В левой части периодов элементы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства. Большинство из этих элементов являются металлами (Li, Na, Mg, Ca).

В правой части собраны типичные неметаллы, обладающие окислительными свойствами (O, F, Cl).

В середине периодов располагаются элементы, обладающие как восстановительными, так и окислительными свойствами. Эти окислительные или восстановительные свойства зависят от того, с каким элементом они реагируют.

Каждый период Периодической таблицы начинается активным металлом и заканчивается инертным газом.

Номер группы совпадает с числом валентных электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Поэтому номер группы часто совпадает с валентностью элементов. Например, номер группы совпадает с валентностью s-элементов и с наибольшей возможной валентностью p-элементов. В этом заключается физический смысл номера группы.

Заряд ядра Z совпадает с ПОРЯДКОВЫМ НОМЕРОМ элемента в Периодической таблице.

Свойства элементов периодически изменяются в соответствии с их атомным весом.

Элементы побочных подгрупп (d-элементы) называют ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными металлами (все d-элементы - металлы).Термин “переходные металлы” возник вследствие того, что все d-элементы в периодах служат как бы “переходным мостиком” от металлических s-элементов к p-элементам, среди которых уже много неметаллов.

Все элементы разделяются на 4 электронных семейства.

1.s-элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется s – подуровень внешнего электронного слоя. Первые два элемента каждого периода. Они составляют главные подгруппы 1 и 2 групп.

2.р- элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется р –подуровень внешнего электронного слоя. Р – элементы составляют главные подгруппы 3-8 групп.

3.d- элементы – это элементы, в атомах которых последним заполняется d- подуровень предвнешнего электронного слоя. Это элементы побочных подгрупп всех восьми групп.

---

4.f- элементы – это элементы в атомах которых последним заполняется f- подуровень третьего снаружи электронного слоя. Это элементы располагающиеся в нижней части периодической системы лантаноиды и актиноиды.

Валентные электроны – это электроны. Которые могут участвовать в образовании химических связей.

В атомах s- и р- элементов валентными являются, все электроны внешнего слоя.

В атомах d – элементов валентными являются электроны s- и d- подуровней.

В атомах f – элементов валентными являются электроны s- и f- подуровней.

Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательности, степень окисления связаны с электронной конфигурацией атома. В их изменении с увеличением порядкового номера элемента наблюдается периодичность.

Атомы не имеют строго определенных границ , что обусловлено волновой природой электронов. В расчетах пользуются так называемыми эффективными и кажущимися радиусами, т.е. радиусом шарообразных атомов, сближенных между собой при образовании кристалла. Обычно их рассчитывают из рентгенометрических данных.

Радиус атома- расстояние от ядра атома до максимума электронной плотности его валентных электронов. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. И, наоборот, с уменьшением атомного радиуса электрона притягиваются к ядру сильнее.

Атомы. Лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, т.к. заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Атомы, присоединяющие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются ионами. Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного иона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома:

r _аниона > r _ат.> r_{катиона}

Энергия ионизации– это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она обычно выражается в электрон-вольтах. При отрыве электрона от атома образуется соответствующий катион.

Потенциал ионизации- наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов. Выражается в вольтах

---

Энергия ионизации, выраженная в электронвольтах, численно равна потенциалу ионизации, выраженному в вольтах.

Электроотрицательность характеризует способность атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.

Металличность– это способность атомов элемента отдавать электроны.

Неметалличность– это способность атомов элемента присоединять электроны.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

Количественной характеристикой неметаличности является сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому т.е. при превращении атома в отрицательно заряженный ион:

Э⁰ + е = Э^- + Е_ср.

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем, сильнее неметаллические свойства элемента.



13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
Химической связью называется совокупность взаимодействий ядер и электронов, приводящая к образованию молекул.
Химическая связь образуется только в том случае если при сближении, полная энергия атомов снижается. Более устойчива та система атомов, которая содержит меньше энергии.

При сближении двух атомов (например, водорода) между ними возникают силы отталкивания одноименных зарядов и силы притяжения различных зарядов ядер и электронов.

Количественные характеристики химической связи.

Химическая связь характеризуется рядом параметров.

Чаще всех основным параметром относят энергию и длину связи.

Если молекула состоит из трех и более атомов, то к этим параметрам добавляют еще и валентный угол.

Энергией связи называют ту энергию, которую необходимо затратить для ее разрыва. При этом молекула должна находится в основном (невозбужденным ) состоянии. Эта величина определяет прочность связи. Чем больше энергии затрачиваемая на разрыв связи, тем прочнее связь.

Единица измерения связи кДж/моль энергия связи в ряду однотипных молекул постепенно изменяется.

Например, энергия связи Н-Г в ряду галогеноводород в НF,HCI,HBr,HI уменьшается ( увеличении радиуса Г) HF=565,7кДж/моль,HI=294,7кДж/моль

---

Зная энергию связи в молекуле, можно судить о ее реакционной способности и производить термохимические расчеты.

Длиной связи называют среднее расстояние между ядрами, отвечающее минимуму энергии системы.

1.В ряду аналогичных молекул длина связи изменяется закономерно.

Например, в ряду Н-Г длина связи увеличивается сверху вниз (с возрастанием размера атома Г)

2.В молекулах близких по хим. природе в пределах одного гомологического ряда длины связей между ядрами элементов мало различаются (т.е. можно считать постоянными)

Например, длины связей С-С в предельных углеводородах.

3.Кроме того на длину связи влияет ее кратность, которая определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности связей происходит их упрочнение, между ядерными расстояния уменьшаются так, длина связи С-С = 0,154нм;

С-С =0,135нм; С-С = 0,121нм.

Валентные углы это углы между связями в молекуле их схематически можно представит как углы между прямыми линиями, соединяющими ядра атомов в молекуле. Эти воображаемые прямые проведенные через два ядра называют линиями связи. Величины вал. углов зависят от природы атомов и характера связи.

Простые двухатомные молекулы всегда имеют линейную структуру . С = О

Трехатомные и более сложные молекулы обладают различными конфигурациями.

Например, в молекуле Н₂О угол между линиями связи Н-О = 104,5⁰

О

/ \

Н Н

4. Метод валентных связей для описания и расчета ковалентных связей используются два метода: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО)
14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (МВС). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)

15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.

16.σ – π- связи. Форма молекул. Гибридизация атомных орбиталей: Śρ, Śρ² Śρ³- гибридизация.

Свойства ковалентной связи.

Ковалентная связь обладает рядом важнейших свойств. К ним относятся: насыщаемость и направленность.

---

Насыщаемость - она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентной связей. Это связано с тем что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной связи. Данное свойство и определяет (объясняет) состав молекулярных химических соединений

С точки зрения МВС третий атом Н не может присоединиться т.к. спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле Н₂.

Способность образовывать то или иное число ковалентных связей у атомов ограничивается возможностью получения максимального числа неспаренных электронов.

Направленность- свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы.

Причина направленности связи объясняется тем, что перекрывание электронных орбиталей возможно, только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания.

µ = q l

Электрический момент диполя выражается в Дебаях Д , 1Д=3,33 10 ^-30Кл м. Он является векторной величиной, например от отрицательного полюса диполя к положительному. q⁺ ← q^-

Расстояние меду центрами тяжести эффективных зарядов называется длиной диполя.

В многоатомных молекулах суммарный электрический момент диполя молекулы равен векторной сумме ЭМД отдельных связей. Поэтому полярность или неполярность молекулы, определяется, ее ЭДМ зависит от симметричности распределения зарядов, т.е. от геометрической структуры молекул. Например, молекула СО₂ является неполярной вследствие линейного строения, хотя отдельные связи С-О полярны (µ= 8,9 10^-29 Кл м).

q⁺

q^- О = С = О q^-

→ ←

µ µ

А молекула воды из-за своего строения является полярной:

2q^-

О

q⁺ Н ∕ \ Н q⁺

Полярность связей и всей молекулы в целом может изменяться под действием внешнего электрического поля или под воздействием другой молекулы или иона. Эта способность характеризуется поляризуемостью. Т.е. неполярные молекулы могут стать полярными, а полярные в еще более полярные вплоть до полного разрыва с образованием положительных и отрицательных ионов:

Н:С1: → Н :С1: → Н⁺ + :С1:^- такой распад называется гетеролитическим.

В случае разрыва с образованием атомов или радикалов наблюдается гомолитический разрыв:

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx