Лекция № 3.

1.Строение атома и периодический закон д. И. Менделева Периодическая система.

1 марта 1869 года открыл периодический закон Д. И. Менделев. Свойства простых тел, соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Современная формулировка V от величины заряда атомных ядер. Демонстрацией периодического закона является периодическая система. Начинаются периоды элементов, у которых на s подуровне 1 электрон Li 2s¹, Na 3s¹, K 4s¹, Rb 5s¹.

Таким образом на внешнем энергетическом уровне у них находится 1 электрон. Элементы у которого заполняются s подуровень внешнего уровня, называются s - элементами, p подуровень p – элементами, d подуровень d - элементами. Так например во втором периоде Li и Be – это s – элементы.

Третий период содержит в начале 2s – элемента, Na и Mg, а затем 6р – элементов.

Четвертый период начинается также с 2s элементов после этого расположены 10d элементов (у которых согласно правилу Кличковского заполняется с подуровней) и завершается период 6р – элементов. s и р элементов находятся в главных подгруппах, d элементы находятся в побочных группах. Элементы 1,2,3 периодов называются типическими, потому что их свойства измеряются типично: от активного щелочного металла в начале периода, затем несколько менее активных щелочноземельный металл, затем типичные не металлы, галогены и завершают период инертный или благородные газы. Активные свойства щелочных металлов обусловлены подвижностью s электрона на внешнем энергетическом уровне, чем легче атом отдает электрон тем больше выражены его металлические. Свойства в периоде слева на право металлические свойства уменьшаются, а не металлические увеличиваются. Металлические свойства сверху вниз усиливаются.

2.Энергия ионизации и средство электронов.

Энергией ионизацией – называется энергия необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома с образованием соответствующего иона. Энергия ионизации, выраженная в электрон вольтах численно равна потенциалу ионизации. Энергия ионизации в периоде возрастает с лева на право, а сверху вниз энергия ионизации уменьшается, т. к. увеличивается расстояние электронов от ядра. Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного е называется средством электрона. При этом образуется анион. Наибольше значение этих величин у галогенов.

Электроотрицательность – это способность атомов в молекуле присоединять электроны. Электроотрицательность увеличивается слева на право, а по вертикали снизу вверх. Таким образом, самый электроотрицательный элемент F.

Лекция № 4-5. Химическая связь.

План.

1. Ковалентная связь. Механизмы ее образования. Свойства, типы ковалентной связи.

2. Ионная связь.

3. Металлическая связь.

4. Водородная связь.

5. Межмолекулярные взаимодействия.

1. Ковалентная связь. Механизмы ее образования. Свойства, типы ковалентной связи.

Атомы в молекуле химических веществ соединены с помощью связи. Природа химических связей стала ясна только после изучения строения атома. Электроны на внешнем энергетическим уровням молекул атома могут полностью его заполнять или не полностью. Таким образом энергетические уровни могут быть завершенными и не завершенными. У sиpэлементов валентными, т.е. участвующими в образовании связи являются электроны внешнего уровня. Уdэлементов в образовании связи участвуют электроныn,sподуровня и электроны(n-1)dподуровня. Уfэлементов валентными являются электронn, sподуровня,(n-1)dподуровня,(n-2)fподуровня.

Различают три основных типа связи: ковалентная, ионная и металлическая. Согласно методу валентных связей образования ковалентных связей, например в молекуле Н можно объяснить следующим образом. При сближении двух атомов Н происходит перекрывание электронных облаков. Образуется между центром ядер молекулярное двух электронное облако имеющая максимальную плотность. Увеличение плотности отрицательного заряда способствует увеличению сил притяжения между ядрами и электронными облаками. Что сопровождается уменьшением энергии системы. Если спины электронов участвующих в образовании связей параллельны, связь не образуется, если спины антипараллельны – связь образуется.

1s¹ 1s¹

– молекулярный энергетический уровень ниже чем

у исходных атомов, а значит состояние устойчивее.

₁₇Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

3p⁵ 3p⁵

3s² 3s²

В этих примерах образуется одна электронная пара между атомами. Связь называется однородной.

Однородная связь – это некратная связь, а остальные кратные связи. Химическая связь осуществляемая электронными парами, называется ковалентной (атомной) такая связь образуется при перекрывании одноэлектронных атомных облаков с противоположными спинами. Эта связь двух электронная и двуцентровая. Соединение с ковалентной связью называется гомеополярными или атомными.

Существует другой механизм образования ковалентной связи. Он называется донорно-акцепторный. Это механизм образования ковалентной связи за счет двух электронного облака одного атома (донор) и свободной орбитали другого атома (акцептор). Поэтому и связь называется донорно-акцепторной. Типичным примером образования ковалентной связи является образования катиона аммония.