13. Валентность атомов в нормальном и возбужденном состояниях.

Номер группы равен числу валентных электронов. Валентными электронами являются в первую очередь ns– и np–, а затем(n–1)d– и (n–2)f– электроны.

Максимально возможные валентные состояния элементов численно равны числу неспаренных электронов у невозбужденных и возбужденных атомов элементов.

Например, в невозбужденном состоянии атом углерода имеет два неспаренных электрона, однако для него характерны соединения, в которых он образует четыре связи. Это оказывается возможным при его переходе в возбужденное состояние. При этом один из s–электронов переходит на p–подуровень.

Валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, возбуждение приводит к повышению валентности.

При возбуждении атома переходы электронов на свободные орбитали возможны только в пределах одного энергетического уровня.

Электронно-графическую формулу, как правило, записывают только для валентных электронов, т.к. именно они участвуют в образовании химической связи.

Атом теллура имеет шесть валентных электронов на внешнем энергетическом уровне; поэтому его высшая валентность в возбужденном состоянии равна шести, что соответствует номеру группы. Тe– неметалл. Теллур может проявлять валентность II, IV и VI, образует оксиды ТeO₂ и ТeO₃ и, соответственно, гидроксиды H₂ТeO₃ и H₂ТeO₄. Все эти и другие сведения о теллуре можно почерпнуть из строения его атома.

13. Периодический закон и периодическая система д.И.Менделеева. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность элементов.

Один из основных законов химии был открыт Д.И. Менделеевым в1869 году и сформулирован следующим образом: «Химические и физические свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов».

Современная формулировка: «Свойства химических элементов, а также и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов».

Периодическая система подразделяется на семь горизонтальных периодов и восемь вертикальных групп. Периоды представляют собой горизонтальные ряды элементов с

одинаковым максимальным значением главного квантового числа электронов внешнего уровня. Номер периода обозначает число энергетических уровней в

атоме элемента.

Группы представляют собой вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные (А) и побочные(Б) подгруппы. А-подгруппы составляют s– и p– элементы малых и больших периодов.

Б-подгруппы составляют d– и f– элементы больших периодов. В А-подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.

Номер группы показывает высшую валентность элемента.

У высших оксидов и их гидроксидов элементов I – III групп(кроме бора) преобладают основные свойства, с IV поVIII – кислотные.

Радиус атома – наиболее важное свойство атома. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны и, наоборот.

В главных подгруппах, атомный радиус возрастает за счет появления новых электронных уровней.

В периодах атомные радиусы уменьшаются, что можно объяснить ростом силы

притяжения электронов с увеличением заряда ядра.

Энергия ионизации(I)– энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома(или иона), находящегося в нормальном состоянии. Чем меньше энергия ионизации, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее выражены металлические (восстановительные) свойства, а также основный характер его соединений.

В периодах энергия ионизации возрастает. В подгруппах энергия ионизации уменьшается.

Сродством атома к электрону(E) называется энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при присоединении электрона к нейтральному атому.

Сродство к электрону по периоду возрастает, а в подгруппах уменьшается.

Электроотрицательность(ЭО) характеризует способность атомов оттягивать от других атомов электроны при образовании химической связи.

В периодах возрастает, а в подгруппах уменьшается.

Чем меньше величина ЭО, тем более сильные восстановительные свойства проявляет элемент и наоборот.

1) атомный номер элемента равен общему числу электронов в атоме;

2) номер периода равен числу энергетических уровней в атоме;

3) номер группы равен числу валентных электронов.

4) главные подгруппы составляют s и p–элементы, побочные d и f–элементы

5) Максимально возможные валентные состояния элементов равны числу неспаренных электронов у невозбужденных и возбужденных атомов элементов.