3.2.Группы таблицы Менделеева

Таблица Д.И. Менделеева состоит из 8 групп. Физический смысл номера группы заключается в том, что номер группы соответствует валентности входящих в него элементов. Если элемент обладает переменной валентностью, то номер группы соответствует наивысшей валентности данного элемента. Каждая группа делится на главную (А) и побочную (В) подгруппу. Главная подгруппа содержит элементы и малых, и больших периодов (S и p - элементы). Побочные подгруппы включают в себя d и f – элементы, т.е. элементы только больших периодов. Элементы, составляющие одну подгруппу, имеют близкие химические свойства, т.к. имеют сходные валентные окончания. Химические свойства элементов обуславливаются их валентными окончаниями. Валентное окончание элемента зависит от его положения в таблице Менделеева. Все элементы одной подгруппы имеют одинаковую конфигурацию валентных окончаний, но разные квантовые числа.

С увеличением главного квантового числа у элементов данной подгруппы усиливаются металлические свойства, что обусловлено, в первую очередь, увеличением промежуточных электронных слоёв между ядром атома и его валентным слоем. Элементы, составляющие одну группу, но разные подгруппы, имеют различные валентные окончания и различные химические свойства.

17Cl	3S^23p^5	25Mn	3d^54S^1
активный неметалл		металл средней активности

Элементы, составляющие одну группу, имеют одинаковую валентность. В случае переменности валентности общей является наивысшая валентность.

1, 3, 5, 7	2, 3, 4, 5,6, 7
+7	+7
HClO4	HMnO4
хлорная кислота	марганцовая кислота

3.3. Периодичность изменения свойств элементов.

Следующие свойства элементов являются периодическими:

• металличность и связанная с ней восстановительная способность;

• энергия ионизации;

• неметалличность и связанная с ней окислительная способность;

• сродство к электрону;

• электроотрицательность;

• атомные радиусы.

Свойства, не имеющие периодичности :

• заряд ядра;

• атомная масса.

Периодический характер изменения имеют не только элементы, но и их соединения. Оксиды элементов, расположенных в начале периодов ( Li₂O; Na₂O; MgO), имеют основный характер. Затем идут амфотерные оксиды (BeO, Al₂O₃). Элементы, расположенные во второй половине, имеют кислотный характер (CO₂, NO2, SiO2).

4.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление следующих понятий:

1. изменение свойств элементов и их соединений по периоду и группе.

2. Составление химических формул соединений

3. Составление уравнений химических реакций

Упражнения:

1. Атом, какого элемента имеет наибольший радиус?

а ) С б ) В в ) О г ) F

2. У какого из перечисленных элементов наибольшее сродство к электрону?

а ) О б ) S в ) Se г ) Те

3. Какой из гидроксидов проявляет наиболее сильные основные свойства? а)Be(OH)₂ б)LiOH в)Mg(OH)₂ г)NaOH

4. Для какого элемента справедливо уравнение реакции:

ЭО₃ + Н₂О ↔ Н₂ЭО₄

1. а ) Р б ) I в ) С г ) S

1. С какими из ниже перечисленных веществ будет реагировать серная кислота, Напишите уравнения реакций: 1) SO₂,  2)ZnO,  3)Mg,  4) Ba(OH)₂,   5) HCl,   6) Fe₂O₃, 7) P₂O₅

   1. Ответы: 1- б ) В; 2- а ) О; 3- г)NaOH; 4- г ) S; 5-2)ZnO,  3)Mg,  4) Ba(OH)₂,  ,  7) Fe₂O_3.

Уравнения реакций:

2)ZnO + H₂SO₄ = Zn SO₄ + H₂О

3)Mg+ H₂SO₄ = Mg SO₄ + H₂

4) Ba(OH)₂+ H₂SO₄ = ВаSO₄ + 2H₂О

7) Fe₂O₃+ 3H₂SO₄ = Fe₂ (SO₄)₃+ 3H₂О

Лекция 4. Химическая связь

Основные виды химической связи. Ковалентная связь и ее свойства . Ионная связь и ее свойства. Водородная связь и ее свойства. Комплементарность. Металлическая связь и ее свойства.

4.1. Основные виды химической связи. Под химической связью понимают результат взаимодействия двух и более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы.

Важнейшими видами химической связи являются: ковалентная, ионная водородная, металлическая, межмолекулярная.

4.2. Ковалентная связь и ее свойства.

Ковалентная связь является наиболее универсальной в том плане, что ей подчиняется подавляющее большинство веществ как органических, так и неорганических. Суть ковалентной связи по методу валентных связей (ВС) заключается в том, что атомы, объединяя свои неспаренные валентные электроны с антипараллельными спинами в общую электронную пару, образуют более сложную частицу. .

Электронную пару по методу ВС обозначают двумя точками или чёрточкой - валентным штрихом. Ковалентная связь имеет пять основных свойств:

1. Энергия связи – выделенная атомами потенциальная энергия при образовании ими более сложных частиц. При сближении двух атомов водорода максимально выделяется 435 кДж/моль. Это и является энергией молекулы водорода. Такой энергии соответствует максимально прочная молекула водорода. Энергия ковалентной связи лежит в пределах 150 ÷ 1000 кДж/моль. Чем выше энергия, тем прочнее частица.

