Современная формулировка периодического закона.

Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов, выражающейся в периодической повторяемости структуры внешней валентной электронной оболочки.

№16 Структура переодической системы элементов Менднлеева s,p,d,f блоки элементов

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Главный принцип построения Периодической системы - выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом). Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство. Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-подуровней - s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d-элементов (у которых заполняются пять d-орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. . Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов. Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Гунда. Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.
Каждому элементу (кроме f-элементов) в Периодической системе соответствуют вполне определенные координаты: номер периода и номер группы. По этим координатам можно не только найти элемент в таблице Д.И. Менделеева, но и построить его электронную конфигурацию, учитывая физический смысл значения чисел, соответствующих номерам периода и группы, а также наличие буквы в номере группы, определяющей принадлежность элемента к секциям s- и p-элементов или d-элементов.

№17 Переодические свойства элементов, их изменение в группах и периодах.

свойства элементов показывают тенденции. Эти тенденции могут быть предсказаны, используя периодическую таблицу и могут быть объяснены и поняты, анализируя электронные конфигурации элементов. Элементы имеют тенденцию получать или терять валентные электроны, чтобы достигнуть устойчивого формирования октета. Устойчивые октеты замечены в инертных газах, или инертных газах, Группы VIII из периодической таблицы. В дополнение к этой деятельности есть две других важных тенденции. Во-первых, электроны добавлены, по одному перемещаясь от слева направо через период. Поскольку это случается, электроны наиболее удаленного снаряда испытывают все более и более прочное ядерное притяжение, таким образом электроны становятся ближе к ядру и более прочносвязанный к этому. Во-вторых, спуская колонку в периодической таблице, наиболее удаленные электроны становятся менее прочносвязанными к ядру. Это случается, потому что число наполненных основных энергетических уровней (которые экранируют наиболее удаленные электроны от притяжения до ядра) увеличивается вниз в пределах каждой группы. Эти тенденции объясняют периодичность, наблюдаемую в элементных свойствах атомного радиуса, энергии ионизации, сродства к электрону, и электроотрицательности.

, атомный радиус элемента - половина интервала между центрами двух атомов того элемента, которые только касаются друг друга. Вообще, атомный радиус уменьшается через период со слева направо и увеличения вниз данная группа. Атомы с наибольшими атомными радиусами расположены в Группе I и у основания групп.

Перемещающийся от слева направо через период, электроны добавлены по одному к внешнему снаряду энергии. Электроны в пределах снаряда не могут экранировать друг друга от притяжения до протонов. Так как число протонов также увеличивается, увеличения эффективного ядерного заряда через период. Это заставляет атомный радиус уменьшаться.

энергия ионизации, или ионизационный потенциал, является энергией, требуемой полностью удалить электрон из газообразного атома или иона. Чем ближе и более прочносвязанный электрон к ядру, тем более трудный это должно будет удалить, и выше его энергия ионизации будет. Первая энергия ионизации - энергия, требуемая удалить один электрон из материнского атома. Вторая энергия ионизации - энергия, требуемая удалить второй валентный электрон из одновалентного иона, чтобы формировать двухвалентный ион, и так далее. Последовательное увеличение энергий ионизации. Вторая энергия ионизации всегда больше чем первая энергия ионизации. Увеличение энергий ионизации, перемещающееся от слева направо через период (уменьшающий атомный радиус). Уменьшения энергии ионизации, спускающие группу (увеличивающий атомный радиус). Группа у I элементов есть низкие энергии ионизации, потому что потеря электрона формирует устойчивый октет.

Сродства к электрону отражает способность атома принять электрон. Это - изменение энергии, которое происходит, когда электрон добавлен к газообразному атому. У атомов с более сильным эффективным ядерным зарядом есть большее сродство к электрону. Некоторые обобщения могут быть сделаны о сродстве к электрону определенных групп в периодической таблице. У Группы элементы IIA, щелочные земли, есть низкие значения сродства к электрону. Эти элементы относительно устойчивы, потому что они заполнились s подснаряды. У элементов VIIA Группы, галогенов, есть высокое сродство к электрону, потому что дополнение электрона к атому приводит к полностью наполненному снаряду. Группа у VIII элементов, инертных газов, есть сродство к электрону около нуля, начиная с каждого атома, обладает устойчивым октетом и не будет принимать электрон с готовностью. У элементов других групп есть низкое сродство к электрону.

Электроотрицательностей является мерой притяжения атома для электронов в химической связи. Чем выше электроотрицательность атома, тем больше его притяжение для электронов связи. Электроотрицательность связана с энергией ионизации. У электронов с низкими энергиями ионизации есть низкие электроотрицательности, потому что их ядра не проявляют прочную силу притяжения на электронах. У элементов с высокими энергиями ионизации есть высокие электроотрицательности из-за прочного напряжения, проявленного на электронах ядром. В группе электроотрицательность уменьшается как увеличения атомного номера, в результате увеличенного интервала между валентным электроном и ядром (больший атомный радиус). Пример электроположительного (то есть, низкая электроотрицательность) элемент - цезий; пример очень электроотрицательного элемента - фтор.

№18Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Спектрохимический ряд лигандов

1.Комплексные соединения - наиболее обширный и разнообразный класс соединений. В живых организмах присутствуют комплексные соединения биогенных металлов с белками, аминокислотами, порфиринами, нуклеиновыми кислотами, углеводами, макроциклическими соединениями. Важнейшие процессы жизнедеятельности протекают с участием комплексных соединений. Некоторые из них (гемоглобин, хлорофилл, гемоцианин, витамин В₁₂ и др.) играют значительную роль в биохимических процессах. Многие лекарственные препараты содержат комплексы металлов. Например, инсулин (комплекс цинка), витамин В₁₂ (комплекс кобальта), платинол (комплекс платины) и т.д.

2 Координационная теория Вернера Теория координационных соединений, предложенная А. Вернером в 1893 году, до сих пор является основной теорией координационных соединений (для комплексов определенного вида). Рассмотрим ее основные положения.

1. Большинство элементов проявляет два типа валентности – главную и побочную.

2. Атом элемента стремится насытить не только главные, но и побочные валентности

3. Побочные валентности атома строго фиксированы в пространстве и определяют геометрию комплекса и его различные свойства.

В современной химии синонимом главной валентности является степень окисления элемента (обозначим ее сплошной линией), а побочная валентность определяется как координационное число, то есть количество атомов непосредственно связанных с металлом при насыщении его побочной валентности (обозначим ее пунктирной линией).

Лиганды слабого поля Лиганды средней силы Лиганды сильного поля

I–, Br–, Cl–, OH–, F– H2O, NCS–, CH3COO–, NH3 NO2, СО, CN

Спектрохимический ряд лигандов

№19 Класификация и нуменклатура комплексных соединений