- •13 Пс элементов. Структура пс. Варианты пс. Групповая, типовая, электронная аналогия. Кайносимметрия.
- •14 Квантово-механическая модель атома. Атомные орбитали. Квантовые числа.
- •16 Водород. Уникальное положение водорода в Пер.Сис.
- •4. Химич св-ва.
- •17 Галогены.Общая хар-ка элем-в 7а группы. Природные соединения, получение, физ и хим св-ва, основные соединения и их св-ва, применение простых, сложных в-в.
12 Периодический закон. (ПЗ)
ПЗ Менделеева является основой естественной систематики химических элементов. Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Закономерности изменения свойств химических элементов определяются Периодическим законом. Учение о строении атомов объяснило физический смысл ПЗ. Оказалось, что периодичность изменения свойств элементов и их соединений зависит от периодически повторяющейся сходной структуры электронной оболочки их атомов. Химические и некоторые физические свойства зависят от структуры электронной оболочки, особенно ее наружных слоев. Поэтому ПЗ является научной основой изучения важнейших свойств элементов и их соединений: кислотно-основных окислительно-восстановительных, каталитических, комплексообразовательных полупроводниковых, металлохимических, кристаллохимических, радиохимических и т.п. Помимо теории строения атома Периодическая система элементов сыграла колоссальную роль в учении о естественной и искусственной радиоактивности, освобождении внутриядерной энергии. В настоящее время синтез заурановых и заплутониевых элементов немыслим без Периодической системы, не говоря уже о том, что геохимия и космохимия полностью основываются на ней. Периодический закон и Периодическая система беспрерывно развиваются и уточняются. Доказательством тому служит современная формулировка Периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины положительного заряда ядра их атомов. Т.о, положительный заряд ядра оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений.
Периодичность свойств атомов элементов можно проиллюстрировать на самых разных их характеристиках:
Потенциал ионизации. Потенциал ионизации представляет собой энергию, необходимую для отрыва наиболее слабо связанного электрона из атома в его нормальном состоянии. Может быть выражено в кДж/моль или эВ/атом. Наименьшие потен иониз у щелоч-х Ме, наибольшее у инертных газов.
Сродство к электрону. Сродством к электрону называется энергетический эффект F процесса присоединения электрона к нейтральному атому Э с превращением его в отрицательный ион Э-: Э + е- = Э- ± F
Сродство к электрону может быть выражено в кДж/моль или эВ/атом. Сродство к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона Э-.
Надежные значения сродства к электрону найдены лишь для небольшого числа элементов. Понятно, что сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома, и в характере его изменения с увеличением порядкового номера элемента наблюдается отчетливо выраженная периодичность. Сравнение с изменением энергии ионизации показывает, что максимумы и минимумы на кривой сродства к электрону смещены по сравнению с кривой энергии ионизации на один элемент влево.
Выделением энергии сопровождается присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, углерода и некоторым другим. Таким образом, для указанных элементов силы притяжения к ядру дополнительного электрона оказываются большими, чем силы отталкивания между дополнительным электроном и электронной оболочкой атома. Присоединение последующих электронов, т. е. двух, трех электронов и более к атому, согласно квантовомеханическим расчетам, невозможно. Поэтому одноатомные (простые) многозарядные анионы (О2-, S2-, N3-) в свободном состоянии существовать не могут. Наибольшие сродство к электрону у галогенов, наименьшие у мет.
Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать к себе валентные электроны др элемен. Эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. ЭО не может быть выражена в ед-х каких либо физическ величин, поэтому для ее количественного определения предложены несколько шкал, одна из них разработана Полингом. по его шкале ЭО фтора(наиболее ЭО) условно принято=4; на 2ом месте О2; 3ем N и CI. Имеется около 20 шкал ЭО, в основу расчета значений которых положены разные свойства веществ. Значения ЭО разных шкал отличаются, но относительное расположение элементов в ряду электроотрицательностей примерно одинаково.
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную ЭО. Она зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, и пр. Тем не менее, это понятие полезно для качественного объяснения свойств химической связи и соединений.
Атомные и ионные радиусы
Вследствие волнового характера движения электрона атом не имеет строго определенных границ. Поэтому измерить абсолютные размеры атомов невозможно. За радиус свободного атома можно принять теоретически рассчитанный так называемый орбитальный радиус – это расстояние от ядра до наиболее удаленного от него максимума функций радиального распределения электронной плотности. Для любого атома может быть только один орбитальный радиус в нормальном состоянии и сколько угодно в возбужденном. Практически приходится иметь дело с радиусами атомов, связанных друг с другом тем или иным типом химической связи. Такие радиусы следует рассматривать как некоторые эффективные (т, е, проявляющие себя в действии) величины. Эффективные радиусы определяют при изучении строения молекул и кристаллов.
Изменение атомных и ионных радиусов в периодической системе имеет периодический характер. В периодах атомные и ионные радиусы по мере увеличения заряда ядра в общем уменьшаются. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается y элементов малых периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного слоя. В больших же периодах в пределах семейств d- и f-элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов. Это уменьшение называется соответственно d- и f-сжатием.
В подгруппах эффективные радиусы атомов увеличиваются из-за роста числа электронных слоев. При этом в подгруппах s- и р-элементов рост эффективных радиусов происходит в большей мере по сравнению с подгруппами d-элементов.
Существенно подчеркнуть еще одну особенность для подгрупп d-элементов. Увеличение атомных и ионных радиусов в подгруппах d-элементов в основном отвечает переходу от элемента 4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие же радиусы d-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы примерно одинаковы. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных слоев при переходе от 5-го к 6-му периоду компенсируется f -сжатием, вызванным заполнением 4 f -подслоя у f -элементов 6-го периода. При аналогичных электронных конфигурациях внешних слоев и примерно одинаковых размерах атомов и ионов для d-элементов 5-го и 6-го периодов данной подгруппы характерна особая близость свойств.
13 Пс элементов. Структура пс. Варианты пс. Групповая, типовая, электронная аналогия. Кайносимметрия.
Основной закон химии – ПЗ был открыт Д.И.Менделеевым. в основу ПЗ Д.И.Менделеев положил атомные массы и хим св-ва эл-в. Д.И.Менделеев получил естественный ряд хим эл-в, в кот-м он обнаружил периодическую повторяемость хим св-в. ПЗ в формулировке Д.И.Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений эл-в нах-ся в периодической зависимости от величины атомных весов эл-в.
Периодический закон является фундаментальным законом природы, отражающим единство количественной (заряд ядра, число электронов, атомная масса) и качественной (распределение электронов, совокупность свойств) характеристик элементов. Совокупность этих характеристик должна обеспечивать инвариантность положения элемента в таблице
На основе ПЗ Д.И.Менделеев создал ПС хим эл-в. Она состоит из 7 периодов (горизонтальные делится на малые и большие ряды), 8 групп (вертикальные делится на главную и побочную). В главных подгруппах хим св-ва меняются от немеет к мет.
Форма ПС предложенная Д.И.Менделеевым, наз-ся короткопериодной или классической. В наст вр используется др форма ПС длиннопериодная, в которой все периоды – малые и большие – вытянуты в длинные ряды.
В группы ПС объединяются элементы с одинаковым общим числом электронов достраивающихся оболочках независимо от их типа. Подобное объединение позволяет выделить наиболее общий вид аналогии, который называется групповой аналогией и просматривается только в высшей степени окисления, отвечающей номеру группы. Групповая аналогия далеко не отражает всех особенностей элементов, входящих в данную группу, поскольку формируется она по наиболее общему признаку — числу валентных электронов — без учета типа валентных орбиталей.
Эл-ты, принадлежащие к одной подгр, обладают более близким сходством в свойствах, в основе которого лежит одинаковый тип валентных орбиталей заполняющихся электронами. Эта более глубокая аналогия называется типовой аналогией. Таким образом, элементы, принадлежащие одной подгруппе, являются тип - аналогами. Пример Ш группы бор, алюминий и подгрупп галлия, образующие главную подгруппу (или Ш А-группу). являются тип –аналогами, поскольку для всех этих эл-тов характерен одинаковый тип валентных орбиталей (ns2np1). Элементы подгруппы скандия. образующие побочную подгруппу Ш группы (или Ш В-группу), также яв-ся м\у собой тип - аналогами (валентная электронная конфигурация (n-1)d1ns2).
Элементы малых периодов (2-го и 3-го) с точки зрения электронного строения харак-ся качественным своеобразием по сравнению со всеми остальными элементами. Это своеобразие заключается в том, что у элементов 2го и 3го периодов под валентной электронной оболочкой находится атомный остов предыдущего инертного газа. Что касается s-элементов. то аналогичная ситуация наблюдается и для элементов больших периодов. Например, электронные конфигурации атомов Nа и Сs соответственно [Nе]103s1 и [Хе]546s1,а электронные конфигурации иомов Nа+ и Сs+ совпадают с электронными структурами неона и ксенона, т.е. аналогичны. Электронная аналогия это подобие валентных электронных конфигураций.
Подобные закономерности в электронном строении наблюдаются и в остальных группах. Таким образом, элементы малых периодов проявляют электронную аналогию, как с элементами главных подгрупп, так и с представителями побочны подгрупп (в различных степенях окисления) и, следовательно, определяют облик группы в целом. Поэтому элементы малых периодов называют типическими. Этот термин был введен Д.И.Менделеевым.
Орбитали которые появляются впервые, называются кайносимметричными (от греч. “кайнос” — новый, т.е. новый тип симметрии орбиталей). К таким орбиталям относятся 1s, 2p, 3d, 4f и т.д. Для всех таких орбиталей и характерно наличие единственного максимума на кривой радиального распределения электронной плотности. Таким образом. для кайносимметричных орбиталей характерно отсутствие внутренних заполненных орбиталей той же симметрии.
Горизонтальная и диагональная аналогия. Своеобразным следствием внутренней периодичности является так называемая горизонтальная аналогия, смысл которой заключается в том, что в ряде случаев соседи в горизонтальных рядах обладают заметным химическим сходством. Наиболее известна горизонтальная аналогия в триадах 8В-группы(Fе — Со — Ni; Ru — Rh — Рd; Оs —Iг-Рt)
Помимо отмеченных выше видов аналогии (групповая, типовая) в Периодической системе существует определенное сходство элементов, расположенных по диагонали, - так называемая диагональная аналогия. Наиболее известна аналогия в диагональных парах Li — Мg, Ве — А1, В — Si. Диагональная аналогия может проявляться в двух формах: сходстве общего химического характера элементов, проявляющемся во всех однотипных соединениях (диагональная аналогия в широком смысле), и в возможности изоморфного замещения диагональных аналогов в сложных соединениях (диагональная аналогия в узком смысле). Отметим, что диагональная аналогия в широком смысле возможна только для элементов начала малых периодов и не наблюдается как при переходе к более тяжелым групповым аналогам, так и при дальнейшем продвижении вправо.