каждого периода (кроме первого).
3. У d–элементов заполняется электронами d–оболочка второго сна-
ружи уровня (n–1)d. Это элементы вставных декад больших периодов, рас-
положенных между s– и p–элементами.
4. У f–элементов заполняется электронами f–подуровень третьего снаружи уровня (n–2)f. К семейству f–элементов относятся лантаноиды и актиноиды.
Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:
1. Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, s–
элементы находятся во всех периодах, р–элементы – во втором и последу-
ющих, d–элементы – в четвертом и последующих и f–элементы – в шестом
иседьмом периодах.
2.Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.
3.s– и p–элементы образуют главные подгруппы, d–элементы – по-
бочные подгруппы, f–элементы образуют семейства лантаноидов и акти-
ноидов. Таким образом, подгруппа включает элементы, атомы которых обычно имеют сходное строение не только внешнего, но и предвнешнего слоя (за исключением элементов, в которых имеет место «провал» элек-
трона).
4. Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физи-
ческий смысл номера группы. У элементов побочных подгрупп валентны-
ми являются электроны не только внешних, но и предпоследних оболочек.
Это является основным различием в свойствах элементов главных и по-
бочных подгрупп.
5. Элементы с валентными d– или f–электронами называются пере-
ходными.
16
6. Номер группы, как правило, равен высшей положительной степе-
ни окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.
1.3. Химическая связь и типы взаимодействия молекул
Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловленное пе-
рекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.
В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа хи-
мической связи: ковалентную, ионную и металлическую.
Основные характеристики связи:
Энергия связи (Е, кДж/моль) – количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи. Чем больше энергия связи, тем устой-
чивее молекулы.
Длина связи – расстояние между ядрами химически связанных ато-
мов.
Кратность связи – определяется количеством электронных пар, свя-
зывающих два атома. С увеличением кратности связи длина связи умень-
шается, а прочность ее возрастает.
Валентный угол – угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через ядра связанных атомов. Валентный угол определяет геометрию молекул.
Дипольный момент возникает, если связь образована между атома-
ми элементов с разной электроотрицательностью и служит мерой полярно-
сти молекулы.
17
1.3.1. Ковалентная связь
Ковалентная связь образуется путем обобществления пары электро-
нов двумя атомами. Особенностями ковалентной химической связи явля-
ются ее направленность и насыщаемость. Направленность обусловлена тем, что атомные орбитали имеют определенную конфигурацию и распо-
ложение в пространстве. Перекрывание орбиталей при образовании связи осуществляется по соответствующим направлениям. Насыщаемость обу-
словлена ограниченными валентными возможностями атомов.
Различают ковалентную полярную и неполярную связь. Ковалент-
ная неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электро-
отрицательностью; обобществленные электроны равномерно распределе-
ны между ядрами взаимодействующих атомов. Ковалентная полярная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью;
общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного элемента.
Возможны два механизма образования ковалентной связи: 1) спари-
вание электронов двух атомов при условии противоположной ориентации их спинов (обменный механизм); 2) донорно-акцепторное взаимодействие,
при котором общей становится электронная пара одного из атомов (доно-
ра) при наличии энергетически выгодной свободной орбитали другого атома (акцептора).
Часто в образовании связи участвуют электроны разных подуровней,
а, следовательно, орбитали разных конфигураций. В этом случае может происходить гибридизация (смешение) электронных облаков (орбиталей).
Образуются новые, гибридные облака с одинаковой формой и энергией.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных. В гибридной атомной орбитали (АО) электронная плотность смещается в одну сторону от ядра,
поэтому при взаимодействии ее с АО другого атома происходит макси-
мальное перекрывание, приводящее к повышению энергии связи. Гибри-
18
дизация АО определяет пространственную конфигурацию молекул.
Так, при смешении одной s-орбитали и одной p-орбитали, образуют-
ся две гибридные орбитали, угол между которыми = 180о, такой тип ги-
бридизации называется sp-гибридизацией. Молекулы, в которых осу-
ществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию (C2H2, BeF2).
При смешении одной s и двух p-орбиталей образуются 3 гибридные орбитали, угол между которыми = 120о. Такой тип гибридизации называет-
ся sp2-гибридизацией, ему соответствует образование плоской треуголь-
ной молекулы (BF3, C2H4).
При смешении одной s и трех p-орбиталей образуются четыре sp3-
гибридные орбитали, угол между которыми = 109о28'. Форма такой моле-
кулы является тетраэдрической. Примеры таких молекул: CCl4, CH4, GeCl4.
При определении типа гибридизации необходимо также учитывать неподеленные электронные пары элемента. Например, кислород в молеку-
ле воды (Н2О) имеет sp3-гибридизацию (4 гибридных орбитали), а химиче-
ская связь с атомами водорода образована двумя электронными парами.
Возможны также более сложные виды гибридизации с участием d и f-орбиталей атомов.
1.3.2. Ионная связь
Ионная связь представляет собой электростатическое взаимодей-
ствие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом со-
единении. Ее можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Такая связь возникает лишь в случае большой разности электроотрицательностей взаимодействующих атомов, например между катионами s-металлов I и II групп периодической системы и анионами не-
металлов VI и VII групп (LiF, CsCl, KBr и др.).
Так как электростатическое поле иона имеет сферическую симмет-
рию, то ионная связь не обладает направленностью. Ей также не свой-
19
ственна насыщаемость. Все ионные соединения в твердом состоянии обра-
зуют ионные кристаллические решетки, в узлах которых каждый ион окружен несколькими ионами противоположного знака. Чисто ионной свя-
зи не существует. Можно говорить лишь о доле ионности связи.
1.3.3. Металлическая связь
В отличие от ковалентных и ионных соединений, в металлах не-
большое число электронов одновременно связывает большое число ядер-
ных центров, а сами электроны могут перемещаться в металле. Таким об-
разом, в металлах имеет место сильно нелокализованная химическая связь.
1.4. Биогенные элементы
Элементы, необходимые организму для построения и жизнедеятель-
ности клеток и органов, называют биогенными элементами.
1.4.1. Классификация по количественному содержанию в организме
1. Макроэлементы – их концентрация в организме превышает
0,01% (О, С, H, N, Ca, Р, К, Na, S, Cl, Mg). В абсолютных значениях (из расчета на среднюю массу тела человека в 70 кг), величины содержания этих элементов колеблются в пределах от сорока с лишним кг (кислород)
до нескольких г (магний). Некоторые элементы этой группы называют
«органогенами» (О, Н, С, N, Р, S) в связи с их ведущей ролью в формиро-
вании структуры тканей и органов.
Кальций (Са) является основной составляющей костной ткани, вхо-
дит в состав крови, играет важную роль в регуляции процессов роста и де-
ятельности клеток всех видов тканей. При недостатке кальция в пище ор-
ганизм начинает расходовать кальций, входящий в состав костей, в резуль-
20