4.1. Периодический закон д.И.Менделеева

«Свойства химических элементов, а также свойства и форма образуемых ими соединений, находятся в периодической зависимости от заряда их атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов».

принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Согласно прнципу наименьшей энергии электроны заполняют орбитали в порядке повышения их энергии.

Очередность заполнения орбиталей определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и, соответственно, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равной сумме (n + l) – в порядке возрастания главного квантового числа n.

правило Гунда:

в пределах подуровня электроны размещаются таким образом, чтобы сумма их спиновых квантовых чисел имела бы максимальное значение по абсолютной величине.

Электронная конфигурация атома может быть изображена в виде так называемой электронно-графической формулы. Эта схема размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с различными значениями спиновых квантовых чисел.

Чтобы составить электронную или электронно-графическую формулу любого элемента следует знать:

1. Порядковый номер элемента, т.е. заряд его ядра и соответствующее ему число электронов в атоме.

2. Номер периода, определяющий число энергетических уровней атома.

3. Квантовые числа и связь между ними.

число неспаренных (одиночных) электронов определяет валентность элемента, т.е. его способность образовывать химические связи с другими элементами.

Периодическая система, как графическое изображение Периодического закона Д.И. Менделеева, состоит из периодов и групп. Все периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p-элементом первого периода s-элементомПо вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, имеющие сходные свойства.

Атомы элементов одной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов.

Количество валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы.. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-под-уровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней.

Вопрос №7 Химическая связь.

Химическая связь  состояние взаимодействующих атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков их валентных электронов и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергий связи и измеряется в кДж/моль.

Энергия связи является мерой ее прочности: чем выше энергия связи, тем прочнее молекула.

Различают несколько видов химической связи:

 ковалентную (полярную и неполярную),

 ионную,

 металлическую,

 водородную.

Ковалентная связь  это связь, возникающая за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов (образования общих электронных пар возникающих при объединении валентных электронов разных атомов).

Существуют два механизма образования ковалентной связи – обычный (обменный) механизм и донорно-акцепторный механизм.

Обычный механизм :по одному неспаренному электрону двух разных атомов образуют общее электронное облако, которое окружает ядра обоих атомов. Эти электроны должны иметь различное значение квантовых чисел.

При образовании ковалентной связи по другому (донорно-акцепторному) механизму один атом предоставляет в общее пользование пару электронов, а другой «втягивает» ее на свою свободную атомную орбиталь.

Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а принимающий ее на свою свободную орбиталь  акцептором.

По характеру распределения общего электронного облака относительно ядер двух атомов ковалентную связь подразделяют на:

 ковалентную неполярную,

 ковалентную полярную,

 ионную (часто ионную связь рассматривают как крайний случай ковалентной полярной связи).

Ковалентной неполярной называется связь, образуемая электронным облаком, симметрично расположенным относительно ядер обоих атомов.

Если ∆ОЭО = 0, то связь является ковалентной неполярной.

При образовании ковалентной полярной связи общее электронное облако смещено к более электроотрицательному атому. Если 0 > ∆ОЭО < 1,7, то связь является ковалентной полярной.

Обычно ковалентная полярная связь возникает между двумя неметаллами, например в соединениях:

Н₂О, NH₃, CH₄, СО₂, НСl.

Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью и направленностью. Направленность выражается значениями валентных углов, определяемых расположением атомных орбиталей в пространстве.

Насыщаемость определяется количеством электронов, способных участвовать в образовании связи.

Ионная связь  химическая связь, образующаяся между атомами, характеризующимися большой разницой в величинах относительных электроотрицательностей.

Если ∆ОЭО > 1,7, то связь считается ионной (степень ионности составляет более 50 %).

Электростатическое взаимодействие между ионами не направлено в пространстве и поэтому ионная связь, в отличие от ковалентной связи, характеризуется ненаправленостью и ненасыщаемостью.

Металлическая связь  это химическая связь, при которой валентные электроны принадлежат не двум или нескольким определенным атомам, а всему кристаллу металла, причем эти электроны способны относительно свободно перемещаться в кристалле металла. Электроны, способные к перемещению в кристалле металла называют «электронным газом».

Между атомами и ионами, находящимися в узлах кристаллической решетки металла, существует динамическое равновесие:

Me  Me ⁺ⁿ + ne^–

атом металла ион металла

 электрический момент молекулы-диполя получил название дипольного момента.

Вопрос №8 Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации (J).

В результате ионизации атом превращается в положительно заряженный ион:

Э⁰ – е → Э⁺.

( кДж/моль) и является мерой восстановительной способности элемента (характеристикой металлических свойств). Чем меньше энергия ионизации, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента.

Энергией сродства к электрону (Е_е) называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превращением его в отрицательный ион:

Э + ē → Э^–.

Энергия сродства к электрону Е_е измеряется в электрон-вольтах (или кДж/моль) и является мерой окислительной способности элемента (мерой неметаллических свойств). Чем больше Е_е, тем сильнее выражены окислительные (неметаллические) свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Е_е по периодам возрастает, по группам уменьшается.

Обобщенную характеристику элемента, включающую и величину энергии ионизации и величину энергии сродства к электрону дает электроотрицательность.

Электроотрицательность характеризует способность атома притягивать электронную плотность от других атомов при образовании химической связи.

Те атомы, которые легко теряют свои электроны, называют электроположительными, а атомы, принимающие электроны – электроотрицательными.

Часто используются не абсолютные значения электроотрицательности в электрон-вольтах или кДж/моль, а относительные безразмерные значения, так называемая относительная электроотрицательность (ОЭО).

По периоду величины J, E_e и ОЭО увеличиваются

(металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства

усиливаются)

По группе величины J, E_e и ЭО уменьшаются

(металлические свойства усиливаются, неметаллические свойства ослабевают)

Степень окисления – это условный заряд, который приобретает атом, соединяясь с другими атомами.

суммa степеней окисления атомов в молекуле должна быть равной нулю