Периодичность свойств химических элементов.

Поскольку электронная конфигурация атомов химических элементов изменяется периодически с ростом заряда их ядер, все свойства, определяемые электронным строением, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. К таким свойствам относят атомные и ионные радиусы, энергию ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и др. В таблице 4 рассмотрены основные закономерности в изменении этих параметров в периодической системе.

Таблица 4

Закономерности изменения характеристик элементов по периоду и группе

№ п/п	параметр	определение	закономерности изменения
	Радиус атома (с точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно)	наиболее широко используются так называемые эффективные (т.е. проявляющие себя в действии) радиусы атомов, рассчитанные из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах.	в периодах – по мере роста заряда ядер радиусы уменьшаются; в группах – с ростом заряда ядер радиусы атомов увеличиваются.
	Энергия ионизации (зависит от заряда ядра, радиуса атома, конфигурации внешних электронных оболочек)	минимальная энергия, необходимая для отрыва наиболее слабого связанного электрона от невозбужденных атомов для процесса	в периодах – немонотонно возрастает; в главных подгруппах – немонотонно уменьшается.
	Сродство к электрону (надежные значения найдены лишь для небольшого числа элементов)	энергия процесса присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион:	в периодах – возрастает; в главных подгруппах – уменьшается.
	Электроотрицательность (ЭО или )	условная величина, характеризующая способность атомов того или иного элемента в молекуле или сложном ионе смещать к себе электроны, участвующие в образовании связи.	в периодах – возрастает; в подгруппах – уменьшается.

Химическая связь

Основное условие образования химической связи – понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов.

Природа химической связи, согласно современным представлениям, объясняется взаимодействием полей, образуемых электронами и ядрами атомов, которые участвуют в образовании химического соединения.

Химическая связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи:

1. ковалентную;

2. ионную;

3. металлическую.

Основные параметры химической связи:

§ длина – межъядерное расстояние между химически связанными атомами; выражается в н/м;

§ кратность – это число связей между атомами в молекуле;

§ прочность – мерой прочности связи является энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании связи, или та энергия, которую потребуется затратить, чтобы разорвать связь между взаимодействующими атомами; выражается в кДж/моль;

§ валентный угол – угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов.

Ковалентная связь

Ковалентная связь – тип химической связи, который образуется при перекрывании электронных облаков двух связываемых атомов.

Механизмы образования ковалентной связи:

1. обменный – химическая связь образуется за счет общей пары электронов, которая образуется при перекрывании неспаренных электронов исходных атомов.

Например, ∙+ ∙ → :

: ∙ + ∙ ∙→: : :

Химическая связь, образованная по обменному механизму является двухэлектронной и двухцентровой.

2. донорно-акцепторный – общая связывающая электронная пара предоставляется одним из атомов (донор электронной пары), другой атом предоставляет свободную атомную орбиталь.

Например, образование иона аммония:

H ⁺

+ H⁺ → N

H H

H H H H

Свойства ковалентной связи

1. насыщаемость – число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом с другими атомами.

Свойство атомов того или иного элемента образовывать определенное число ковалентных связей называют валентностью.

2. направленность – одно из важнейших свойств ковалентной связи, зависящее от типа взаимодействующих электронов и числа атомов.

Ковалентная химическая связь возникает в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей взаимодействующих атомов, которые, в свою очередь, направлены в пространстве (кроме сферических s-орбиталей), следовательно, и образуемые при этом ковалентные связи пространственно направлены.

Электронные облака имеют различную форму и ориентацию, поэтому их взаимное перекрывание реализуется различными способами.

Способы перекрывания электронных облаков:

1. - связь– ковалентная связь, которая образуется при перекрывании электронных облаков по линии, соединяющей ядра атомов (рисунок 12).

Рис. 12. Перекрывание атомных орбиталей атомов А и В при образовании s-связей

Между каждой парой атомов может быть только одна - связь.

2. -связь – ковалентная связь, которая образуется при перекрывании электронных облаков в двух областях пространства, по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (рисунок 13).

Рис. 13. Перекрывание атомных орбиталей атомов А и В при образовании p-связей

Направленность ковалентной связи обусловливает определенную пространственную конфигурацию молекул, для объяснения которой применяется представление о гибридизации атомных орбиталей.

Гибридизация – это выравнивание (усреднение) электронных орбиталей по форме и размерам, а, следовательно, и по энергии.

Гибридизация не является реальным физическим процессом. Это условный прием, позволяющий предсказать структуру молекулы при помощи комбинации атомных орбиталей.

В таблице 5 приведены данные о геометрической конфигурации молекул в зависимости от типа гибридизации центрального атома А.

3. полярность и поляризуемость связи

О степени полярности связи судят по разности значений электроотрицательности элементов, образующих соединение, по величине частичных положительных и отрицательных зарядов и , возникающих на атомах в полярных молекулах, и по величине дипольного момента.

По степени полярности различают:

a) неполярную ковалентную связь – образуется между атомами равных размеров и с одинаковой электроотрицательностью, при этом электронное облако расположено симметрично в пространстве между ядрами (например, Cl – Cl, N N, O O);

b) полярную ковалентную связь – образуется между атомами c разной электроотрицательностью (не слишком отличающейся), при этом происходит смещение электронной плотности (общей электронной пары) к более электроотрицательному элементу (например, ).

Таблица 5

Типы гибридизации и геометрическая форма молекулы

Число эл. пар атома А	Исходные и гибридные обритали	Тип гибридизации	Валентный угол	Геометрическая форма и состав молекулы
		sp	180 °C	линейная АВ2
	sp2	120 °C	плоский треугольник АВ3
	sp3	109,28 °C	тетраэдр АВ4
тригональная пирамида
угловая :

Дипольный момент связи (Кл∙м) определяется по формуле:

(85)

где – абсолютная величина заряда, Кл; – длина диполя (вектор, направленный из центра положительного заряда к центру отрицательного заряда).

Поляризуемость связи – это способность ковалентной связи поляризоваться (деформироваться) в результате действия на молекулу внешнего электрического поля.

Поляризуемость связи зависит от заряда атомов, образующих связь, от размера атомов и формы орбиталей.

Ионная связь

Ионная связь – это химическая связь, возникающая за счет полного перехода электронов от одного атома к другому

или – это связь, энергия которой в основном определяется электростатическими силами притяжения противоположно заряженных ионов.

Характеристики ионной связи:

1. образована ионами;

2. при образовании нет общих электронных пар, нет повышенной электронной плотности в области связывания;

3. не обладает насыщаемостью;

4. не обладает направленностью.

Если представить ионы в виде несжимаемых сфер, то они располагаются в кристаллах друг около друга в порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.

В целом ионное соединение представляет собой большую ассоциацию ионов противоположных знаков. Поэтому химические формулы ионных соединений отражают лишь простейшее соотношение между числом атомов элементов, входящих в состав такой ассоциации.