Виды химической связи: ионная, ковалентная (полярная, неполярная); простые и кратные связи в органических соединениях.



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

Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 году, за основу классификации Менделеев принял атомные массы элементов. Современная формулировка закона:

Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер этих элементов.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Порядковый номер элемента в периодической таблице соответствует величине заряда ядра атома и количеству электронов и протонов в атоме.

В таблице семь периодов: три малых и четыре больших. Периоды– это горизонтальные ряды элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых номеров, начинающихся щелочным металлом и заканчивающихся инертным газом. 1 – 3 периоды малые (2, 8, 8 элементов), 4 – 6 периоды большие. Седьмой период не завершён.

 Номер периода показывает число энергетических уровней (электронных слоёв) в атоме.

 


11Na  12Mg 13Al    14Si    15P    16S    17Cl    18Ar

      2 8 1       2 8 2    2 8 3      2 8 4       2 85     2 8 6          2 8 7               2 88

  

Металличность – способность атомов элементов отдавать валентные электроны. Металлы – элементы, имеющие мало валентных электронов (1, 2, 3) и отдающие их для завершения энергетического уровня. Чем больше радиус атома металла и меньше электронов на внешнем уровне, тем легче он теряет электроны. Неметаллы – элементы, имеющие много валентных электронов (5, 6, 7) и принимающие электроны. Неметалличность – способность принимать электроны. Чем меньше радиус атома неметалла и больше электронов на внешнем уровне, тем он легче принимает электроны.

Металлические свойства в периоде с возрастанием порядкового номера элемента ослабевают, а неметаллические усиливаются, так как радиус атома уменьшается.

В таблице 8 групп. Группы– вертикальные столбцы таблицы. Группы делятся на две подгруппы, в которых объединены элементы со сходным строением внешнего энергетического уровня. В главных подгруппах находятся элементы больших и малых периодов. В побочных подгруппах находятся элементы только больших периодов. В главных подгруппах расположены металлы и неметаллы. В побочных подгруппах расположены только металлы. Валентные электроны у элементов главной подгруппы расположены в наружном слое. У элементов побочных подгрупп валентные электроны расположены на внешнем и предпоследнем уровне.

Металлические свойства в группе с увеличением порядкового номера элемента усиливаются, так как увеличивается радиус атома. Номер группы показывает высшую валентность элемента и количество электронов на внешнем уровне у элементов главной подгруппы. Элементы побочных подгрупп на внешнем уровне имеют, как правило, один или два электрона.

Свойства элементов повторяются периодически, так как периодически повторяется строение внешнего энергетического уровня атомов.

Значение периодического закона

Периодический закон положил начало современной химии, сделал её единой, целостной наукой. С открытием периодического закона появилась возможность предсказывать открытие новых элементов и их соединений и описывать их свойства. Периодический закон подтвердил общие законы развития природы.

 

Строение атомов химических элементов и закономерности в изменении их свойств на примере: а) элементов одного периода; б) элементов одной главной подгруппы.

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Заряд ядра определяет число электронов в атоме и его строение, а значит, и свойства как самого химического элемента, так и его соединений. Номер периода определяет число энергетических уровней в атоме.

Схемы строения атомов элементов II периода:


3Li      4Be     5B     6C     7N     8O     9F     10Ne

   2 1      2 2        2 3        2        2         2 6        2 7        2 8

Из схем строения атомов элементов одного периода видно, что заряд ядра и число электронов возрастает, свойства элементов закономерно изменяются:

1. Металлические свойства простых веществ ослабевают, неметаллические усиливаются, инертные газы соединений почти не образуют.

2. Высшая валентность (положительная степень окисления) атомов элементов в оксидах возрастает от I до VII.

3. Валентность атомов неметаллов (отрицательная степень окисления) в летучих водородных соединениях убывает от IV до I.

4. Основные свойства высших оксидов и соответствующих им гидроксидов сменяются амфотерными, а затем кислотными.

