8. Периодический закон и его сущность. Периодическая система элементов. Зависимость между строением атома и химическими свойствами элементов. Энергия ионизации и сродства к электрону. Изменение этих величин в периодической системе. Горизонтальные, вертикальные, диагональные аналогии в периодической системе. Явление кайносимметрии.

Периодический закон и его сущность.

Периодический закон открыт в 1870 году Д.И. Менделеевым.

Свойства химических элементов, а также образованных ими простых и сложных формул (соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Периодическая система элементов.

Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается благородным газом.

При переходе от элемента к элементу, т.е. при увеличении порядкового номера происходит периодическое изменение структуры электронных оболочек.

Зависимость между строением атома и химическими свойствами элементов.

Начало каждого периода соответствует началу застройки нового энергетического уровня. Номер периода определяет номер внешнего уровня. Он является застраивающимся у элементов главных подгрупп. Т.е. s и p элементов. У d элементов идет заполнение первого с наружи уровня. У f- второго снаружи. Т.е. внешний и застраивающийся уровень не всегда совпадают. Т.к у d элементов заполняется первый снаружи уровень, а химические свойства в первую очередь определяются структурой внешнего энергетического уровня, то химические свойства этих элементов похожи между собой (например, все они металлы). У них отсутствует резкое изменение свойств при переходе от элемента к элементу. Как, например, у s и p элементов. Еще более похожи свойства f элементов (лантаноиды и актиноиды), поскольку у них заполняются еще более глубокие подуровни.

Энергия ионизации и сродства к электрону.

Энергия (потенциал) ионизации – это энергия необходимая для отрыва электрона с внешнего энергетического уровня атома.

Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к нейтральному атому.

Изменение этих величин в периодической системе.

Рост потенциала ионизации происходит слева направо и связан с увеличением заряда ядра. Падение потенциалов ионизации атомов элементов третьего периода по отношению ко второму связано с тем, что не смотря на увеличение заряда ядра, внешние электроны расположены дальше от ядра, а внутренние препятствуют взаимодействию внешних с ядром.

Энергия сродства к электрону также изменяется периодически. Щелочные и щелочноземельные металлы имеют низкое сродство к электрону. У галогенов оно самое высокое. У бериллия, магния и благородных газов ЭСЭ <0.

Горизонтальные, вертикальные, диагональные аналогии в периодической системе.

При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера.

Друг под другом в таблице Менделеева расположены элементы с одинаковой структурой внешнего (застраивающегося) энергетического уровня. Это вертикальные аналоги. Первая группа – щелочные металлы, вторая – щелочноземельные (Sr, Ca, Ba), пятая – пниктогены, 6- халькогены, 7- благородные газы. Примером вертикальных аналогий в таблице Менделеева являются элементы одной и той же группы. Они образуют одинаковые по форме соединения, а их физические и химические свойства похожи между собой. Однако повторимость свойств вертикальных аналогов не является абсолютной. Это связано с двумя причинами: 1) увеличение металлических свойств в группах; 2)кайносимметрия

Явление кайносимметрии.

Еще Менделеев заметил, что элементы двух периодов резко отличаются по своим химическим свойствам от последователей. Он называл их типическими. В современной формулировке это элементы кайносимметрии (элементы с новой симметрией электронных облаков). Для элементов второго периода характерно появление p электронных облаков, что и приводит к отличию их свойств от элементов образующих группу. Аналогично легкие d элементы отличаются по свойствам от тяжелых d элементов (4d, 3d). Лантаноиды отличаются от актиноидов (4f, 5f). И совершенно уникальной является химия водорода. Кайносимметрия – явление резкого отличия химических свойств элементов с новой симметрией электронных облаков от их вертикальных аналогов.

9. Химическая связь, ее особенности, характеристика. Метод валентных связей, Q- и H- связи. Образование химической связи в молекулах H2, HCl, Cl2 с точки зрения метода валентных связей. Электроотрицательность элементов. Полярная химическая связь.

Химическая связь, ее особенности, характеристика. Полярная химическая связь.

Химическая связь – взаимодействие атомов, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы, т.е. выделением энергии. При огромном разнообразии химических связей в основе их образования лежит перераспределение электронной плотности между двумя или несколькими центрами (ядрами). Если электроны принадлежат всем ядрам (обобществляются), то это наиболее общий случай ковалентной химической связи. Если связь образуется между одинаковыми атомами, то обобществленная электронная плотность в равной мере принадлежит им обоим, т.е. она расположена симметрично относительно оси связи. Это и есть неполярная ковалентная связь. Если же связываемые атомы различны, то это полярная ковалентная связь. Она характеризуется А симметрией в распределении электронной плотности, т.е. связывающее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного элемента. При этом он получает некоторый отрицательный заряд, а потом некоторый положительный. Эти заряды называются эффективными. Идеальным крайним случаем полярной ковалентной связи является ионная связь. Она соответствует полному переносу электронов от одного атома к другому. Однако, как и все идеальное, этот случай в природе недостижим. Даже в соединении сильных электроположительных элементов с фтором, степень ионности связи не превышает 80-90%. Таким образом, в реальных системах следует говорить о преимущественно ионном характере связи.

