Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

связь и ее типы


Екатеринбург
2019
Л-2

свойств и количественных характеристик атомов с увеличением зарядов их ядер.

2.

Строение периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы.

3. Электронные s-, p-, d- и f – семейства.

4. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная), механизм их образования и свойства.

2

свойств и количественных характеристик атомов с увеличением зарядов их ядер.


Электронная

формула (конфигурация) атома – это условная запись, в которой все электроны атома распределены по энергетическим уровням и подуровням
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

(n+l):
1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8 8

элементов находятся в периодической зависимости (или, выражаясь алгебраически, образуют периодическую

функцию) от величины атомных весов элементов».

МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович (8.02.1834 - 2.02.1907)

8

и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра".

Заряд ядра атома определяет число электронов.
Электроны заселяют атомные орбитали таким образом, что строение внешней электронной оболочки периодически повторяется.
Это выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений.

9

классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева.

Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г.
В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. - периодической.
Формы периодической таблицы: короткопериодная, длиннопериодная

10

их соединений по определенному направлению периодической системы при изменении порядкового

номера элементов.
Виды периодичности: вертикальная, горизонтальная.

11

Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии

ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы.

Свойства атомов
энергия ионизации
энергия сродства к электрону
электроотрицательность
атомный и ионный радиус
металлические свойства
неметаллические свойства

для удаления электрона из атома:
Х = Х+ + е−;

Ei
Значения Ei (кДж/моль):
H 1312,1
K 418,7 F 1680,8 He 2372
Rb 403,0 Cl 1255,5 Ne 2080
Cs 375,7 Br 1142,6 Ar 1520

13

присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион.
Мерой сродства

к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом: Х + е− = Х− ; Ee
Значения Ee (кДж/моль)
F −345,7
Cl −366,7
Br −341,6

14

F = 4


Лайнус-Карл ПОЛИНГ (28.02.1901 – 19.08.1994)
Одна из

самых распространенных – шкала электроотрицательности Оллреда – Рохова

15

Периодической системы и обусловливает объединение элементов в группы. Элементы одной

группы имеет однотипные электронные конфигурации.

Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода.

Зависимость потенциала ионизации от атомного номера

17

в периодической системе и электронным строением его атома; от того,

какой энергетический подуровень заполняется последним, различают 4 электронных семейства: s-, p-, d- и f. S-Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет s-подуровень внешнего энергетического уровня. Это главные подгруппы I и II групп. ns1,2; (n=1-7). 14 s-элементов. Р-Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет р-подуровень внешнего энергетического уровня. Это элементы главных подгрупп III – VIII групп. ns2nр1-6 . (n=2-7). 36 р-элементов. d-Элементы – заполняется d-подуровень предвнешнего уровня. Это элементы побочных подгрупп; входят в 4-7 периоды. ns2(n-1)d1-10 ; (n=4-7). 40 d-элементов. f- Элементы – заполняется f-подуровень предпредвнешнего уровня (3-ий снаружи). Это элементы 6 и 7 периодов, соответственно, лантаноиды: № 58 (церий) - №71(лютеций) и актиноиды: №90 (торий) - №103 (лоуренсий). ns2(n-2)f1-14; (n=6,7). 28 f- элементов

18

механизм их образования и свойства. Под химической связью понимают такое взаимодействие

атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы

19

общих электронных пар
20
Параметры и свойства ковалентной связи
Энергия связи характеризует

прочность химической связи.
Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь.
Насыщаемость. Способность атомов образовывать ограниченное число валентных связей. В соответствии с принципом Паули на перекрываемых орбиталях могут присутствовать не более двух электронов с противоположными спинами.
Направленность. Перекрываемые орбитали должны иметь одинаковую симметрию относительно межъядерной оси (вдоль σ-связей). Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве σ-связей создает структуру химической частицы.
Полярность связи характеризует смещение связующего электронного облака в сторону более ЭО элемента
Образование кратных связей при дополнительном перекрывании атомных орбиталей (-связи).
Гибридизация - выравнивание электронных орбиталей по форме и энергии

2p3

связанных ими атомов
электроотрицательность (ЭО) — свойство оттягивать к себе

валентные электроны от других атомов

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с разной электроотрицательностью, называют полярной

H H

H Сl

24

Валентность определяется числом электронных орбиталей (свободных, заполненных или содержащих 1

неспаренный электрон), которые атом данного химического элемента затрачивает на образование химической связи с другим атомом.

характеристик атомных орбиталей разных подуровней при образовании химических связей.
В

результате появляются гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары (или неспаренные электроны) были максимально удалены друг от друга.

27

1s2 2s2
BeF2
9F: 1s2 2s2 2p5

треугольник
29
5B: 1s2 2s2 2p1
9F: 1s2 2s2 2p5

Тетраэдр
30
6С: 1s2 2s2 2p2

притяжения
катионов к анионам
31
Кристаллическая решетка хлорида натрия,

состоящая из противоположно заряженных ионов натрия и хлорид-ионов

(или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов,

имеющих неподеленные электронные пары (F, О, N и реже Сl и S) другой молекулы (или ее части)


O H…..O H…..O H….

H H H

32

электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке

о п+
М — пе М

Схема образования металлической связи:

.

33

вещество. Предмет науки химия
2. Качественная и количественная характеристика состава атомов
3.

Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали.
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули)
5. Химические (окислительные, восстановительные) свойства атомов химических элементов и порядок их определения
6. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличение зарядов их ядер
7. Строение периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы
8. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства
9. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия

из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ
11. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции
12. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа.
13. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.
14. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов
15. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты
16. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов
17. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений
18. Гидролиз солей
19. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса
20. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов.
21. Химия s,p,d-элементов таблицы Менделеева
22. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.