Таблица Д.И. Менделеева состоит из 8 групп. Физический смысл номера группы заключается в том, что номер группы соответствует валентности входящих в него элементов.

Если элемент обладает переменной валентностью, то номер группы соответствует наивысшей валентности данного элемента.

Каждая группа делится на главную (А) и побочную (В) подгруппу.
Главная подгруппа содержит элементы и малых, и больших периодов (S и p - элементы). Побочные подгруппы включают в себя d и f – элементы, т.е. элементы только больших периодов.

Элементы, составляющие одну подгруппу, имеют близкие химические свойства, т.к. имеют сходные валентные окончания. Химические свойства элементов обуславливаются их валентными окончаниями.

Валентное окончание элемента зависит от его положения в таблице Менделеева.

Все элементы одной подгруппы имеют одинаковую конфигурацию валентных окончаний, но разные квантовые числа.

С увеличением главного квантового числа у элементов данной подгруппы усиливаются металлические свойства, что обусловлено, в первую очередь, увеличением промежуточных электронных слоёв между ядром атома и его валентным слоем.

Элементы, составляющие одну группу, но разные подгруппы, имеют различные валентные окончания и различные химические свойства.

17Cl	3S23p5	25Mn	3d54S1
активный неметалл		металл средней активности

Элементы, составляющие одну группу, имеют одинаковую валентность. В случае переменности валентности общей является наивысшая валентность.

1, 3, 5, 7	2, 3, 4, 5,6, 7
+7	+7
HClO4	HMnO4
хлорная кислота	марганцовая кислота

Следующие свойства элементов являются периодическими:

• 
  металличность и связанная с ней восстановительная способность;
  
• 
  энергия ионизации;
  
• 
  неметалличность и связанная с ней окислительная способность;
  
• 
  сродство к электрону;
  
• 
  электроотрицательность;
  
• 
  атомные радиусы.
  

Свойства, не имеющие периодичности :

• 
  заряд ядра;
  
• 
  атомная масса.
  

---

Периодический характер изменения имеют не только элементы, но и их соединения. Оксиды элементов, расположенных в начале периодов ( Li₂O; Na₂O; MgO), имеют основный характер. Затем идут амфотерные оксиды (BeO, Al₂O₃). Элементы, расположенные во второй половине, имеют кислотный характер (CO₂, NO2, SiO2).

10 Основные характеристики химической связи: длина, энергия, валентный угол.

1. Энергия связи – выделенная атомами потенциальная энергия при образовании ими более сложных частиц.
При сближении двух атомов водорода максимально выделяется 435 кДж/моль. Это и является энергией молекулы водорода. Такой энергии соответствует максимально прочная молекула водорода. Энергия ковалентной связи лежит в пределах 150 ÷ 1000 кДж/моль. Чем выше энергия, тем прочнее частица.
= 150 кДж/моль
= 435 кДж/моль
= 970 кДж/моль.

2. Длина связи – расстояние между центрами двух атомов, которое соответствует максимально потерянной потенциальной энергии, и сложная частица является наиболее прочной. Таким образом, длина связи тесно связана с энергией.
Для атома водорода длина связи составляет 0,74 .



Это означает, что два атома Н₂ не просто соприкасаются, а частично перекрывают друг друга.



Область перекрытия показывает место нахождения общей электронной пары и называется областью повышенной электрической плотности.

Валентный угол или угол связи – угол между линиями двух связей одного и того же атома. Очевидно, что понятие валентного угла применимо только к молекулам (ионам, радикалам), содержащим три и более атомов в молекуле (ионе, радикале). Так, в молекуле воды угол связи составляет 104,5

---

⁰, в молекуле аммиака – 107,3⁰:



11 Метод валентных связей. Основные положения. Ковалентная связь. Два механизма образования.

МВС основан на современной модели стр. атомов.

Гейтер и Лондон рассчитали Е системы из двух сближающихся атомов водорода. Если Е уменьшается,связьобразуется.Е увеличивается-связь не обр-ся.При дальнейшем сближении Е резко возрастает. Если спины электронов одинаково напр, то Е непрерывно возрастает=> Связь обр-ся.

Молекула Н2 обр-ся,когда расстояние между ядрами атомов=r0

d(H2)=r0=0,74А^0.

Осн.положения МВС:

1.хим.связь обр-ся парой электронов с противоположными спинами. Эта пара принадлежит 2-м ядрам (центрам). Такая двухэлектронная (двухцентровая) связь называется ковалентной.
2.При образовании ковал.связиэл.оболака перекрываются, т. к. рассчитанная d(H2) меньше удвоенного радиуса/
3/в пространстве между атомами образуется обл-ть повышенной электр.плотности,к которой притягиваются ядра.(т.е. ядра не держатся др.околодр, а держатся около повышенной эл.пл-ти)
4.ковал.связь тем прочнее,чем в большей степени перекрываются эл.облака

Механизмы обр.ковал.связи:

1.Обменный. Общая эл.параобр-ся за счёт электронов от каждого атома.

