Основні електронні будови атомів елемнтів головних та побічних підгруп: s-p-d-f елементів.

Вертикальні стовпчики елементів у періодичній таблиці – групи складаються із підгруп: головної і побічної, які іноді позначаються літерами А і Б відповідно.До складу головних підгруп входять s- і р-елементи, а до складу побічних – d- i f-елементи великих періодів.

Головна підгрупа – це сукупність елементів, що розміщується в періодичній таблиці вертикально і має однакову конфігурацію зовнішнього електронного шару в атомах. Як випливає з наведеного визначення, положення елемента в головній підгрупі визначається загальною кількістю електронів (s- і р-) зовнішнього енергетичного рівня, яка дорівнює номеру групи.

Побічна підгрупа – це сукупність елементів, що розміщуються в періодичній таблиці вертикально і мають однакову кількість валентних електронів за рахунок забудови зовнішнього s- і другому ззовні d-енергетичних підрівнів. Усі елементи побічних підгруп належать до d-родин. Ці елементи іноді називають перехідними металами. В побічних підгрупах властивості змінюються більш повільно, оскільки в атомах d-елементів електрони забудовують другий ззовні енергетичний рівень, а на зовнішньому рівні перебувають лише два електрони або один.

Порядок заповнення електронами енергетичих рівнів та підрівнів в атомах за правилами Клечковського

Заповнення електронами енергетичних підрівнів відбувається по мірі зростання суми (n + l) – головного і побічного квантових чисел. Якщо для двох атомних орбіталей значення (n + l) однакові, то згідно з другим правилом Клечковського, першою заповнюється електронами атомна орбіталь з меншим значеннямn (головного квантового числа). Для визначення послідовності заповнення електронами атомних орбіталей, вираховують енергію кожної орбіталі за сумою (n + l) (табл. 4.2 і рис. 4.6).

Таблиця 4.2 П ослідовність заповнення електронами орбіталей в багатоелектронному атомі згідно з правилами Клечковського

Рис. 4.6. Зміна енергії атомних орбіталей зі зростанням суми (n + l). Як видно з рис. 4.6, близькі значення енергії мають 4 s - і 3 d -, 5 s - і 4 d - та 5 p - і 4 f -орбіталі (тобто однакову суму (n + l)), але згідно другого правила Клечковського заповнення відбувається в порядку зростання значення n.

Властивості елемнтів, які змінюються періодично и не періодично, кислотно-основні властивості гідрооксидів.

Властивості елементів залежать від числа валентних електронів, що дорівнює номеру групи в періодичній таблиці. Елементи, що мають завершені зовнішні енергетичні рівні та містять вісім електронів, є найбільш стійкими. Саме цим пояснюється хімічна інертність гелію, неону і аргону: вони взагалі не вступають у хімічні реакції. Атоми всіх інших хімічних елементів прагнуть віддати або приєднати електрони, щоб їхня електронна оболонка виявилася стійкою, при цьому вони перетворюються в заряджені частинки.

Розміри атомів визначаються зарядом ядра і будовою електронної оболонки. Ось чому зміна радіусів атомів зі збільшенням протонного числа мас чітко виражений періодичний характер. У періодах радіус атомів поступово зменшується, а в головних підгрупах — збільшується.
Електронегативність характеризує здатність атома будь-якого елемента в хімічній сполуці притягувати електрони на свою електронну оболонку.
Властивості хімічних елементів, розміщених у порядку зростання заряду ядра, змінюються періодично: у межах періоду металічні властивості елементів поступово послаблюються, а неметалічні — посилюються; основні властивості оксидів і гідроксидів елементів поступово послаблюються, а кислотні — посилюються. У головних підгрупах елементів навпаки.
Властивості хімічних елементів періодично повторюються, оскільки періодично повторюється будова зовнішніх енергетичних рівнів у їх атомах.

Гідроксиди – це продукти прямого чи непрямого приєднання води до оксидів. Гідроксиди поділяються на три групи: основи, оксигеновмісні кислоти та амфотерні гідроксиди. Для кращого розуміння можна схематично зобразити зв’язок оксидів та гідроксидів:

основний оксид + H2O → основа (основний гідроксид);

кислотний оксид + H2O → оксигеновмісна кислота (кислотний гідроксид);

амфотерний оксид + H2O → амфотерний гідроксид.

