Характер изменения их по группам таблицы Д.И. Менделеева

Энергия ионизации возрастает по периоду. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода. Пики на кривой зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента наблюдаются у элементов с законченной s- подоболочкой (Be,Mg) и d- подоболочкой (Zn, Cd, Hg), и p- подоболочкой, в АО которой находится по одному электрону (N, P, As). Минимумы на кривой наблюдаются у элементов, имеющих на внешней подоболочке по одному электрону (щелочные металлы, B, Al, Ga, In). В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в связи с увеличением электронных оболочек. Однако увеличение заряда ядра при этом оказывает противоположный эффект, поэтому увеличение атомных радиусов с увеличением номера периода относительно невелико, а в некоторых случаях, например у p- элементов III группы значение орбитального радиуса у Al больше, чем у Ga.

Электроотрицательность элементов возрастает по периоду и несколько убывает в группах с возрастанием номера периода у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V — побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы (минимум ЭО у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов IV – VIII побочных подгрупп. Наименьшее значение ЭО имеют s- элементы I подгруппы, наибольшие значения — p- элементы VII и VI групп.

Эффект экранирования и эффект d, f – сжатия.

Первоначальное и современно выражение периодического закона Д. И. Менделеева. Первоначально была разработана (1 марта 1869) таблица "Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве". В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона. Классическая менделеевская формулировка периодического закона (П. з.) гласила: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса". Физ. обоснование П. з. получил благодаря разработке ядерной модели атома и экспериментальному доказательству численного равенства порядкового номера элемента в периодической системе заряду ядра (Z) его атома (1913).

Современная формулировка П. з. следующая: свойство элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева.

6. Химическая связь.

Объяснение механизма образования связи в молекуле Н2 (модель Гейтлера-Лондона).

Метод валентных связей впервые был использован в 1927 г. Немецкими учеными В. Гейтлером и Ф. Лондоном, которые провели квантово-механический расчет молекулы водорода. Гейтлер и Лондон показали, что при сближении двух атомов водорода с антипараллельными спинами происходит уменьшение энергии системы (кривая 1), что обусловлено увеличением электронной плотности в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов. Рассчитанная ими энергия связи отличалась от экспериментальной не более чем на 10%. При сближении атомов с параллельными спинами энергия системы возрастает (кривая 2), и молекула в этом случае не образуется. Позднее метод ВС получил дальнейшее развитие и был распространен на другие молекулы.

Метод валентных связей.

Обычно используют приближенные методы расчета двух- и многоатомных систем с ковалентной связью: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В методе ВС предполагается, что атомы в молекуле сохраняют свою индивидуальность. Электронная пара заселяет орбиталь то одного, то другого атома. Метод ВС базируется на следующих основных положениях:

· Химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образованием электронных пар (обобществление двух электронов);

· Атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами (энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц;

· в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами;

· характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяется типом перекрывания АО.

Свойства ковалентной связи: прочность связи, полярность связи, насыщенность связи, направленность.

Прочность определяется энергией, которая выделяется при образовании связи (кДж/моль), а также длинной связи. Длина связи это расстояние между ядрами отдельных атомов в устойчивом состоянии. При таком состоянии выделяется энергия, называемая энергией связи Есв. Чем больше длина связи, тем прочность связи меньше, выражается в «А0»,нм. Ковалентные связи очень прочные, т. к. происходит взаимодействие вплоть до отталкивания ядер (близкодействие), она определяется также кратностью связи, т. е. числом электронных пар, участвующих в связи. Н-Н, О=О, N≡N.

Полярность связи. Если два атома обладают одинаковой электроотрицательностью, то область перекрывания находится посередине между ядрами. Такая связь неполярная

Если один из атомов обладает большей электроотрицательностью, то область перекрывания смещается в сторону более электроотрицательного элемента. Возникают два полюся «+» и «-», то есть диполь. - диполь. – диполь

Таким образом, полярность в молекуле связи связана со смещением области перекрывания в сторону более электроотрицательного элемента. Полярность выражается величиной дипольного момента связи: P=l*ē. Измеряется в Кл/м или Дебай.

l – расстояние между центрами тяжести положительных и отрицательных зарядов.

ē - заряд электрона

Р – дипольный момент связи.

1 Дебай = 3,3*10-30 Кл/м.

Если в молекуле несколько связей, то в целом молекула может быть, как полярной, так и не полярной.

Насыщаемость – определенный предел способности атома, присоединять к себе другие атомы. Ковалентная связь насыщаема, так как в связи участвуют валентные электроны, а их число строк ограничено.

