Периодическая система элементов (ПСЭ). Закономерности изменения радиуса атомов химических элементов и электроотрицательности в периодах и группах ПСЭ

Периодическая система элементов (ПСЭ).

Основной закон (современная формулировка): Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и порядкового номера элемента в таблице, Т.к. с ростом заряда ядра и порядкового номера периодически возобновляется электронная конфигурация внешнего слоя, что и приводит к периодическому изменению свойств от Ме к НеМе.

Структура ПСЭ. ПСЭ является графическим отображением периодического закона или даже ряда законов т.к. существует более 500 вариантов таблицы.

Групповые аналоги – элементы одной группы, объединенные по признаку одинакового числа валентных электронов на внешнем слое (пример: ₁₇Cl 3s²3p⁵ и ₂₅Mn 3d⁵4s²).

Электронные аналоги – элементы, объединенные в одну подгруппу и обладающие одинаковым числом и типом валентных электронов (их объединяет структура Э[ ] (n-1)d²ns² ).

Взаимосвязь химических (физических) свойств с местоположением элемента:

1. Радиус атома (орбитальный) – условная расчетная величина (т.к. атом не имеет четких границ), это радиус условной сферы, в пределах которой сосредоточена основная электронная плотность атома.

В каждом периоде слева направо (т.е. с увеличением порядкового номера) уменьшается. Монотонное уменьшение нарушается при переходе от одного типа элемента к другому.

Монотонность нарушается:

а) при переходе от d к p - R(Zn)<R(Ga)

б) при стремлении к минимуму энергии – R(Ni)<R(Cu).

В периодах с уменьшением R ослабляются Ме свойства и нарастают НеМе.

С ростом заряда ядра (в периодах слева направо) усиливается взаимодействие электронного облака с ядром, что приводит к сжатию электронного облака = уменьшению радиуса - R_а(К)<R_а(Сu).

В главных подгруппах, сверху вниз, при переходе от одного периода к другому, R_a увеличивается за счет увеличения числа электронных слоёв. Чем больше R, тем сильнее Ме св ойства. (в группах сверху вниз)

2. Электроотрицательность — интегральная величина, для характеристики реакционной способности атома, определяет способность атома притягивать к себе электронные пары химической связи в соединениях.

< 2 — металлические свойства.> 2 — неметаллические свойства.» 2 — амфотерные свойства.

Электроотрицательность (Э.О.) – способность атома притягивать или отталкивать электронные пары химической связи. Если Э.О. > 1,5 – металл; 1,5< Э.О.<2 – переходные свойства; Э.О.>2 – неметаллы. По Полингу абсолютная Э.О. определяется как х = (Е_ион+Е_ср)/z. На практике используется относительная. Э.О. (χ) возрастает по периоду, в целом имея сложную зависимость.

Направление роста χ:

χ ↑ c увеличением степени окисления

χ < 1,5 – металлы;

1,5< χ <2 – амфотерные;

χ >2 – неметаллы.

3. Энергия ионизации (Э.И.) – энергия, необходимая для отрыва электрона и удаления его от атома на бесконечность. В периодах Э.И. возрастает, но не равномерно. В главных подгруппах уменьшается сверху вниз, т.к. радиус увеличивается.

4. Энергия сродства к электрону – энергия, выделяемая или поглощаемая, при присоединении электрона к атому. Свойства аналогичны Э.И.

6. Химическая связь: природа, основные виды и свойства.

Химическая связь – совокупность электростатических сил притяжения и отталкивания, создающих динамически устойчивую систему из двух и более числа атомов.

Минимум энергии: основное условие образования связи

Атомы большинства химических элементов вступают во взаимодействия и образуют химические связи, стремясь приобрести устойчивую электронную конфигурацию инертных газов путем:

· отдачи и присоединения е^- (ионная)

· образование общих е^- пар (ковалентная)

· обобществления валентных е^- (металлическая)

Основные виды (Основные типы химической связи):

Ковалентная связь – связь атомов за счет образования общей электронной пары с антипараллельными спинами между атомами неметаллов.

Ковалентная неполярная D χ= χ(B)- χ(A)= от 0 до 0.4

Ковалентная полярная D χ= χ(B)- χ(A)= 0,4 – 2

Ионная связь – это связь за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов: катионов (+) и анионов (-). D χ >2 Предельный случай ковалентной. ЭО > 2,2. Образуется два завершённых внеш. уровня.

Водородная связь – связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

Металлическая связь – связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки. В узлах решётки — атомы/ионы, между ними — электронный газ.

Свойства (Основные характеристики химической связи):

1. Энергия связи.

Доля энергии расщепления молекулы на свободные газообразные атомы, приходящаяся на одну связь.

Энергия химической связи (E_cв, кДж/моль) – это энергия, которая выделяется при образовании химической связи между 2^мя свободными изолированными атомами. Определяет прочность связи.
- энергия разрушения 1 моля газообразного в-ва, отнесенная к 1 молю хим связи.

E_cв = 1/n * ∆H_{атомизации}, ∆H_{атомизации} > 0

E_cв = 10 – 1000 кДж/моль

NH3 N+ 3H(г) Δ Н 0атомизации= -3 Ехимической связи

2. Длина. Равновесное расстояние между атомами в молекуле. E» 1/ l. l ДБ < 0,5 нм.

Длина химической связи (L_xc, нм) – средне-равновесное расстояние между ядрами химически связанных атомов.

· l _св = 0,1 – 0,3 нм.

· Межмолекулярная = 0,3 – 0,5 нм.

· l _св > 0,5 нм - нет взаимодействия.

· Чем Е_св ↑, тем l _св ↓

3. Валентный угол.

Валентный угол – угол между воображаемыми направлениями химических связей.

4. Полярность.

Полярность (из лекц)– образов. Эффективных зарядов на хим связанных атомах в малекуле за счет смещение электронной плотности из – за разной электроотрицательности. H + Cl = HCl; H=+0,018е Cl= -0,018е

Полярность хим связи – смещение электронной плотности к одному из атомов в результате разной электроотрицательности. Полярные молекулы являются диполями.

Дата добавления: 2013-12-12