2. Периоды, группы и подгруппы.

В восьмиклеточном варианте таблицы семь периодов и восемь групп.

Период – совокупность элементов с одинаковым числом электронных слоев, т.е. с одинаковым макимальным главным квантовым числом. Первый, второй и третий периоды – малые, а остальные - большие.

Группа – совокупность элементов с одинаковой высшей степенью окисления.

Группа состоит из двух подгрупп – главной и побочной.

Подгруппа - совокупность элементов электронных аналогов.

Различают четыре семейства s-, p-, d-, и f-элементов. Элементы s- и p-семейства находятся в главных подгруппах, а d- и f-элементы в побочных подгруппах ПС.

2.3 Радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Радиус атома это расстояние от ядра до последнего электрона. Измеряется в ангстремах и нанометрах (1А = 10^-10 м = 0,1 нм, 1нм = 10^-9 м).

В периоде радиус уменьшается с ростом заряда ядра, а в группах растет с увеличением числа электронных слоёв.

Энергия ионизации (J) это энергия, которую нужно затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и превратить его в положительный ион. Измеряется в кДж/моль. В периоде растет с уменьшением радиуса, а в группах с ростом радиуса уменьшается. У типичных металлов энергия ионизации мала, а у неметаллов большая.

Сродство к электрону (Е) это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Измеряется в кДж/моль. Меняется по периодам и группам ПС также как J.

Электроотрицательность - это способность атома в молекуле оттягивать на себя электронную плотность. ЭО = ½ (J + Е). Измеряется в кДж/моль. Имеет такой же характер изменения в ПС, как и J и Е.

Полинг ввел понятие относительной электроотрицательности, где за единицу электроотрицательности принята электроотрицательность лития (ОЭО_Li = 1), а электроотрицательность фтора равна 4 (ОЭО_F = 4).

Лекция 3. Химическая связь. Виды химической связи(4часа).

План лекции.

1. Основные типы химической связи.

2. Характеристики химической связи. Длина, энергия, дипольный момент, кратность связи.

3. Объяснение ковалентной химической связи в рамках метода валентных связей.

4. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость.

1. Основные типы химической связи.

Связь между атомами в молекуле бывает трех типов: ионная, ковалентная и металлическая.

Ионная связь это связь между атомами резко отличающимися по электроотрицательности (∆ОЭО > 1,7). В этом случае атом с меньшей ОЭО отдает электрон атому с большей ОЭО. Один атом превращается в катион, а другой в анион. Ионная связь характеризуется не направленностью и не насыщаемостью, поскольку идет взаимодействие между точечными источниками постоянного электрического поля. Ионный вид связи встречается очень часто, а ионные молекулы - только в газовой фазе. В растворе и в кристалле нет ионных молекул, а только чередующиеся катионы и анионы.

Ковалентная связь возникает между одинаковыми атомами или атомами близкими по электроотрицательности. Это наиболее часто встречающийся тип связи между атомами в молекулах. Поэтому этот тип связи изучается подробно с помощью метода валентных связей.

Металлическая связь это связь между частицами металла в кристаллической решетке. В узлах решетки находятся катионы металла, а в межузлиях - свободные электроны. Все катионы коллективно владеют электронами и наоборот. Связь прочная и подвижная. Эта связь сообщает металлам блеск, электропроводность, теплопроводность (за счет свободных электронов), ковкость, пластичность и прочность.

2. Характеристики химической связи.

Длина связи это расстояние между ядрами атомов в молекуле. Измеряется ангстремах и нанометрах. Меняется от 0,7 до 3 ангстрем.

Прочность или энергия связи это энергия, которую нужно затратить, чтобы разорвать одинарную связь. Измеряется в кДж/моль и составляет приблизительно 400 кДж/моль.

Дипольный момент связи для полярной бинарной молекулы находится по формуле: µ = z·ℓ , где z – заряд диполя, а ℓ - длина диполя. Измеряется в Дебаях и в Кл·м.

Кратность связи это количество связей между конкретными двумя атомами в молекуле. Различают одинарную связь, двойную и тройную и более.