Н+Н=Н2



Донорно-акцепторный.

 один из связываемых атомов является донором электронной пары, а другой – акцептором. 
Донором электронной пары может быть не только атом азота. Им может быть, например, атом кислорода молекулы воды. Например, с хлороводородом молекула воды будет взаимодействовать следующим образом: молекула воды будет взаимодействовать с образованием иона гидроксония, следующим образом: 


12 Свойства ковалентной связи. Насыщаемость. Направленность ковалентной связи.
Ковалентная связь является наиболее универсальной в том плане, что ей подчиняется подавляющее большинство веществ как органических

---

, так и неорганических.

Суть ковалентной связи по методу валентных связей (ВС) заключается в том, что атомы, объединяя свои неспаренные валентные электроны с антипараллельными спинами в общую электронную пару, образуют более сложную частицу.

.

Электронную пару по методу ВС обозначают двумя точками или чёрточкой - валентным штрихом.

. Насыщаемость ковалентной связи заключается в том, что все неспаренные валентные электроны обязаны участвовать в образовании сложных частиц.

Электроны обладают способностью самопроизвольно перераспределяться по подуровням в пределах одного энергетического уровня (без изменения главного квантового числа).



Из четырёх валентных электронов неспаренными являются два и валентность углерода в данном случае равна двум.



Теперь все четыре валентных электрона распарены, и валентность углерода равна четырем.

5. Направлентность ковалентной связи заключается в том, что ковалентные частицы имеют определённую пространственную конфигурацию.

Пространственная конфигурация отдельной частицы определяется количеством σ – связей и их взаимным расположением в пространстве.

σ- связями называются связи, у которых область повышенной электрической плотности располагается на линии, связывающей ядра двух атомов.

σ – связь - это первичная связь. Она является прочной и трудно разрывается.

π – связью называется та связь, при которой обе повышенные электрические плотности располагаются выше и ниже линии, связывающей ядра двух атомов.

π – связь всегда вторична и менее прочна, чем σ – связь.

При образовании молекулы водорода перекрываются 2S – облака, и образуется одна σ – связь.

Возникает линейная молекула с нулевым валентным углом.



Такие же частицы, т.е. линейные с нулевым валентным углом, образуются при перекрывании двух р

---

_х – облаков, при образовании, например, молекул хлора или фтора.

Такие же частицы образуются при перекрывании S- и p-облаков (например, HCl).

Рассмотрим элемент шестой группы таблицы Менделеева - кислород.

.

Кислород является центральным атомом в молекуле воды.

Из шести валентных электронов атомов кислорода - два неспаренных. в пространстве возникают две σ–связи, расположенные друг к другу под теоретическим углом 90°.

В молекуле воды угол равен 105°, но это вызывается дополнительными причинами.

Азот, элемент пятой группы таблицы, имеет следующее валентное окончание:

.


Атом азота имеет три неспаренных электрона, которые участвовуют в образовании частиц, например, NH₃.

Три σ – связи, расположенные под углом 90° по отношению друг к другу, приводят к образованию молекулы, имеющей форму треугольной пирамиды с валентными углами 90° (рисунок).

Углерод, элемент четвёртой группы таблицы, в возбуждённом состоянии имеет четыре неспаренных электрона и проявляет валентность, равную четырём

.

Электроны, находящиеся в S- и в p-состояниях, не равноценны между собой, так как имеют разную конфигурацию и различный запас потенциальной энергии. Чтобы образовать равноценные связи, эти электроны должны гибридизироваться.

13 Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и геометрия молекул.

О бычно атомы формируют связи за счет электронов разных энергетических состояний –s-р-d-состояний, но, несмотря на различие форм исходных облаков, образованные связи оказываются равноценными. Оказывается, химические связи образуются не чистыми, а смешанными, так называемыми гибридными орбиталями.

Гибридизация – это явление смешения АО или электронных облаков, приводящее к образованию новых гибридных облаков одинаковой формы и одинаковой энергии.

Гибридные орбитали вытянуты по направлению к соседним атомам

---

Смотрите также файлы

• Император ГоНидзё родился как принц Рёфуку в 1288 году в Японии. Он был вторым сыном императора Фукимия и его жены, императрицы Фукико.docx

• Анимационная деятельность на примере гостиницы .docx

• Доклад на тему Проблема человеческой свободы Выполнил(а) студент(ка) группы лд13 Гасанова Лейла Абакан, 2023.docx

• Исследование современных направлений развития в области разработки интерфейса цифрового продукта.docx

• Контрольная работа по дисциплине Выполнение работ по профессии Оператор по исследованию скважин.docx