Сделай Сам Свою Работу на 5

Виды химической связи: ионная, металлическая, ковалентная (полярная, неполярная), водородная.





ОБЩАЯ ХИМИЯ

 

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

 

В 1869 г. великий русский химик Д.И. Менделеев открыл один из основных законов природы – периодический закон.

Современная формулировка периодического закона: «Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов их атомных ядер (порядкового номера элемента)» или «Свойства элементов периодически повторяются ».

Графическим отображением периодического закона является периодическая таблица химических элементов, в которой все элементы расположены по периодам, рядам и группам.

Периодом называется горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс (зарядов атомных ядер), начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом.

Три первых периода называются малыми. Периоды 4, 5, 6 и 7 называются большими. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов. В периодах свойства элементов изменяются периодически: ослабевают металлические свойства и усиливаются неметаллические. Например, малый 3-й период: натрий, магний, алюминий, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон. Здесь натрий – самый активный металл, а хлор – самый активный неметалл. Завершает период аргон – инертный газ.



В больших периодах свойства элементов в четных рядах изменяются плавно, постепенно (в четных рядах находятся только металлы), при переходе к нечетным рядам свойства начинают изменяться более резко: начинается нечетный ряд металлом, а заканчивается инертным газом.

Группойназывается вертикальный столбец элементов. Группы делятся на подгруппы –главные и побочные. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов.

У элементов главных подгрупп при увеличении атомной массы (порядкового номера, заряда ядра) наблюдается усиление металлических свойств и ослабление неметаллических. Например, в главной подгруппе I группы находятся активные щелочные металлы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций. От лития к францию наблюдается усиление металлических свойств. Атом франция легче других отдает свой электрон. В VII группе главную подгруппу составляют активные неметаллы – галогены: фтор, хлор, бром, йод, астат. Самые сильные неметаллические свойства здесь проявляет фтор. Он легче других присоединяет электрон.



По современным представлениям главной характеристикой атома являетсяположительный заряд ядра, который определяет порядковый номер элемента, число электронов в электронной оболочке атома, ее строение и положение в периодической системе.

Химические свойства элементов определяютсячислом электронов на внешнем энергетическом уровне (электронном слое). У элементов главных подгрупп оно равно номеру группы. Атомы металлов имеют 1, 2 или 3 электрона, атомы неметаллов – 4, 5, 6 или 7 электронов, а атомы инертных газов – 8 электронов на внешнем уровне. Поэтому, т. к. число электронов на внешнем энергетическом уровне (электронном слое) атомов периодически повторяется, то и свойства будут изменяться периодически. Следовательно, зная положение элемента в периодической системе, можно записать формулы его соединений и предсказать их свойства.

 

 

 

 

 

Состояние электронов в атоме. Строение атомов элементов больших и малых периодов.

По современным представлениям атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него электронов. В ядре содержатся протоны и нейтроны. Число протонов, а также электронов равно порядковому номеру элемента.



Частица масса заряд

Протон 1 +1

Нейтрон 1 0

Электрон ≈ 0 – 1

Сумма протонов и нейтронов численно равна относительной атомной массе элемента.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно место нахождения электрона, называется орбиталью или электронным облаком. Формы электронных облаков различны (s, p, d, f ); О – s- орбиталь ; ∞ – p- орбиталь

Электронные облака d и f имеют более сложную форму.

Электроны, двигаясь в пространстве вокруг ядра , образуют его электроннуюоболочку, которая делится на электронные слои или уровни. Распределение электронов по электронным слоям (уровням) можно представить следующим образом: +1 H ) +6 C ) ) +12 Mg ) ) )

1 2 4 2 8 2

Максимальное число электронов в электронном слое (уровне) определяется по формуле: N = 2 n 2, где n – номер электронного слоя (уровня).

Число электронных слоев (уровней) равно номеру периода, в котором находится элемент. Уровни делятся на подуровни (s, p, d, f) и заполняются электронами в определенной последовательности. В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делятся на 4 семейства: s, p, d, f – элементы. Число валентных электронов (участвующих в образованиихимических связей) численно равно номеру группы.

Электронная конфигурация атомов отображается с помощью электронных формул, например, атом водорода имеет электронную конфигурацию: 1 S1

А атом углерода – 1 S 2 2 S 2 2 P 2.

У элементов малых и больших периодов строение электронных оболочек атомов отличается. В малых периодах слева направо число внешних электронов увеличивается резко – от 1 до 8 и свойства элементов также меняются резко - от металлическим к неметаллическим. Так, в начале 3 периода стоит типичный металл натрий (легко отдает 1 электрон внешнего уровня), а в конце периода – типичный неметалл хлор (легко присоединяет 1 электрон до завершения уровня). Завершает период аргон – инертный газ.

Свойства соединений элементов изменяются от основных к кислотным через амфотерные. Оксиды натрия и магния – основные, оксид алюминия – амфотерный, а оксиды кремния, фосфора, серы и хлора – кислотные.

 

Большие периоды состоят из 2-х рядов. В четных рядах больших периодов на внешнем уровне число эдектронов не меняется (равно 1 или 2), идет дозаполнение предыдущего снаружи уровня (d – подуровень, элементы «вставных» декад), поэтому свойства элементов меняются плавно, здесь все элементы – металлы. В нечетных рядах число внешних эектронов снова резко растет, как в малом периоде, от 1 до 8 и свойства элементов снова меняются резко - от металлических к неметаллическим. Однако, в целом, в начале любого большого периода – типичные металлы, а в конце – типичные неметаллы, т. е. при переходе от одного периода к другому наблюдается периодичность изменения свойств элементов, а значит, и их соединений. Свойства элементов, их оксидов, гидратов этих оксидов (и водородных соединений элементов главных подгрупп) периодически повторяются

В группах (в главных подгруппах) сверху вниз, с ростом заряда ядра и радиуса атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают, основность соединений в подгруппе сверху вниз усиливается.

 

 

Виды химической связи: ионная, металлическая, ковалентная (полярная, неполярная), водородная.

Различают четыре основных вида химической связи:

1.Ковалентная связь осуществляется общими электронными парами. Она образуется в результате перекрывания электронных облаков (орбиталей) атомов неметаллов. Чем больше перекрывание электронных облаков, тем прочнее химическая связь. Ковалентная связь бывает полярная и неполярная.

· Ковалентная неполярная связь возникает между атомами одного вида, у которых электроотрицательность одинакова. (Электроотрицательность – это свойство атомов притягивать к себе электроны). Например, образование молекулы водорода можно показать схемой:

H . + .H = H (:) H H2

или H . + .H = H – H

Аналогично образуются молекулы O2, Cl2, N2, F2 и др.

Неполярная ковалентная связь симметрична. Электронное облако, образованное общей (поделенной) электронной парой, одинаково принадлежит двум атомам.

· Полярная ковалентная связь возникает между атомами, электроотрицательности которых отличаются, но незначительно. В этом случае общая электронная пара сдвигается в сторону более электроотрицательного элемента, например, при образовании молекулы хлороводорода электронное облако связи смещено к атому хлора. За счет этого смещения атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода – частичный положительный заряд, а образующаяся молекула является полярной.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

Аналогично образуются молекулы HBr, HI, HF, H2O, CH4 и т.д.

Ковалентные связи бывают одинарные (осуществляются одной общей электронной парой), двойные (осущ. двумя общими электронными парами), тройные (осущ. тремя общими электронными парами). Например, в этане все связи одинарные, в этилене присутствует двойная связь, а в ацетилене – тройная связь.

Этан: CH3 –CH3 Этилен: CH2 = CH2 Ацетилен: CH ≡ CH

2. Ионная связь возникает в соединениях, образуемых атомами элементов, которые сильно отличаются по электроотрицательности, т. е. с резко противоположными свойствами (атомы металлов и неметаллов). Ионы – это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.

Ионная связь образуется за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. Например, атом натрия, отдавая свой электрон, превращается в положительно заряженный ион, а атом хлора, принимая этот электрон, превращается в отрицательно заряженный ион. За счет электростатического притяжения между ионами натрия и хлора возникает ионная связь:

Na + Cl Na+ + Cl Na+Cl

Молекулы хлорида натрия существуют только в парообразном состоянии. В твердом (кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. Молекулы в этом случае отсутствуют.

Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной связи.

3. Металлическая связь существует в металлах и сплавах. Она осуществляется за счет притяжения между ионами металла и обобществленными электронами (это валентные электроны, которые покинули свои орбитали и перемещаются по всему куску металла между ионами – « электронный газ »).

4. Водородная связь – это своеобразная связь, которая возникает между атомом водорода одной молекулы, имеющим частичный положитедьный заряд, и электроотрицательным атомом другой или той же самой молекулы. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. HF…HF…HF.Обозначается точками. Слабее ковалентной.

 

 

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.