3 Билет

Периодическая система элементов (таблица Менделеева) — классификация химических элементов, позволяющая выявить зависимость их различных свойств от числа протонов в атомном ядре. Всего предложено несколько сот вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двухмерную таблицу, в которой каждый столбец (число столбцов составляет 8) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определенной мере подобные друг другу.,

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.

5 Билет

Понятие валентности наметилось еще в 60-х годах прошлого столетия. Особое значение этого понятия определяется тем, что оно легло в основу теории строения химических соединений.

В рамках электронной теории ковалентной связи (часто ее называют спиновой теорией валентности) валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. В таком случае понятно, что валентность всегда выражается небольшими целыми числами. Мерой валентности можно также считать число химических связей, образуемых атомом данного элемента с другими атомами.

Поскольку электроны внутренних оболочек атома не участвуют в образовании химических связей, максимальная валентность элементов одной и той же группы периодической системы обычно не может превышать ее порядковый номер. Действительно, почему сера в одних соединениях двухвалентна, в других - четырехвалентна, а в третьих - шестивалентна? Наконец, откуда именно такие, а не другие значения валентности - II, IV, VI? Теперь мы знаем достаточно для того, чтобы ответить на эти вопросы. Рассмотрим три реакции с участием атома серы, в которых сера проявляет разные валентности:

2 H + S = H2S (валентность серы II),

2 O + S = SO2 (валентность серы IV),

3 O + S = SO3 (валентность серы VI).

Сера (Z = 16) располагает свои 16 электронов следующим образом:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Как обычно, нас интересуют только валентные электроны последнего уровня:

...3s2 3p4

В основном (не возбужденном) состоянии сера двухвалентна. В реакции с атомами водорода она образует соединение H2S потому, что на 3py и 3pz-ячейках остается место для спаривания только с двумя "чужими" электронами водородных атомов (см. нижнюю орбитальную диаграмму на рис. 3-5).

Однако, в отличие от атомов водорода или кислорода, где валентные электроны находятся на 2-м уровне (лишенном d-подуровня), валентная оболочка серы имеет вакантный (пустой) 3d-подуровень. Этот 3d-подуровень находится достаточно близко по энергии к внешнему 3p-подуровню атома серы (рис. 3-5). При поглощении даже небольшой порции энергии один из двух 3px электронов может переходить на 3d-подуровень (верхняя орбитальная диаграмма на рис. 3-5). Потеря энергии при этом с лихвой покрывается выигрышем при образовании дополнительных ковалентных связей.

Таким образом, на внешнем уровне возбужденного атома серы теперь 4 неспаренных электрона. Эти 4 электрона могут быть предоставлены двум атомам кислорода для формирования "октетной" (по атомам кислорода) молекулярной орбитали молекулы SO2.

Дальнейшее возбуждение атома серы (которое требует уже гораздо больше энергии) ведет к переходу одного из 3s-электронов на 3d-уровень (рис. 3-6). В результате атом серы получает шесть неспаренных электронов, которые предоставляются уже трем атомам кислорода для образования "октетной" (по атомам кислорода, но не серы!) молекулы SO3.

Возникает вопрос: если в молекулах SO2 и SO3 октет электронов возникает только у атомов кислорода, то почему сера образует эти соединения?

И действительно - в формулах Льюиса около серы формально 10 и 12 электронов. В чем же дело?

Объяснение в разной электроотрицательности серы (X = 2,58) и кислорода (X = 3,44). У кислорода она значительно выше, поэтому электроны поделенных пар в этих молекулах сильно сдвинуты в сторону атомов кислорода. На валентном 3-м уровне атома серы практически не остается электронов. Ее валентная оболочка теперь больше похожа на оболочку инертного газа неона: ...2s2 2p6 !

Если бы мы попробовали разместить на орбитальной диаграмме серы (рис. 3-6) электроны менее электроотрицательного элемента водорода (X = 2,2), то в молекуле соединения H6S правило октета для серы действительно оказалось бы нарушенным. Именно поэтому до сих пор не синтезированы молекулы H6S и H4S. Эти молекулы должны быть чрезвычайно неустойчивы. Зато молекула H2S (соединение сероводород) вполне устойчива. И это понятно из правила октета и орбитальной диаграммы (нижней) на рис. 3-5.

Таким образом, сера может проявлять валентность IV и VI только в соединениях с более электроотрицательными элементами, а валентность II - с менее электроотрицательными.

Поскольку электроны внутренних оболочек атома не участвуют в образовании химических связей, максимальная валентность элементов одной и той же группы периодической системы обычно не может превышать ее порядковый номер. Например, максимальная валентность атома углерода может быть равной 4, серы — 6, хлора — 7.