2

1.Комплексные соединения

Ко́мплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или координационные соединения (лат. co — «вместе» иordinatio — «упорядочение») — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемыхлигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.

Координационная теория Вернера.

Швейцарский химик Альфред Вернер ввел в химию представления о соединениях высшего порядка ( соединения типа BF₃, СН₄, NH₃, Н₂О, СО₂, в которых элемент проявляет свою обычную максимальную валентность, называются соединениями первого порядка, при взаимодействии друг с другом образуются соединения высшего порядка; к ним относятся гидраты, аммиакаты, продукты присоединения кислот, органических молекул, двойные соли и т.д.: CoCl₃+6NH₃=CoCl₃ ∙ 6NH₃; Fe(CN)₃+3KCN=Fe(CN)₃ ∙ 3KCN ) и дал первое определение понятию комплексного соединения. К комплексным соединениям он относил наиболее устойчивые соединения высшего порядка, которые в водном растворе либо вообще не распадаются на составные части, либо распадаются в самой незначительной степени. Вернер в 1893 году высказал предположение о том, что любой элемент после насыщения его обычных валентностей способен проявлять еще и дополнительную валентность – координационную. Именно за счет нее происходит образование соединений высшего порядка.

По координационной теории Вернера, в каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Более тесно связанные частица внутренней сферы называют комплексным ионом или комплексом. При написании координационной формулы эту часть комплексного соединения заключают в квадратные скобки ( [Co(NH₃)₆]Cl₃; K₃[Fe(CN)₆] ). Частицы внешней сферы образуют самостоятельные ионы (т.к. в соединениях связаны менее прочно: [Co(NH₃)₆]Cl = [Co(NH₃)₆]³⁺ + 3Cl^-; K₃[Fe(CN)₆] = 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3-). Центральный атом внутренней сферы, вокруг которого группируются ионы или молекулы, называется комплексообразователем или ядром комплекса. Их роль чаще всего выполняют катионы металлов, реже нейтральные атомы или анионы. Ионы или молекулы, координирующиеся вокруг центрального атома во внутренней сфере, называют лигандами. Лигандами могут служить анионы ОН^-, CN^-, CNS^-, NO₂^-, CO₃^2-, нейтральные молекулы Н₂О, NH₃, CO, NO, аминоуксусная кислота. Координационное число (или координационная валентность) – число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами. Координационное число обычно больше степени окисления комплексообразователя. Чаще встречаются 4,6 и 2. Эти числа соответствуют наиболее симметричной геометрической конфигурации комплекса – октаэдрической (6), тетраэдрической или квадратной (4) и линейной (2). Координационная валентность зависит от природы комплексообразователя и лигандов. Незаряженные лиганды обычно могут присоединиться к комплексообразователю в большем числе, чем заряженные: [Co(H₂O)₆]²⁺ и [CoCl₄]^2-. Также зависит от размеров комплексообразователя и лигандов. Например, с ионами Cl^-, Br^-, I^- алюминий проявляет координационное число 4, а с меньшим ионом F^- - число 6: K[AlCl₄] и K₃[AlF₆]. Координационная емкость лиганда – число мест во внутренней сфере комплекса, занимаемых лигандом. Для большинства лигандов координационная емкость равна 1, реже 2. Заряд комплекса должен быть численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположным ему по знаку. Во внешней сфере K₃[Fe(CN)₆] находятся три положительно заряженных иона калия. Следовательно, сам комплексный ион имеет три отрицательных заряда. Степень окисления комплексообразователя равна и противоположна по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальным ионов. Отсюда в K₃[Fe(CN)₆] степень окисления железа равна +3. Однако комплексы [Ca(NH₃)₆], [Fe(CO)₅] и др. нейтральны. Они не имеют внешней сферы, а их внутренняя сфера состоит из нейтральных молекул-лигандов и комплексообразователя в степени окисления 0

Классификация и изомерия комплексных соединений.

Классификация комплексных соединений.

I. По классам соединений:

1. Комплексные кислоты (при диссоциации образуется ион водорода)

H₃[Fe(CN₆)], H₂[PtCl₆]

2. Комплексные основания [Cu(NH₃)₄](OH)₂

3. Комплексные соли K₂[PtCl₆], K₂[BeF₄], Na[AlF₆}

II. По природе лигандов:

1. Ацидокомплексы – в которых лиганды – кислотные остатки

K₄[Fe(CN₆)] – цианидный, K₂[HgI₄] – йодидный .

