Изменение свойств в периодах и в группах

Рассмотрим характер изменения некоторых свойств элементов с изменением заряда ядра их атомов.

1) Атомные радиусы в периоде с увеличением зарядов ядра в основном уменьшаются в связи с увеличением сил кулоновского притяжения. Радиусы одинаково заряженных ионов изменяются по такому же закону. В подгруппе с увеличением заряда ядра атомные и ионные радиусы, как правило, увеличиваются, что связанно с увеличением числа электронных уровней.

2) Энергия ионизации (I) (потенциал ионизации) в периоде возрастает с ростом заряда ядра (хотя и не монотонно т.к. зависит от энергетического состояния электрона), в главных и третьей побочной подгруппах – убывает сверху вниз в связи с появлением нового энергетического уровня. В остальных побочных подгруппах энергия ионизации возрастает с ростом заряда ядра.

3) Сродством к электрону (Е) – называют энергию, которая выделяется при присоединении дополнительного электрона к атому, иону или молекуле. Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов. Сродство к электрону зависит не только от заряда атома, но и степени заполнения атомных орбиталей валентных уровней.

4) Электроотрицательность (ЭО) –это способность атомов одного элемента оттягивать на себя электроны от атомов другого элемента. Электроотрицательность в периоде возрастает и уменьшается в подгруппе с ростом заряда ядра.

5) Окислительная способность элемента меняется так же как и электроотрицательность, а восстановительная – наоборот.

6) Плотность простых веществ в периоде обычно проходит через максимум, лежащий примерно посередине периода и закономерно возрастает в подгруппе с ростом заряда ядра.

7) Основные свойства высших оксидов и гидроксидов элементов в периоде закономерно ослабляются, что связано с увеличением силы притяжения гидроксид-ионов к центральному атому с ростом заряда его ядра и уменьшением атомного радиуса, а в подгруппе, в основном, усиливаются, потому что атомный радиус элементов возрастает.

8) Кислотные свойства этих соединений изменяются в обратном направлении. Неметаллические свойства в периоде, как правило усиливаются слева направо, а в подгруппе – ослабевают сверху вниз, металлические – наоборот. Граница между металлами и неметаллами в таблице проходит по диагонали B-At таким образом, что все неметаллы находятся в верхней правой части таблицы (исключение составляют d- элементы).

 

График, иллюстрирующий периодическое изменения энергии ионизации.

Спиновая теория валентности

Понятие валентности было введено в 1853г английским ученым Франкландом. Валентность элемента – это число химических связей, которые атом данного элемента образует с другими атомами в данной молекуле.

Согласно современным представлениям валентность элемента определяется тремя факторами:

1) числом неспаренных электронов;

2) наличием  свободных орбиталей и возможностью распаривания электронов;

3) наличием неподеленных электронных пар на внешнем уровне и возможностью донорно-акцепторного взаимодействия.

Рассмотрим на примере серы:

Сера в основном состоянии имеет валентность II, в возбужденном IV и VI.

Виды химической связи

Учение о химической связи – центральный вопрос современной химии. Без него нельзя понять причину многообразия химических соединений, механизма их образования, строения и реакционной способности. Показатель, какая связь образуется между атомами – электроотрицательность элементов (ЭО).

Виды связи:

I. Ионная – образуется при взаимодействии атомов которые сильно отличаются по электроотрицательности. Типичная ионная связь, это связь между металлами 1-й и 2-й группы и галогенами и кислородом. Связь осуществляется за счет электростатического притяжения.

Li ⁰ – e = Li ⁺ (электронная конфигурация инертного газа He)

F ⁰ + e = F ^- (электронная конфигурация инертного газа Ne)

Ионы Li ⁺ и F ^- притягиваются за счет сил электростатического притяжения. Соединения с ионной связью обладают высокими температурами плавления.

II. Ковалентная связь