Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).
Что такое металлические и неметаллические свойства
Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.
Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;
- натрия;
- калия;
- лития;
- франция и так далее.
С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами . Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.
Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:
- фтор;
- кислород;
- азот;
- хлор;
- бром.
Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.
Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.
Как изменяются металлические свойства в периодической системе
Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.
Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.
Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.
В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.
Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.
Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).
Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе
Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.
Усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.
Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).
Сравним, к примеру, серу и мышьяк . Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.
Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.
Видео
Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.
Лекция: Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам
Закон Д.И. Менделеева
Русский ученый Д. И. Менделеев успешно работал во многих областях науки. Однако наибольшую известность ему принесло уникальное открытие периодического закона химических элементов в 1869 г. Изначально, он звучал таким образом: «Свойства всех элементов, а вследствие и качества образуемых ими простых, а также сложных веществ, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
В настоящее время формулировка закона иная. Дело в том, что во времена открытия закона ученые не имели представления о строении атома, а за атомный вес принимался вес химического элемента. Впоследствии активного изучения атома и получения новых сведений о его строении, был выведен закон, имеющий актуальность в наши дни: «Свойства атомов хим. элементов и образованных ими простых веществ в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».
Закон так же выражен графически. Наглядно его изображает таблица:
Периодическая таблица Д.И. Менделеева
На данном уроке мы научимся извлекать из неё важную и нужную для постижения науки информацию. В ней вы видите строки. Это периоды . Всего их семь. Вспомните из предыдущего урока, что номер каждого периода демонстрирует количество энергетических уровней, на которых размещаются электроны атома химического элемента. Например, натрий (Na) и магний (Mg) находятся в третьем периоде, значит их электроны размещены на трех энергетических уровнях. Все периоды, за исключением 1 – го берут начало со щелочного металла, и завершаются благородным газом.
Электронная конфигурация:
щелочного металла - ns 1 ,
благородного газа -ns 2 p 6 , за исключением гелия (Не) - 1s 2 .
Где n - является номером периода.
Еще мы видим в таблице вертикальные столбцы – это группы . В одних таблицах вы можете увидеть 18 групп, нумерованных арабскими цифрами. Такая форма таблица называется длинной, она появилась после обнаружения отличий d-элементов от s- и p-элементов. Но традиционной, созданной Менделеевым является короткая форма, где элементы сгруппированы в 8 групп, нумерованных римскими цифрами:
В дальнейшем мы будем пользоваться уже знакомой и привычной для вас короткой таблицей.
Итак, какую информацию нам дают номера групп? Из номера мы узнаем число электронов, образующих химические связи. Они называются валентными . 8 групп подразделены на две подгруппы: главная и побочная.
- Какую еще информацию мы можем извлечь из таблицы? Вы видите, что каждому элементу присвоен порядковый номер. Тоже не случайно. Судя по номеру элемента, мы можем судить о количестве электронов в атоме данного элемента. К примеру, кальций (Ca) находится под номером 20, значит электронов в его атоме 20.
В главную входят электроны s- и p-подуровней. Это подгруппы IА, IIА, IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА. Например, аллюминий (Al) – элемент главной подгруппы III группы имеет … 3s 2 3p 1 валентных электрона.
Элементы, располагающиеся в побочных подгруппах, содержат электроны d - подуровня. Побочными являются группы IБ, IIБ, IIIБ, IVБ, VБ, VIБ, VIIБ и VIIIБ. Например, марганец (Mn) – элемент главной подгруппы VII группы имеет …3d 5 4s 2 валентных электрона.
В короткой таблице s- элементы обозначены красным, p-элементы желтым, d-элементы синим и f-элементы белым цветами.
Еще из таблицы можно сделать и такой вывод, чем выше порядковый номер элемента, тем меньше радиус атома. Почему? Дело в том, что при увеличении общего количества электронов, происходит уменьшение радиуса атома. Чем больше электронов, тем выше энергия их связи с ядром. Например, ядро атома фосфора (Р) намного сильнее удерживает электроны своего внешнего уровня, чем ядро атома натрия (Na), имеющего один электрон на внешнем уровне. И если атомы фосфора и натрия вступят в реакцию, фосфор отберет этот электрон у натрия, потому что фосфор более электроотрицательный. Этот процесс называется электроотрицательностью. Запомните, при движении вправо по одному ряду элементов таблицы их электроотрицательность возрастает, а внутри одной подгруппы она уменьшается. О данном свойстве элементов мы подробнее скажем на следующих уроках.