2. Аммиакаты – лиганды – молекулы аммиака

[Cr(NH₃)₆]Cl₃, [Ag(NH₃)₂]Br

3. Аквакомплесы – лиганды – молекулы воды

[Cr(H₂O)₆]Cl₃

4. Гидроксокомплексы – соединения с ОН-группами в виде лигандов

Na[Al(OH)₄]

III. По знаку заряда комплекса:

1. Катионные комплексы [Co(NH₃)₆]Cl₃, [Zn(NH₃)₄]Cl₂

2. Анионные комплексы Li[AlH₄], K₂[Be(CO₃)₂]

3. Нейтральные комплексы [Pt(NH₃)₂Cl₂], [Co(NH₃)₃Cl₃]. Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы.

Более сложными являются бикомплексы, состоящие из комплексных катионов и анионов [Co(NH₃)₆][Fe(CN)₆]

IV. По внутренней структуре комплексных соединений:

1. Неоднородны комплексы – лиганды – частицы, атомы разной природы

[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂, [Pt(NH₃)₂Cl₄], [Co(NH₃)₄SO₄]Br

По числу ядер, составляющих комплекс, различают моно- и полиядерные комплексные соединения.

2. Двухядерный комплекс – [(NH₃)₅Cr – OH – Cr(NH₃)₅]Cl₅, в котором два иона хрома (комплексообразователя) связаны посредством мостиковой группы ОН. В качестве мостиковых могут функционировать частицы, обладающие неподеленными электронными парами: ионы F^-, Cl^-, O^2-, S^2-, SO₄^2-, NH^2-, NH₂^- и др.

3. Полиядерные, в которых мостики образованы гидроксильными группами, называются оловыми соединениями. Структурно-мостиковая группа отличается от гидроксильной группыв одноядерных комплексах. Координационное число кислорода в оловом мостике равно трем, а в ОН-группе одноядерных комплексов- двум.

4. По отсутствию или наличию циклов в составе комплексных соединений различают простые и циклические комплексные соединения. Комплексы, которые содержат лиганды, занимающие одно координационное место, называются простыми. Полидентатные лиганды, связывающиеся с одним и тем же центральным атомом несколькими связями, дают циклические комплексы.

5. Сверхкомплексные соединения. В них число лигандов превышает координационную валентность комплексообразователя. Примером может служить CuSO₄ ∙ 5H₂O. У меди координационная валентность равна 4 и во внутренней сфере координированы 4 молекулы воды. Пятая молекула присоединяется к комплексу при помощи водородных связей. Она связана менее прочно и в координационной формуле записывается после внутренней и внешней координационных сфер: [Cu(H₂O)₄]SO₄ ∙ H₂O. FeSO₄ ∙ 7H₂O – [Fe(H₂O)₆]SO₄ ∙ H₂O.

6. Многоядерные комплексы K₂Cr₂O₇ – K₂[O₃Cr – O – CrO₃], K₂[O₃Mo – O – CrO₃]; [(NH₃)₅Cr – OH – Cr(NH₃)₅]Cl₅.

2.Изомерия комплексных соединений

1. Гидратная (сольватная) изомерия. Обнаруживается в отдельных изомерах, когда распределение молекул воды между внутренней и внешней сферами оказывается неодинаковым.

CrCl₃ ∙ 6H₂O: 1. [Cr(H₂O)₆]Cl₃ + Ag⁺ (1); 2. [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ ∙ H₂O + Ag⁺ (2/3); 3. [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl ∙ 2H₂O + Ag⁺ (1/3). Валовой состав всех изомеров одинаковый. Но в первом случае все шесть молекул воды находятся во внутренней сфере, во втором – пять, а в третьем – только четыре. Так как структура всех комплексов различна, различны и свойства.

2. Координационная изомерия. Встречается только у бикомплексных соединений. [Fe⁺³(NH₃)₆]⁺³ ∙ [Co⁺³(CN)₆]^-3 и [Co⁺³(NH₃)₆]⁺³ ∙ [Fe⁺³(CN)₆]^-3.

3. Ионизационная изомерия. Связана с различной легкостью диссоциации ионов из внутренней и внешней среды комплекса. [Pt(NH₃)₄Cl₂]Br₂ и [Pt(NH₃)₄Br₂]Cl₂. Первая соль дает желтый осадок с раствором AgNO₃. Вторая реагирует с раствором нитрата серебра с образованием белого творожистого осадка AgCl. (пример из тетради)

4. Изомерия связи. Возникает тогда, когда монодентатные лиганды могут координироваться через два разных атома. Например, ион NO₂^- может присоединяться к центральному атому через азот или через кислород. Это обусловливает существование у иридия, кобальта и некоторых других металлов двух изомеров: [(NH₃)₅ – Ir – NO₂]Cl₂ и [(NH₃)₅ – Ir – ONO]Cl₂. Таким образом, изомерия связи может наблюдаться у амбидентатных лигандов, кторые содержат по крайней мере два разных атома с неподеленными электронными парами.

5. Пространственная (геометрическая) изомерия. Обусловлена тем, что одинаковые лиганды располагаются вокруг комплексообразователя либо рядом (цис-положение), либо напротив (транс-положение). Цис- и транс-изомеры отличаются друг от руга физическими и химическими свойствами.

Устойчивость КСВ растворах комплексных соединений могут происходить разнообразные сложные превращения, определяемые природой как самого комплексного соединения, так и растворителя.  Это, во-первых, диссоциация на комплексные и внешнесферные ионы, затем – диссоциация комплексного иона или нейтрального комплекса, сопровождаемая замещением лиганда во внутренней сфере на молекулы растворителя.  Кроме того, комплексы могут участвовать в разнообразных окислительно-восстановительных процессах, если в состав комплексного иона или растворителя входят ионы или молекулы с ярко выраженными окислительными или восстановительными свойствами.

5.1. Комплексные соединения без внешней сферы

Комплексные соединения можно условно разделить на две большие группы: электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относят прежде всего внутрикомплексные соединения (или хелаты), затем – карбонилы металлов и -комплексы и некоторые другие.

Растворимые комплексные соединения, не имеющие внешней сферы, ведут себя в растворах как слабые электролиты.

5.2. Отщепление ионов внешней сферы

Комплексные соединения, имеющие ионную внешнюю сферу, в растворе подвергаются диссоциации на комплексный ион и ионы внешней сферы. Они ведут себя в разбавленных растворах как сильные электролиты: диссоциация протекает моментально и практически нацело. Примеры такого рода:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2

K₃[Fe(CN)₆] = 3 K⁺ + [Fe(CN)₆]^3

Если во внешней сфере комплексного соединения находятся гидроксид-ионы, то это соединение – сильное основание (диссоциация идет нацело, рН   7). Пример соединения этого типа – гидроксид тетраамминцинка(II):

[Zn(NH₃)₄](OH)₂ = [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 2 OH^

Комплексные соединения с внешнесферными катионами водорода (типа гексафторосиликата водорода или тетрафторобората водорода) в водном растворе нацело подвергаются протолизу. Они являются сильными кислотами:

H[BF₄] + H₂O = [BF₄]^ + H₃O⁺

5.3. Обратимая диссоциация комплексов

Однако на отщеплении внешнесферных ионов процесс электролитической диссоциации не заканчивается. Комплексные ионы, в свою очередь, подвергаются обратимой электролитической диссоциации, уже как слабые электролиты, по схеме :

[ML_n]  M + n L

Такая диссоциация, разумеется, протекает ступенчато: лиганды удаляются из внутренней сферы постепенно, один за другим (точнее, происходит реакция замещения лиганда на молекулы растворителя - воды).

Для упрощения записи в качестве примера взят незаряженный комплекс, а продукт диссоциации представлен в негидратированном виде.

Аналогичным образом происходит и обратный процесс - образование комплекса. Сначала во внутренней сфере появляется один лиганд, затем второй, третий и так далее:

M + L  [ML]

[ML] + L  [ML₂]

[ML₂] + L  [ML₃]

…….

[ML_(n1)] + L  [ML_n]

Процесс комплексообразования завершается, когда число присоединившихся монодентатных лигандов L станет равным координационному числу комплексообразователя M. При этом устанавливается динамическое равновесие, поскольку наряду с образованием комплексовидет и их диссоциация.

