Сложность строения атома. Периодическая таблица элементов Д.И. Менделеева. Растворы. Концентрация растворов

 

9. s-Элементы  имеют валентности, совпадающие  с номером их группы (в любой  форме таблицы).

 

10. p-Элементы  имеют наибольшую возможную для  них валентность, равную номеру  группы в короткой форме Периодической  таблицы. Кроме того, они могут  иметь валентность, равную разности  между числом 8 (октет) и номером  их группы в короткой форме  таблицы (этот номер совпадает  с числом электронов на внешней  оболочке).

 

11. d-Элементы  обычно обнаруживают несколько  разных валентностей, которые нельзя  точно предсказать по номеру  группы.

 

Химическая связь. Характеристика химических связей.

 

Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни

Валентность элементов главных подгрупп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней.

Типы химических связей. Межмолекулярные взаимодействия.

 

Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Ковалентная связь.

 

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.

 

Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H2, O2, N2, Cl2 и др.

Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H2O, NF3, CO2. Ковалентная связь образуется между атомами элементов, обладающих электроотрицательным характером.

Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

Элементы, стоящие левее, будут оттягивать общие электроны от элементов стоящих правее.

 

Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки ( каждая точка отвечает валентному электрону, а также черта отвечает общей электронной паре ).

Пример. Связи в молекуле Cl2 можно изобразить так:

 

 

 

Такие записи формул равнозначны. Ковалентные связи обладают пространственной направленностью. В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решётки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу соответствует своя структура.

С позиции теории Бора образование ковалентной связи объясняется тенденцией атомов преобразовывать свой внешний слой в октет ( полное заполнение до 8 электронов).Оба атома представляют для образования ковалентной связи по одному неспаренному электрону, и оба электрона становятся общими.

Точками обозначены электроны. При расстановке следует соблюдать правило: электроны ставятся в определённой последовательности-слева, сверху, справа,снизу по одному, затем добавляют по одному, неспаренные электроны и принимают участие в образовании связи.

Новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора. Существует несколько способов образования ковалентных связей за счёт перекрывания электронных облаков.

σ - связь значительно прочнее  π-связи, причём π-связь может быть только с σ-связью, За счёт этой связи образуются двойные и тройные кратные связи.

 

 

Полярные ковалентные связи образуются между атомами с разной электроотрицательностью.

За счёт смещения электронов от водорода к хлору атом хлора заряжается частично отрицательно, водорода-частично положительно, т.е. молекула станет диполем.

Ионная связь.

Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Примером может служить соединение CsF, в котором "степень ионности" составляет 97%.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей, то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

       А• + •В = А+ + [:В]-

                       ионы

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшими отличиями ионной связи от других типов химических связей заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т.д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, "растаскивают" молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окруженные диполями растворителя.

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). 

Металлическая связь.

Металлическая связь— связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Межмолекулярные взаимодействия

 

Межмолекулярные взаимодействия- взаимодействия  молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей. Межмолекулярное взаимодействие определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и кристаллов. От межмолекулярного взаимодействия зависят мн. структурные, спектральные, термодинамичные, теплофизические и другие свойства веществ. Появление понятия межмолекулярного взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, который для объяснения свойств реальных газов и жидкостей предложил в 1873 уравнение состояния, учитывающее межмолекулярное взаимодействие. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми.

 

Виды межмолекулярного взаимодействия. Основу межмолекулярного взаимодействия составляют кулоновские силы взаимодействующие между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. В экспериментально определяемых свойствах вещества проявляется усредненное взаимодействие, которое зависит от расстояния R между молекулами, их взаимной ориентации, строения и физических характеристик (ди-польного момента, поляризуемости и др.). При больших R, значительно превосходящих линейные размеры l самих молекул, вследствие чего электронные оболочки молекул не перекрываются, силы межмолекулярных взаимодействий можно достаточно обоснованно подразделить на три вида: электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Электростатические силы иногда называют ориентационными, однако это неточно, поскольку взаимная ориентация молекул может обусловливаться также и поляризационными силами, если молекулы анизотропны.

 

Растворы, концентрация растворов, способы выражения.

Раствор- это гомогенная (однородная) система, состоящая из 2-х или нескольких веществ, причем одно ( или несколько)-растворенное вещество равномерно распределено в другом веществе- растворителе. Растворы можно классифицировать по агрегатному состоянию (жидкие - растворы солей, твердые – сплавы металлов, газообразные – воздух); по концентрации растворенного вещества ( ненасыщенные, насыщенные, перенасыщенные).

 Относительное содержание компонента в растворе характеризуется его концентрацией При этом преобладающий компонент обычно называют растворителем, остальные компоненты-растворенными веществами. При определенных температуре и давлении растворение одного компонента в другом происходит в некоторых пределах изменения концентрации, т.е.смешение является ограниченным. По наличию или отсутствию ЭД молекул (электролитической диссоциации) растворенных веществ различают два основных класса растворов: растворы электролитов и растворы неэлектролитов. Классификация растворов может быть основана также и на др. признаках. Так, в зависимости от концентрации растворенного вещества различают растворы концентрированные и разбавленные; в зависимости от природы растворителя выделяют водные и неводные растворы; в зависимости от концентрации ионов Н+ и ОН- - кислые, нейтральные и щелочные (основные).

При малых концентрациях растворенных веществ в растворах сохраняется структура, характерная для чистого растворителя, с увеличением концентрации структура растворов изменяется.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Литература:

 

1. Менделеев Д. И., — Периодическая законность химических элементов // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
2. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов.-М.:

Высшая школа,1999.-679с.

3. http.www.xumuk.ru/