Энергия ионизации; сродство к электрону. Изменение в периодах и группах Периодической системы

Все свойства электронов, определяемые электронной оболочкой атома, закономерно изменяются по периодам и группам периодической системы. Химическая природа элемента обуславливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации атома наз количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома. (килоДжоуль на моль). Энергия ионизации атома зависит от его электронной конфигурации. Наименьшей энергией ионизации обладают s-элементы 1 группы, наибольшей – s- и p- элементы 8 группы. Возрастание энергии ионизации при переходе от s-элементов к р-элементам 8 группы обуславливается возрастанием заряда ядра.

Например, энергия ионизации атома водорода соответствует переходу электрона с 1 s -подуровня энергии (−1312,1 кДж/моль) на подуровень с нулевой энергией и равна +1312,1 кДж/моль.

Сродство к электрону

Сродством атома к электрону наз энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. (килоДжоуль на моль). Сродство к электрону численно противоположно по знаку энергии ионизации отрицательно заряженного иона. Сродство к электрону зависит от электронной конфигурации атома. Наибольшим сродством к электрону обладают р-элементы 7 группы.

Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов. Например, для атома фтора присоединение электрона сопровождается выделением 327,9 кДж/моль энергии. Для ряда элементов сродство к электрону близко к нулю или отрицательно, что значит отсутствие устойчивого аниона для данного элемента.

Обычно сродство к электрону для атомов различных элементов уменьшается параллельно с ростом энергии их ионизации. Однако для некоторых пар элементов имеются исключения:

Объяснение этому можно дать, основываясь на меньших размерах первых атомов и большем электрон-электронном отталкивании в них.

9. Электро-отрицательность атомов элементов. Относительная электро-отрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.

Понятие электроотрицательности является условным. Оно позволяет оценить способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. Очевидно, что это способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону.

Электро-отрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химических связей.

Наименьшими значениями электроотрицательности характеризуются s-элементы 1 группы, а наибольшими р-элементы 7 группы. Самое высокое значение электроотрицательности имеет фтор. Наименее электроотрицательный элемент - цезий. Чем выше значение разности электроотрицательностей двух атомов, тем более полярной является химическая связь между ними. Американский физик Малликен предложил определять электроотрицательность как среднеарифметическую величину между потенциалом ионизации и сродством к электрону: χ = 1/2 (E_i + A_e)

Электроотрицательность в количественном отношении представляет собой приближенную величину, поскольку она зависит от того, в состав какого конкретного соединения входит данный атом. В настоящее время предложено около 20 различных шкал электроотрицательности, среди которых одна из самых распространенных - шкала Олреда - Рохова Строго говоря, элементу нельзя приписывать постоянную электроотрицательность.

Полярность связей – это эффект смещения общей электронной пары к одному из атомов. Смещение происходит из-за электро-отрицательности атомов.

Количественной оценкой полярности ("ионности") связи могут служить эффективные заряды атомов. Эффективный заряд атома характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома. Атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее. Поэтому электроны оказываются ближе к нему, и он получает некоторый отрицательный заряд, который называют и эффективным, а у его партнера появляется такой же положительный заряд. Если электроны, образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени, эффективные заряды равны нулю. В ионных соединениях эффективные заряды должны совпадать с зарядами ионов. А для всех других частиц они имеют промежуточные значения.

Для двухатомных молекул охарактеризовать полярность связи и определить эффективные заряды атомов можно на основе измерения дипольного момента:

μ = q r,

где q − заряд полюса диполя, равный для двухатомной молекулы эффективному заряду, r − межъядерное расстояние.

11. Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость (приведите примеры).

Ковалентная хим связь – связь, образованная путем обобществления коры электронов обоими атомами. (Льюис, 1916)

Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность.

Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную валентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении.

Направленность.

Сигма-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии соединения атомов. Пи-связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии соединения атомов.

Дельта-связь обязана перекрыванию всех четырех допастей d- электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с ихсобственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Для p- и d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется σ-связью. σ-Связь имеет осевую симметрию, и оба атома могут вращаться вдоль линии связи, т.е. той воображаемой линии, которая проходит через ядра химически связанных атомов.

После образования между двумя атомами σ-связи для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом * остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи. В результате образуется π-связь. Она менее прочна, чем σ-связь: перекрывание происходит диффузными боковыми частями орбиталей. Каждая кратная связь (например, двойная или тройная) всегда содержит только одну σ-связь. Число σ-связей, которые образует центральный атом в сложных молекулах или ионах, определяет для него значение координационного числа. Например, в молекуле NH₃ и ионе NH₄⁺ для атома азота оно равно трем и четырем. Образование σ-связей фиксирует пространственное положение атомов относительно друг друга, поэтому число σ-связей и углы между линиями связи, которые называются валентными углами, определяют пространственную геометрическую конфигурацию молекул.

10. Причина образования химической связи. Метод валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи. Характеристики химической связи: энергия, длина, кратность, полярность

Хим связь возникает в том случае, если электрон оказывается в пространстве между ядрами (в созывающей области хим связь осуществляется за счет электростатического взаимодействия + заряженных ядер и – заряженных электронов). Это приводит к понижению полной энергии системы при образовании молекулы из атомов, чем больше выделяется при этом энергия, тем прочнее хим связь.

Метод валентных связей.

В МВС хим связь всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности., в образовании химической связи принимают участие валентные электроны. Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной орбиталью (ЛО).

Квантово-механический метод, созданный на основе представлений Гейтлера и Лондога под фамилиями Полинг и Слэтер.

Основные положения:

1. единичную хим связь образуют 2 электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам. При этом происходит перекрывание волновых функций электронов и между атомами возникает зона со значительной электро-отрицательностью.

2. связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания волновых функций наибольшая

3. из двух орбиталей атомов более прочную связь образуют та, которая сильнее перекрывается с орбиталью другого атома.

Теоритически обоснована направленность хим связи.

Механизмы образования ковалентных связей

При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими.

Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбиталью другого наз донорно-акцепторным. Частица, предоставляющая для связи двухэлектронное облако наз донором, частица со свободной орбиталью, принимающая эту электронную пару наз акцептором.

Атомы, у которых внешняя электронная оболочка включает d -орбитали, могут выступать в роли и донора, и акцептора пар электронов. В этом случае рассматривается дативный механизм образования связи.

Основные характеристики хим связи:

1. длина

Межъядерное расстояние между химически связанными атомами называется длиной химической связи.

2. валентный угол – это угол между линиями, соединяющий связываемые атомы. Чем выше координационное число, тем меньше валентный угол. Координационное число – это число частиц непосредственно окружающих рассматриваемый атом.

3. кратность связи - это количество электронных пар, связывающих два атома. Длина связи уменьшается при увеличении кратности.

4.энергия связей – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из свободных атомов, находящихся в основном состоянии

5. полярность связей – это эффект смещения общей электронной пары к одному из атомов (из-за электро-отрицательности).

12. Понятие о гибридизации атомных орбиталей и его применение для описания конфигурации молекул и ионов. Приведите примеры соединений.

В 1931 году Спатер и Полинг вводят представление о гибридных орбиталях.

Несколько различных орбиталей не сильно отличающихся по энергии, можно заменить тем же числом одиночных орбиталей, называемых гибридными.

Суть гибридизации: в образовании каждой из нескольких ковалентных связей участвует не чистая атомная орбиталь (s,p,d) а смешенная (гибридная).

Гибридные орбитали эксцентричны, это позволяет реализовать большее перекрывание с соседними орбиталями и как следствие больший выигрыш для энергии в целом.

При образовании гибридных орбиталей, наблюдается 2 условия:

1. число гибридных орбиталей всегда равно числу чистых исходных орбиталей

2. должна быть небольшая разница в энергиях чистых орбиталей, комбинированных в гибридные.

Познавательные статьи:



Формы дистанционного обучения

Передача мяча двумя руками снизу

Значение правильной осанки для жизнедеятельности человека

Основные ошибки при выполнении передач мяча на месте