=150кДж/моль =435кДж/моль = 970 кДж/моль.

2. Длина связи – расстояние между центрами двух атомов, которое соответствует максимально потерянной потенциальной энергии, и сложная частица является наиболее прочной. Таким образом, длина связи тесно связана с энергией. Для атома водорода длина связи составляет 0,74 . Это означает, что два атома Н₂ не просто соприкасаются, а частично перекрывают друг друга. Область перекрытия показывает место нахождения общей электронной пары и называется областью повышенной электрической плотности.

3. Полярность. Ковалентные частицы могут быть полярными и неполярными. Полярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образованна атомами с различными электроотрицательностями. В молекуле возникают два поля – диполи (+ ; -), между которыми есть какое-то расстояние. Диполь определяется дипольным моментом, который равен заряду электрона, умноженному на дипольное расстояние: μ = е • l. Размерность дипольного момента Кулон/метр (Кл/м). Чем больше разница между электроотрицательностью элементов, тем больше дипольный момент сложной частицы, т.е. тем полярней диполь. Неполярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образуется атомами с одинаковой электроотрицательностью. В ковалентных неполярных частицах общая электронная пара принадлежит одинаково ядрам обоих атомов.Расстояние между "+" и "–" равно нулю. Дипольный момент тоже равен нулю. Полярность связи и полярность частиц не всегда совпадают между собой.

Полярность – векторная величина. Вектор всегда направлен от менее электроотрицательных элементов к более электроотрицательным элементам. В молекуле СО₂ два вектора, равные по величине, но противоположные по направлению, компенсируют друг друга, и молекула оказывается неполярной при полярной связи.

4. Насыщаемость ковалентной связи заключается в том, что все неспаренные валентные электроны обязаны участвовать в образовании сложных частиц. 5. Направлентность ковалентной связи заключается в том, что ковалентные частицы имеют определённую пространственную конфигурацию. Пространственная конфигурация отдельной частицы определяется количеством σ – связей и их взаимным расположением в пространстве. σ- связями называются связи, у которых область повышенной электрической плотности располагается на линии, связывающей ядра двух атомов. σ – связь - это первичная связь. Она является прочной и трудно разрывается. π – связью называется та связь, при которой обе повышенные электрические плотности располагаются выше и ниже линии, связывающей ядра двух атомов. π – связь всегда вторична и менее прочна, чем σ – связь. При образовании молекулы водорода перекрываются 2S – облака, и образуется одна σ – связь. Возникает линейная молекула с нулевым валентным углом.

Такие же частицы, т.е. линейные с нулевым валентным углом, образуются при перекрывании двух р_х – облаков, при образовании, например, молекул хлора или фтора. Такие же частицы образуются при перекрывании S- и p-облаков (например, HCl). Рассмотрим элемент шестой группы таблицы Менделеева - кислород.

.

Кислород является центральным атомом в молекуле воды. Из шести валентных электронов атомов кислорода - два неспаренных. в пространстве возникают две σ–связи, расположенные друг к другу под теоретическим углом 90°. В молекуле воды угол равен 105°, но это вызывается дополнительными причинами. Азот, элемент пятой группы таблицы, имеет следующее валентное окончание:

.

Атом азота имеет три неспаренных электрона, которые участвовуют в образовании частиц, например, NH₃.Три σ – связи, расположенные под углом 90° по отношению друг к другу, приводят к образованию молекулы, имеющей форму треугольной пирамиды с валентными углами 90° Углерод, элемент четвёртой группы таблицы, в возбуждённом состоянии имеет четыре неспаренных электрона и проявляет валентность, равную четырём

.

Электроны, находящиеся в S- и в p-состояниях, не равноценны между собой, так как имеют разную конфигурацию и различный запас потенциальной энергии. Чтобы образовать равноценные связи, эти электроны должны гибридизироваться. Гибридизация электронов происходит по форме и энергии. S- и р – облака образуют гибридные – облака В атоме углерода происходит SP³ – гибридизация, которая приводит к образованию четырёх гибридных q – электронов: SP³ q⁴ .

Четыре равноценных q – электрона образуют четыре равноценные σ – связи, например, в молекуле метана CH₄. Такие молекулы (CH₄, CCl₄ и т.д.) имеют пространственную конфигурацию - тетраэдр с валентными углами 109°28'.

Бор, элемент третьей группы таблицы Менделеева, имеет вапентное окончание :

.

В молекуле BCl₃ все три связи должны быть образованы равноценными электродами, поэтому валентные электроны атома бора подвергаются гибридизации. В данном случае, SP² -гибридизации, в результате которой образуются три гибридных q-электрона.

SP² q³

Молекула BCl₃ имеет в пространстве конфигурацию плоского треугольника с валентными углами120°. Элемент второй группы, бериллий, образует сложные частицы только в возбуждённом состоянии:

.

Валентные электроны атома бериллия подвергаются Sp – гибридизации, в результате которой образуется два гибридных q – электрона.

SP q²

Два гибридных q – электрона, перекрываясь, образуют две σ – связи. В результате образуется линейная молекула с валентным углом 180°.