Закономерности изменения электроотрицательности элементов периодической системы и проявления ими метеличности и неметаличности
Электроотрицательностью (ЭО) атома называется способность атома в молекуле (соединении) притягивать электроны, связывающие его с другими атомами.
Понятие электроотрицательности ввел Л. Полинг (США, 1932 г.). Количественная характеристика электроотрицательности атома весьма условна и не может быть выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для количественного определения ЭО предложено несколько шкал. Наибольшее признание и распространение получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полингом.
Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.
1. При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль периода МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении - возрастают неметаллические.
Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.
2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.
8)Условия образования ковалентной связи. Характеристика её свойств – насыщенности, кратности, полярности, направленности.
Механизмы образования ковалентных связей
Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно-акцепторный, дативный.
При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими.
По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов.
Атомы, внешняя электронная оболочка которых состоит только из s- и р-орбиталей, могут быть либо донорами, либо акцепторами электронной пары. Атомы, у которых внешняя электронная оболочка включает d-орбитали, могут выступать в роли и донора, и акцептора пар электронов. В этом случае рассматривается дативный механизм образования связи. Примером проявления дативного механизма при образования связи служит взаимодействие двух атомов хлора. Два атома хлора в молекуле Cl2 образуют ковалентную связь по обменному механизму, объединяя свои неспаренные 3р-электроны.
Особенности КС:
1. Прочность КС — это свойства характер длинной связи (межъядерное пространство) и энергии энергией связи.
2. Полярность КС. В молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента, одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной ковалентной связью.
Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, то связь называют полярной ковалентной связью.
3. Насыщаемость КС— это способность атома участвовать только в определенном числе КС, насыщаемость характеризует валентностью атома. Количественные меры валентности явл. число не спаренных электронов у атома в основном и в возбужденном состоянии.
4. Направленность КС.Наиболее прочные КС образуются в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей, т.е. мерой направленности служит валентный угол.
5. Гибридизация КС —при гибридизации происходит смещение атомных орбиталей, т.е. происходит выравнивание по энергии и по форме. Существует sp, sp2, sp3 —гибридизация. sp — форма молекулы линейная (угол 1800), sp2 — форма молекулы плоская треугольная (угол 1200), sp3 - форма тетраэдрическая (угол 109028).
6. Кратность КС или делоколизация связи — Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия.
Координационная связь как особый вид КС. Пример.
Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до образования связи) только одному атому (донору) и оcуществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. Например, реакция аммиака с кислотой состоит в присоединении протона, отдаваемого кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота): В ионе NH4+ все четыре связи азота с водородом равноценны, хотя отличаются происхождением. Донорами могут быть атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др. Роль акцепторов может выполнять протон, а также атомы с незаполненным октетом (напр., атомы элементов III группы таблицы Д. И. Менделеева, а также атомы-комплексообразователи, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое).
Эта связь часто присутствует в промежуточных продуктах (интермедиатах) реакции. Соединение с такой связью называется донорно-акцепторным комплексом или комплексом с переносом заряда (КПЗ).
Ионная связь: свойства, сходство и отличия от ковалентной. Примеры.
Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10–29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na0,8+Cl0,8–.
Ионная связь характерна для соединений элементов, электроотрицательности которых различаются очень сильно, например щелочных металлов с галогенами.
Сходство с ковалентной связью заключается в том, что сложно провести резкую грань между ковалентной полярной и ионной связью, мнения разных авторов на этот счет могут различаться.
Различие ионной и ковалентной связи в том, что ионная сильнее поляризована, вплоть до полного перехода электронной пары к более электроотрицательному элементу.
Сущность водородной связи. Межмолекулярные взаимодействия. Примеры.
Водородные связи могут образовываться между атомом водорода, связанным с атомом электроотрицательного элемента, и электроотрицательным элементом, имеющим свободную пару электронов(О,F,N). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением, которому способствуют малые размеры атома водорода, и отчасти, донорно-акцепторным взаимодействием. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Связи 0-Н имеют выраженный полярный характер: Водородная связь гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная, но более сильная, чем межмолекулярное взаимодействие. Водородные связи обуславливают некоторые физические свойства веществ (например, высокие температуры кипения). Особенно распространены водородные связи в молекулах белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений, обеспечивая им определенную пространственную структуру (организацию).