Строение атома и периодическая система (стр. 2 )

I1 < I2 < I3 . В периоде при переходе слева направо потенциал ионизации I1 в целом увеличивается. В главных подгруппах при движении сверху вниз – I1 уменьшается, в побочных подгруппах (подгруппах d-элементов) I1 при этом увеличивается.

Сродство к электрону – энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому Э с превращением его в отрицательный ион Э-. Наибольшим сродством к электрону обладают p-

элементы VII группы. Наименьшее и даже отрицательное сродство к электрону имеют атомы с электронной конфигурацией s2 (Be, Mg, Zn) и s2p6 (Ne, Ar, Kr), а также с наполовину заполненным p-подуровнем (N, P, As).

Сложные анионы – устойчивые группировки атомов, имеющие отрицательный заряд, обычно входят в состав кислот или солей в качестве «кислотного остатка» (SO42-, NO3-, SiF62-).

Формулы высших оксидов элементов и их летучих водородных соединений

Высшая валентность элемента равна номеру группы.

Таблица 1.3.

№ группы	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Высшие оксиды	Э2O	ЭO	Э2O3	ЭO2	Э2O5	ЭO3	Э2O7	ЭO4
Летучие водородные соединения				ЭH4	ЭH3	H2Э	ЭH

2. Химическая связь и строение вещества

Электроотрицательность (ЭО) элемента – способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения. В шкале ЭО по Полингу электроотрицательность фтора принята равной 4.0 (самая высокая электроотрицательность). В периодах наблюдается тенденция роста величины ЭО, а в подгруппах – ее падения. Наименьшими значениями ЭО характеризуются s - элементы I группы, а наибольшими - p - элементы VII группы.

Таблица 2.1. Значения электроотрицательностей некоторых элементов

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	H 2.1								He -
II	Li 0.97	Be 1.47	B 2.01	C 2.50	N 3.07	O 3.50	F 4.00		Ne -
III	Na 1.01	Mg 1.23	Al 1.47	Si 1.74	P 2.10	S 2.60	Cl 2.83		Ar -
IV	K 0.91	Ca 1.04	Sc 1.20	Ti 1.32	V 1.45	Cr 1.56	Mn 1.60	Fe 1.64	Co 1.70	Ni 1.75
Cu 1.75	Zn 1.66	Ga 1.82	Ge 2.02	As 2.20	Se 2.48	Br 2.74		Kr -

Ковалентная неполярная химическая связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью.

Химическая связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием электроотрицательностей атомов.

Преимущественно ионная связь – образуется между элементами, резко отличающимися по электроотрицательности.

Таблица 2.2. Соединения с различными видами химической связи

Тип связи	Примеры соединений
1	2
1.Ковалентная неполярная	H2, O2, N2, P4
2. Ковалентная полярная	H2O, CO2, NH3, HF, AlCl3, ZnBr2, FeCl3

Продолжение таблицы 2.2

1	2
3. Донорно-акцепторная	Образуются по донорно-акцепторному механизму ионы NH4+, BF4-, [Al(OH)4]-, [Cr(OH)6]3-
4. Преимущественно ионная	Cоединения щелочных металлов с галогенами (CsF, NaCl, KBr, KI и др.)
5. Как ионные, так и ковалентные содержат	Соли кислородсодержащих кислот: Na2SO4, KNO3, Na2CO3 и др.
6. Водородная	Водородные связи (межмолекулярные) образуют между собой молекулы, содержащие атом водорода и элемент с высокой электроотрицательностью (NH3, HF, H2O)

Межмолекулярные взаимодействия: подразделяются на универсальные (осуществляются между всеми типами молекул) и специфические (пример: водородная связь)..

Валентность. В методе валентных связей валентность атома элемента определяется числом его химических связей в соединении. При этом учитываются связи, образованные как по обменному, так и по донорно-акцепторным механизмам. При образовании химической связи по обменному механизму

каждый из взаимодействующих атомов предоставляет по одному неспаренному электрону для образования связывающей электронной пары. Таким образом, валентность элемента в основном состоянии равна числу его неспаренных электронов. При переходе атома в возбужденное состояние число его неспаренных электронов может увеличиваться в результате разделения (“распаривания”) некоторых электронных пар и перехода электронов на более высокие энергетические подуровни. Если энергия, затраченная на возбуждение атома не очень велика, то она может компенсироваться энергией образующейся химической связи, и возбужденное состояние атома стабилизируется. Небольшими затратами энергии сопровождаются переходы электронов на более высокие подуровни внутри одного и того же энергетического уровня. Переходы электронов с подуровней одного энергетического уровня на подуровни другого могут требовать больших затрат энергии. Поэтому возбужденные состояния атомов, возникающие в результате таких переходов у элементов первых трех периодов, не могут стабилизироваться химической сязью. Таким образом, .“распаривание” электронов осуществляется в пределах уровня с данным значением главного квантового числа n.

Определим валентности атомов элементов первого и второго периодов в основном и возбужденном состояниях. Атом водорода имеет единственный электрон, поэтому его валентность всегда равна единице (водородные связи атома водорода не учитывают, так как они во много раз слабее обычных химических связей водорода). В атоме гелия два электрона занимают 1s-орбиталь. Переход одного из этих электронов на более высокий энергетический уровень требует больших затрат энергии, поэтому атом гелия является химически инертным. Валентности атомов лития, азота, кислорода, фтора, неона равны числу неспаренных электронов в основном состоянии, т. е. валентность лития равна 1, азота 3, кислорода 2, фтора 1, неона 0. В атомах бериллия, бора, углерода может происходить разделение электронных пар за счет перехода электронов с 2s - подуровня на 2p-подуровень, так как в атомах этих элементов на 2p-подуровне имеются вакантные орбитали. Такой переход на более высокий энергетический подуровень внутри данного энергетического уровня не требует больших затрат энергии и осуществляется в условиях обычных химических реакций. Поэтому валентности 2, 3, и 4, присущие атомам Be, B, C в возбужденном состоянии и совпадающие с номером соответствующей группы, более характерны для этих элементов, чем валентности, определяемые числом неспаренных p-электронов в основном состоянии. Максимальная валентность азота, не совпадающая с номером группы, равна четырем (три – за счет трех неспаренных электронов и еще одна за счет неподеленной электронной пары 2s-подуровня). Таким способом образуется катион аммония NH4+. У p-элементов третьего периода появляютя вакантные 3d-орбитали, на которые могут переходить при “распаривании” электроны 3p - и 3s-подуровней. Так, метод валентных связей предсказывает для атома серы валентности 2, 4 и 6, для атома хлора валентности 1, 3, 5 и 7. В случае d-элементов валентными являются электроны внешних s - и предвнешних d-подуровней. Например, минимальная валентность марганца Mn равна 2 (за счет «распаривания» 4s-электронов), максимальная равна 7 (2 + 5) и совпадает с номером группы. Кроме того, возможно проявление промежуточных (между двумя и семью) валентностей (4 и 6). Для меди, серебра и золота минимальная валентность равна единице, максимальная – трем из-за «провала» электронов. У меди наиболее устойчивы соединения с промежуточной валентностью два.