Энергия ионизации; сродство к электрону. Изменение в периодах и группах периодической системы.

Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э⁻ (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).(Э + e⁻ = Э⁻ + ε)Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями.Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² (Be, Mg, Zn) и s²p⁶ (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As): Энергия ионизации Е1 – минимальная энергия, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный электрон с атомной орбитали невозбужденного атома на бесконечно большое расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. Энергия ионизации соответствует следующему процессу: Э + ЕI → Э+ + е, где ЕI - кДж / моль. Энергия ионизации количественно характеризует способность атома удерживать электроны, что является важной характеристикой его химической активности. Энергии ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшее значение энергии ионизации характерно для инертных газов, находящихся в конце периода. В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними.
Сродство к электрону атома ЕА – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении к нейтральному атому электрона с образованием отрицательного иона: Э + е → Э- + ЕА где ЕА - кДж / моль. Сродство к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии (ЕА> 0). Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство к электрону считается отрицательным (ЕА<0). Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгрупп 7А (галогены) у большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшее значение сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s и р-подуровнями. В подгруппах сверху вниз сродство к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значение сродства к электрону известны не для всех атомов.
Понятие электроотрицательности элементов ввел американский физикохимик Полинг. По определению Полинга электроотрицательность – это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи. Электроотрицательность зависит от типа соединений, валентного состояния элемента. Поэтому такая характеристика имеет условный характер. Однако ее использование полезно для качественного объяснения типа химических связей и свойств соединений. В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз). Таким образом , наименьшее значение электроотрицательности имеют s-элементы 1 группы, а наибольшее р-элементы 6 и 7 групп.

Электро-отрицательность атомов элементов. Относительная электро- отрицательность. Изменение в периодах и группах периодической системы. Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.

Электроотрицательностью (ЭО) атома называется способность атома в молекуле (соединении) притягивать электроны, связывающие его с другими атомами.
Понятие электроотрицательности ввел Л. Полинг (США, 1932 г.). Количественная характеристика электроотрицательности атома весьма условна и не может быть выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для количественного определения ЭО предложено несколько шкал. Наибольшее признание и распространение получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полингом (см. табл. 4).
По шкале Л. Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята равной 4,0; на втором месте находится кислород, на третьем — азот и хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы; значения их ЭО близки к 2.Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1,7 или меньше. Отметим, что ЭО является безразмерной величиной.

 Лантаноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,08 – 1,14;

 Актиноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,11 – 1,20;

 Элементы VIII группы периодической системы (благородные газы) имеют нулевую электроотрицательность;

 Условной границей между металлами и неметаллами считается значение относительной электроотрицательности равное 2.

В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо).В каждой группе Периодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз). Фтор F обладает наивысшей, а цезий Cs – наинизшей электроотрицательностью среди элементов 1—6-го периодов. У типичных неметаллов – высокая электроотрицательность, а у типичных металлов – низкая. Полярность химических связей, характеристика химической связи, показывающая перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь. Количественной мерой полярности химической связи служат т. н. эффективные заряды на атомах: разность между зарядом электронов, сосредоточенным в некоторой области пространства (порядка атомных размеров) вблизи ядра, и зарядом ядра. Эта мера приближённая, поскольку выделить в молекулах области, относящиеся к отдельным атомам и отдельным связям (если их несколько), однозначно нельзя. Связи строго неполярны лишь в двухатомных гомоядерных молекулах, в остальных случаях они в той или иной степени полярны. Обычно ковалентные связи слабо полярны, ионные связи сильно полярны. Полярность химической связи иногда указывают символами зарядов у атомов (например, Н^+ — Cl^-, где  — некоторая доля элементарного заряда). Связи бывают: ковалентные не полярные(например H2,O2,F2);ковалентные полярные (H2O,HF);ионные(К2О)

10. Причина образования химической связи. Метод валентных связей. Обменный и донорно- акцепторный механизмы в образовании химических связей. Характреистики химической связи: энергия, длина, кратность, полярность.

Главная причина образования химической связи – выделение энергии и повышение устойчивости системы. Чем меньше запас энергии атома, тем более он устойчив в химическом отношении и его состояние наиболее энергетически выгодное.

Метод валентных связей. Основные положения метода валентных связей, ба­зирующиеся на квантово-механической теории строения атома, были разработаны Вальтером Гейтлером и Фритцем Лондоном в 1928 году. В последующем значительный вклад в развитие этого метода внесли Лайнус Полинг и Джон Слейтер. С точки зрения этого метода: 1. В образовании связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки атома (валентные элек­троны). 2. Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов с антипараллельными спи­нами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обусловливающая связь между ядрами атомов. Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи. 3. Химическая связь осуществляется в том направле­нии, в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей. 4. Из нескольких связей данного атома наиболее проч­ной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания атомных орбиталей. 5. При образовании молекул электронная структура (кроме внешней электронной оболочки) и химическая индивидуальность каждого атома в основном сохраняются.

Известны два механизма образования общих электрон­ных пар: обменный и донорно-акцепторный.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ объясняет образование ковалентной химической связи участием в ней двух элек­тронов с антипараллельными спинами (по одному от каж­дого атома).

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ предпола­гает образование ковалентной химической связи за счет неподеленной пары (не участвовавшей ранее в образова­нии связи) одного из связывающихся атомов и вакантной орбитали другого атома. Например, при сближении молекулы аммиака и иона водорода неподеленная пара электронов атома азота занимает ва­кантную орбиталь иона водорода. Это приводит к образо­ванию общей электронной пары и, следовательно, к об­разованию химической связи между ними. Первый атом называют ДОНОРОМ, второй — АКЦЕПТОРОМ. Вещества, в которых есть химические связи донорно-акцепторного происхожде­ния, широко распространены среди неорганических со­единений. Большая часть таких соединений относится к так называемым комплексным соединениям.

Энергия связи – это количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы разорвать все имеющиеся связи между атомами в 1 моле вещества.
Есв кДж\моль и ЭВ \ моль
Определяет прочность молекул. Величину средней энергии связи, определяют делением энергии образования молекулы соединения из атомов на число связей.
Н : N H₃
Энергия образования NH3 -1170 кДж \ моль
Величина средней энергии
Е связи = 1170\3 = 390 кДж
Н₂О Н-О-Н
Е образования = 928 кДж \ моль
Е связи = 928 \ 2 = 464 кДж
Длина связи (d) – расстояние между центрами ядер атомов образующих молекул.
d=СМ, НМ d(НМ) – определяют с помощью спектроскопии или дифракции или дифракции рентгеновских лучей.
Чем больше длина, тем меньше Есв Кратность – это число связей, которыми связаны атомы. Ковалентная связь насыщена, т.е. присоединение др. атомов по месту образования повышенной связи невозможно.
Н(:)Н
Присоединение 3 атома не возможно, т.к. спина совпадает со спиной электронной пары. Произойдет отталкивание.
Ковалентная связь бывает неполярная и полярная .Неполярная ковалентная связь образуется за счет соединения атомов с одинаковой ЭО.
Атомная неполярная – электронная пара или пары находятся на одинаковом расстоянии от обоих атомов.(Н2: Н:Н) Полярная, ковалентная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью. Электронные пары перетянуты к более электроотрицательному атому.