Сучасне визначення

Визначення Д.І. Менделеєва

Російський вчений Менделєєв Дмитро Іванович 1869 року при співставленні властивостей відомих на той час хімічних елементів та величин їхніх атомних мас сформулював Періодичний закон наступним чином: властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень атомних мас^[1].

Проте само формулювання Періодичного закону з відкриттями нових елементів та їх будови і властивостей змінилося, уточнилось і відійшло від запропонованого Д. Менделеєвим (див. Історія відкриття Періодичного закону). У 1911 р. голландський фізик А. Ван ден Брук висловив припущення, що атомний номер елемента співпадає з величиною позитивного заряду ядра атома, яке і стало основою класифікації хімічних елементів. У 1920 році англійський фізик Дж. Чедвік експериментально підтвердив гіпотезу Ван ден Брука, тим самим був розкритий фізичний зміст порядкового номера елемента в Періодичній системі, а сам Періодичний закон отримав нове формулювання.

Періодичність у хімії — це повторення хімічного характеру елементів, особливостей будови атомів, складу, будови і властивостей речовин через певну кількість елементів у їхньому природньому ряду.

Відкриття складної будови атома допомогло встановити, що фундаментальною характеристикою кожного елемента є заряд ядра атома, а не атомна маса. Тому нині періодичний закон формулюють не у залежності від атомних мас: властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень зарядів ядер атомів, тобто хімічні властивості елементів визначає не відносна атомна маса, а заряд ядра.

Періоди́чна систе́ма елеме́нтів (рос. периодическая система элементов, англ. periodic law, periodic system, periodic table; нім. Periodensystem (der Elemente), periodisches System (der Elemente)) — класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону.

Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Li…) утворюють 7 періодів. Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (напр., у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність). Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів.

2.3 Структура періодичної системи: періоди, групи, підгрупи
Отже, ми з'ясували, що періодична система - це графічне вираження періодичного закону.
Кожен елемент займає певне місце (клітку) в періодичній системі і має свій порядковий (атомний) номер. Наприклад:

Символ елемента Порядковий (Атомний) номер (Z) Відносна атомна Російська назва маса (А ₁₎ елемента

У VIII групі тільки Ru і Os мають вищу валентність VIII.
Групи - вертикальні послідовності елементів, вони нумерується римською цифрою від I до VIII і російськими буквами А і Б. Кожна група складається з двох підгруп: головної і побічної. Головна підгрупа - А, містить елементи малих і великих періодів. Побічна підгрупа - В, містить елементи тільки великих періодів. У них входять елементи періодів, починаючи з четвертого.
У головних підгрупах зверху вниз металеві властивості посилюються, а не металеві властивості послаблюються. Всі елементи побічних підгруп є металами.

Хімі́чний зв'язо́к — взаємодія між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі.

Хімічні зв'язки є результатом складної взаємодії електронів та ядер атомів і описуються квантовою механікою. В останні десятиліття виникла окрема галузь хімії, предметом якої є вивчення структури молекул і кристалів за допомогою квантово-механічних розрахунків: квантова хімія.

Перейти до: навігація, пошук

Полярний зв'язок — вид хімічного зв'язку, що характеризується наявністю сталого електричного дипольного моменту внаслідок незбігу центрів тяжіння негативного заряду електронів і позитивного заряду ядер. Більшість ковалентних, а також усі донорно-акцепторні та іонні зв'язки є полярними. Молекули, в яких атоми зв'язані полярним зв'язком, називають полярними, наприклад Н₂О, NН₃, НСl. Такі молекули часто більш реакційноздатні, ніж неполярні.

Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притяжіння, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найбільш поширеною формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

Різновидом ковалентного зв'язку є координаційний (донорно-акцепторний) зв'язок.

Йо́нний хімі́чний зв'язо́к, також іонний хімічний зв'язок ^[1] — це тип зв'язку, при якому електрони переходять із одного атома до іншого, й основний вклад в притягання вноситься електростатичною взаємодією.

Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях.

Характерний для сполук металів з найтиповішими неметалами.

Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO).

