3. № группы соответствует числу валентных электронов (участвующих в образовании связей), причём, если это главная подгруппа (А), то все валентные электроны находятся на верхнем энергетическом уровне. Если это побочная подгруппа, то на внешнем энергетическом уровне находятся 1 или 2 валентных электрона, остальные находятся на предвнешнем энергетическом уровне.
Пример: ; n = 1,2 ,3,4; VII A; z = 35; = 35; = 45; з = 35.
Br: 1s22s2p63s2p6d104s2p5 на последнем энергетическом уровне, находятся валентные электроны.
У десяти элементов побочной подгруппы наблюдается проскок электронов (Cu, Au, Ag, Mo, Cr, Nb, Ru, Rh, Pt, Pd).
3.5 Периодический закон Д.И. Менделеева
В зависимости от того, на какой энергетический подуровень пришёл последний электрон, различают электронные семейства элементов (s, p, d, и f элементы).
s элементы, это элементы первой группы главной подгруппы и второй группы главной подгруппы (IA, IIA). На внешнем энергетическом уровне у них 1 или 2 электрона. Все s элементы типичные металлы (исключение Be - амфотерный).
В своих соединениях s элементы имеют степени окисления +1 и +2.
IA щелочные металлы, их оксиды обладают основным характером.
Пример:
Na2O + H2O = NaOH щёлочь.
IIА Be амфотерный металл, Mg - типичный металл. Их оксиды не реагируют с водой, гидроксиды не растворимы в воде. Ca, Sr, Ba щелочноземельные элементы. Их оксиды непосредственно реагируют с водой, обладают основным характером.
Пример: CaO + H2O = Ca(OH)2
Пример:: 1s22s2; n = 1,2; IIA.
Be Be*
Бериллий в основном состоянии не имеет неспаренных электронов, но при поглощении кванта энергии спаренные s-электроны распариваются и занимают свободные ячейки на p-подуровне. Таким образом, в возбужденном состоянии атом бериллия имеет валентность, равную 2.
Валентность элемента равна количеству неспаренных электронов в возбужденном состоянии.
2. p элементы, это элементы c третьей группы главной подгруппы по восьмую группу главной подгруппы (IIIA VIIIA), в основном - это неметаллы. Они занимают верхний правый угол в таблице Менделеева:
Неметаллы могут проявлять как положительные, так и отрицательные степени окисления: отрицательную степень окисления в соединениях с водородом и металлами.
Минимальная степень окисления равна (№ группы-8): C-4 H4, N-3H3, H2S-2, HCl-1.
В соединениях с кислородом и с другими более электроотрицательными элементами, неметаллы могут проявлять положительную степень окисления, максимальная степень окисления равна номеру группы.
Пример:
хлорноватистая кислота;
2 хлористая кислота;
хлорноватая кислота;
хлорная кислота.
Т. е. все оксиды неметаллов обладают кислотным характером и растворимы в воде (исключение SiO2).Пример: ; n = 1,2,3,4; VA; p элемент.
As: 1s22s2p63s2p6d104s2p3
As As*
As-3: 1s22s2p63s2p6d104s2p6;
As + 3з > As-3; As-3H3 арсин.
As 3з > As+3; As+3: 1s22s2p63s2p6d104s2;
As2O3 оксид мышьяка (Ш), амфотерный характер.
As2O3 + H2O = 2HAsO2
мышьяковистая кислота. Соли мышьяковистой кислоты NaAsO2 арсениты.
As 5з > As+5; As2O5
кислотный оксид;
As2O5 + H2O = 2HAsO3
мышьяковая кислота.
Соли мышьяковой кислоты, NaAsO3 арсенаты.
Существуют следующие р элементы - металлы:
IIIA: Al (амф.), In, Tl (типичные металлы).
IVA: Ge, Sn, Pb ( типичные амфотерные элементы), могут проявлять степень окисления +2, +4, могут проявлять отрицательную степень окисления: .
VA: Sb (амф.).
VIA: Po (амф.).
Рассмотрим соединения олова:
: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p2; n = 1,2,3,4,5; IVA; p элемент.
Sn+2: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2;
Sn+4: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d104s2p6d10.