При цьому треба пам’ятати, що не всі оксиди безпосередньо взаємодіють з водою.

Зміна кислотних та основних властивостей гідрооксидів.

В ряду елементів певного періоду послаблюються властивості основних відповідних їм гідроксидів, а кислотні властивості в тому самому напрямку посилюються. Перехід від основних до кислотних оксидів, та, відповідно, від основ до кислот здійснюється в періоді через амфотерний оксид або гідроксид. Така закономірність є справедливою для другого та третього періодів періодичної системи. Для елементів великих періодів спостерігаються складніші закономірності. А томний радіус є величиною, яка показує розмір електронної оболонки атома. Це дуже важлива величина, від якої залежать властивості атомів хімічних елементів. У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома відбувається збільшення числа електронних рівнів, тому атомний радіус зі збільшенням порядкового номера в головних підгрупах збільшується. У періодах відбувається збільшення заряда ядра атома хімічного елемента, що призводить до підсилення притяжіння зовнішніх електронів до ядра. Крім того, зі збільшенням заряда ядра збільшується число електронів на зовнішньому рівні, проте число електронних рівнів не збільшується. Зазначені закономірності призводять до зжаття електронної оболонки навколо ядра. Тому атомний радіус зі збільшенням порядкового номеру в періодах зменшується.

Зміна кислотних властивостей безоксигенових та оксигенвмісних кислот в залежності від заряда та радіусов іонів по групах і рядах періодичної системи.

Кислоти – складні сполуки, що містять у своєму складі один або декілька атомів Гідрогену і кислотний залишок. В залежності від того, чи входить Оксиген до складу кислотного залишку, чи не входить, кислоти поділяються на оксигеновмісні (HNO3, H2SO4) та безоксигенові (HCl, H2S).

1 5. Сполуки, що містять звязки Е-О-Н і Е-Н, амфотерні сполуки.

Відомо, що всі хімічні елементи проявляють або кислотні властивості, або основні властивості. Це залежить від розташування елемента в Періодичній таблиці Менделєєва. Активні метали першої та другої групи утворюють з’єднання з основними властивостями. Неметали утворюють сполуки з кислотними властивостями. Амфотерні сполуки утворюють перехідні метали та елементи побічних груп.

Амфотерні сполуки здатні взаємодіяти і з кислотами, і з основами. Амфотерність – властивість хімічних сполук взаємодіяти як з кислотами,так і з основами. Амфотерними властивостями володіють елементи побічних груп та перехідні метали.

·Амфотерні оксиди, приклади: Al2O3, Zno, Fe2O3, Cu2O, CuO

·Амфотерні гідроксиди, приклади: Al(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)3, CuOH, Cu(OH)2

Амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами з утворенням води і солі по рівнянню

Амфотерні оксиди взаємодіють з основами з утворенням води і солі по рівнянню

Гідроксиди елементів, які можуть утворювати амфотерні сполуки, вступають у звичайні хімічні реакції, що характерні для нерозчинних основ. Єдиною відмінністю є взаємодія з лугами, тобто реакції, в яких вони виявляють кислотні властивості.

Амфотерні гідроксиди з лугами поводяться як кислоти, тобто вступають у реакцію нейтралізації з утворенням солі та води. Для того щоб правильно записати рівняння реакції за участю амфотерних гідроксидів, слід розглядати їх як кислоти. Так, цинк гідроксид Zn(OH)2можна записати як кислоту H2ZnO2. Ця кислота буде мати назву цинкатна, вона має двовалентний кислотний залишок ZnO2, її солі — цинкати.

Так само, як і амфотерні гідроксиди, амфотерні оксиди виявляють ті ж властивості, що й звичайні основні оксиди при взаємодії з кислотними речовинами. При взаємодії з основними речовинами вони вступають у реакції як кислотні оксиди, тобто взаємодіють із основними оксидами й основами з утворенням солей. Амфотерні оксиди взаємодіють із основами та основними оксидами при сплавці, без участі води, і утворюють солі, які містять звичайний кислотний залишок, що відповідає цьому оксиду.

16. Типи хімічного звязку. Характеристика хімічного звязку — енергія, довжина, валентний кут, кратність. Механізм утворення різних типів звязку.

Х імічний зв’язок – сукупність явищ, які утримують атоми елементів у просторі в певному положенні і на певній віддалі так, що вони утворюють стійкі молекули, іони, кристали тощо. Основними типами хімічного зв’язку є ковалентний, іонний, металічний. Основні характеристики хімічного зв’язку – це його енергія, довжина (між’ядерні відстані), кут між зв’язками (валентні кути). Д овжина хімічного зв’язку (l) – це відстань між ядрами атомів, які утворюють зв’язок. Довжину зв’язку вимірюють у нанометрах (1 нм = 10-9м). Вона має величину порядку 0,1- 0,2 нм. Так, експериментально визначено, що довжина зв’язку між атомами в молекулі Н2 складає 0,074 нм, N2 – 0,110 нм, O2 – 0,121 нм. Хімічний зв’язок тим міцніший, чим менша відстань між атомами в молекулі. Кут між уявними лініями, які проходять крізь ядра хімічно зв’язаних ато-мів, називається валентним кутом. Валентні кути залежать від природи атомів і характеру хімічного зв’язку. Експериментально встановлено, наприклад, що в трьохатомній молекулі води атоми водню знаходяться на однакових відстанях (0,096 нм) від атома кисню тобто у молекулі Н2О довжина зв’язку О-Н дорівнює 0,096 нм. Валентний кут складає 104,5о. Енергія хімічного зв’язку (Е), тобто міра міцності зв’язку між атомами в молекулі – це кількість енергії, яку треба затратити, щоб розірвати зв’язок. Енергія хімічного зв’язку вимірюється у кілоджоулях, віднесених до 1 моль речовини (кДж/моль). Чим більша енергія зв’язку, тим він міцніший.

Ковалентний зв’язок  це хімічний зв’язок, який здійснюється за рахунок спільних електронних пар, що одночасно належать двом атомам, причому кожний атом дає один електрон для утворення пари. Молекули таких речовин як H2, O2, Cl2, N2 та інші утворюються за рахунок ковалентного зв’яз-ку. Характерно, що при утворенні спільних електронних пар, атоми, що увій-шли до складу молекули мають нібито завершену зовнішню електронну обо-лонку, яка схожа на оболонку найближчого інертного газу.

Водневий зв’язок - виникає внаслідок електростатичної взаємодії між атомом Гідрогену, що має частково позитивний заряд, та атомами з неподіленими парами електронів. В утворенні цього зв’язку обов’язково бере участь атом Гідрогену (водню), звідси і ця назва – “ водневий зв’язок ”. Як правило, це атоми Гідрогену, які зв’язані з атомами Оксигену чи Нітрогену. Внаслідок полярності зв’язку на атомі Гідрогену вникає частковий позитивний заряд (δ+) і він здатен взаємодіяти з вільними парами електронів інших атомів з утворенням водневого зв’язку.

Іонний зв’язок — це зв’язок, зумовлений електростатичним тяжінням між різнойменно зарядженими йонами. Під час утворення йонного зв’язку один з атомів віддає електрон, перетворюючись на позитивно заряджений іон — катіо н, а інший приймає електрон, перетворюючись на негативно заряджений іон— аніо н.
Під час утворення йонного зв’язку повної передачі електронів від атома до атома не відбувається: загальна електронна пара сильно зміщена в бік атомів елемента з більшою електронегативністю. Йонний зв’язок можна розглядати як крайній випадок ковалентного полярного зв’язку. Чим більша різниця електронегативностей елементів, тим більший ступінь йонності зв’язку.

17. Іонний, металевий, водневий, донорно-акцепторний звязок. Визначення та механізм утворення

Донорно-акцепторний зв’язок. Ковалентний зв’язок за донорно-акцеп-торним механізмом виникає за рахунок неподіленої електронної пари, яка є на зовнішньому енергетичному рівні одного з атомів, що взаємодіють, та вільної орбіталі іншого атома. Атом, що надає для утворення зв’язку свою неподілену електронну пару електронів, називається донором (у цьому випадку – азот). Атом, який має вільну орбіталь і приймає електронну пару, називається акцептором (у цьому прикладі – іон водню). Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку має особливо велике значення при утворенні координаційних сполук, тому його ще інколи називають координаційним зв’язком

Іонний зв’язок. Цей тип зв’язку базується на уявленнях, що протилежні за властивостями атоми металів та неметалів з’єднуються один з одним в результаті дії сил електростатичної взаємодії протилежно заряджених частинок – іонів. Іони утворюються з атомів при переході електронів атома металу на зовнішню оболонку атома неметалу. Енергія іонного зв’язку визначається кулонівськими силами притягання протилежно заряджених іонів. Вона залежить від значень енергії іонізації атома металу та спорідненості до електрона атома неметалу. Чим менша пер-ша величина і більше друга, тим енергетично вигіднішим є утворення іонної сполуки, тим вищою є енергія зв’язку. Іонні сполуки утворюють атоми елементів, що різко відрізняються за значеннями електронегативності. Наприклад, сполуки металів І та ІІ груп головних підгруп з неметалами VІ та VІІ груп головних підгруп – оксиди, галогеніди, сульфіди, гідроксиди і кисневмісні солі цих металів.

Водневий зв’язок утворюється між молекулами як результат взаємодії іонів Гідрогену однієї з них з електровід’ємними атомами іншої. Іон Гідрогену, що має маленький розмір і сильний позитивний заряд, може притягуватись до електронної оболонки сусідніх молекул і утворювати зв’язок. Так, у молекулах води між іонами Гідрогену та Оксигену сусідніх молекул утворюється досить сильний водневий зв’язок, що надає воді цілий ряд аномальних властивостей (рідкий стан, високу питому теплоємність та інші). З позиції методу валентних зв’язків водневий зв’язок є трицентровим, ос-кільки одна електронна орбіталь водню забезпечує зв’язок з трьома атомами. Для цього зв’язку характерні напрямленість в просторі і насичуваність. Механізм утворення міжмолекулярного водневого зв’язку (на прикладі молекули води) пояснюється таким чином: атоми Н у молекулі Н2О зв’язані з атомами О за допомогою полярного ковалентного зв’язку. Спільні електронні пари сильно зміщуються до атома електронегативного елемента (до атома кисню). В результаті атом О набуває значного ефективного негативного заряду, а атом водню майже втрачає електронну хмару. Між протоном водню однієї молекули води і негативно зарядженим атомом кисню іншої молекули води виникає електростатична взаємодія, яка зумовлює утворення водневого зв’язку. Крім того, виникнення водневого зв’язку зумовлює також донорно-акцепторна взаємодія, оскільки атом водню має вакантну орбіталь, а атом електронегативного елемента – неподілену електронну пару

Металічний зв’язок – це багатоцентровий зв’язок, який існує у металах та їх сплавах між позитивно зарядженими іонами та валентними електронами, що є спільними для усіх атомів. усіх атомів. У металів енергія іонізації атомів є нижчою, ніж у неметалів. Тому в них валентні електрони легко відриваються від окремих атомів і стають спільни-ми для всього кристалу. Так утворюються позитивно заряджені іони та електронний газ – сукупність рухливих електронів. У кристалі металу спільні електрони зв’язують багато іонів. Металічний зв’язок подібний до ковалентного. В основі виникнення цих зв’язків лежать процеси утворення спільних валентних електронів. Однак у сполуках з металічним зв’язком валентні електрони є спільними для всього кристалу, а в сполуках з ковалентним – лише для двох сусідніх атомів. Поряд з тим, металічний зв’язок дещо подібний до іонного, адже у вузлах кристалічних решіток знаходяться іони. Металічний зв’язок є ненапрямленим, оскільки валентні електрони розподілені по всьому кристалу майже рівномірно. Незважаючи на те, що у вузлах кристалічних граток знаходяться позитивні іони, кристалічні решітки металів досить стабільні.

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право...

ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала...

Что способствует осуществлению желаний? Стопроцентная, непоколебимая уверенность в своем...

ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: