Учебно-методический комплекс по дисциплине "Химия". Раздел "Неорганическая химия" (стр. 14 )

Вторичная периодичность внутри sd-подгруппы изображается графически объединением наиболее близких по свойствам элементов:

1 – длинный период

2 – длинный период

3 – длинный период

Иное проявление вторичной периодичности наблюдается у sp -элементов. В подгруппах sp-элементов более близкими по свойствам являются элементы 1-го и 2-го длинных периодов, хотя целом степень близости их свойств ниже, чем для sd-металлов. По-видимому, основное влияние в этом случае оказывает не радиус иона в соединении, который монотонно возрастает с увеличением порядкового номера элемента, а эффективный заряд ядра. У sp-элементов 3-го длинного периода внешние электроны находятся под сильным воздействием возрастающего эффективного заряда ядра и тенденция к проявлению высшей степени окисления ослабляется. Характеристические оксиды в этом случае являются сильными окислителями (Tl2О3, РbO2) или вовсе нестабильны(Bi2O5). Вторичную периодичность внутри sp-подгруппы можно изобразить графически, объединив близкие по свойствам элементы:

1 – длинный период

2 – длинный период

3 – длинный период

Каждый элемент в Периодической системе имеет свой порядковый номер, зная который можно определить место элемента, т. период, ряд, группу и, следовательно, его свойства, а также свойства и формы соединений.

3.Диагональное сходство

Зависимости свойств элементов и их соединений обычно рассматриваются по вертикали в группе и по горизонтали в периоде. Однако еще был сделан вывод о близости мольных объемов у соседей по диагональному направлению в Периодической системе. Особенно часто диагональное сходство элементов проявляется в явлении изоморфного замещения одними элементами других в кристаллах - гетеровалентный изоморфизм. В группах химически сходных элементов изоморфизм часто отсутствует (например, пары Na - K, Mg - Ca, Si - Ti). Причиной этого является значительное увеличение ионных радиусов R при продвижении в группе сверху вниз: ионные радиусы возрастают более чем на 12- 15%, в то время как допуск ∆R для изоморфного замещения обычно около 12%. С другой стороны, примерно на столько же уменьшается радиус катиона в характеристической степени окисления при переходе по периоду слева направо. Поэтому вдоль диагонального направления изоморфное замещение ионов обычно выражено четко. Примером является диагональ Na+ - Ca2+ - Y3+ c ионными радиусами 0,98; 1,06 и 1,06 Ǻ.

Применительно к приближенной ионной модели связи свойства катиона могут быть охарактеризованы его электронной оболочкой, степенью окисления и радиусом. При близких значениях ионных потенциалов Z / R, где Z - заряд иона, следует ожидать примерно одинакового поляризующего действия катионов на однотипные анионы. В этом случае физико-химические характеристики разных соединений могут оказаться близкими.

4.Кислотно-основные свойства

Наиболее электроположительные металлы – щелочные – образуют самые сильные основания. Электроотрицательные элементы образуют сильные кислородные кислоты. Изменение кислотно-основных свойств по периоду хорошо видно из свойств следующих соединений элементов третьего периода:

NaOH Mg (OH)2 А1(ОН)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 НСlO4

сил. основ. слабое основ. амфотер. основ. очень сл. к-та к-та средняя сильная к-та очень сил. к-та

По периодам уменьшается способность к образованию оснований и растет способность к образованию кислот. В группах электроположительных элементов нарастает сила оснований: Be(ОН)2 является амфотерным соединением, Ва(ОН)2 – сильное основание.

В группах электроотрицательных элементов нарастает сила бескислородных кислот: Н2О – амфолит, Н2Те – довольно сильная кислота.

5.Окислительно-восстановительные свойства

Наиболее электроположительные элементы, щелочные металлы являются самыми сильными восстановителями, наиболее электроотрицательные элементы проявляют свойства сильных окислителей.

По периодам ослабевают восстановительные и усиливаются окислительные свойства элементов. Например, в третьем периоде восстановительная способность уменьшается, в последовательно­сти: Na, Mg, Al, Si, P; окислительная способность растет в последовательности: Р, S, C1. Окислительно-восстановительные свойства элементов зависят от числа проявляемых им степеней окисления. По периоду число проявляемых элементами степеней окисления возрастает: Na проявляет две степени окисления, а Сl – шесть.

По группам нарастает восстановительная способность и уменьшается окислительная: во второй группе (Be, Mg, Ca, Sr, Ва) самым сильным восстановителем является барий, в седьмой группе (F, Cl, Br, I) самый слабый окислитель – иод.

Способность к комплексообразованию изменяется по периодам и группам, подчиняясь сложным периодическим закономерностям.

Пример 1. Установить химические свойства элемента с порядковым номером 11.

