1598085291-e9a6c4eef7863c3d04894ea4da133f9d (805567), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

Это – все внешниеэлектроны и электроны формирующихся подуровней.ПримерПолная: 21Sc 1s22s22p63s23p6 3d14s2 или [Ar] 3d14s2Сокращенная: 21Sc …3d14s2Элементы-аналоги – элементы, имеющие аналогичную валентнуюконфигурацию, расположенные в одной подгруппе периодической таблицы.ВАЛЕНТНОСТЬСпособность атома присоединять или замещатьопределенное число других атомов с образованиемхимических связейКоличественная мера валентности - число неспаренных электронов восновном или возбужденном состоянии атома.Валентность Мg – в основном состоянии равна 0, в возбужденномсостоянии = 2Кислород и фтор – возбужденного состояния не имеют.Хлор Cl (аналог фтора) – в основном состоянии проявляет валентность 1, ввозбужденном – 3, 5, 7.3s3pB=13s3p3dB=3B=5B=7Наличие свободных d-орбиталей на третьем энергетическом уровнепозволяет хлору иметь возбужденное состояние и проявлять валентности 3,5, 7.Валентность кобальта Cо в основном состоянии:Валентность Cо в возбужденном состоянии:Лекция 3Периодическая система элементов Д.И.

Менделеева и электроннаяструктура атомов. Периодическое изменение физико-химических свойствэлементов и их соединенийПЛАН1. Структура Периодической Системы. Связь с электронным строениематомов.2. Периодический закон.3. Периодическое изменение физико-химических свойств элементов.4. Изменение физико-химических свойств элементов и их соединений вдольпо периоду и сверху вниз по группе.Структура Периодической Системы однозначно определена электроннымстроением атомов элементов. Порядковый номер элемента N – совпадает с зарядом ядра и числомэлектронов в атоме данного элемента.

Элементы располагаются в ПС впорядке возрастания заряда их ядер. Номер периода Nпер – совпадает со значением n (гл.квантового числа)внешнего энергетического уровня атома. Номер группы Nгр – совпадает с максимальным числом валентныхэлектронов в атоме. В главных подгруппах находятся элементы, у которых заполняетсяs- или p- подуровень. В побочных подгруппах находятся элементы, у которых формируется dподуровень. В одной подгруппе находятся элементы-аналоги, обладающиеаналогичной валентной формулой. Их свойства – сходные.Периодическая таблица состоит:Из 7 периодовглавная подгруппа (А)8 групппобочная подгруппа (Б)В ПСЭ различают 4 группы элементов, называемых по формирующемуэлектрону s-, p-, d-, f- элементы:- s-элементы - расположены в 1А, 2А -подгруппах, Н, Не; их краткаяэлектронная формула ns12- р-элементы расположены в 3А - 8А-подгруппах; их краткая электроннаяформула ns2np16d –элементы расположены в В-подгруппах; их краткая электронная формула(n-1)d110ns2(1)f –элементы - лантаниды и актиниды; их краткая электронная формула(n-2)f114(n-1)d02Формирование периодов в соответствии с правилами заполненияI1s2II, IIIns2np6IV, Vns2(n-1)d10 np6VI, VII ns2 (n-1)d (n-2)f14 (n-1)d9np6ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН формулировка Д.И.Менделеева (1869 г.)Свойства простых тел, а также свойства и формысоединений элементов находятся в периодическойзависимости от величины атомных весов элементов современная формулировкаСвойства химических элементов, а также свойства и формыобразуемых ими соединений находятся в периодическойзависимости от величины заряда их ядерФизический смысл периодического закона:за счет периодически повторяющейся конфигурацииэлектронных оболочек атомов происходит периодическоеповторение химических свойств их элементовПериодически изменяются: атомные и ионные радиусы, потенциалыионизации и сродства к электрону, электроотрицательность, валентные,оптические и магнитные свойства элементов и кислотно-основные свойствасоединений.Рис.1.

Периодическое изменение атомных радиусовРадиус атомов:За радиус атома (орбитальный) принимают теоретически рассчитанноерасстояние от ядра до наиболее удаленного максимума электроннойплотности.В периодах наблюдается тенденция к уменьшению радиуса атомов.В группах с ростом заряда ядра и числа электронных слоев радиус атомовувеличивается.Энергия ионизации Еи - энергия, необходимая для отрыва электрона отатома и образования положительно заряженного иона – катиона:Э - е = Э+Вдоль по периоду Еи в основном возрастает.В группе сверху вниз Еи несколько уменьшается.Сродство к электрону Еср - энергия, выделяемая при присоединении электронак атомуЭ + е = ЭПри этом образуются отрицательно заряженные ионы – анионы.Наибольшее значение Еср имеют галогены, кислород, сера.Электроотрицательность ЭО - относительная величина, характеризующаяспособность элементов смещать к себе электроны при взаимодействииатомов друг с другом.Чем больше ЭО, тем сильнее атом притягивает электроны при образованиихимической связи.Рис.

2. Зависимость первой энергии ионизации от порядкового номера элементаОкислительно-восстановительные свойства элементов.Восстановительная активность элементов определяется способностью атомовотдаватьэлектроны.Частицы,отдающиеэлектроны,называютвосстановителями.Окислительная способность элементов определяется способностью их атомовприсоединять электроны, вещества – окислители.Наиболее сильные окислители – вещества с большой ЭО.Таблица 1.Электроотрицательность элементов по ПолингуH2,1Li Be1,0 1,5Na Mg0,9 1,2K Ca0,8 1,0Rb Sr0,8 1,0Cs Ba0,7 0,9Sc1,3Y1,2La-Lu1,0-1,2Ti1,5Zr1,4Hf1,3V1,6Nb1,6Ta1,5Cr Mn Fe1,6 1,5 1,8Mo Te Ru1,8 1,9 2,2W Re Os1,7 1,9 2,2Co1,9Rh2,2Ir2,2Ni1,9Pd2,2Pt2,2Cu1,9Ag1,9Au2,4Zn1,6Cd1,7Hg1,9B2,0Al1,5Ga1,6In1,7Tl1,8C2,5Si1,8Ge1,8Sn1,8Pb1,9N3,0P2,1As2,0Sb1,9Bi1,9O3,5S2,5Se2,1Te2,0Po2,0F4,0Cl3,0Br2,8I2,5At2,2Изменение физико-химических свойств элементов и их соединенийВдоль по периоду.У элементов одного периода число квантовых слоев одинаково,а заряд ядра возрастает слева направо.В этом же направлении - вдоль по периоду слева направо: радиус атома уменьшается ↓ Еи увеличивается ↑ Еср увеличивается ↑ ЭО увеличивается ↑ окислительные свойства простых веществ увеличиваются ↑, восстановительные свойства – уменьшаются ↓ неметаллический характер простых веществ увеличивается ↑, металлический – уменьшается ↓ кислотный характер гидроксидов усиливается ↑, основной – уменьшается ↓Сверху вниз по группе.Сверху вниз по группе у атомов растет заряд ядра, одновременно растет числоквантовых слоев.Эти факторы противоположным образом действуют на внешние электроны.Решающую роль имеет степень экранирования заряда ядра предыдущимислоями.У s- и p- элементов экранирование сильное, следовательно: радиус атома увеличивается ↑ Еи уменьшается ↓ Еср уменьшается ↓ ЭО уменьшается ↓ окислительные свойства простых веществ уменьшаются ↓, восстановительные свойства – увеличиваются ↑ неметаллический характер простых веществ уменьшается ↓, металлический – увеличивается ↑ кислотный характер гидроксидов уменьшается ↓, основной – увеличивается ↑У атомов d- и f-элементов имеются особенности в изменении ЭО иокислительно-восстановительных свойств в зависимости от положения в ПС(см.

Таблицу 1).Причина: более слабое экранирование d- и f-электронами электронов внешнейоболочки и лантанидное сжатие.Таким образом:Самые сильные восстановители, имеющие наименьшиерасположены в нижней левой части ПСЭ - Fr, Сs, Rb, Rа.Самые сильные окислители, имеющие наибольшие ЭО,расположены в верхней правой части ПСЭ - F, Cl, О.ЭО,Лекция 4ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬПлан лекции1. Природа химической связи.2.

Ковалентная, ионная и металлическая связь.3. Характеристики и свойства ковалентной связи.4. Полярность связи и полярность молекулы.Химическая связь:– это такое взаимодействие между частицами, при которомобразуются новые устойчивые структуры: молекулы, ионы,радикалы, комплексы и другие системы.Условия образования химической связи:1. Снижение общей энергиимногоатомной системы по сравнению ссуммарной энергией исходных частиц, из которых эта система образована.2. Перераспределение электронной плотности в области химической связи.Природа сил химической связи – электрическая.Квантовая механика позволяет объяснить и описать образование всехтипов химических связей.Основные типы химической связи(распределение электронной плотности между ядрами)ковалентнаяионнаяметаллическаяПараметры химической связи1.Энергия связи Есв, кДж/моль:Количество энергии, выделяющееся при образованиихимической связи в расчете на 1 моль вещества.Чем больше энергия химической связи, тем онаЧембольше энергия химической связи, тем устойчивее молекулыпрочнее.2.

Длина связи lсв ,нм:Количество энергии, выделяющееся при образованииМежъядерное расстояние взаимодействующих атомовхимической связи и характеризующее ее прочностьlсв зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания.3. Кратность связи:Кол-во связей между взаимодействующими атомамимолек связьулаF2F-FH2H–HО2N2ООNNЕсв, кДж lсв,вывод/мольнм159,00,142 Чемменьше lсв, тем436,00,074 больше Есв и устойчивеемолекула498,70,120 Чемвышекратность945,60,109 связи, тем больше Есв иустойчивее молекула4. Угол связи, или валентный угол:Угол между воображаемыми прямыми,проходящими через ядра связанных атомовНапример: молекула Н2О:lсв (Н-О) = 0,096 нм;угол связи Н-О-Н = 104,50,Есв(н-о) = 464 кДж/моль.КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ- это химическая связь, образованная в результатеобобществления валентных электронов вобласти связывания (между ядрами атомов)«Ковалентная» - совместно действующаяСуществует два квантово-механических подхода к описанию ковалентнойсвязи: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей(МО).Метод валентных связей.(1927 г.

нем.уч. У. Гейтлер и Ф.Лондон)Квантово-механический расчет взаимодействия двух атомов водорода:Н + Н = Н2Из уравнения Шредингера следует, что энергия системы является функциейрасстояния (r) между ядрами атомов водорода Есист= f (r ).1) При сближении двух атомов с антипараллельными спинами действуют силы:Рис.1. Зависимость энергии системы из 2-х атомов водорода сантипараллельными (1) и параллельными (2) спинамипритяжения Fпритяжения между электронами с антипараллельнымиспинами и двумя протонами отталкивания Fотталкивания электронов друг от друга и двух протоновдруг от другаКогда Fпритяжения  Fотталкивания  Есист - уменьшается (кривая 1).При некотором расстоянии между ядрами r = lсв  Есист= Еmin и системаприобретает наиболее устойчивое состояние, т.е.

образуется химическая связь Н2.2) При сближении атомов, спины электронов которых параллельны Fпритяжения  Fотталкивания  Есист все время возрастает (кр.2) и образование связине происходит.Основные положения метода ВСа) связь образуется за счет перекрывания АО с образованием связывающихэлектронных пар, локализованных в пространстве между ядрами(обобществление двух электронов);б) химическая связь образуется привзаимодействии электронов сантипараллельными спинами (по принципу Паули);в) связь образуется в направлении максимального перекрывания АОреагирующих атомов.г) характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.)определяются типом перекрывания АО;Механизмы образования ковалентной связиобменныйдонорно-акцепторныйдативныйОбменный механизм каждый из двух взаимодействующих атомовпредоставляет для образования пары по одному неспаренному электрону.Донорно-акцепторный механизм - образование общей электронной пары засчет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантнойорбитали другого атома (акцептора).Пример: образование иона аммония NН4+ (NН3 + Н+  NН4+)Дативный механизм – связи образуются за счет того, что у одного и тогоже атома одни орбитали могут выступать в роли донора, а другие в ролиакцептора неподеленных пар электронов.Пример: образование молекулы Cl2Есв(Сl2) = 243 кДж/моль;lсв(Сl2) = 0,Есв(F2) = 159 кДж/мольlсв(F2) = 0,142 нмСвойства ковалентной связи1.Насыщаемость ковалентной связи - запрещается (по принципу Паули)использование одной и той же орбитали дважды для образования связи.Образование общей пары электронов насыщает одну и другую орбитали.2 .

Характеристики

Список файлов лекций