Какие свойства элемента характеризует сродство к электрону

Неметаллические, или окислительные свойства элементов характеризует сродство к электрону. Сродством к электрону Е называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу. Она выражается в тех же единицах, что и энергия ионизации. Чем больше сродство к электрону, т.е. чем больше энергии выделилось при присоединении электрона, тем прочнее удерживается электрон взявшей его частицей, тем сильнее выражены у элемента окислительные свойства.

Атомы элементов – окислителей, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону атомов (как и энергия ионизации) закономерно изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов.

В пределах периода с ростом порядкового номера элемента атомный радиус уменьшается, так как заполняется электронами один и тот же энергетический уровень, а заряд ядра растет, следовательно, увеличивается и притяжение ядром внешних электронов. Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, у которых происходит заполнение электронами внешнего энергетического уровня. В больших периодах у d– и f–элементов наблюдается более плавное уменьшение радиусов при увеличении заряда ядра атома.

В связи с уменьшением атомного радиуса у р–элементов, уменьшением числа электронов, недостающих до завершения внешнего уровня, и увеличением силы притяжения электронов ядром в периодах слева направо возрастает у элементов сродство к электрону, а следовательно, и окислительные, т.е. неметаллические свойства. Самым высоким сродством к электрону обладают галогены (элементы VIIA группы), т.к. при присоединении одного электрона к нейтральному атому они приобретают законченную электронную конфигурацию благородного газа.

В пределах подгруппы с увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз) атомный радиус увеличивается, поэтому ослабевает сила притяжения ядром принимаемых электронов и вместе с этим уменьшается сродство к электрону, а следовательно, и окислительные (неметаллические) свойства элементов. Поэтому самым сильным окислителем является фтор. И если с синтезом новых элементов, т.е. с дальнейшим развитием периодической системы Д.И. Менделеева, мы можем ожидать элемент с более выраженными металлическими свойствами, чем у франция, то более активного, чем фтор, неметалла быть не может.

Для решения вопроса о том, какой из атомов легче отдает или принимает электроны, учитывают оба фактора: и энергию ионизации, и сродство к электрону. Такой обобщающей характеристикой элемента служит электроотрицательность – ЭО, которую принимают равной полусумме энергии ионизации и сродства к электрону:

Электроотрицательность характеризует способность атомов элементов принимать электроны при образовании ионной связи или оттягивать на себя общую электронную пару при образовании ковалентной связи. Чем выше электроотрицательность элемента, тем сильнее проявляются у него эти тенденции. При учете обеих энергий нивелируется неоднозначное изменение энергии ионизации у элементов одного периода с ростом порядкового номера и электроотрицательность изменяется однозначно в пределах периода и подгруппы. Электроотрицательность возрастает в направлении слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева.

Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Полинг предложил термохимическую систему, согласно которой электроотрицательности атомов А и В определяют, исходя из энергий связей А – В, А – А и В – В.

Зная закономерности изменения электроотрицательности элементов, мы можем судить и о закономерности изменения свойств соединений, образуемых элементами (табл.2).

Таблица 2

Электроотрицательность элементов по Полингу

Н 2,1
Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
K 0,8	Ca 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
Rb 0,8	Sr 1,0	In 1,7	Sn 1,8	Sb 1,9	Te 2,1	I 2,5
Cs 0,8	Ba 0,9	Tl 1,8	Pb 1,8	Bi 1,9	Po 2,0	At 2,2
Fr 0,7	Ra 0,9

Рассмотрим водородные соединения галогенов: HCl, HBr, HI. По своему характеру эти соединения являются кислотами, так как в водных растворах диссоциируют с образованием ионов Н+. Степень диссоциации электролита, а следовательно и относительная сила его зависят от полярности связи в молекуле электролита: чем более полярна связь, тем легче она разрывается в среде полярного растворителя, тем более сильным электролитом является растворяемое вещество. Полярность связи определяется разностью электроотрицательностей элементов, образующих молекулу: чем она больше, тем полярнее связь, т.е. тем сильнее смещено электронное облако, осуществляющее связь, к одному из атомов.

Приведенные молекулы образованы элементами одной подгруппы – хлором, бромом и иодом. Так как электроотрицательность в пределах подгруппы уменьшается сверху вниз, то наибольшая ЭО будет у хлора, поэтому самая полярная связь будет в молекуле HCl, и соляная кислота будет самой сильной из приведенных кислот.

С другой стороны, в этих молекулах атомы галогенов проявляют отрицательную степень окисления, равную –1, т.е. мы условно считаем, что каждый из них принял по одному электрону от атома водорода, поэтому все соединения могут проявлять восстановительные свойства. Так как электроотрицательность убывает от хлора к брому и далее к иоду, то взятый электрон будет удерживаться наиболее прочно ядром атома хлора (он взят на наиболее близкий к ядру, третий, уровень), а наименее прочно – ядром атома иода. Поэтому восстановительные свойства в большей степени проявляются HI (это очень сильный восстановитель, часто используемый в органической химии).

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты хлора, в молекулах которых хлор проявляет различные степени окисления:

хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

кислота; кислота; кислота; кислота.

Во всех этих кислотах хлор, проявляя положительную степень окисления, может быть окислителем. Изменение кислотных свойств и окислительной способности данных соединений можно выразить следующей схемой:

Усиление кислотных свойств, повышение устойчивости

Усиление окислительной активности.

С увеличением степени окисления хлора устойчивость его кислородных кислот растет, растет и сила кислот: самая слабая кислота – хлорноватистая, самая сильная – хлорная. Хлорная кислота – самая сильная кислота из всех известных кислот вообще.

Окислительные свойства в этом ряду соединений, наоборот, ослабевают. Наиболее сильный окислитель – хлорноватистая кислота, наименее сильный – хлорная кислота.

Такая закономерность – усиление кислотных свойств гидроксида (и, соответственно, ослабление его основных свойств) с ростом степени окисления элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. В первом приближении эту закономерность можно объяснить, рассматривая все связи в молекулах гидроксидов как чисто ионные:

Диссоциация на ионы такой молекулы возможна либо с разрывом связи Э—О (отщепляется ион ОН–), либо с разрывом связи О—Н (что приводит к отщеплению иона Н+). В первом случае гидроксид проявляет свойства основания, во втором – свойства кислоты. При возрастании степени окисления элемента Э увеличивается заряд иона Эn+, что усиливает его притяжение к иону О2–. Вместе с тем усиливается отталкивание одноименно заряженных ионов Эn+ и Н+, что облегчает диссоциацию по кислотному типу. Таким образом, с увеличением степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого им гидроксида.

Увеличение радиуса Эn+ при неизменном его заряде приведет к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов О2– и Н+. В результате взаимное электростатическое притяжение ионов Эn+ и О2– уменьшится, что облегчит диссоциацию по основному типу; одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов Эn+ и Н+, так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого им гидроксида. Это можно проследить на примере одинаковых кислородсодержащих кислот галогенов:

HOCl – HOBr – HOI.

В этом ряду самой сильной кислотой будет HOCl, а самой слабой – HOI.

Поскольку предположение о чисто ионной природе всех связей в молекулах гидроксидов может быть высказано со значительной долей погрешности, рассмотренная схема влияния заряда и размеров иона Эn+ на характер диссоциации молекулы Э(ОН)n не может служить основой для количественной оценки кислотно-основных свойств гидроксидов. Однако при сопоставлении кислотно-основных свойств различных гидроксидов, образуемых данным элементом в разных степенях окисления, или при сопоставлении свойств аналогичных гидроксидов, образуемых элементами одной и той же подгруппы периодической системы, эта схема в большинстве случаев приводит к правильным качественным выводам.

В заключение о некоторых особенностях строения и свойств d–элементов. При заполнении в атомах элементов электронами d–подуровня от одного до пяти атомный радиус элемента уменьшается, а при дальнейшем заполнении подуровня до 10 электронов атомный радиус увеличивается. Поэтому d–элементы делят на два семейства. Сокращенные электронные формулы атомов элементов первого семейства …ns2(n – 1)d1 – …ns2(n – 1)d5, атомов элементов второго семейства – …ns2(n – 1)d6 – …ns2(n – 1)d10. Для элементов первого семейства характерны соединения в высшей степени окисления (совпадающей с номером группы), сходные по свойствам с соединениями р-элементов тех же групп в высшей степени окисления.

Для элементов второго семейства, кроме Fe+6, Ru+8,Os+8, характерны низкие степени окисления, и в своих соединениях элементы проявляют только металлические свойства.

Источник

Основы строения вещества

Заглавная

Аннотация

Содержание

Приложения

Литература

Глава 4. Магнитные и энергетические характеристики атома

Магнитные характеристики атома
Энергия ионизации
Сродство к электрону
Электроотрицательность

От строения атома зависит его радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и другие параметры атома. Электронные оболочки атомов определяют оптические, электрические, магнитные, а главное — химические свойства атомов и молекул, а также большинство свойств твердых тел.

Магнитные характеристики атома

Электрон обладает собственным магнитным моментом, который квантуется по направлению параллельно или противоположно приложенному магнитному полю. Если два электрона, занимающие одну орбиталь, имеют противоположно направленные спины (согласно принципу Паули), то они гасят друг друга. В этом случае говорят, что электроны спаренные. Атомы, имеющие только спаренные электроны, выталкиваются из магнитного поля. Такие атомы называются диамагнитными. Атомы, имеющие один или несколько неспаренных электронов, втягиваются в магнитное поле. Они называются диамагнитными.

Магнитный момент атома, характеризующий интенсивность взаимодействия атома с магнитным полем, практически пропорционален числу неспаренных электронов.

Особенности электронной структуры атомов различных элементов отражаются в таких энергетических характеристиках, как энергия ионизации и сродство к электрону.

Энергия ионизации

Энергия (потенциал) ионизации атома Ei — минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома на бесконечность в соответствии с уравнением

Х = Х+ + е−

Ее значения известны для атомов всех элементов Периодической системы. Например, энергия ионизации атома водорода соответствует переходу электрона с 1s-подуровня энергии (−1312,1 кДж/моль) на подуровень с нулевой энергией и равна +1312,1 кДж/моль.

В изменении первых потенциалов ионизации, соответствующих удалению одного электрона, атомов явно выражена периодичность при увеличении порядкового номера атома:

При движении слева направо по периоду энергия ионизации, вообще говоря, постепенно увеличивается, при увеличении порядкового номера в пределах группы — уменьшается. Минимальные первые потенциалы ионизации имеют щелочные металлы, максимальные — благородные газы.

Для одного и того же атома вторая, третья и последующие энергии ионизации всегда увеличиваются, так как электрон приходится отрывать от положительно заряженного иона. Например, для атома лития первая, вторая и третья энергии ионизации равны 520,3, 7298,1 и 11814,9 кДж/моль, соответственно.

Последовательность отрыва электронов — обычна обратная последовательности заселения орбиталей электронами в соответствии с принципом минимума энергии. Однако элементы, у которых заселяются d-орбитали, являются исключениями — в первую очередь они теряют не d-, а s-электроны.

Сродство к электрону

Сродство атома к электрону Ae — способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом. Сродство к электрону равно энергии ионизации отрицательного иона Х−:

Х− = Х + е−

Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов. Например, для атома фтора присоединение электрона сопровождается выделением 327,9 кДж/моль энергии. Для ряда элементов сродство к электрону близко к нулю или отрицательно, что значит отсутствие устойчивого аниона для данного элемента.

