занимают металлы в ПСХЭ Д.И. Менделеева?
Металлы, в основном, располагаются в левой и нижней части периодической таблицы.
У атомов металлов на наружном энергетическом уровне обычно находится от одного до 3 электронов. Их атомы обладают, как правило, большим радиусом. Атомы металлов, в отличие от атомов неметаллов легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями и в соединениях с неметаллами проявляют положительную степень окисления. Поэтому атомы металлов превращаются в растворах в положительно заряженные ионы.
Если брать для сравнения строение кристаллической решетки, то у металлов она состоит из нескольких слоев атомов, между которыми свободно перемещаются оторвавшиеся от атомов электроны. Между этими частицами возникает связь, т.е. электроны как бы цементируют отдельные слои положительно заряженных ионов, которые находятся в узлах кристаллических решеток металлов. Так как электроны находятся в постоянном движении, то при столкновении с положительно заряженными ионами последние превращаются в нейтральные атомы, а затем вновь в ионы. Благодаря наличию свободных электронов металлы хорошо проводят ток. Запись определения в тетрадь:
- Кристаллические решетки, в узлах которых находятся положительно заряженные ионы и некоторое число нейтральных атомов, между которыми передвигаются относительно свободные электроны, называют металлическими. Связь, которую осуществляют эти относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку, называют металлической.
Общая характеристика металлов:
- все металлы могут существовать в форме простых веществ
- некоторые из них, как и неметаллы, имеют аллотропные модификации.
- атомы металлы соединяются друг с другом посредством металлической связи.
- тип кристаллической решетки – металлическая.
Физические свойства металлов.
Великий русский ученый М.В. Ломоносов так говорил о металлах:
«Металлом называются твердое, непрозрачное и светлое тело, которое на огне плавить и холодное ковать можно». О каких физических свойствах металлов идет речь?
- Почти все металлы твердые тела. Исключение – жидкий металл – ртуть. Металлы различны по твердости – самый твердый – хром, самый мягкий – рубидий.
- Непрозрачность – металлы имеют цвет от белого до темно-серого, за исключением двух общеизвестных металлов – желтой окраски (золото) и красной окраски (меди).
- Плавить можно – металлы бывают легкоплавкие и тугоплавкие. Самый легкоплавкий металл – ртуть (-39), тугоплавкий – вольфрам (3420).
- пластичность – способность металлов изменять форму при ударе. Прокатываться в тонкие листы и вытягиваться в проволоку. Самый пластичный металл – золото.
- Плотность – самый легкий металл – литий, самый тяжелый – осмий. По плотности все металлы можно разделить на легкие и тяжелые.
- Электропроводность. Лучшие проводники электричества – серебро, медь, олово, алюминий, железо.
- Теплопроводность – лидер – серебро.
Нахождение металлов в природе и общие способы их получения.
Самым распространенным металлом в Земной коре является алюминий, за ним следует железо, кальций, натрий, калий. Содержание остальных металлов незначительно.
Химическая связь. Типы химической связи
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.
Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.
Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .
Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В . Такая связь называется ковалентной неполярной.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .
Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.
Ковалентная химическая связь
Ковалентная связь – это химическая связь , образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.
Основные свойства ковалентных связей
Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о , поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 109 о 28′.
Насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.
Ковалентная неполярная химическая связь
Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .
Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H2. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Льюиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.
H . + . H = H:H
Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .
Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.
Дипольный момент неполярных связей равен 0.
Ковалентная полярная химическая связь
Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).
Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.
Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
Механизмы образования ковалентной связи
Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:
А . + . В= А:В
2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:
А: + B= А:В
При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару ( донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары ( акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.
Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;
– в ионе аммония NH4 + , в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH2 + ;
– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O3.
Основные характеристики ковалентной связи
Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
Кратность химической связи
Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.
Например , в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.
Длина ковалентной связи
Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:
Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.
При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Длина связи, нм
При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Длина связи, нм
Энергия связи
Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.
Ионная химическая связь
Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.
Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.
Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:
+11 Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11 Na + ) 2 ) 8
Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:
+17 Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Обратите внимание:
- Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
- Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH4 + , сульфат-ион SO4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
- Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);
Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na2 + SO4 2- .
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:
Металлическая химическая связь
Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.
У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.
Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе , создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку . При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.
Межмолекулярные взаимодействия
Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодействий намного меньше энергии химической связи.
Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.
Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .
Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также к ислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):
— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение температуры кипения.
Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.
А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.
Тренировочный тест по теме «Химические связи» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.
Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов
Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.
Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:
… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов
Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.
Рассмотрим характеристики элементов IA группы:
Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э2О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):
Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.
Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.
У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:
… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы
Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.
Характеристики элементов IIA группы:
Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)2.
Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.
Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН2.
Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:
… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы
Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.
Характеристики элементов IIA группы:
Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.
Читайте также: