Підсумки

Необхідно зрозуміти

1. Властивості хімічних елементів, а також утворених ними сполук залежать від електронної будови їх атомів.

2. До основних закономірностей періодичної системи належить ослаблення металічних властивостей у періодах зліва направо і їх посилення в групах зверху вниз.

3. Кожен елемент періодичної системи за своїми властивостями схожий на сусідні з ним елементи.

Треба вміти

1.Розрізняти в періодичній системі періоди, групи, головні та побічні підгрупи.

2.Застосовувати інформацію, закладену в періодичній системі, для характеристики елементів, простих речовин і сполук.

3.Аналізувати зміни властивостей простих речовин залежно від розміщення елементів у періодичній системі.

Слід запам’ятати

1.Формулювання періодичного закону Д.І.Менделєєва.

2.Визначення структурних елементів періодичної системи хімічних елементів.

2.Періодичну зміну основних атомних характеристик елементів.

2.3. Хімічний зв’язок

Уявлення про атоми як найдрібніші частинки речовини були сформовані грецькими філософами, проте наукове обґрунтування атомно-молекулярне вчення отримало лише тоді, коли у вчених-фізиків з’явилась можливість проводити точні експерименти.

Кількісне дослідження хімічних перетворень і самих речовин допомогло усвідомити природу хімічних сполук, провести чітку межу між ними та механічними сумішами.

Першу спробу відповісти на питання, чому і як атоми сполучаються між собою, зробив Берцеліус, який вважав, що в основі хімічних явищ лежать електричні процеси, тобто з’єднання атомів двох різних елементів відбувається у зв’язку з їх різними зарядами.

За цією позицією всі елементи розділялись на дві великі групи металічні (позитивно заряджені) та неметалічні (негативно заряджені), а хімічні реакції зводились до взаємодії атомів металів з атомами неметалів.

У той же час для пояснення “аномального” характеру взаємодії водню з хлором, коли один об’єм водню, з’єднуючись із одним об’ємом хлору, дає не один, а два об’єми HCl, Авогадро ввів поняття про молекулярну будову простих речовин, яке не суперечило експерименту. Учений запропонував замість H+Сl=HCl писати H₂+Cl₂=2HCl.

Революційні погляди Авогадро не були сприйняті сучасниками, оскільки не узгоджувалися із теорією Берцеліуса про природу хімічного зв’язку.

Примирення антагоністичних поглядів Берцеліуса й Авогадро стало можливим після створення чітких уявлень про будову атомів.

Аналіз характеру змін хімічної активності різних елементів залежно від заповненості електронами їх зовнішньої (валентної) оболонки дозволив Льюїсу та Косселю висловити припущення, що найбільш стійкою з можливих комбінацій є октетна електронна конфігурація. Тому ті атоми, які її мають зовні (Неон, Аргон та ін.), – інертні, інші – намагаються її досягти. На цих уявленнях була створена електронна теорія хімічного зв’язку, згідно з якою атоми в процесі взаємодії між собою набувають октетної заповненості електронами зовнішньої оболонки. Це досягається або втратою надлишку, або приєднанням необхідної кількості електронів, коли атоми стають іонами з октетною периферією, або шляхом так званого усуспільнення зовнішніх електронів, коли створений октет належить обом атомам, що провзаємодіяли.

Автори електронної теорії хімічного зв'язку припускали також, що атоми взаємодіють між собою за рахунок спарювання наявних неспарених валентних електронів.

Як бачимо, теорія Берцеліуса є окремим випадком теорії Льюїса і Косселя. Причому в теорії Берцеліуса результат певного виду хімічної взаємодії, яка за-вершується створенням заряджених атомів (іонів), вважався самою хімічною взаємодією.

Декілька десятків років електронна теорія хімічного зв'язку вдосконалювалась, доповнювалась, але з часом стала очевидною її обмеженість. Зокрема, вона не могла пояснити:

- чому енергія спін-спінової взаємодії електронів суттєво (на декілька порядків) менша, ніж енергія хімічного зв'язку, який утворюється під час спарювання атомних електронів;

- чому в молекулі кисню залишаються неспарені електрони;

- чому існують іони Н₂⁺ тощо.

Величезна кількість питань обумовила припущення, що закони, за якими з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів побудовані атоми, незмінні і для молекул, утворених із багатьох атомних ядер і супутніх їм електронів.

Так з'явилася теорія молекулярних орбіталей (МО). Згідно з розвинутим у ній сучасним уявленням хімічний зв'язок ототожнюється з так званою зв'язувальною молекулярною орбіталлю. Вона відрізняється від інших МО тим, що її енергія значно менша за суму енергій вихідних атомних орбіталей, на яких були розміщені електрони. Енергетична вигідність переходу електронів з атомних орбіталей на молекулярні і є тією рушійною силою, яка обумовлює взаємодію атомів і об'єднання їх у молекули.

3а типом МО почали розрізняти й типи хімічного зв'язку: , , .