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.

Формулы высших оксидов и гидроксидов элементов периодической системы - student2.ru

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.

Наши рекомендации