Направленность связи. Ковалентная связь в молекуле направлена. Она осуществляется за счет перекрывания валентных орбиталей, а области «х» - это заряженное поле. Согласно модели Гиллеспи: один атом является центральным, а остальные боковым, чтобы образовалась устойчивая молекула.

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Согласно обменному механизму, каждый атом отдает на образование общей электронной пары по одному неспаренному электрону.

Следует учитывать, что общая электронная пара образуется не только по обменному варианту, но и по донорно-акцепторному варианту. Каждый атом водорода отдает на связь по одному неспаренному электрону. Донор отдает на связь оба электрона, акцептор дает свободную орбиталь и оба электрона становятся общими.

 

Понятие о возбуждении и гибридизации электронов.

Гибридизация– процесс перераспределения валентных орбиталей центрального атома и выравнивания их по форме и энергии с целью образования устойчивой молекулы.

Рассмотрим расположение областей перекрывания относительно осей связей. Ось перекрывания – это воображаемая линия, проходящая через ядра атомов в молекуле.

1. Если область перекрывания находится на оси связи, такая связь называется сигма (ᵹ) связью.

2. Если область перекрывания не находится на оси связи, а находится по обе стороны от нее, то это π связь.

 

 

3. Если перекрываются d-орбитали, это (Δ)дельта связь

Алгоритм построения молекул с учетом гибридизации электронов на примере молекул: H2S, MgCl2, AsH3, CCl4.

Алгоритм построения молекулы:

1. Выбираем центральный атом и выписываем из него валентные электроны.

2. перевести в возбужденное состояние.

3. подписываем клеточки.

4. Складываем их в строчку.

5. рисуем оси.

6. наносим на них гибридные облака

7. Проводим соседние атомы.

8. Указываем тип гибридизации, валентный угол, форму молекулы, полярность связи и полярность молекулы в целом.

 

Комплексные соединения: строение, характер химических связей между составными частями, диссоциация.

Координационным или комплексным называют соединение, содержащее в своем составе положительно или отрицательно заряженный сложный ион, способный к существованию как в кристалле так и в растворе.

 

Схема комплексной молекулы.

Число показывающее, сколько лигандов присоединено (скоординировано) к центральному атому – комплексообразователю, называется координационным числом комплексообразователя. Комплексное соединение, растворяясь в воде и других полярных растворителях, подвергается электролитической диссоциации с образованием устойчивых комплексных ионов, образующих врутреннюю сферу молекулы. [Cu(NH3)4]SO4=[Cu(NH3)4]2++SO42-

Ионы внешней сферы комплексной молекулы связаны с центральным атомом ионной связью. Благодаря электростатической связи ионы внешней сферы подвергаются электролитической диссоциации под действием полярных молекул растворителя, например воды. Лиганды же не разрывают связь с атомом комплексообразователя в полярном растворителе, что свидетельствует о ковалентном характере связи лигандов с центральным атомом. Эта связь объясняется донорно-акцепторной схемой теории валентной связи, центральный атом служит акцептором, а Лиганды доноры электронной пары.

Таким образом, химическая связь в координационном соединении представляет совокупность ковалентной и ионной связи. Получают комплексные соединения обычными методами химического синтеза: реакцией ионного обмена, присоединения, вытеснения и т.п. Основным условием является обеспечение прочной связи лигандов с центральным атомом.

Отличие от двойных солей.

Двойные соли имеют сложный состав, как и комплексные соединения. Например, кристаллический сульфат железа (II) аммония, называемый солью Мора. (NH4)2Fe(SO4)26H2O. В отличие от комплексного соединения, двойная соль диссоциирует на все «простые» ионы, входящие в ее 7. Ионная связь и ее свойства: насыщаемость, направленность, полярность.

Ионная связь образуется между атомами, которые максимально отличаются по электроотрицательности. Это элементы 1а и 7а групп. Ионная связь обусловлена электростатическим кулоновским взаимодействием полей разноименно заряженных ионов. Ионная связь не очень прочная так как ионы действую на большом расстоянии. Так как поле иона Na+ имеет сферическую симметрию, то ион Cl - может подойти с любой стороны то есть ионная связь не направлена. Несмотря на то, что Na имеет один валентный электрон к ионному Na+ могут подойти много ионов Cl -, то ее ионная связь не насыщенна. Ионная связь является, в крайнем случае, полярной связью. Она полярна уже по своей сути, нет четкого разделения между ионной и ковалентной связью.