Метод валентных связей, Q- и H- связи. Образование химической связи в молекулах H2, HCl, Cl2 с точки зрения метода валентных связей.

Для квантово-химического описания молекул используется два метода: 1) метод валентных связей; 2) метод молекулярных орбиталей.

Основные положения метода валентных связей:

1. При описании связи молекул, считается, что взаимодействующие атомы обмениваются между собой электронами, которые образуют общие связывающие электронные пары. Обобществление происходит таким образом, что в пространстве между атомами возникает новая электронная плотность, которая обеспечивает их связь. Т.е. электронные облака атомов перекрываются, ядра при этом связываются.

2. Два обменивающихся электрона согласно принципу Паули должны иметь анти параллельные спины.

3. Валентная связь направлена в сторону максимального перекрывания облаков.

Различают сигма и пи связи.

Сигма – связь, обобществленное электронное облако которой имеет ось симметрии проходящую через центры атомов.

Пи – химическая связи, связывающиеся электронные облака которой имеют плоскость симметрии проходящую через центр ядер.

Электроотрицательность элементов.

Электроотрицательность характеризует способность атома находящегося в соединении присоединять электроны. Это не строго физическая величина, а условная характеристика, полученная на основе экспериментальных и расчетных данных.

13. Законы термохимии. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия образования вещества. Термохимические расчеты.

Законы термохимии. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса и его следствия.

В 1774 Лавуазье Лаплас. Экспериментально установил, что тепловые эффекты реакции идущих в прямом и обратном направлениях равны по величине и противоположны по знаку. Закон Лавуазье Лапласа носит частный характер.

Фундаментальный закон термохимии. Закон Гесса 1840г.

Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния системы (состояние исходных и конечных веществ) и не зависит от пути процесса (числа и последовательности промежуточных стадий).

Следствия закона Гесса.

1).Энтальпия образования вещества не зависит от способа его получения.

2).Тепловой эффект химической реакции равен разности между алгебраической суммой энтальпий образования продуктов реакции и алгебраической суммой энтальпии образования исходных веществ.

Энтальпия образования вещества.

Абсолютное значение энтальпии системы измерить невозможно, но для химии важен процесс изменения энтальпии. Слово изменение часто опускается.

Тепловой эффект образования более сложного вещества из простых называется энтальпией (теплотой) образования dHf.

Тепловой эффект образования сложного вещества из простых находящихся в стандартном состоянии, обозначается как стандартная энтальпия образования. Стандартное состояние – состояние с минимальной энтальпией и стандартными условиями. Станд. условия: 298К, 101кПа.

Энтальпия образования более устойчива при с.у. Аллотропная модификация простого вещества принимается равной 0.

18. Способы выражения состава растворов.

1. Массовая процентная концентрация (массовая доля).

Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора. Как следует из названия, процентная концентрация в 100 раз больше доли и выражается в процентах:

мас. % =м раств. вещ-ва/м раствора *100

м раствора – сумма масс всех компонентов раствора.

2. Объемная процентная концентрация (объемная доля).

Этот вид концентрации используется как количественная характеристика газовых растворов.

3. Мольная процентная концентрация (мольная доля). Мольная доля – отношение количества (числа молей) растворенного вещества к сумме количеств всех веществ в растворе.

4. Молярная концентрация (молярность).

Молярность - отношение количества растворенного вещества к объему раствора, выраженному в литрах. Обозначается См или М, моль/л. Т.к. объем зависит от температуры, то и молярность тоже зависит от температуры.

5. Нормальная концентрация (нормальность).

Нормальность – отношение числа эквивалентов (эквивалентных масс) к объему раствора, выраженному в литрах. Обозначается Сн или Н после числового значения. Если не указана конкретная химич. реакц. при расчете эквивалентной массы, то берется наименьшее значение.

6. Моляльная концентрация (моляльность).

Моляльность – отношение количества (числа молей) растворенного вещества к массе растворителя, выраженной в килограммах. Обозначается м, размерность моль/кг

Так ни число молей, ни масса не зависят от температуры, то и моляльность в отличие от молярности от температуры не зависит.