На відміну від ковалентного, іонний зв'язок не є направленим, тому валентні кути в сполуках з іонними зв'язками можуть коливатися в широких межах. Йонні зв'язки не характеризуються властивістю насичення, а кулонівські сили, які в них відіграють основну роль, діють на далеких віддалях, спадаючи дуже повільно. Тому при розрахунках енергії взаємодії неможливо обмежитися найближчими сусідами атомів.

Металі́чний зв'язо́к — тип хімічного зв'язку, при якому валентні електрони атомів делокалізуються і починають взаємодіяти з атомними остовами усього тіла.

При встановленні металічного типу зв'язку з атомів утворюється метал, в якому позитивно заряджені іони занурені в електронний газ. Незважаючи на заряджений стан іонів, взаємодія між ними екранується рухливими електронами, й не поширюється на далекі відстані.

Наявність вільних електронів визначає всю сукупність власти­востей речовин у металічному стані: високу електро- і тепло­провідність; позитивний температурний коефіцієнт електроопору, здатність добре відбивати світлові хвилі (що зумовлює їхній ха­рактерний блиск і непрозорість), високу пластичність (ковкість), термоелектронну емісію, явище фотоефекту, магнітні властивості та ін.

На відміну від ковалентних і іонних сполук у металах невелике число електронів одночасно зв'язує велике число атомних ядер. Успільненням валентних електронів металічний зв'язок дещо нагадує ковалентний. Проте у металів спільні електрони не належать окремим парам атомів, вони повністю делокалізовані. Цим пояснюється відсутність просторової напрямленості та наси­чуваності металічного зв'язку. Делокалізація валентних електронів є наслідком багатоцентрового характеру металічного зв'язку й причиною високої електро- та теплопровідності металів.

Отже, металічний зв'язок є багатоцентровим хімічним зв'язком з дефіцитом електронів і базується на узагальненні зовнішніх електронів атомів. Тому він характерний лише для конденсованого стану речовини. У газуватому стані атоми всіх речовин, у тому числі й металів, зв'язані між собою тільки ковалентним зв'язком.

Водне́вий зв'язо́к — різновид хімічного зв'язку, що реалізується за донорно-акцепторним механізмом між двома ковалентно зв'язаними атомами з великим значенням електронегативності (О, N, F) за посередництвом атома Гідрогену Н.

Водневий зв'язок є прикладом трицентрового чотириелектронного зв'язку.

Прослідковується певна аналогія між водневим та ковалентним зв'язком. Зокрема, водневий зв'язок є направленим та насичуваним, що вказує на його резонансну природу (на противагу електростатичній природі йонного зв'язку). Висуваєтсья припущення, що йон H⁺ завдяки своїм унікальним властивостям (він фактично є єдиною частинкою - протоном) виступає аналогом електронної пари в класичному ковалентному зв'язку, тільки з протилежним знаком.

За величиною енергії він на порядок слабший за ковалентний зв'язок.

Розрізняють міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.

Водневий зв'язок є важливим для органічної хімії. Завдяки водневому зв'язку вода (головний розчинник у неорганічній хімії та біохімії) має високу температуру плавлення і кипіння. Водневий зв'язок з'єднує подвійну спіраль ДНК (носія генетичної інформації), а також відповідає за формування третинної структури білків.

Із встановленням наявності водневого зв'язку в структурі речовини пов'язані певні труднощі, оскільки атом водню важко локалізувати за допомогою стандартного рентгеноструктурного аналізу через його надзвичайно малу відносну масу. Існує кілька критеріїв встановлення водневого зв'язку:

1) структурний (за скороченими відстанями між електронегативними атомами та характерними валентними кутами);

2) спектроскопічний (за низькочастотним зсувом та уширенням смуг поглинання в ІЧ спектрах, що відповідають зв'язкам E-H; за уширенням піків в ¹H ЯМР спектрах).

В останні роки крім класичного водневого зв'язку виділяють слабкий водневий зв'язок, сильний водневий зв'язок та симетричний водневий зв'язок.

Рóзчини (рос. раствор, англ. solution, нім. Lösung f) — цілком однорідні суміші з двох (або кількох) речовин, в яких молекули (або іони) одної речовини рівномірно розподілені між молекулами другої речовини.

Дата добавления: 2015-05-23