2.4. Периодический закон

Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в1869 году: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Химические свойства элементов зависят от строения внешних уровней их атомов. Строение внешних уровней периодически повторяется:

Li [He] 2s1 F [He] 2s22p5

Na [Ne] 3s1 Cl [Ne] 3s23p5

K [Ar] 4s1 Br [Ar] 4s24p5 ,

поэтому с увеличением зарядов ядер (и числа электронов) химические свойства атомов периодически повторяются.

Порядковый номер Z элемента в периодической таблице равен числу протонов и электронов в атоме. Номер периода равен числу электронных уровней атомов элементов этого периода. Номер группы равен числу электронов на внешних уровнях атомов элементов данной группы, равен максимальной степени окисления элементов данной группы.

Элементы можно разделить на четыре типа: s-, p-, d-, f-элементы, в зависимости от заполнения в них s-, p-, d-, f- подуровней соответственно.

Эффективные атомные радиусы R уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах:

Элементы Li Be B C N O F

R(нм) 0,152 0,113 0,088 0,077 0,074 0,066 0,064

Z +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9

Число уровней 2 2 2 2 2 2 2

Элементы Li Na K Rb Cs Fr

R(нм) 0,152 0,186 0,231 0,241 0,262 0,270

Z +3 +11 +19 +37 +55 +87

Число уровней 2 3 4 5 6 7

Энергия ионизации Еион=I (потенциал ионизации) - это энергия необходимая для отрыва электрона от атома. Для процесса А = А+ + е имеем H=Eион>0. Энергия ионизации уменьшается в группах и увеличивается в периодах:

Li Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

Еион(эв) 5,39 5,14 7,64 5,98 8,15 10,4 10,4 13,01 15,8 4,3 6,1

Энергия сродства к электрону Еср = А - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. Для процесса А + е = А- имеем H = Eср<0.

F Cl Br I O N C B Be Li

Еср (эв) 3,62 3,82 3,54 3,24 1,48 0,20 1,13 0,30 -0,19 0,54

Электроотрицательность (Полинг, 1932 г.) - это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Рассмотрим молекулу А-В. Если атом А отдает электрон атому В, то затрата энергии составляют E = IA - AB. Если атом В отдает электрон атому А, то затраты энергии составляют E = IB - AA. Электроны смещаются в сторону, которой соответствуют меньшие затраты E. Если выгоднее переход электрона от атома А к атому В, то должно быть IA - AB < IB - AA или IA + AA < IB + AB и (I + A)A <

< (I + A)B или XA < XB, где X = I + A - электроотрицательность. Электроотрицательность увеличивается в периодах и уменьшается в группах.

Задание на внеаудиторную работу:

1. Теории строения атома: модель Томсона, модель Резерфорда, модель Бора (постулаты). Этапы развития квантово-механических представлений: теория Планка, гипотеза де Бройля, уравнение Шредингера.

2. Квантовые числа, их возможные значения. Какие параметры состояния электрона в атоме ими определяются? Принцип Паули.

3. Электронная орбиталь. Энергия орбитали. Правила Клечковского. Порядок заполнения орбиталей электронами. Правило Хунда.

4. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Что является физической причиной явления периодичности?

5. Периодическая система элементов. Деление элементов на 4 типа по электронному строению (s-элементы, p- элементы, d- элементы, f- элементы).

6. Энергия ионизации атома. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Валентность и степень окисления.

Лекции 6-9 Химическая связь

Цель: Изучить принципы образования химических связей и их основные типы

Вопросы:

1. Природа химической связи

2. Валентные электроны и валентность

3. Теория молекулярных орбиталей

4. Типы химических связей (неполярная, полярная, ионная, металлическая, водородная)

5. Межмолекулярные взаимодействия