Метод валентных связей

Химическая связь

Периодический закон

Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в1869 году: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Химические свойства элементов зависят от строения внешних уровней их атомов. Строение внешних уровней периодически повторяется:

Li [He] 2s¹ F [He] 2s²2p⁵

Na [Ne] 3s¹ Cl [Ne] 3s²3p⁵

K [Ar] 4s¹ Br [Ar] 4s²4p⁵,

поэтому с увеличением зарядов ядер (и числа электронов) химические свойства атомов периодически повторяются.

Порядковый номер Z элемента в периодической таблице равен числу протонов и электронов в атоме. Номер периода равен числу электронных уровней атомов элементов этого периода. Номер группы равен числу электронов на внешних уровнях атомов элементов данной группы, равен максимальной степени окисления элементов данной группы.

Элементы можно разделить на четыре типа: s-, p-, d-, f-элементы, в зависимости от заполнения в них s-, p-, d-, f- подуровней соответственно.

Эффективные атомные радиусы R уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах:

Элементы Li Be B C N O F

R(нм) 0,152 0,113 0,088 0,077 0,074 0,066 0,064

Z +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9

Число уровней 2 2 2 2 2 2 2

Элементы Li Na K Rb Cs Fr

R(нм) 0,152 0,186 0,231 0,241 0,262 0,270

Z +3 +11 +19 +37 +55 +87

Число уровней 2 3 4 5 6 7

Энергия ионизации Е_ион=I (потенциал ионизации) - это энергия необходимая для отрыва электрона от атома. Для процесса А = А⁺ + е имеем DH=E_ион>0. Энергия ионизации уменьшается в группах и увеличивается в периодах:

Li Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

Е_ион(эв) 5,39 5,14 7,64 5,98 8,15 10,4 10,4 13,01 15,8 4,3 6,1

Энергия сродства к электрону Е_ср = А - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. Для процесса А + е = А^- имеем DH = E_ср<0.

F Cl Br I O N C B Be Li

Е_ср (эв) 3,62 3,82 3,54 3,24 1,48 0,20 1,13 0,30 -0,19 0,54

Электроотрицательность (Полинг, 1932 г.) - это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Рассмотрим молекулу А-В. Если атом А отдает электрон атому В, то затрата энергии составляют DE = I_A - A_B. Если атом В отдает электрон атому А, то затраты энергии составляют DE = I_B - A_A. Электроны смещаются в сторону, которой соответствуют меньшие затраты DE. Если выгоднее переход электрона от атома А к атому В, то должно быть I_A - A_B < I_B - A_A или I_A + A_A < I_B + A_B и (I + A)_A <

< (I + A)_B или X_A < X_B, где X = I + A - электроотрицательность. Электроотрицательность увеличивается в периодах и уменьшается в группах.

Согласно методу валентных связей связь между атомами А и В образуется с помощью общей пары электронов. Связь называется ковалентной, если общая пара электронов образуется из неспаренных электронов двух атомов. Связь называется донорно-акцепторной, если общая пара электронов образуется из неподеленной пары одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора).

А _­ + _­ В = А _­¯ В ковалентная связь

А _­¯ + В = А _­¯ В донорно-акцепторная связь

Ковалентная связь обычно образуется между атомами неметаллов и может быть простой, двойной или тройной в зависимости от числа общих пар электронов между двумя атомами. Ковалентная связь может быть неполярной, если общая пара находится на середине расстояния между двумя одинаковыми атомами, или полярной, если общая пара сдвинута в сторону более электроотрицательного атома.

Донорно-акцепторная связь имеет место между центральным ионом и лигандами внутренней сферы комплексного соединения. В комплексе [Ag(NH₃)₂]Cl центральный ион Ag⁺ является акцептором, так как имеет 4 свободные орбитали 4s⁰4p⁰, а молекула аммиака является донором, так как азот имеет неподеленную пару электронов.