Полная константа образования комплекса b_n(обр) характеризует устойчивость комплексного соединения: чем больше значение b_n(обр), тем более устойчив комплекс данного состава. Например, сравнивая константы образования катиона диамминсеребра(I) и дицианоаргентат(I)-иона:

(1) Ag⁺ + 2 NH₃  [Ag(NH₃)₂]⁺; b ₂(обр) = 2,5 ^. 10⁶

(2) Ag⁺ + 2 CN^-  [Ag(CN)₂]^-; b₂(обр) = 1,2 ^. 10²¹

сделаем очевидный вывод о большей прочности второго комплекса – аниона [Ag(CN)₂]^- , поскольку, судя по большему значению константы образования, равновесие в реакции (2) сильнее сдвинуто вправо, чем в (1).

Индекс n у константы образования комплекса равен координационному числу центрального атома в том комплексном соединении, которое оценивается.

Нетрудно заметить, что величина b_n(обр) связана со ступенчатыми константами образования K_i(обр) соотношением:

b _n(обр) = K₁(обр) ´ K₂(обр) ´ K₃(обр) ´ … ´ K_n(обр)

Константа нестойкости КС

Если вместо равновесия в реакциях образования комплексов рассматривать обратный процесс – реакции диссоциации комплексов (или реакции обмена лигандов на молекулы растворителя), то соответствующие константы будут носить название ступенчатых констант нестойкости комплексов:

[ML]  M + L; K₁(нест) = [M] ´ [L] / [ML]

[ML₂]  [ML] + L ; K₂(нест) = [ML] ´ [L] / [ML₂]

…….

[ML_n]  [ML_(n-1)] + L; K_n(нест) = [ML_(n-1)] ´ [L] / [ML_n];

и общих (суммарных) констант нестойкости комплексов:

[ML]  M + L; b₁(нест) = [M] ´ [L] / [ML]

[ML₂]  M + 2 L; b₂(нест) = [M] ´ [L]² / [ML₂]

[ML₃]  M + 3 L; b₃(нест) = [M] ´ [L]³ / [ML₃]

…….

[ML_n]  M + n L; b_n(нест) = [M] ´ [L]ⁿ / [ML_n]

4.Теория кристаллического поля КС

Теория кристаллического поля — квантовохимическая модель, в которой электронная конфигурация соединений переходных металлов описывается как состояние иона либо атома, находящегося в электростатическом поле, создаваемым окружающими его ионами, атомами или молекулами. Концепция кристаллического поля была предложена Беккерелем для описания состояния атомов в кристаллах и затем развита Хансом Бете и Джоном Ван Флеком для описания низших состояний катионов переходных металлов, окруженных лигандами — как анионами, так и нейтральными молекулами. Теория кристаллического поля была в дальнейшем объединена [и усовершенствована] с теорией (делокализованных) молекулярных орбиталей в более общую теорию поля лигандов, учитывающую частичнуюковалентность связи металл-лиганд в координационных соединениях^[1].

Теория кристаллического поля позволяет предсказать или интерпретировать оптические спектры поглощения и спектры электронного парамагнитного резонансакристаллов и комплексных соединений, а также энтальпий гидратации и устойчивости в растворах комплексов переходных металлов.

Обзор теории кристаллического поля[править | править вики-текст]

Согласно ТКП, взаимодействие между переходным металлом и лигандами возникает вследствие притяжения между положительно заряженным катионом металла и отрицательным зарядом электронов на несвязывающих орбиталях лиганда. Теория рассматривает изменение энергии пяти вырожденных d-орбиталей в окружении точечных зарядов лигандов. По мере приближения лиганда к иону металла, электроны лиганда становятся ближе к некоторым d-орбиталям, чем к другим, вызывая потерю вырожденности. Электроны d-орбиталей и лигандов отталкиваются друг от друга как заряды с одинаковым знаком. Таким образом, энергия тех d-электронов, которые ближе к лигандам, становится выше, чем тех, которые дальше, что приводит к расщеплению уровней энергии d-орбиталей.

На расщепление влияют следующие факторы:

Природа иона металла.

Степень окисления металла. Чем выше степень окисления, тем выше энергия расщепления.

Расположение лигандов вокруг иона металла.