Запомните:
1. В периодах с увеличением порядкового номера мы можем наблюдать:- увеличение ядерного заряда и уменьшение атомного радиуса;
- увеличение числа внешних электронов;
- увеличение ионизации и электроотрицательности;
- возрастание неметаллических окислительных свойств и убывание металлических восстановительных свойств;
- возрастание кислотности и ослабевание основности гидроксидов и оксидов.
- увеличение ядерного заряда и увеличение атомного радиуса;
- уменьшение ионизации и электроотрицательности;
- убывание неметаллических окислительных свойств и возрастание металлических восстановительных свойств;
- возрастание основности и ослабевание кислотности гидроксидов и оксидов.
Ионизация - это процесс превращения атомов в ионы (положительно заряженные катионы или отрицательно заряженные анионы) во время химической реакции.
Электроотрицательность - это способность атома к притягиванию электрона другого атома во время химических реакций.
Окисление - процесс передачи электрона атома восстановителя (донора электрона) атому окислителя (акцептору электрона) и увеличение степени окисления атома вещества.
Существуют три значения степени окисления:
- при высокой электроотрицательности элемента, он сильнее притягивает к себе электроны и его атомы приобретают отрицательную степень окисления (к примеру, фтор всегда имеет степень окисления - 1);
- при низкой электроотрицательности, элемент отдает электроны и приобретает положительную степень окисления (все металлы имеют +степень, к примеру, калий +1, кальций +2, алюминий +3);
- атомы простых веществ, состоящих из одного элемента у атомов с высокими и свободные атому имеют нулевую степень.
(Z ) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие значения:
r , нм |
0,155 |
0,113 |
0,091 |
0,077 |
0,071 |
0,066 |
0,064 |
Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:
r , нм |
r , нм |
||
0,155 |
0,071 |
||
0,189 |
0,130 |
||
0,236 |
0,148 |
||
0,248 |
0,161 |
||
0,268 |
0,182 |
Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов - к увеличению. Поэтому радиус положительного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательного иона (аниона) всегда больше, чем радиус соответствующего электронейтрального атома. Например:
r , нм |
r , нм |
||
0,236 |
Cl 0 |
0,099 |
|
0,133 |
Cl - |
0,181 |
Радиус иона тем сильнее отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона:
Cr 0 |
Cr 2+ |
Cr 3+ |
|
r , нм |
0,127 |
0,083 |
0,064 |
В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра:
r , нм |
r , нм |
||
Li + |
0,068 |
0,133 |
|
Na + |
0,098 |
Cl - |
0,181 |
0,133 |
Br - |
0,196 |
|
Rb + |
0,149 |
0,220 |
Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.
б)Энергия ионизации и сродство к электрону . В химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы . Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону .
Энергией ионизации (потенциалом ионизации) I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома с образованием катиона:
X - e → X +
Энергия ио низации измеряется в кДж/моль или в электронвольтах1 эВ = 1,602 . 10 -19 Дж или 96,485 кДж/моль. (эВ). Отрыв второго электрона происходит труднее, чем первого, т.к. второй электрон отрывается не от нейтрального атома, а от положительного иона:
X + - e → X 2+
Поэтому второй потенциал ионизации I 2 больше, чем первый (I 2 >I 1). Очевидно, что удаление каждого следующего электрона будет требовать больших энергетических затрат, чем удаление предыдущего. Для характеристики свойств элементов обычно принимают во внимание энергию отрыва первого электрона.
В группах потенциал ионизации уменьшается с увеличением атомного номера элемента:
I , эВ |
6,39 |
5,14 |
4,34 |
4,18 |
3,89 |
Это связано с большей удаленностью валентных электронов от ядра и, следовательно, с их более легким отрывом по мере увеличения количества электронных слоев. Величина потенциала ионизации может служить мерой “металличности ” элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче удалить электрон из атома, тем сильнее выражены металлические свойства .
В периодах слева направо заряд ядра возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому потенциал ионизации постепенно увеличивается, а металлические свойства ослабевают:
I , эВ |
5,39 |
9,32 |
8,30 |
11,26 |
14,53 |
13,61 |
17,42 |
21,56 |
Нарушение тенденции возрастания I наблюдается для атомов с целиком заполненным внешним энергетическим подуровнем, либо для атомов, у которых внешний энергетический подуровень заполнен ровно наполовину:
Это свидетельствует о повышенной энергетической устойчивости электронных конфигураций с полностью или ровно наполовину занятыми подуровнями.
