Формулы высших оксидов и гидроксидов элементов периодической системы
| Группа | I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| Высший оксид | Э2О | ЭО | Э2О3 | ЭО2 | Э2О5 | ЭО3 | Э2О7 | ЭО4 |
| Гидрат высшего оксида | ЭОН | Э(ОН)2 | Э(ОН)3 | Н2ЭО3 | Н3ЭО4 | Н2ЭО4 | НЭО4 | Н4ЭО4 |
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют с водородом твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп – газообразные соединения. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) - нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты.
Свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией, определяют положение элемента в периодической системе. Атомный радиус по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.
По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его наиболее вероятные свойства как средние всех его соседей:
Li Be B
Na Mg Al
K Ca Sc
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ
ФИЗИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ОБРАЗОВАНИЯ МОЛЕКУЛ
Атомы химических элементов могут образовывать три типа частиц, способных участвовать в химических превращениях: молекулы, ионы и свободные радикалы. Природа взаимодействий между атомами в этих частицах долгое время оставалась неясной. В начале XIX века Бергман и Бертолле предположили, что в основе химического взаимодействия лежат силы гравитации. Однако было установлено, что химическое сродство атомов не пропорционально их массам.
В начале XX века, с развитием представлений об электронном строении атома, мерой их химической активности стали считать стремление к образованию электронной оболочки, подобной оболочкам атомов инертных газов. Наиболее устойчивой и наименее активной. Это стремление может осуществляться либо приемом, либо отдачей электронов и превращением нейтральных атомов в отрицательные и положительные ионы. Последующее их взаимное электростатическое притяжение обеспечивает устойчивое состояние веществ. Эти представления были положены в основу теории ионной связи, сформулированной Косселем в 1916 году. В природе веществ с чисто ионной связью достаточно мало. Преимущественно это неорганические соединения, образованные атомами с большой разницей в электроотрицательностях, например галогениды щелочных металлов NaCl, KF. Примерно в эти же годы Льюис и Лэнгмюр предложили первую теорию ковалентной связи. Согласно ей стремление атомов завершить свои электронные оболочки до структур атомов инертных газов удовлетворяется не за счет отдачи или принятия чужих электронов, а за счет объединения неспаренных электронов в общие электронные пары. Количество таких пар между атомами определяет кратность или порядок связи (одинарная, двойная или тройная). В 1927 году Гейтлер и Лондон, а в 30-х годах Слейтер и Поллинг предложили спиновую теорию валентности, или метод электронных пар. В основе теории лежат квантово-механические расчеты энергии и длины связи в молекуле водорода.
Физическая устойчивость любой молекулы основана на том, что объединение атомов сопровождается понижением полной энергии системы.
Основной вклад в энергию связи в молекуле вносит энергия взаимодействия электронов с ядрами, электронов и ядер между собой. Если силы притяжения преобладают над силами отталкивания, то потенциальная энергия взаимодействующих атомов понижается, в противном случае - повышается.
Устойчивому состоянию молекулы отвечает минимальное значение энергии и определенное относительное расположение ядер в пространстве, называемое равновесной конфигурацией молекулы. Равновесная конфигурация молекулы характеризуется равновесным расстоянием (r0) между атомами (длина связи) и энергией связи (Есв).
Проиллюстрируем это на примере образования молекулы водорода Н2 (рис. 4.1.). Согласно спиновой теории валентности два атома водорода могут образовать между собой химическую связь только в том случае, если имеющиеся у них валентные электроны имеют противоположные спины (кр.1)
По мере сближения двух атомов потенциальная энергия системы понижается, поскольку электроны одновременно притягиваются к двум ядрам. Однако при очень малых межъядерных расстояниях (r < r0) потенциальная энергия вновь начинает повышаться вследствие возрастания отталкивания между ядрами. Следовательно, наблюдаемая длина связи устанавливается в результате того, что притяжение атомов друг к другу уравновешивается силами отталкивания между ядрами и между электронами. В случае, когда спины электронов параллельны (кр.2), при сближении атомов энергия всей системы только нарастает и образование общей электронной пары не происходит.
Е,эВ
4
1 2
2
0
1,2 1,4 r, Ǻ
Е0
-2
r0
-4
Рис. 4.1. Изменение энергии в системе атомов Н-Н при их сближении.
r0 = 0,74 Ǻ - межатомное расстояние в молекуле водорода (длина связи)
Равновесное расстояние между атомами в молекуле всегда меньше, чем сумма радиусов изолированных атомов, что может быть продемонстрировано на примере образования молекулы HF. Радиус атома водорода составляет 0,53 Ǻ, атома фтора – 0,41 Ǻ, а расстояние между ядрами атомов в молекуле HF равно 0,92 Ǻ.
Таким образом, длина связи в молекуле – это расстояние между центрами ядер двух вступивших в химическую связь атомов.
Спиновая теория валентности была положена в основу теории химической связи, получившей название метод валентных связей.