Природа лигандов, окружающих ион металла. Чем сильнее эффект от лигандов, тем больше разность между высоким и низким уровнем энергии.

Самый распространённый вид координации лигандов — октаэдрическая, при которой шесть лигандов создают кристаллическое поле октаэдрической симметрии вокруг иона металла. При октаэдрическом окружении иона металла с одним электроном на внешней оболочке d-орбитали разделяются на две группы с разностью энергетических уровней Δ_окт (энергия расщепления), при этом энергия у орбиталей d_xy, d_xz и d_yz будет ниже, чем у d_z² и d_x²_-y², так как орбитали первой группы находится дальше от лигандов и испытывают меньшее отталкивание. Три орбитали с низкой энергией обозначаются как t_2g, а две с высокой — как e_g.

Следующими по распространённости являются тетраэдрические комплексы, в которых четыре лиганда образуют тетраэдр вокруг иона металла. В этом случае d-орбитали также разделяются на две группы с разностью энергетических уровней Δ_тетр. В отличие от октаэдрической координации, низкой энергией будут обладать орбитали d_z² и d_x²_-y², а высокой — d_xy, d_xz и d_yz. Кроме того, так как электроны лигандов не находятся непосредственно в направлении d-орбиталей, энергия расщепления будет ниже, чем при октаэдрической координации. С помощью ТКП также можно описать плоскоквадратную и другие геометрии комплексов.

Разность энергетических уровней Δ между двумя или более группами орбиталей зависит также от природы лигандов. Некоторые лиганды вызывают меньшее расщепление, чем другие, причины чего объясняет теория поля лигандов. Спектрохимический ряд — полученный опытным путём список лигандов, упорядоченных в порядке возрастания Δ:^[2]

I⁻ < Br⁻ < S²⁻ < SCN⁻ < Cl⁻ < NO₃⁻ < N₃⁻ < F⁻ < OH⁻ < C₂O₄²⁻ < H₂O < NCS⁻ < CH₃CN < py < NH₃ < en < bipy < phen < NO₂⁻ < PPh₃ < CN⁻ < CO

Степень окисления металла также влияет на Δ. Металл с более высокой степенью окисления ближе притягивает лиганды за счёт большей разности зарядов. Лиганды, находящиеся ближе к иону металла, вызывают большее расщепление.

Окраска КС

Важнейшим достижением теории кристаллического поля является в ряде случаев удовлетворительное объяснение причин той или иной окраски комплексных соединений. То, что поглощение света имеет какую-то связь с d- электронами, наглядно показывает табл. 3, в которой указана окраска гексааквакомплексов ионов металлов IV периода [Ме(Н₂О)₆]ⁿ⁺_..

Поглощение света комплексными соединениями d- элементов теория кристаллического поля объясняет переходом электронов с t_2g -подуровня на

e_g -подуровень в октаэдрических комплексах и с e_g -подуровня на t_2g -подуровень в тетраэдрических комплексах. При этом поглощается квантсвета, энергия которого равна энергии расщепления: hn=D,

где h- постоянная Планка, n- частота колебаний. Энергия расщепления, таким образом, оказывается математически связана с частотой колебания света в максимуме поглощения и, следовательно, с длиной волны максимума поглощения: n=D/h и l=с/n, где с- скорость света.

Окраска комплекса зависит от его состава и строения, и определяется длиной волны l _max , отвечающей максимуму полосы поглощения и интенсивностью полосы. В спектрах поглощения комплексных соединений d- элементов имеются полосы поглощения низкой интенсивности, которые проявляются в видимой области, а иногда несколько сдвинуты в фиолетовую область. Их появление связано с электронными переходами в незаполненных d- орбиталях.

Изъятие из потока света, падающего на поглощающее свет вещество, части энергии, отвечающей поглощённой длине волны, приводит к тому, что возникает окрашивание, соответствующее действию на глаз человека непоглощённых длин волн. Например, из солнечного спектра раствором [Ti(H₂O)₆]³⁺ поглощаются зелёные волны, поэтому мы воспринимаем растворы комплексов Ti³⁺ как имеющие красно-фиолетовое окрашивание.

Оранжевое окрашивание комплекса [Co(NH₃)₆]³⁺ указывает на поглощение в сине-фиолетовой части спектра, т.е. в области коротких волн и, следовательно, расщепление для этого комплекса -большая величина (комплекс низкоспиновый). Голубое окрашивание комплекса [CoF₆]^3- означает, что он поглощает энергию в жёлто-красной, т.е. длинноволновой части спектра. Величина расщепления в этом 

Понятие о ММО

ММО – это квантово-механический метод описания ХС, согласно которому молекула рассматривается как «многоядерный» атом с электронами, находящимися на молекулярных орбиталях (МО), т.е. молекула состоит не из отдельных атомов, а рассматривается как совокупность всех ядер и электронов (метод делокализованных связей, в отличие от МВС – метода локализованных связей). Каждая МО описывает состояние отдельных электронов в поле всех ядер и усредненном поле остальных электронов. Подобно тому как для атома строится система АО, которые заполняются электронами, так и для молекулы в рамках ММО нужно сначала построить систему МО, которые затем заполняются электронами. Построение системы МО основывается на следующих положениях.

1. Электроны в молекуле находятся на МО, которые в отличие от атомных являются многоцентровыми и охватывают весь атом. Таким образом, МО характеризует состояние электрона в молекуле.

2. Молекулярная орбиталь находится в результате сложения (связывающая орбиталь) или вычитания волновых функций атомных орбиталей (разрыхляющая орбиталь). Поэтому ММО более точно называют методом ЛКАО –МО.

3. АО могут образовывать МО, если энергии АО близки по величине и имеют приблизительно одинаковую симметрию отностительно оси связи.

4. Каждая МО характеризуется набором трех квантовых чисел. Четвертое (спиновое) и принцип Паули определяют максимально возможное число электронов на МО.

5. Число МО равно сумме АО (принцип сохранения орбиталей).

6. При образовании МО энергия системы уменьшается; такая МО называется связывающей МО. При увеличении энергии системы образуются разрыхляюшие МО. Промежуточное состояние между связывающими и разрыхляющими МО называется несвязывающие МО. По энергетике они близки к АО.

Группа- совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, т.е. электронов на орбиталях высшего уровня и на недостроенных внутренних подуровнях.

Внутренняя периодичность – немонотонность изменения свойств элементов в пределах периода.

Вторичная периодичность – немонотонность изменения свойств элементов в пределах подгруппы.

Период- совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов их ядер, в атомах которых электроны распределены по одному и тому же числу энергетических уровней.

Периодическая система – это графическое воплощение Периодического закона.

Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов.

Подгруппа- совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, распределенных на орбиталях одного и того же типа.

Электронное семейство – совокупность элементов, у которых заполняется электронами орбитали подуровней одного типа. Соответственно различают семейства s-, p-, d- и f-элементов.

Атомные радиусы; изменение в периодах и подгруппах.С увеличением порядкового номера в периодах атомные радиусы монотонно уменьшаются, а в подгруппах увеличиваются.

Энергии ионизации; изменение в периодах и подгруппах. Энергия ионизации - это энергия, необходимая для отрыва электрона от атомной частицы. С увеличением порядкового номера в периодах энергия ионизации увеличивается, а в подгруппах – уменьшается.

Групповая аналогия, групповые аналоги. Групповая аналогия проявляется у элементов, входящих в одну группу периодической системы. Групповые аналоги – это элементы одной группы Периодической системы, имеющие одинаковое число валентных электронов.

Типовая аналогия и типовые аналоги. Типовая аналогия проявляется в A-, B- и C-подгруппах периодической системы. Типовые аналоги характеризуются одинаковым числом валентных электронов, распределенных на орбиталях одного типа.

Электронные аналоги -элементы, имеющих сходные электронные формулы. Полные электронные аналоги имеют сходные электронные формулы во всех степенях окисления, неполные – только в некоторых, включая нулевую.

Современная формулировка периодического закона: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Сродство к электрону. Изменение в периодах и подгруппах. Сродство к электрону - это энергети­ческий эффект присоединения электрона к атомной частице. С увеличением порядкового номера в периоде сродство к электрону немонотонно увеличивается, в подгруппе – уменьшается.

Электроотрицательность элемента – способность его атома к оттягиванию электронной плотнос­ти при образовании химической связи.

Горизонтальные ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются последовательно, Менделеев назвал периодами (начинаются щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются благородным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)).