Обычно сродство к электрону для атомов различных элементов уменьшается параллельно с ростом энергии их ионизации. Однако для некоторых пар элементов имеются исключения:

Элемент	Ei, кДж/моль	Ae, кДж/моль
F	1681	−238
Cl	1251	−349
N	1402	7
P	1012	−71
O	1314	−141
S	1000	−200

Объяснение этому можно дать, основываясь на меньших размерах первых атомов и большем электрон-электронном отталкивании в них.

Электроотрицательность

Электротрицательность характеризует способность атома химического элемента смещать в свою сторону электронное облако при образовании химической связи (в сторону элемента с более высокой электроотрицательностью). Американский физик Малликен предложил определять электроотрицательность как среднеарифметическую величину между потенциалом ионизации и сродством к электрону:

χ = 1/2 (Ei + Ae)

Трудность применения такого способа состоит в том, что значения сродства к электрону известны не для всех элементов.

Л. Полинг рекомендовал другой способ определения электроотрицательности. Он принял электроотрицательность фтора равной 4 (наибольшее значение), для цезия χ принимает наименьшее значение.

Электроотрицательность в количественном отношении представляет собой приближенную величину, поскольку она зависит от того, в состав какого конкретного соединения входит данный атом.

В настоящее время предложено около 20 различных шкал электроотрицательности, среди которых одна из самых распространенных — шкала Олреда — Рохова (см. Приложение).

Читать дальше >>>

Отвечать на вопросы >>>

Приложения >>>

Содержание >>>

Заглавная страница >>>

Источник

Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).

Э + e− = Э− + ε

Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).

В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями (см. табл.).

Зависимость сродства к электрону атома от атомного номера элемента (экзоэффект указан со знаком минус, эндоэффект со знаком плюс)

Таблица 1 Энергия сродства некоторых атомов к электрону, эВ
Элемент	ε	Элемент	ε	Элемент	ε
H	-0,75	Na	-0,78	K	-0,92
He	0,30	Mg	0,32	Ca	0,40
Li	-0,58	Al	-0,52	Sc	0,14
Be	0,19	Si	-1,39	Ti	-0,40
B	-0,33	P	-0,78	V	-0,94
C	-1,12	S	-2,07	Cr	-0,98
N	0,27	Cl	-3,61	Mn	1,07
О	-1,47	Br	-3,36	Fe	-0,58
F	-3,45	I	-3,06	Co	-0,94
Ne	0,55			Ni	-1,28
				Cu	-1,80

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s2 (Be, Mg, Zn) и s2p6 (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As):

Таблица 2
	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
Электронная конфигурация	s1	s2	s2p1	s2p2	s2p3	s2p4	s2p5	s2p6
ε, эВ	-0,59	0,19	-0,30	-1,27	0,21	-1,47	-3,45	0,22

Небольшие расхождения в цифрах между табл. 1 и табл. 2 обусловлены тем, что данные взяты из разных источников, а также погрешностью измерений.

Электроотрицательность. Понятие электроотрицательности(ЭО) позволяет оценить способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению сдругими элементами соединения. Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному из определений (Малликен)электроотрицательность атома х может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону.

Электроотрицательность — это количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Она равна полусумме энергии ионизации и сродства атома к электрону. Зависимость электроотрицательности отпорядкового номера элемента носит периодический характерэлектроотрицательность возрастает внутри периода и уменьшается внутри группы периодической системы элементов. На практике пользуются относительными значениямиэлектроотрицательности (ОЭО), принимая за единицу электроотрйцательность лития

Основные тенденции периодического изменения свойств элементов следующие. В группе элементов вертикальная периодичность) при возрастании порядкового номерапроисходит увеличение размеров атомов и уменьщениеихэнергии ионизации и сродства к электрону,электроотрицательности элементов и т. п. Вдоль периодаэлементов горизонтальная периодичность) при возрастаниипорядкового номера происходит периодическое увеличениеэнергии ионизации атомов и их сродства к электрону,электроотрицательности элементов с одновременным уменьщением размеров их атомов. Изменение эффективности атомного номера (эффективного заряда ядра 2 ), ровное вдоль периода, несмотря на разное число элементов в периодах.

Неметаллические элементы отличаются от металлическихэлементов более высокими значениями энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательностей.

Электроотрицательность. Понятие злектроотрицательности (ЭО) позволяет оценить способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению сдругими элементами соединения. Очевидно, что эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному из определений (Малликен)электроотрицателыюсть атома / может быть выражена как полусумма его энергии ионизации и сродства к электрону X 2 (/ + Р)- Имеется около 20 шкал электроотрнцатель-нссти, в основу расчета значений которых положены разные свойства в(ществ.Значенияэлектроотрицательностей разных шкал отли- [c.36]
В каждом периоде периодической таблицы наблюдаетсяобщая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равенполовине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерноеуменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента.

БИЛЕТ 13

Периодический закон. В чем причина периодического изменения свойств элементов с увеличением заряда ядра? Короткопериодный вариант периодической системы элементов. Изменение свойств элементов в периодах и группах.

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Период — горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические — присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня — на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n — 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns2 — слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 — электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

Группы — вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n — 1) d- подуровне (или (n — 2) f- подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I — III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII — кислотные.

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I — III групп образуют твердые вещества — гидриды (водород в степени окисления — 1), а IV — VII групп — газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) — нейтральны, V группы (ЭН3) — основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) — кислоты.

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус — по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации — по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность — по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

В периодах отначалак периода к концу (слева направо) усиливаются кислотные (неметаллические) свойства и ослабевают основные (металлические) свойства в связи с увеличением количества электронов на внешнем электронном уровне. В группах от начала к концу (сверху вниз) усиливаются металлические (основные) свойства и ослабевают неметаллические (кислотные свойства) в связи с увеличением электронных уровней и меньшим притяжение электронов внешнего уровня к ядру

Короткая форма периодической системы элементов восходит к первоначальной версии таблицы Менделеева:[1] Короткая форма таблицы Менделеева основана на параллелизме степеней окисления элементов главных и побочных подгрупп: например, максимальная степень окисления ванадия равна +5, как у фосфора и мышьяка, максимальная степень окисления хрома равна +6, как у серы и селена, и т. д. В таком виде таблица была опубликована Менделеевым в 1878 году (до этого группы группировались в ряды, а не в колонки)

Изменение свойств элементов

По периоду слева направо:

заряд ядра атома — увеличивается;

радиус атома — уменьшается;

количество электронов на внешнем уровне — увеличивается;

электроотрицательность — увеличивается;

отдача электронов — уменьшается;

прием электронов — увеличивается.

По группе сверху вниз:

заряд ядра атома — увеличивается;

радиус атома — увеличивается;

количество электронов на внешнем уровне — не изменяется;

электроотрицательность — уменьшается;

отдача электронов — увеличивается;

прием электронов — уменьшается.

Причина изменения свойств также объясняется строением атомов химических элементов.

Каждый период начинается элементом щелочным металлом (исключение – первый период), в атомах которых на внешнем энергетическом уровне имеются один s – электрон. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня щелочных металлов ns1, где n – номер периода.

Каждый период заканчивается элементом благородным газом. В атомах элементов благородных газов на внешнем энергетическом уровне имеются два s- и шесть p-электронов. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня благородных газов ns2np6, где n — номер периода (исключение: гелий He — ns2).

Период — это горизонтальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера элемента, атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, численно равное номеру периода.

В периодах металлические свойства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются.

В больших периодах изменения свойств происходят медленнее, что объясняется появлением десяти d-элементов (4-й, 5-й периоды) и четырнадцати f-элементов (6-й, 7-й периоды).

По группам (в главных подгруппах) металлические свойства увеличиваются, а неметаллические уменьшаются.

Группа — это вертикальная последовательность элементов по возрастанию порядкового (атомного) номера, обладающая схожими свойствами.

Главная подгруппа — это вертикальная последовательность s- и p-элементов с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне, равным номеру группы.

Побочная подгруппа — это вертикальная последовательность d- и f-элементов, которые имеют одинаковое суммарное количество валентных электронов.

Следовательно, возможна третья формулировка Периодического закона, которая отражает причину периодического изменения свойств.

Свойства химических элементов и образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней атомов.

Билет №14
Ковалентная химическая связь. Ее характерные особенности: насыщаемость, полярность и направленность. Определение элементов по методу валентных связей. Рассмотреть на примере 26 и 35 элементов.

Ковалентная связь – химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами ( например, в молекулах , в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах и , в кристаллах SiC). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными. (С-С, С-Н, С-N и др.).
Характерными особенностями ковалентной связи является ее насыщаемость и направленность.
Насыщаемость ковалентных связей обусловлена тем, что при химическом взаимодействии участвуют электроны только внешних энергетических уровней, т.е. ограниченное число электронов.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов.
Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной. Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС), открытый Льюисом в 1916 г.
Основные принципы образования химической связи по МВС:
1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.
2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.
3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.
4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.
5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Существует два механизма образования ковалентной связи
Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:
а) б)

Рис. Обменный механизм образования ковалентной связи: а – неполярной; б – полярной
Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь. Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям
Согласно МВС валентность электронов определяется числом неспаренных электронов, находящихся в атоме, причем для s и p элементов это электроны, находящиеся на внешнем и предвнешнем электронных слоях.

Билет №15
Полярность связи. Дипольный момент и единицы его измерения. Отличаются ли полярность связи и молекул? Приведите примеры.

Полярность химических связей — характеристика химической связи (как правило ковалентной), показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.
Если молекула образована одинаковыми атомами (O2, H2, Cl2), то между ними образуется неполярная ковалентная связь. В таком случае валентные электроны притягиваются атомами с равной силой, поэтому общее электронное облако расположено симметрично относительно обоих атомов. Электронная пара, образующая связь, в равной степени принадлежит обоим атомам.
Если ковалентную связь в молекуле образуют атомы разных элементов, то она будет полярной. В полярной ковалентной связи электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью, то есть к тому, который сильнее притягивает электроны.
Количественной характеристикой полярности связи является дипольный момент.
µ=e*l, где [µ]=Кл*м, e- заряд, l – расстояние между зарядами
1D (Дебай) =3*10^-33 Кл*м
Следует различать полярность связи и полярность молекулы. В случае двухатомных молекул очевидно, что наличие полярной связи означает наличие диполя. В случае же многоатомных молекул в возникновении диполя играет роль и пространственное строение молекул. Так, молекула оксида углерода (II) линейна:
О = С = О
Обе связи С = О полярны, причем дипольный момент каждой отдельной связи весьма значителен (mС=0 = 2,7 Д). Однако, вследствие симметричности молекулы, взаимная компенсация зарядов приводит к тому, что вся молекула оказывается неполярной: mС=0 = 0. Если же молекула нелинейна (например, Н2О, угол Н – О – Н около 1050), то дипольные моменты связей не компенсируются, и вся молекула представляет диполь (mС=0 = 1,84 Д).

Билет №16

Атом бора имеет один неспаренный электрон, но способен образовывать соединение BH3. Почему? Какой тип гибридизации реализуется в этом соединение , и какое строение оно имеет?

Атом Бора имеет способность распаривать электроны находящиеся на внешнем уровне – проявлять возбужденное состояние (электрон с 2S подуровня переходит на 2P подуровень)

Атом бора в основном состоянии одновалентен. Атом бора в возбужденном состоянии имеет три неспаренных электрона и может образовывать соединения, где он будет трёхвалентен. Энергия, затраченная на переход атома в возбуждённое состояние в пределах одного энергетического уровня, как правило, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных связей.
В этом соединение реализуется SP2 гибридизация.

sp2–гибридизация АО В, 3 s — связи, Ð 120° , связи полярные. Структура молекулы — плоский треугольник. Молекула ВН3 – неполярная.

Билет № 17

Исто?