Оксид олова (II) SnO - амфотерный
Оксид олова (IV) - SnO2 - амфотерный
NaOH Na2SnO3 станнат натрия
H4SnO4; H2SnO3 - оловянная кислота, орто- и мета-форма.
3) d элементы это элементы, у которых происходит заполнение электронами предвнешнего d подуровня. Они составляют побочные подгруппы. У d элементов на внешнем уровне 1- 2 электрона (искл. Pd 0 электронов). Валентными являются электроны внешнего уровня и предвнешнего d подуровня. Все d элементы металлы, проявляют только положительную степень окисления. Характер оксидов и гидрооксидов зависит от степени окисления элементов. Низшая положительная степень окисления как правило +2, (искл. Ag, Au, Cu, степень окисления этих элементов +1), характер оксидов и гидрооксидов - основной. Промежуточная степень окисления равна +3, +4, характер оксидов и гидрооксидов - амфотерный. Высшая положительная степень окисления равна номеру группы (искл. Ag, Au, Cu степень окисления +3), характер оксидов и гидрооксидов - кислотный.
Рассмотрим пример типичного d элемента, Mn (марганец).
: 1s22s2p63s2p6d54s2; n = 1,2,3,4; VII B.
Mn2+: MnO основной оксид, Mn(OH)2 - основной гидроксид.
Mn4+: MnO2 - амфотерный оксид,
Mn(OH)4 амфотерный гидрооксид,
H2MnO3 марганцеватистая кислота. Соли марганцеватистой кислоты: Mg2MnO3 манганиты.
Мn6+; MnO3 кислотный оксид, H2MnO4 марганцовистая кислота. Соли марганцовистой кислоты: K2MnO4 манганаты.
Mn7+; Mn2O7 кислотный оксид, HMnO4 марганцевая кислота. Соли марганцевой кислоты: KMnO4 перманганаты.
f элементы. К ним относятся лантаноиды и актиноиды. В них происходит достраивание предпредвнешнего f- подуровня.
La: // // // 5d16s2
Ac: // // // 6d17s2
: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f15s2p6d16s2
Лантаноиды и актиноиды похожи на типичные d элементы.
3.6 Периодический закон и периодическая система элементов
Свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.
1. Радиусы атомов. В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента, размеры атомов уменьшаются, т. к. увеличивается положительный заряд ядра, а количество энергетических уровней остаётся постоянным. Чем больше заряд ядра, тем сильнее электроны притягиваются к ядру, поэтому радиус атома уменьшается.
В пределах группы, с увеличением порядкового номера, размеры атомов возрастают, т. к. несмотря на увеличение заряда ядра, увеличивается количество энергетических уровней и ослабляется притяжение электронов к ядру.
Радиусы ионов, по сравнению с радиусами атомов могут увеличиваться или уменьшаться, в зависимости от того, принимает атом электрон, или отдаёт.
2. Энергия ионизации или Нион. это то количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от невозбуждённого атома и удалить его за пределы взаимодействия.
Нион. > 0, причём, каждый последующий электрон отрывается труднее
Н1 < Н2 < Н3 <…< Нn
Величина Нион. характеризует способность элемента отдавать электроны, т. е. характеризует его восстановительные свойства. Чем меньше Нион., тем выше восстановительные свойства элементов. В пределах периода с уменьшением радиуса атомов энергия ионозации увеличивается, а в пределах группы с увеличением радиуса атомов энергия ионизации уменьшается.
3. Энергия сродства к электрону - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к невозбуждённому атому, молекуле или радикалу.
Э + е > Э, Н < 0
процесс экзотермический.
В периодах слева направо сродство к электрону увеличивается, а в пределах группы сверху вниз сродство к электрону уменьшается, т. к. увеличивается радиус атома.
Сродство к электрону характеризует окисляющие свойства элемента, т. е. чем больше сродство к электрону, тем более сильным окислителем является элемент. Самым сильным окислителем является F (фтор):.
4. Электроотрицательность. Чтобы учесть и Нион. и Нср-ва, вводят понятие электроотрицательности.
.
Электроотрицательность (по Полингу) это способность атома, связанного в молекуле и ионе, притягивать к себе электроны, участвующие в образовании связей.
Вводится шкала электроотрицательности по Полингу:
В пределах периода электроотрицательность возрастает слева направо. А в пределах группы электроотрицательность уменьшается сверху вниз.
5. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов.
В пределах периода, слева направо возрастают кислотные свойства оксидов и гидроксидов. Рассмотрим, например III период:
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
щёлочь н/р в воде основание амфотерный гидроксид
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
слабая кислота средней силы кислота сильная кислота очень сильная кислота
В пределах группы возрастают основные свойства оксидов и гидроксидов. Возьмём IV группу, главную подгруппу:
H2CO3 кислота;
H2SiO3 не растворимая в воде кислота;
H2GeO3 ? Ge(OH)4
амфотерный гидроксид, с преобладанием кислотных свойств;
H2SnO3 ? Sn(OH)4
амфотерный гидроксид;
Pb(OH)4 амфотерный гидроксид, с преобладанием основных свойств.
6. Окислительно-восстановительная способность элемента. См. п. 2 и 3.
4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Определение. Химической связью называют взаимодействие между атомами, приводящее к образованию молекул или ионов и прочному удерживанию атомов друг около друга.
Химическая связь имеет электронную природу, т. е. осуществляется за счёт взаимодействия валентных электронов. В зависимости от распределения валентных электронов в молекуле, различают следующие виды связей: ионная, ковалентная, донорно-акцепторная, металлическая и др.
Ионная связь.
Основные положения современной теории ионной связи:
Ионная связь образуется при взаимодействии элементов, резко отличающихся друг от друга по свойствам, т. е. между металлами и неметаллами.
Образование химической связи объясняется стремлением атомов к достижению устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочки (s2p6).
Пример:
Na + Cl2 = NaCl2
Na: 1s22s2p63s1 Na0 1e = Na+ Na+: 1s22s2p6
Cl: 1s22s2p63s2p5 Cl0 + 1e = Cl Cl: 1s22s2p63s2p6
3.) Образовавшиеся разноимённо заряженные ионы удерживаются друг около друга за счёт электростатического притяжения.
Ионная связь не направленная.
Не существует 100%-ной ионной связи, т. е. полностью атомы не отдают свои электроны другому атому.
Пример: Fr+0,93F-0,93 93%
FrF -> Fr+ + F-
- при растворении. Ионная связь частный случай ковалентной связи.
Ковалентная связь. Основные положения современной теории ковалентной связи.
Ковалентная связь образуется между элементами, сходными по свойствам, т. е. неметаллами.
Каждый элемент предоставляет для образования связей 1 электрон, причём спины электронов должны быть антипараллельными.
Если ковалентная связь образована атомами одного и того же элемента, то эта связь не полярная, т. е. общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Если же ковалентная связь образована двумя разными атомам, то общая электронная пара смещена к наиболее электроотрицательному атому, это полярная ковалентная связь.
При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, в результате, в пространстве между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, притягивающая к себе положительно заряженные ядра взаимодействующих атомов, и удерживающая их друг от друга
r расстояние между взаимодействующими векторами.
Для описания ковалентной связи используют 2 метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
Основные положения метода валентных связей.
В основе метода ВС лежат следующие положения:
1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.
2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом.
H: 1s1;
N: 1s22s2p3;
Cl: 1s22s2p63s2p5.
Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью по методу ВС. Так, ковалентность водорода равна 1, азота - 3.
По способу перекрывания электронных облаков, связи бывают двух видов: - связь и - связь.
- связь возникает при перекрывании двух электронных облаков по оси, соединяющей ядра атомов.
- связь образуется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
Основные характеристики ковалентной связи:
Длина связи, ?. Это минимальное расстояние между ядрами взаимодействующих атомов, которое соответствует наиболее устойчивому состоянию системы.
Энергия связи, Emin - это то количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва химической связи и для удаления атомов за пределы взаимодействия.
Дипольный момент связи , q?. Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для неполярных молекул дипольный момент равен 0, для полярных не равен 0. Дипольный момент многоатомной молекулы равен векторной сумме диполей отдельных связей.