Решение. Элемент с порядковым номером 11 – натрий – находится в I группе в 3-м периоде. На, внешнем электронном уровне 1 электрон. Следовательно, это металл, обладающий способность отдавать электрон, превращаясь в ион Na+. Элемент должен легко соединяться с неметаллами – хлором, кислородом, серой и др. Натрий легко вытесняет водород из воды.

Пример 2. Описать химические свойства элемента с порядковым номером 8.

Решение. Это кислород, атом которого имеет на внешне электронном слое б электронов. Поскольку число валентных электронов больше четырех, это элемент с неметаллическими свойствами. Он легко присоединяет электроны и соединяется с типичными металлами.

Каждый элемент в Периодической системе имеет свой порядковый номер, зная который можно определить место элемента, т. период, ряд, группу и, следовательно, его свойства, а также свойства и формы соединений.

Пример 3. Определить место элемента с порядковым номером 15, формулу и характер (основной, кислотный) его высшего оксида.

Решение. Элемент 15 в 3-м периоде; 15-(2 + 8) =5, т. е. занимает пятое место в 3-м периоде, V группа. Формула высшего оксида Э2О5, характер – кислотный.

ЛЕКЦИЯ № 4. “Химическая связь и строение молекул”

План

1.  Сущность химической связи.

2.  Перекрывание атомных орбиталей

3.  Механизмы образования ковалентных связей

4.  Гибридизация атомных орбиталей

5.  Метод молекулярных орбиталей.

1.Сущность химической связи

Элементы, не обладающие стабильной электронной конфигурацией инертных газов, стремятся приобрести ее, вступая в химические реакции. Атомы, которым до стабильной конфигурации не хватает незначительного числа электронов или, напротив, у которых имеется небольшой их избыток, обычно образуют электрически заряженные частицы – ионы. Положительно заряженные ионы (образующиеся при потере электронов) называют катионами, отрицательно заряженные ионы (образующиеся при приобретении электронов) – анионами. Заряд ионов редко превышает 3, т. е. атомы редко теряют или приобретают более трех электронов. Атом натрия, соединяясь с атомом хлора, теряет один наружный электрон и превращается в катион, а атом хлора приобретает этот электрон и становится анионом. Их внешние электронные оболочки становятся заполненными и содержат по восемь электронов. Катион и анион притягиваются, образуя натрий хлорид.

Электроны внешней оболочки, участвующие в образовании химических связей, называют валентными. (Валентность элемента равна числу связей, которые он способен образовать.) Элементы, имеющие одинаковую электронную конфигурацию внешних оболочек и обладающие сходными физическими и химическими свойствами, объединены в периодической системе элементов в группы от I до VIII, причем номер группы совпадает с числом валентных электронов.

Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу и сближаются, но лишь до определенного предела. Когда расстояние между ионами становится слишком мало, их электронные облака начинают отталкиваться, и дальнейшее сближение становится невозможно. Таким образом, есть определенное расстояние, на котором ионная пара наиболее стабильна. Его называют длиной ионной связи. Пространственное расположение заряженных частиц в веществе, имеющем ионный характер состояния, строго упорядоченно. В качестве примера ионных соединений можно привести обычную поваренную соль NaCl, в которой ион натрия Na+ связан с ионом хлора Cl– или хлорид кальция CaCl2 с соотношением между ионами кальция Са2+ и хлорид-ионами Cl– 1:2. Как NaCl, так и CaCl2 электрически нейтральны.

Другой распространенный тип связи – ковалентная связь – возникает, когда два атома обобществляют одну (или более) пару электронов. При образовании ковалентной связи атомы удерживаются вместе электростатическим притяжением ядер к общей электронной паре, в отличие от ионной связи, в основе которой лежит электростатическое притяжение между самими ионами. Ковалентные связи обычно образуются в тех случаях, когда ядра атомов притягивают электроны примерно с одинаковой силой. Такая связь существует, например, в молекуле хлора. Ковалентная химическая связь характеризуется направленностью, что обусловлено определёнными ориентациями атомных орбиталей (АО) в пространстве.

По мере изучения свойств веществ возникала необходимость их объяснения и описания. Прежде всего, требовал объяснения сам факт образования молекул и структурных единиц (СЕ) из атомов, т. е. природа и величина энергии притяжения атомов в веществах − энергия химической связи. Было установлено также особое свойство химической связи, которое можно определить как насыщаемость: атом в молекуле или СЕ обладает определенной валентностью и он может иметь небольшое число валентностей. Для свойств молекул и СЕ важно не только число тех или иных атомов в них, но и порядок расположения (теория строения ), расстояние между атомами и геометрия молекул и СЕ (стереохимия − Вант-Гофф и Ле Бель). Наконец, вещества обладают определенными оптическими (цвет, спектры), электрическими (дипольный момент, заряды на атомах) и магнитными свойствами, которые должны быть объяснены с точки зрения их строения.