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). 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. 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 знания1. 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?
ЗаданияОпираясь на рисунок 125, опишите, какую роль играет вода в процессе электролитической диссоциации. |