 

№ группы 1 2 3 4 5 6 7 8
Элемент Li Be B C N O F Ne
Заряд ядра +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9  +10
Распределение электронов по слоям 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 2,7 2,8
Высшая валентность 1 2 3 4 5 6 7 8
Простое вещество металл металл неметалл неметалл неметалл  неметалл неметалл,галоген инертный  газ
Высший оксид Li2O BeO B2O3 CO2 N2O5 - - -
Высший гидроксид  LiOH Be(OH)2 H3BO3  H2CO3 HNO3 - - -
Характер оксидов и гидроксидов основный амфотер- ный кислот- ный кислотный  кислотный - - -

Схемы строения атомов элементов главной подгруппы I группы:


3Li      11Na     19K         37Rb        

     2 1      2 81        2  8 81   2 8 18 8 1

В группе сверху вниз возрастает количество энергетических уровней, следовательно, увеличивается и радиус атома. Чем больше радиус атома, тем легче отрывается от него валентный электрон. Поэтому в группе сверху вниз усиливаются металлические (восстановительные) свойства и химическая активность.

Такие же закономерности проявляются и в других группах.

 

Виды химической связи: ионная, ковалентная (полярная, неполярная); простые и кратные связи в органических соединениях.

Химическая связь – электрические силы притяжения, которые удерживают частицы друг около друга. В образовании химической связи могут участвовать атомы, ионы или молекулы. Атомы химических элементов, имеющих незавершённый внешний уровень, неустойчивы и стремятся его завершить. В процессе химических реакций осуществляется завершение внешних уровней, что достигается либо отдачей электронов (у металлов), либо присоединением (у неметаллов), а также образованием общих электронных пар. Различают несколько типов химических связей:

1.Ковалентная связьосуществляется за счёт образования общих электронных пар, связывающих ядра атомов. Ковалентная связь образуется между атомами неметаллов.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью (в простых веществах – неметаллах):

Н◦ + ◦Н → Н◦◦Н (или Н—Н)

Общие электронные пары в равной степени принадлежат обоим атомам.

 2.Ковалентная полярная связь образуется при взаимодействии атомов,  электроотрицательности которых различаются незначительно.

Атом хлора имеет большую электроотрицательность, чем атом водорода, поэтому общая электронная пара смещена в его сторону. Соответственно возникнут заряды: на атоме хлора - отрицательный, на атоме водорода – положительный. Такая связь называется полярной. (Примеры: Н2О, H2S, CH3Cl)

3. Ионная связь. Ионы - это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.

Химическая связь между ионами, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ионной связью. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые сильно различаются по электроотрицательности (связь между типичным металлом и типичным неметаллом).

Атом натрия полностью отдаёт один электрон, а атом хлора его принимает, образуются ионы, которые притягиваются друг к другу и образуют ионную кристаллическую решётку:

Ионная связь характерна для щелочей, солей, оксидов типичных металлов.

Простые и кратные связи

Если атомы связаны между собой одной общей электронной парой, то возникает одна ковалентная связь, которая называется простой, одинарной или σ-связью. Это основной вид связи, он существует во всех молекулах: Н-Н; Br-Br; CH3-CH3

σ-связи – это ковалентные связи, при образовании которых перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии связи, соединяющей центры атомов.

 Двойные и тройные связи имеют общее название: кратные связи.

π-Связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов.

π-Связь образуется в тех случаях, когда между двумя атомами возникает две или три общие электронные пары.

Если связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами, то такая связь называется двойной связью. Любая двойная связь состоит из одной σ-связи и одной π-связи: СН2=СН2; О=О.

Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью. Любая тройная связь состоит из одной σ-связи и двух

 π-связей: СН≡СН; N≡N.

4. Аллотропия неорганических веществ на примере углерода и кислорода.
Аллотропия - способность химических элементов существовать в виде нескольких простых веществ.

Аллотропные видоизменения кислорода.
Кислород может существовать в виде двух аллотропных видоизменений: кислород О2 и озон О3.
Кислород в нормальных условиях — газ, без цвета и запаха, озон — газ голубого цвета с характерным резким запахом.
Озон можно получить при пропускании электрического тока через кислород: 3О2→2О3

В природе озон образуется во время грозы.
Озон — неустойчивое вещество, взрывается при ударе, легко распадается при обычной температуре с отщеплением атомарного кислорода: О3→О2


Дата добавления: 2018-02-15; просмотров: 8924; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:






Мы поможем в написании ваших работ!