1А)Степени окисления атомов могут быть положительными, отрицательными или нулевыми (в том случае, когда молекулы вещества состоят из однородных атомов). Очень важное условие: суммарная степень окисления молекулы всегда равна нулю.

Б)Следует также знать, что величина степени окисления атома элемента не всегда совпадает с его валентностью. Хороший пример тому – углерод. Можете сами убедиться, вспомнив формулы некоторых органических молекул, у него при одинаковой валентности, равной четырем, могут быть разные степени окисления.

В)Металлы при соединении с неметаллами всегда имеют положительные степени окисления. Неметаллы же, соответственно, отрицательные. Если же соединение состоит из атомов разных неметаллов, то более электроотрицательным (то есть имеющим отрицательную степень окисления) будет тот элемент, который располагается в таблице Менделеева выше и правее. Его высшую отрицательную степень окисления можно найти, вычтя из цифры 8 номер группы, в которой он находится. Второй элемент, соответственно, будет иметь положительную степень окисления, равную номеру уже его группы.

Г)Например, оксид азота N2O5. Найдите степени окисления элементов, входящих в его состав, руководствуясь этими правилами. И азот, и кислород – неметаллы. Какой из этих элементов более электроотрицательный? Согласно таблице Менделеева это кислород, поскольку он расположен на одном уровне с азотом, но правее (в шестой группе, а азот – в пятой). Значит, его степень окисления отрицательна и равна -2. Степень окисления азота, таким образом, положительна и равна +5. Проверьте, нейтральна ли эта молекула (с учетом индексов). Суммарный заряд атомов азота +10. Суммарный заряд атомов кислорода – 10. Условие соблюдено.

«Классификация и номенклатура неорганических соединений»

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которыхкислород в степени окисления (– 2). При написании формулы оксида символ элемента, образующего оксид, ставится на первоеместо, а кислорода – на второе. Общая формула оксидов: ЭхОу.

В случае, когда элемент обладает переменной степенью окисления и образует несколькооксидов, после названия этого элемента указывают его степень окисления римской цифрой вскобках, или прибегают к помощи греческих числительных (1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта). Например, VO – оксид ванадия (II) или монооксид ванадия;

2Рассеяние -частиц при прохождении через фольгу вызывается кулоновскими силами, т.е. электрическим взаимодействием частицы и заряда атома. Гравитационное взаимодействие в 10 33 раз меньше, поэтому фактически роли не играет. Какие же заряды в атоме вызывают рассеяние -частиц? Электроны не могут этого сделать, так как их масса много меньше массы  частицы: m_=7350m_e.При взаимодействии с электронами быстро движущаяся частица не изменяет направление своего движения. Причиной рассеяния частицы является их взаимодействие с положительно заряженными частицами атома, занимающими очень малую область атома. Резерфорд назвал эту область ядром. В ядре сосредоточена почти вся масса атома и весь положительный заряд. Обобщив результаты опытов, Резерфорд предложил следующую модель строения атома:1. в центре атома - положительно заряженное ядро: заряд ядра q = Z·e, где Z-порядковый номер элемента в таблице Менделеева, e =1.6·10^-19 Кл - элементарный заряд; размер ядра 10^-13 см; масса ядра фактически равна массе атома. 2. электроны движутся вокруг ядра по круговым и эллиптическим орбитам, как планеты вокруг Солнца:электроны удерживаются на орбите кулоновской силой притяжения к ядру, создающей центростремительное ускорение. число электронов в атоме равно Z ( порядковый номер элемента),

электроны движутся с большой скоростью, образуя электронную оболочку атома.

переход Пастулаты Бора: В 1913 году Бор показал, что несовпадение с экспериментом выводов, основанных на модели Резерфорда, возникла потому, что поведение микрочастиц нельзя описывать теми же законами, что и макроскопических тел. Бор предположил, что величины характеризующие микромир, должныквантоваться, т.е. они могут принимать только определенные дискретные значения. Законы микромира - квантовые законы! Эти законы в начале 20 столетия еще не были установлены наукой. Бор сформулировал их в виде трех постулатов. дополняющих ( и "спасающих") атом Резерфорда.

Первый постулат: Атомы имеют ряд стационарных состояний соответствующих определенным значениям энергий: Е₁, Е₂...E_n. Находясь в стационарном состоянии, атомэнергии не излучается несмотря на движение электронов.Второй постулат:В стационарном состоянии атома электроны движутся по стационарным орбитам, для которых выполняется квантовое соотношение:  m·V·r = n·h/2· (1)где m·V·r =L - момент импульса, n=1,2,3..., h-постоянная Планка.Третий постулат:Излучение или поглощение энергии атомом происходит при переходе его из одного стационарного состояния в другое. При этом излучается или поглощается порция энергии (квант), равная разности энергий стационарных состояний, между которыми происходит: = h·= E_m-E_n (2)

 3В 1924 году^[1] французский физик Луи де Бройль высказал гипотезу о том, что установленный ранее^[1] для фотонов корпускулярно-волновой дуализм присущ всем частицам — электронам, протонам, атомам и так далее, причём количественные соотношения между волновыми и корпускулярными свойствами частиц те же, что и для фотонов. Таким образом, если частица имеет энергию   и импульс, абсолютное значение которого равно  , то с ней связана волна, частота которой   и длина волны  , где   — постоянная Планка.Эти волны и получили название волн де Бройля. Для частиц не очень высокой энергии, движущихся со скоростью   (скорости света), импульс равен   (где   — масса частицы), и  . Следовательно, длина волны де Бройля тем меньше, чем больше масса частицы и её скорость. Например, частице с массой в 1 г, движущейся со скоростью 1 м/с, соответствует волна де Бройля с   м, что лежит за пределами доступной наблюдению области. Поэтому волновые свойства несущественны в механике макроскопических тел. Для электронов же с энергиями от 1 эВ до 10 000 эВ длина волны де Бройля лежит в пределах от ~ 1 нм до 10⁻² нм, то есть в интервале длин волн рентгеновского излучения. Поэтому волновые свойства электронов должны проявляться, например, при их рассеянии на тех же кристаллах, на которых наблюдается дифракция рентгеновских лучей.^[1]

Первое подтверждение гипотезы де Бройля было получено в 1927 году в опытах американских физиков К. Дэвиссона и Л. Джермера. Пучок электронов ускорялся в электрическом поле с разностью потенциалов 100—150 В (энергия таких электронов 100—150 эВ, что соответствует   нм) и падал на кристалл никеля, играющий роль пространственнойдифракционной решётки. Было установлено, что электроны дифрагируют на кристалле, причём именно так, как должно быть для волн, длина которых определяется соотношением де Бройля.

Принцип неопределенности Гейзенберга заключается в том, что в 1926 г. В.Гейзенберг разрабатывает свой вариант квантовой теории в виде матричной механики, отталкиваясь при этом от принципа соответствия. В своем принципе неопределенности Гейзенберг строил матричную теорию, все величины которой должны описывать лишь наблюдаемые явления. И хотя наличие в аппарате его теории матриц, изображающих координаты и импульсы электронов в атомах, оставляет сомнение в полном исключении ненаблюдаемых величин, Гейзенберту удалось создать новую квантовую концепцию, составившую новую ступень в развитии квантовой теории. Суть принципа неопределенности Гейзенберга состоит в замене физических величин, имеющих место в атомной теории, матрицам - таблицам чисел. Результаты, к которым приводили методы, используемые в волновой и матричной механике, оказались одинаковыми, поэтому обе концепции и входят в единую квантовую теорию как эквивалентные. Методы матричной механики, в силу своей большей компактности часто быстрее приводят к нужным результатам. Методы волновой механики, как считается, лучше согласуется с образом мышления физиков и их интуицией. Большинство физиков при расчетах пользуется волновым методом и использует волновые функции.

Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности, в соответствии с которым координаты и импульс не могут одновременно принимать точные значения. Для предсказания положения и скорости частицы важно иметь возможность точно измерять ее положение и скорость. При этом чем точнее измеряется положение частицы (ее координаты), тем менее точными оказываются измерения скорости.

4Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

1. Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

2. Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1(l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,  l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),  l = 2 – d-орбиталями (5 типов),  l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

3. Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа  р-АО:  р_x,  р_y,  р_z.

4. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы:   и  .

5Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: модуль суммарного значения спинового квантового числаэлектронов данного подслоя должен быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

ПАУЛИ. В1925 г. швейцарский физик В.Паули (в 1945 г. ему была присуждена Нобелевская премия по физике) установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули): В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так:В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.Хотя бы одно из квантовых чисел n, l, ml и ms, должно обязательно различаться проекцией спина. Поэтому в атоме могут быть лишь два электрона с одинаковыми n, l и ml: один с ms = +1/2 другой c ms = -1/2 . Напротив, если проекции спина двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел n, l или ml.

Зная принцип Паули, посмотрим, сколько же электронов в атоме может находиться на определенной «орбите» с главным квантовым числом n. Первой «орбите» соответствует n = 1. Тогда l = 0, ml=0 и ms может иметь произвольные значения: +1/2 или -1/2 . Мы видим, что если n = 1, таких электронов может быть только два.

Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.

К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы. Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1. Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.

Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.

К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом—шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА-группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6. В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера.

К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов. В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n-1)dansb, где a=1?10, b=1?2. С увеличением порядкового номера свойства d-элементов изменяются незначительно. У d-эле-ментов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электронного подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлические свойства, при увеличении порядкового номера в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисления обнаруживают кислотные и окислительные свойства, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежуточной степенью окисления проявляют амфотерные свойства.

7Свойства атомов. Радиусы нейтральных атомов и ионов. Изменение их по периодам, группам и подгруппам А и Б. В квантовой химии радиусом называется расстояние от ядра до последнего максимума электронной плотности. Атомные радиусы зависят от заряда и положения атома в периодической сис-ме. Чем больше порядковый номер и чем меньше заряд ядра, тем больше радиус. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше, чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

 Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным:

Na+	Mg2+		Al3+		Si4+		P5+		S6+	Cl7+
Na2O	MgO		Al2O3		SiO2		P2O5		SO3	Cl2O7
NaOH	Mg(OH)2		Al(OH)3		H2SiO3		H3PO4		H2SO4	HClO4
основные		амфотерный		слабо кислотный		среднекислотный		сильно кислотные

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются:

B3+	H3BO3	слабая кислота
Al3+ Ga3+ In3+	Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3	амфотер-   ные гидрок-   сиды
Tl3+	Tl(OH)3	более выражены основные свойства

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H₂SO₄, H₂SeO₄, H₂TeO₄.

8Эне́ргией 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).В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями.Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p⁶ (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As): Энергия ионизации Е1 – минимальная энергия, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный электрон с атомной орбитали невозбужденного атома на бесконечно большое расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. Энергия ионизации соответствует следующему процессу: Э + ЕI  → Э+ + е, где ЕI - кДж / моль. Энергия ионизации количественно характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой его химической активности. Энергии ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшее значение энергии ионизации характерно для инертных газов, находящихся в конце периода. В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними. Сродство к электрону атома ЕА – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении к нейтральному атому электрона с образованием отрицательного иона: Э + е → Э- + ЕА где ЕА - кДж / моль. Сродство к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии (ЕА> 0). Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство к электрону считается отрицательным (ЕА<0). Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгрупп 7А (галогены) у большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшее значение сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s и р-подуровнями. В подгруппах сверху вниз сродство к электрону  атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значение сродства к электрону известны не для всех атомов. Понятие электроотрицательности элементов ввел американский физикохимик Полинг. По определению Полинга электроотрицательность – это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи. Электроотрицательность зависит от типа соединений, валентного состояния элемента. Поэтому такая характеристика имеет условный характер. Однако ее использование полезно для качественного объяснения типа химических связей и свойств соединений. В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз). Таким образом , наименьшее значение электроотрицательности имеют s-элементы 1 группы, а наибольшее р-элементы 6 и 7 групп.

9. Электроотрицательностью (ЭО) атома называется способность атома в молекуле (соединении) притягивать электроны, связывающие его с другими атомами. Понятие электроотрицательности ввел Л. Полинг (США, 1932 г.). Количественная характеристика электроотрицательности атома весьма условна и не может быть выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для количественного определения ЭО предложено несколько шкал. Наибольшее признание и распространение получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полингом (см. табл. 4). По шкале Л. Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята равной 4,0; на втором месте находится кислород, на третьем — азот и хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы; значения их ЭО близки к 2. Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1,7 или меньше. Отметим, что ЭО является безразмерной величиной.

 Лантаноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,08 – 1,14;

 Актиноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,11 – 1,20;

 Элементы VIII группы периодической системы (благородные газы) имеют нулевую электроотрицательность;

 Условной границей между металлами и неметаллами считается значение относительной электроотрицательности равное 2.

В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо).

В каждой группе Периодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз). Фтор F обладает наивысшей, а цезий Cs – наинизшей электроотрицательностью среди элементов 1—6-го периодов.

У типичных неметаллов – высокая электроотрицательность, а у типичных металлов – низкая.

Полярность химических связей, характеристика химической связи, показывающая перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь. Количественной мерой полярности химической связи служат т. н. эффективные заряды на атомах: разность между зарядом электронов, сосредоточенным в некоторой области пространства (порядка атомных размеров) вблизи ядра, и зарядом ядра. Эта мера приближённая, поскольку выделить в молекулах области, относящиеся к отдельным атомам и отдельным связям (если их несколько), однозначно нельзя. Связи строго неполярны лишь в двухатомных гомоядерных молекулах, в остальных случаях они в той или иной степени полярны. Обычно ковалентные связи слабо полярны, ионные связи сильно полярны. Полярность химической связи иногда указывают символами зарядов у атомов (например, Н^+ — Cl^-, где  — некоторая доля элементарного заряда).

Связа бывают:ковалентные не полярные(например H2,O2,F2);ковалентные полярные (H2O,HF);ионные(К2О)

10 Главная причина образования химической связи – выделение энергии и повышение устойчивости системы.

4. Чем меньше запас энергии атома, тем более он устойчив в химическом отношении и его состояние наиболее энергетически выгодное.

Метод валентных связей

Основные положения метода валентных связей, ба­зирующиеся на квантово-механической теории строения атома, были разработаны Вальтером Гейтлером и Фритцем Лондоном в 1928 году. В последующем значительный вклад в развитие этого метода внесли Лайнус Полинг и Джон Слейтер. С точки зрения этого метода: 1.    В образовании связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки атома (валентные элек­троны). 2. Химическая связь образуется  двумя  валентными электронами различных атомов с антипараллельными спи­нами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обусловливающая связь между ядрами атомов. Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи. 3. Химическая связь осуществляется в том направле­нии, в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей. 4. Из нескольких связей данного атома наиболее проч­ной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания атомных орбиталей. 5. При образовании молекул электронная структура (кроме внешней электронной оболочки) и химическая индивидуальность каждого атома в основном сохраняются.

Известны два механизма образования общих электрон­ных пар: обменный и донорно-акцепторный.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ объясняет образование ковалентной химической связи участием в ней двух элек­тронов с антипараллельными спинами (по одному от каж­дого атома).

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ предпола­гает образование ковалентной химической связи за счет неподеленной пары (не участвовавшей ранее в образова­нии связи) одного из связывающихся атомов и вакантной орбитали другого атома. Например, при сближении молекулы аммиака и иона водорода неподеленная пара электронов атома азота занимает ва­кантную орбиталь иона водорода. Это приводит к образо­ванию общей электронной пары и, следовательно, к об­разованию химической связи между ними. Первый атом называют ДОНОРОМ, второй — АКЦЕПТОРОМ. Вещества, в которых есть химические связи донорно-акцепторного происхожде­ния, широко распространены среди неорганических со­единений. Большая часть таких соединений относится к так называемым комплексным соединениям.

Энергия связи – это количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы разорвать все имеющиеся связи между атомами в 1 моле вещества. Есв кДж\моль и ЭВ \ моль Определяет прочность молекул. Величину средней энергии связи, определяют делением энергии образования молекулы соединения из атомов на число связей. Н : N H₃ Энергия образования NH3 -1170 кДж \ моль Величина средней энергии Е связи = 1170\3 = 390 кДж Н₂О Н-О-Н Е образования = 928 кДж \ моль Е связи = 928 \ 2 = 464 кДж Длина связи (d) – расстояние между центрами ядер атомов образующих молекул. d=СМ, НМ d(НМ) – определяют с помощью спектроскопии или дифракции или дифракции рентгеновских лучей. Чем больше длина, тем меньше Есв Кратность – это число связей, которыми связаны атомы Ковалентная связь насыщена, т.е. присоединение др. атомов по месту образования повышенной связи невозможно. Н (: )Н Присоединение 3 атома не возможно, т.к. спина совпадает со спиной электронной пары. Произойдет отталкивание. Ковалентная связь бывает неполярная и полярная.Неполярная ковалентная связь образуется за счет соединения атомов с одинаковой ЭО. Атомная неполярная – электронная пара или пары находятся на одинаковом расстоянии от обоих атомов.(Н2: Н:Н)

Полярная, ковалентная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью. Электронные пары перетянуты к более электроотрицательному атому. HF H ( : ) F

11.

Ковалентная связь образуется за счет одной или нескольких электронных пар с антипараллельными спинами.

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловливает молекулярное строение веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными . В молекуле фтороводорода НF связь образована 1s-орбиталью атома водорода и 2р_х-орбиталью атома фтора:

Направленность связи в этой молекуле определяется ориентацией 2рх-орбитали атома фтора (рис. 3). Перекрывание происходит в направлении оси симметрии х. Любой другой вариант перекрывания энергетически менее выгоден.

НАСЫЩАЕМОСТЬ — характерное свойство ковалент­ной связи. Она проявляется в способности атомов образо­вывать ограниченное число ковалентных связей. Это свя­зано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной хими­ческой связи. Данное свойство определяет состав молеку­лярных химических соединений. Так, при взаимодейст­вии атомов водорода образуется молекула Н₂, а не Н₃. С точки зрения МВС третий атом водорода не может присо­единиться, так как спин его электрона окажется парал­лельным спину одного из спаренных электронов в молеку­ле. Способность к образованию того или иного числа кова­лентных связей у атомов различных элементов ограни­чивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

12. ГИБРИДИЗАЦИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ - выравнивание длин хим. связей и валентных углов при образовании хим. связей валентными s-, p-, d- и т.д. электронами (атомными орбиталями) одного атома. Г. а. о. описывает возбуждённые состояния атома в хим. соединении.

С помощью методов рентг. структурного анализа, спектральных измерений и т. п. установлено, что хим. связи, образуемые электронами атома, находящимися в разл. квантовых состояниях, эквивалентны, вопреки казалось бы очевидному предположению о их различии (так, напр., р-электроны должны были бы создавать более прочную связь, чем s-электроны). Выравнивание связей является результатом смешивания при хим. взаимодействии состояний электронов в атоме, что приводит к образованию гибридных орбиталей, направленных в сторону образующейся связи .Гибридные ф-ции, соответствующие новым орбиталям, являются линейными комбинациями s-, p-, d- и т. д. атомных одноэлектронных При гибридизации атомных орбиталей электронные облака концентрируются в направлении линии связи (оси x).

В таблице приведены примеры соответствия наиболее распространённых типов гибридизации и геометрической структуры молекул в предположении, что все гибридные орбитали участвуют в образовании химических связей (отсутствуют неподелённые электронные пары)^[3].

Тип гибридизации	Число гибридных орбиталей	Геометрия	Структура	Примеры
sp	2	Линейная		BeF2, CO2, NO2+
sp2	3	Треугольная		BF3, NO3-, CO32-
sp3	4	Тетраэдрическая		CH4, ClO4-, SO42-, NH4+
dsp2	4	Плоскоквадратная		Ni(CO)4, XeF4
sp3d	5	Гексаэдрическая		PCl5, AsF5
sp3d2	6	Октаэдрическая		SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

В качестве примера рассмотрим молекулы NH₃ и H₂O. Атомы азота и кислорода склонны к sp³-гибридизации. У азота на sp³-ГО, поимо трех связывающих пар электронов, образующих связь с тремя атомами водорода, остается одна несвязывающая пара. Именно она, занимая одну sp³-ГО, искажает угол связи H√N√H до 107,3╟. В молекуле H₂O таких несвязывающих пар две, и угол H√O√H равен 104,5

13. теория отталкивания электронных пар валентных орбиталей (ОЭПВО) — один из подходов в химии, необходимый для объяснения и предсказания геометрии молекул. Согласно этой теории молекула всегда будет принимать форму, при которой отталкивание внешних электронных пар минимально (принцип минимума энергии)

Тип молекулы	Конфигурация	Расположение электронных пар†	Геометрия‡	Примеры
AX1En	Двухатомная			HF, O2
AX2E0	Линейная			BeCl2, HgCl2, CO2
AX2E1	Искаженная			NO2−, SO2, O3
AX2E2	Искаженная			H2O, OF2
AX2E3	Линейная			XeF2, I3−
AX3E0	Равносторонний треугольник			BF3, CO32−, NO3−, SO3
AX3E1	Тригональная пирамида			NH3, PCl3
AX3E2	Т-образная			ClF3, BrF3
AX4E0	Тетраэдр			CH4, PO43−, SO42−, ClO4−
AX4E1	Дисфеноид («Качели»)			SF4
AX4E2	Плоскоквадратная геометрия			XeF4
AX5E0	Тригональная бипирамида			PCl5
AX5E1	Квадратная пирамида			ClF5, BrF5
AX6E0	Октаэдр			SF6
AX6E1	Пентагональная пирамида			XeF6
AX7E0	Пентагональная бипирамида			IF7

14. Периодическая таблица и электронные конфигурации атомов. В настоящее время известно более 500 вариантов изображения периодической системы: это различные формы передачи периодического закона.Первым вариантом системы элементов, предложенным Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 г., был так называемый вариант длинной формы. В этом варианте периоды располагались одной строкой. В декабре 1870 г. он опубликовал второй вариант периодической системы — так называемую короткую форму. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, а группы — на подгруппы (главную и побочную).В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них первые три называются малыми, а остальные — большими. В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем — по 8, в четвертом и пятом — по 18, в шестом — 32, в седьмом (незавершенном) — 21 элемент. Каждый период, за исключением первого” начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом (7-й период — незаконченный).Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементовОсновным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления. Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Например, в четвертом периоде степени окисления элементов от К до Mn изменяются от +1 до +7, затем следует триада Fe, Со, Ni (это элементы четного ряда), после чего наблюдается такое же возрастание степеней окисления у элементов от Cu до Br (это элементы нечетного ряда). То же мы видим в остальных больших периодах, исключая седьмой, который состоит из одного (четного) ряда. Дважды повторяются в больших периодах и формы соединений элементов.В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами (слово “лантаноиды” означает подобные лантану”, а “актиноиды” — “подобные актинию”). Иногда их называют лантанидами и актинидами, что означает следующие за лантаном, следующие за актинием). Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке звездочкой указано на последовательность их расположения в системе: La-Lu. Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционно-способными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода. Из этого следует, что у лантаноидов сильно выражена горизонтальная аналогия.В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно — под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Ас-Lr. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.В периодической системе по вертикали расположены восемь групп (обозначены римскими цифрами). Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением являются фтор — его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3; из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона.В VIII группе размещены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения. Каждая группа делится на две подгруппы — главную и побочную, что в периодической системе -подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы — элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля.Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются. Например, в VII группе главную подгруппу составляют неметаллы F, С1, Вг, I, Аt, побочную — металлы Мn, Тc, Rе. Таким образом, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения, форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности RН₄, RН₃, RН₂, RН. Формулы водородных соединений располагаются под элементами главных подгрупп и только к ним относятся.Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Очевидно, металлические свойства наиболее сильно выражены у франция, затем у цезия; неметаллические — у фтора, затем — у кислорода.

Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом (ns 1) и заканчивается благородным газом (ns 2np 6). По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А , состоящие из s- и p-элементов, и побочные – B-подгруппы , содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (4f- и 5f-семейства). Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы. В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n – 2)f- (n – 1)d- и ns-электроны. Сходство элементов внутри каждой группы – наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, кроме того, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали (в группах) и их изменением по горизонтали (в периодах). Все сказанное выше подтверждает, что структура электронной оболочки атомов элемента изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Далее рассматриваются некоторые периодические свойства элементов.