Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер

Свойства элементов и их соединений периодически повторяются потому, что периодически повторяются электронные конфигурации атомов. В этом физический смысл периодического закона.

1.В периодической таблице элементы пронумерованы. Порядковый номер – заряд ядра атома, определяется числом протонов ядра, число электронов в атоме.

2.Нормер периода – номер внешнего энергетического уровня? ЧИСЛО ЭНЕРГЕТ УРОВНЕЙ

3.В главных подгруппах находятся элементы с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне.

Элементы разделяются на 4 семейства:

S, p, d и f. Элемент относится к тому или иному семейству в зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами.

В гл.подгруппах – s-элементы (max 2 электрона)

В 6ти группах – p-элементы (гл.подгруппы III-VIII)

d-элементы – с 4ого периода.

f-элементы – лантаноиды и актиноиды.

Химическая связь и строение молекул. Типы кристаллических решёток.

Химической связью называют совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу. Результатом связывания атомов является образование более сложных структур – молекул, молекулярных ионов, а также ионных, атомных, молекулярных и металлических кристаллических решёток. Существование этих структур обусловлено различными типами химических связей.

Ковалентная связь – связь атомов с помощью общих электронных пар. Это наиболее общий тип химической связи. Ионная и металлическая связи могут рассматриваться как варианты сильнополярной ковалентной связи.

Существует два механизма образования ковалентной связи.

Обменный механизм.Каждый атом вносит по одному электрону: А ·+ В· = А : В. Общая пара электронов обозначается чертой : А–В. Ковалентная связь образуется двумя электронами, которые принадлежат двум атомам и обладают противоположными спинами. Механизм образования ковалентной связи заключается в перекрывании электронных облаков. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются облака.

Ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов, называется σ-связями.

π-связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Эти связи образуются, когда между двумя атомами возникают 2 или 3 общие электронные пары. Число общих электронных пар характеризует кратность связи.

H· + ·H → H··H, H–H, H2

O: + :O → O::O O=О, O2

N N → N N, N N, N2

Донорно-акцепторный механизм. При образовании связи по этому механизму один атом (донор) предоставляет неподелённую пару электронов, которая становится общей электронной парой между ним и другим атомом (акцептором). Эта связь образуется в результате перекрывания орбитали с неподелённой электронной парой атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора: А: + В → А:В

Донорно-акцепторная связь не отличается по своим свойствам от ковалентной связи.

Если атом элемента образует ковалентные связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизму, то его валентность определяется общим числом орбиталей на внешнем энергетическом уровне.

Типы ковалентной связи:

Неполярная – образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. Общая электронная пара, которая образует связь, в равной степени принадлежит обоим атомам и находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов.

Полярная – связь с неравномерным распределением электронной плотности между взаимодействующими атомами. Образуется между атомами, которые незначительно отличаются по электроотрицательности.Общая электронная пара, которая образует связь, смещается к атому более электроотрицательного элемента.

Ионная связьсвязь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением между атомами с большой разницей электроотрицательностей. Взаимодействуют ионы. Атому металлов отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы, а атомы неметаллов принимают электроны и превращаются в отрицательно заряженные ионы. Разноимённо заряженные ионы притягиваются, образуя ионные соединения. NaCl, CaF2

Металлическая связь – связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решётке металлов. Эта связь обуславливает важнейшие физические свойства металлов.

Водородная связь– это особый вид связи, которая осуществляетсяпри взаимодействии атома водорода гидроксильной или аминогруппы одной молекулы и атомами с высокой электроотрицательностью (O, N, F, Cl) другой молекулы. Взаимодействует атом водорода и атом резко отрицательного элемента из разных молекул. Это межмолекулярная водородная связь. Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах белков, ДНК и др. за счёт электростатического взаимодействия происходит притяжение положительно заряженного атома водорода одной молекулы к более ЭО атому другой молекулы. При образовании водородной связи атом водорода находится между атомами с высокой ЭО; с одним из них он связан обычной ковалентной связью, а с другим – водородной.

Типы кристаллических решёток:

1.Молекулярная– в узлах молекулы; водородные связи и другие силы межмолекулярного взаимодействия; прочность связи слабая; малая твёрдость, низкая температура плавления, многие растворимы в воде; кислород, иод, углекислый газ, вода.

2.Ионная – в узлах ионы (катионы и анионы); ионные связи; прочная; твёрдые, тугоплавкие, многие растворимы в воде, растворы и расплавы являются электролитами; соли, щелочи.

3.Атомная – в узлах атомы; ковалентные связи; очень прочная; тугоплавкие, очень твёрдые, практически нерастворимы в воде; алмаз, кремний.

4.Металлическая – в узлах атомы и катионы металлов; металлическая связь; различная прочность; металлический блеск, электропроводность, теплопроводность; металлы – простые вещества.

Основные закономерности протекания химических процессов.

Химическая термодинамика. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, свободная энергия. Первый и второй законы термодинамики. Закон Гесса. Термохимические расчёты. Направление протекания химических реакций.

Термодинамика изучает взаимные превращения энергии в макроскопических системах.

Термодинамическая система – тело или группа тел, каким-то образом отделённых от окружающей среды и составляющих предмет термодинамического рассмотрения.