
- •Структура Периодической системы элементов:
- •Вопрос 31. Типы химических связей и физико-химические свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связью. Экспериментальные характеристики связей: энергия связи, длина, направленность.
- •Механизмы образования ковалентных связей
- •Пространственное расположение атомов в молекулах.
- •Метод основан на следующих положениях:
- •Вопрос 35. Межмолекулярные взаимодействия и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.
- •Энергия межмолекулярного взаимодействия:
- •Ориентационное взаимодействие
- •Дисперсионное взаимодействие
Вопрос 29. Периодический закон Д. И. Менделеева и его трактовка на основе квантово-механической теории строения атомов. Структура Периодической системы элементов: периоды, группы, семейства, s-, p-, d-, f-классификация элементов(блоки).
Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
С развитием атомной физики и квантовой химии Периодический закон получил строгое теоретическое обоснование. Благодаря классическим работам Й. Ридберга (1897), А. Ван-ден-Брука (1911), Г. Мозли (1913) был раскрыт физический смысл порядкового (атомного) номера элемента. Позднее была создана квантово-механическая модель периодического изменения электронного строения атомов химических элементов по мере возрастания зарядов их ядер (Н. Бор, В. Паули, Э. Шрёдингер, В. Гейзенберг и др.).
В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».
Структура Периодической системы элементов:
Периоды. В этой таблице Менделеев расположил элементы в горизонтальных рядах - периодах. Таблица начинается с очень короткого периода, содержащего только водород и гелий. Следующие два коротких периода содержат по 8 элементов. Затем располагаются четыре длинных периода. Все периоды, кроме первого, начинаются со щелочного металла (Li, Na, K, Rb, Cs), и все периоды заканчиваются благородным газом. В 6-м периоде находится серия из 14 элементов - лантаноиды, которой формально нет места в таблице и ее обычно располагают под таблицей. Другая аналогичная серия - актиноиды - находится в 7-м периоде. Эта серия включает элементы, полученные в лаборатории, например бомбардировкой урана субатомными частицами, и также размещается под таблицей ниже лантаноидов.
В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются.
Группы и подгруппы. При расположении периодов друг под другом элементы располагаются в колонки, образуя группы, нумеруемые цифрами 0, I, II,..., VIII. Предполагается, что элементы внутри каждой группы проявляют сходные общие химические свойства. Еще большее сходство наблюдается у элементов в подгруппах (A и B), которые образуются из элементов всех групп, кроме 0 и VIII. Подгруппа А называется главной, а В - побочной. Некоторые семейства имеют названия, например, щелочные металлы (группа IA), щелочноземельные металлы (группа IIA), галогены (группа VIIA) и благородные газы (группа 0). В группе VIII находятся переходные металлы: Fe, Co и Ni; Ru, Rh и Pd; Os, Ir и Pt. Находящиеся в середине длинных периодов, эти элементы более сходны друг с другом, чем с элементами, стоящими до и после них. В нескольких случаях порядок увеличения атомных весов (точнее, атомных масс) нарушается, например, в прах теллур и иод, аргон и калий. Это "нарушение" необходимо для сохранения сходства элементов в подгруппах.
В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабляются. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.
Нахождение элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s,p,d и f семейства.
S и P химические элементы располагаются в главных подгруппах.
D элементы располагаются в побочных подгруппах.
F элементы – это химические элементы относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов а также побочной подгруппы третьей группы.
Изменение свойств в пределах группы химических элементов называется вертикальной периодичностью.
Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-подуровней - s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d-элементов (у которых заполняются пять d-орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. Однако традиционно используется нумерация групп лишь до восьми, поэтому число групп d-элементов расширяется за счет введения дополнительных цифр - это IБ-VIIБ, VIIIБ0, VIIIБ1 и VIIIБ2-группы. Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов.
Последовательность заселения электронами атомных орбиталей можно определить с помощью правила, сформулированное им в 1951 г. русским агрохимиком В.М. Клечковским.
Правило Клечковского: Заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения суммы квантовых чисел n+l; при постоянной сумме n+l заполнение происходит в порядке возрастания n. Применение правила Клечковского дает последовательность возрастания энергии орбиталей.
Правило Гунда: Электроны заполняют орбитали вначале в виде холостых с одинаковыми спинами, а затем в виде спаренных.
Принцип наименьшей энергии: в первую очередь заполняются те орбитали, для которых главное квантовое число наименьшее.
Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех 4 квантовых чисел.
Вопрос 30. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность. Определяющая роль внешних электронных оболочек для химических свойств элементов. Периодический характер изменения свойств простых веществ, оксидов и водородных соединений элементов.
А́ТОМНЫЕ РА́ДИУСЫ, характеристики, позволяющие приближенно оценивать межатомные (межъядерные) расстояния в молекулах и кристаллах.
Под эффективным радиусом атома или иона понимается радиус сферы его действия.
В периоде с ростом числа электронов атомный радиус уменьшается, что обусловлено ростом заряда атомного ядра, увеличивающую силу притяжения электронов на данной орбите. А в группе радиусы ионов с одинаковым зарядом увеличиваются с возрастанием атомного номера, поскольку растет число электронных оболочек, а значит, и размер атома.
Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал, представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.
Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества. Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).
Э + e− = Э− + ε
Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).
Эле́ктроотрица́тельность — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары
Изменение свойств химических элементов по мере возрастания их порядкового номера обусловлено повторением строения внешних электронных оболочек атомов. В периодах с ростом числа электронов на внешнем или предвнешнем уровнях уменьшается радиус атома, свойства элементов изменяются от типичных металлов через амфотерные к неметаллическим в конце периода.
В группах находятся элементы, имеющие степень окисления по кислороду, равную номеру группы. Начиная с 4-го периода группа делится на главную подгруппу, которая включает типичные элементы(s- и p-элементы), и побочную (d- и f-элементы). Элементы одной подгруппы называются электронными аналогами. Их валентные электроны расположены на орбиталях, описываемые общей структурой ns. Элементы побочной подгруппы имеют общее строение (n – 1)d, ns валентных орбиталей. Радиус атома в главной подгруппе растет (т.к. растет число уровней) и увеличиваются восстанавливающие свойства.
Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.
Группа |
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
VIII |
Высший оксид |
Э2О |
ЭО |
Э2О3
|
ЭО2 |
Э2О5
|
ЭО3 |
Э2О7 |
ЭО4
|
Гидрат высшего оксида |
ЭОН |
Э(ОН)2 |
Э(ОН)3 |
Н2ЭО3
|
Н3ЭО4 |
Н2ЭО4 |
НЭО4 |
Н4ЭО4
|
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) - нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты.