3.Периодическая таблица д.И. Менделеева в свете строения атома.

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах и группах. Свойства и различия подгрупп А и Б. Схема Косселя. К моменту открытия периодического закона было известно 63 эл-та. Периодический закон: св-ва простых в-в, а также св-ва их соединений находятя в периодической зависимости от величины их атомных масс. После открытия закона Мозли: корень квадратный из частоты колебания характеристического рентгеновского излучения прямо пропорционален порядковому номеру элемента; периодический закон получил новую современную формулировку: св-ва эл-тов, а также их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра Эл-та или его порядкового номера. Св-ва равномерно изменяются не только у эл-тов, но и у их соединений. Для рассмотрения кислотных и основных св-в гидроксидов часто используют схему Э-О-Н. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше, чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

4.Изменение радиуса атомов в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.

Свойства атомов. Радиусы нейтральных атомов и ионов. Изменение их по периодам, группам и подгруппам А и Б. В квантовой химии радиусом называется расстояние от ядра до последнего максимума электронной плотности. Атомные радиусы зависят от заряда и положения атома в периодической сис-ме. Чем больше порядковый номер и чем меньше заряд ядра, тем больше радиус. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше, чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

8.Ковалентная связь. Условия ее образования.

Основные характеристики ковалентной связи. Свойства ковалентной связи. Длина, насыщаемость, направленность, поляризуемость. Ковалентная связь характеризуется 3-мя св-вами: насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью. Насыщаемость. Причиной этого является св-во насыщения хим. связи, которая и предопределяет формулу в-ва. При приближении 3-го атома к молекуле водорода электрон будет иметь одинаковое направление спина по отношению к одному из электронов в молекуле Н₂. Это будет сопровождаться повышением энергии сис-мы, что приведет к отталкиванию 3-го атома. Таким образом в молекуле использованы обе возможности спина, т.е. происходит насыщение хим. связи. Направленность. В соответствии с основным положением метода ВС для образования хим. связи электронные облака ориентируются в направлении максимального перекрывания, при этом в образовании связи участвуют одноэлектронные облака. Учитывая, что форма эл. облака может быть различной, поэтому и способы перекрывания облаков различаются. В зависимости от этих способов перекрывания различают π и σ-типы связей. σ-связь образуется вдоль линии, соединяющей центры атомов. π-связь образуется по обе стороны о линии, соединяющей центры атомов. Таким образом в молекуле N₂ имеется 1 σ-связь и 2 π-связи. Следует отметить, что в первую очередь образуется всегда σ-связь. Она является более прочной. Каждая последующая π-связь будет слабее предыдущей. Поляризация. При взаимодействии разных атомов образующаяся хим. связь всегда более или менее полярна. При взаимодействии эл. облаков подобного рода общая эл. плотность всегда смещается к более ЭО элементу. При этом этот элемент приобретает некоторый отрицательный заряд, а элемент, от которого оттянута общая эл. плотность, приобретает некоторый положительный заряд. Такое перераспределение эл. плотности приводит к образованию полюсов или диполя. Основной кол-венной хар-кой диполя является дипольный момент μ=ql (Дебай). Дипольный момент величина векторная и представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех хим. связей в молекуле и несвязанных эл. пар. Длина. Длина связи хар-ет расстояние между атомами в молекуле . Чем меньше длина связи, тем связь прочнее.