Сопоставление с ковалентной связью.Ионная связь по сравнению с ковалентной менее прочная, т.к. ионы действую на большом расстоянии. Ионная связь в отличие ковалентной характеризуется ненаправленностью. В отличие от ковалентной ионная связь характеризуется также не насыщаемостью.

8. Взаимодействие между молекулами: водородная связь (ионная и ковалентная составляющие); межмолекулярное взаимодействие за счет сил Ван-Дер-Ваальса (ориентационное, индукционное, дисперсионное).

Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А-Н (или полярной группы – А-Н) и электроотрицательным атомом В другой или той же молекулы называется водородной связью. Если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной, если связь образуется между двумя группами одной и той же молекулы, то она называется внутримолекулярной. Водородная связь между молекулами A-H и B-R обозначается тремя точками A-H + B-R→A-H ∙∙∙ B-R. Водород в данном случае образует две химические связи, причем они не равноценны.

Образование водородной связи обусловлено тем, что в полярных молекулах А-Н или полярных группах - А-Н поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: отсутствием внутренних электронных оболочек, значительным сдвигом электронной пары к атому с высокой электроотрицательностью и очень малым размером. Поэтому водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательного поляризованного атома.

Атомы А и В могут быть одинаковыми, как при взаимодействии HF

Fᵹ--Hᵹ++ Fᵹ--Hᵹ+→F-H ∙∙∙ F-H , но могут быть и разными как при взаимодействии воды и фтороводорода ->

Энергия водородной связи возрастает с увеличением электроотрицательности и уменьшением размеров атомов В. Поэтому наиболее прочные водородные связи возникают, когда в качестве атомов В выступают F, O или N. Энергия связи (кДж/моль) возрастает в ряду Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур кипения и плавления, теплот плавления и парообразования. Например, вода, фтороводород и аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются химические свойства.

Молекулы с внутримолекулярными водородными связями не могут вступать в межмолекулярные водородные связи. Поэтому вещества с такими связями не образуют ассоциатов, более летучи, имеют более низкие вязкости, температуры кипения и плавления, чем их изомеры, способные образовать молекулярную связь

Межмолекулярное взаимодействие – взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами; определяет существование жидкостей и молекулярных кристаллов, отличие реальных газов от идеальных и проявляется в разнообразных физических явлениях. Молекулярное взаимодействие зависит от расстояния между молекулами и, как правило, описывается потенциальной энергией взаимодействия U(r) так как именно средняя потенциальная энергия взаимодействия определяет состояние и многие свойства вещества.

Межмолекулярное взаимодействие имеет электрическую природу и складывается из сил притяжения (ориентационных, индукционных и дисперсионных) и сил отталкивания.

Ориентационные силы действуют между полярными молекулами, т.е. обладающими дипольными электрическими моментами. Сила притяжения между двумя полярными молекулами максимальна в том случае, когда их дипольные моменты располагаются в одной линии. Эта сила возникает благодаря тому, что расстояния между разноименными зарядами немного меньше, чем между одноименными. В результате притяжения диполей превосходит их отталкивания. Взаимодействие диполей зависит от их взаимной ориентации, и поэтому силы дипольного взаимодействия называются ориентационными. Индукционные (или поляризационные) силы действуют между полярной и не полярной молекулами. Полярная молекула создает электрическое поле, которое поляризует молекулу с электрическими зарядами, равномерно распределенными им по объему. Положительные заряды смещаются по направлению электрического поля, а отрицательные против. В результате у неполярной молекулы индуцируется дипольный момент.

Между неполярными молекулами действует дисперсионное межмолекулярное взаимодействие. Природа этого взаимодействия была выяснена полностью только после создания квантовой механики. В атомах и молекулах электроны сложным образом движутся вокруг ядер. В среднем по времени дипольные моменты неполярных молекул оказывается равными нулю. Но в каждый момент электроны занимают какое-то положение. Поэтому мгновенное значение дипольного момента отлично от нуля. Мгновенный диполь создает электрическое поле, поляризующее соседние молекулы. В результате возникает взаимодействие мгновенных диполей.

9. Металлическая связь.

Металлы объединяют свойства, имеющие общий характер и отличающиеся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способ­ность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность. Эти особенности обязаны существованию в металлах особого вида связи — металлической связи.

Металлическая связь— связь между положительными иона­ми в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соот­ветствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отры­ваться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные элек­троны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва хими­ческой связи во всех молекулах, составляющих один моль ве­щества. Энергии ковалентных и ионных связей обычно велики и составляют величины порядка 100-800 кДж/моль.