Степень притяжения электрона к ядру и, следовательно, потенциал ионизации зависят от ряда факторов, и прежде всего от заряда ядраЗаряд ядра равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. , от расстояния между электроном и ядром, от экранирующего влияния других электронов. Так, у всех атомов, кроме элементов первого периода, влияние ядра на электроны внешнего слоя экранировано электронами внутренних слоев.
Поле ядра атома, удерживающее электроны, притягивает также и свободный электрон, если он окажется вблизи атома. Правда, этот электрон испытывает отталкивание со стороны электронов атома. Для многих атомов энергия притяжения дополнительного электрона к ядру превышает энергию его отталкивания от электронных оболочек. Эти атомы могут присоединять электрон, образуя устойчивый однозарядный анион. Энергию отрыва электрона от отрицательного однозарядного иона в процессеX - - e → X 0 называют сродством атома к электрону (A ), измеряемым в кДж/моль или эВ . При присоединении двух и более электронов к атому отталкивание преобладает над притяжением - сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно. Поэтому одноатомные многозарядные отрицательные ио ны (O 2- , S 2- , N 3- и т.п.) в свободном состоянии существовать не могут.
Сродство к электрону известно не для всех атомов. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов .
В)Электроотрицательность . Эта величина характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны. Электроотрицательность не следует путать со сродством к электрону: первое понятие относится к атому в составе молекулы, а второе - к изолированному атому. Абсолютная электроотрицательность (кДж/моль или эВ1 электронвольт = 1,602 . 10 -19 Дж или 96,485 кДж/моль. ) равна сумме энергии ионизации и сродства к электрону :АЭО=I +A . На практике часто применяется величина относительной электроотрицательности , равная отношению АЭО данного элемента к АЭО лития (535 кДж/моль):
А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова
Так, при реакции оксидов с водой, в зависимости от свойств основного элемента, получается либо основание или гидроксид, либо кислота.
Например:
SO3+H2O=H2SO4 - проявление ;
CaO+H2O=Ca(OH)2 - проявление основных свойств;
Периодическая таблица Менделеева, как показатель кислотно-основных свойств
Таблица Менделеева может помочь в определении кислотно-основных свойств элементов. Если посмотреть на таблицу Менделеева, то можно увидеть такую закономерность, что по горизонтали слева-направо усиливаются неметаллические или кислотные свойства. Соответственно ближе к левому краю находятся металлы, по центру амфотерные элементы, а справа неметаллы. Если посмотреть на электроны и их притяжение к ядру, то заметно, что в левой части элементы имеют слабый заряд ядра, а электроны находятся на s-уровне. В результате таким элементам проще отдать электрон, нежели элементам, находящимся в правой части. Неметаллы имеют достаточно высокий заряд ядра. Тем самым усложняется отдача свободных электронов. Таким элементам проще присоединить к себе электроны, проявляя кислотные свойства.Три теории для определения свойств
Существуют три подхода, определяющих имеет соединение: протонная теория Бренстеда-Лоури, апротонная электронная теория Льюиса, теория Аррениуса.Согласно протонной теории кислотными свойствами обладают соединения, способные отдавать свои протоны. Такие соединения были названы донорами. А основные свойства проявляются способностью акцептировать или присоединять протон.
Апротонный подход подразумевает то, что акцептирование и донорство протонов для определения кислотно-основных свойств необязательно. Кислотные свойства по данной теории проявляются возможностью принять электронную пару, а основные, наоборот, отдать эту пару.
Теория Аррениуса является самой актуальной для определения кислотно-основных свойств. В ходе исследования было доказано, что кислотные свойства проявляются, когда при диссоциации водных растворов химическое соединение разделяется на анионы и ионы водорода, а основные свойства - на катионы и ионы гидроксида.
Сильное основание - неорганическое химическое соединение, образованное гидроксильной группой -ОН и щелочным (элементы I группы периодической системы: Li, K, Na, RB, Cs) или щелочноземельным металлом (элементы II группы Ba, Ca). Записываются в виде формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.
Вам понадобится
- выпарительная чашка
- горелка
- индикаторы
- металлический стержень
- Н₃РО₄
Инструкция
Сильные основания проявляют , характерные для всех . Наличие в растворе определяется по изменению окраски индикатора. К пробе с исследуемым раствором добавьте , фенолфталеин или опустите лакмусовую бумажку. Метилоранж дает желтую окраску, фенолфталеин – пурпурную, а лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет. Чем сильнее основание, тем интенсивнее окрашивается индикатор.
Если необходимо узнать какие именно щелочи вам представлены, то проведите качественный анализ растворов. Наиболее распространенные сильные основания – лития, калия, натрия, бария и кальция. Основания вступают в реакцию с кислотами (реакции нейтрализации) с образованием соли и воды. При этом можно выделить Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ и LiOH. При взаимодействии с ортофосфорной кислотой образуются нерастворимые осадки. Остальные гидроксиды осадков не дадут, т.к. все соли К и Na растворимы.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 Ва(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ --→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процедите их и высушите. Внесите высушенные осадки в пламя горелки. По изменению окраски пламени можно качественно определить ионы лития, кальция и бария. Соответственно вы определите где какой гидроксид. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет. Соли бария – в зеленый, а соли кальция – в малиновый.
Оставшиеся щелочи образуют растворимые ортофосфаты.
3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О
3 KOH + Н₃РО₄--→ K₃РО₄ + 3 H₂О
Необходимо выпарить воду до сухого остатка. Выпаренные соли на металлическом стержне поочередно внесите в пламя горелки. Там, где находится соль натрия – пламя окрасится в ярко-желтый цвет, а ортофосфат калия – в розово-фиолетовый. Таким образом имея минимальный набор оборудования и реактивов вы определили все данные вам сильные основания.
а) Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.
1. При перемещении вдоль периода СПРАВА НАЛЕВО металлические свойства элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении возрастают неметаллические.
Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.
2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра.
б) Закономерности, связанные с окислительно-восстановительными свойствами. Изменения электроотрицательности элементов.
1. СЛЕВА НАПРАВО УСИЛИВАЮТСЯ ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства, а при движении СВЕРХУ ВНИЗ - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ свойства элементов.
2. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ВОЗРАСТАЕТ тоже СЛЕВА НАПРАВО , достигая максимума у галогенов.
3. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ по группам ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ УМЕНЬШАЕТСЯ . Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.
в) Закономерности, связанные с размерами атомов.
1. Размеры атомов (АТОМНЫЕ РАДИУСЫ) при перемещении СЛЕВА НАПРАВО вдоль периода УМЕНЬШАЮТСЯ .
2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ АТОМНЫЕ РАДИУСЫ элементов РАСТУТ , потому что заполнено больше электронных оболочек.
Вопрос 3.
Строение вещества. Гибридизация орбиталей. Типы химических связей. Потенциал ионизации и электроотрицательность.
Строение вещества
Все тела состоят из отдельных частиц - молекул и атомов. Молекулы - это наименьшие частицы вещества. Молекулы состоят из атомов.
Основные сведения о составе вещества:
1) Все тела состоят из отдельных частиц (молекул и атомов), между которыми есть промежутки.
2) Молекулы непрерывно и хаотично движутся.
3) Молекулы взаимодействуют между собой (притягиваются и отталкиваются).
Свойства молекул:
1) Молекулы одного и того же вещества одинаковы.
2) При нагревании промежутки между молекулами увеличиваются, а при охлаждении - уменьшаются.
3) С увеличением температуры, скорость движения молекул возрастает.
По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные . Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные.
По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы).
Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах.
Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 и другие простые вещества; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях.
Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO 2 , SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.)
Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде.
Гибридизация орбиталей
Гибридизация орбиталей - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.
sp 3 - Гибридизация
. Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109°28". Молекулы, в которых осуществляется sp 3 - гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3).
sp 2 - Гибридизация
. Одна s- орбиталь и две p- орбитали превращаются в три одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 120°.
Молекулы, в которых осуществляется sp 2 - гибридизация, имеют плоскую геометрию.
sp- Гибридизация
. Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 180°. Молекулы, в которых осуществляется sp- гибридизация, имеют линейную геометрию.
Типы химических связей.
1) Ионная (металл + неметалл)
2) Ковалентная
(неметалл + неметалл с помощью общих электронных пар)
Виды: * полярная (разные неметаллы)
* неполярная (одинаковые неметаллы)
Виды: * образована обменным механизмом
* образована донорно-акцепторным механизмом
Обменный механизм - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. Каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:
Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) - химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) .
3) Металлическая (между атомами металлов, между ионами металлов и общими свободными электронами)
4) Водородная (между водородом одной молекулы и другим более электроотрицательным элементом (O, S, N, F) и с другой молекулой)
Потенциал ионизации атома - минимальная разность потенциалов U , которую должен пройти электрон в ускоряющем электрическом поле, чтобы приобрести кинетическую энергию, достаточную для ионизации атома.
Электроотрицательность (ЭО) – относительная способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей.