Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность элементов.
Один из основных законов химии был открыт Д.И. Менделеевым в1869 году и сформулирован следующим образом: «Химические и физические свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов».
Современная формулировка: «Свойства химических элементов, а также и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов».
Периодическая система подразделяется на семь горизонтальных периодов и восемь вертикальных групп. Периоды представляют собой горизонтальные ряды элементов с
одинаковым максимальным значением главного квантового числа электронов внешнего уровня. Номер периода обозначает число энергетических уровней в
атоме элемента.
Группы представляют собой вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные (А) и побочные(Б) подгруппы. А-подгруппы составляют s– и p– элементы малых и больших периодов.
Б-подгруппы составляют d– и f– элементы больших периодов. В А-подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.
Номер группы показывает высшую валентность элемента.
У высших оксидов и их гидроксидов элементов I – III групп(кроме бора) преобладают основные свойства, с IV поVIII – кислотные.
Радиус атома – наиболее важное свойство атома. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны и, наоборот.
В главных подгруппах, атомный радиус возрастает за счет появления новых электронных уровней.
В периодах атомные радиусы уменьшаются, что можно объяснить ростом силы
притяжения электронов с увеличением заряда ядра.
Энергия ионизации(I)– энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома(или иона), находящегося в нормальном состоянии. Чем меньше энергия ионизации, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее выражены металлические (восстановительные) свойства, а также основный характер его соединений.
В периодах энергия ионизации возрастает. В подгруппах энергия ионизации уменьшается.
Сродством атома к электрону(E) называется энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при присоединении электрона к нейтральному атому.
Сродство к электрону по периоду возрастает, а в подгруппах уменьшается.
Электроотрицательность(ЭО) характеризует способность атомов оттягивать от других атомов электроны при образовании химической связи.
В периодах возрастает, а в подгруппах уменьшается.
Чем меньше величина ЭО, тем более сильные восстановительные свойства проявляет элемент и наоборот.
1) атомный номер элемента равен общему числу электронов в атоме;
2) номер периода равен числу энергетических уровней в атоме;
3) номер группы равен числу валентных электронов.
4) главные подгруппы составляют s и p–элементы, побочные d и f–элементы
5) Максимально возможные валентные состояния элементов равны числу неспаренных электронов у невозбужденных и возбужденных атомов элементов.
22.Понятие о химической связи. Обменный механизм образования ковалентной связи.
Химическая связь– это взаимодействие электронных орбиталей различных атомов, которое приводит к строго определенному расположению ядер.
Виды химической связи: ионная, ковалентная, металлическая; кроме того между молекулами возникает водородная связь и происходят межмолекулярные взаимодействия.
Причиной образования молекулы из атома является понижение полной энергии системы.
Возникновение связи сопровождается выделением энергии, которую называют энергией связи. Энергия связи и ее длина являются количественными характеристиками связи.
Пространственному положению атомных ядер в молекуле отвечает одно единственное распределение электронной плотности, которое соответствует минимуму полной энергии системы.
Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.
Обменный механизм. Образование химических связей в молекуле водорода сопровождается перекрыванием электронных облаков, т.е. образованием общей электронной пары.
Сущность метода валентных связей состоит в том, что химическая связь возникает в результате образования общих электронных пар неспаренными электронами с антипараллельными спинами.
При сближении атомов с антипараллельными спинами образуется пара электронов, общая для обоих соединяющихся атомов. Другими словами, атомные орбитали валентных электронов перекрываются, и образуется связующее электронное облако, плотность которого между ядрами наибольшая. Это обеспечивает стабильное положение ядер относительно друг друга и устойчивость молекул в целом.
Ковалентная связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных облаков и чем больше плотность связующего электронного облака.
23.Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
Донорно-акцепторный механизм. При образовании связи по этому механизму, один из атомов выступает в роли донора электронов, другой– в роли акцептора.
Акцептор предоставляет свободную орбиталь.
Ковалентная связь образуется за счет перехода уже существующей электронной пары в общее пользование донора и акцептора.
При образовании катиона аммония, связь между азотом в аммиаке и катионом водорода образуется по донорно-акцепторному механизму. В молекуле NH3 три электронные пары образуют три связи N – H, четвертая, принадлежащая атому азота электронная пара является неподеленной. Эта электронная пара может дать связь с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. В результате получается ион аммония NH4. В результате в ионе аммония четыре ковалентные связи H – N три из них образованы по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному. Несмотря на это, все связи равноценны!