1)Скорость химической реакции Скорость химической реакции –это изминение концентраци реагентом или продуктов реакции за единицу времени..

aA + bB = cC + dD

реагенты продукты

Мгновенная или истинная скорость реакции – это скорость в данный момент времени. первая производная изпо концентрации времени.Vист=tgαVист.=+(-)dc/dI Vср. = +(-)c2-c1 / I2-I1

Факторы:

1.Природа реагирующих веществ

2Li + 2H2O = LiOH + H2 выделение пузырьков газа 2K+H2O=2KOH+H2с загоранием калия

2Cr + 2H2O = 2CrOH + H2 со взрывом. идет увеличение активности металлов

Гомогенные реакции – реакции между веществами в одинаковом фазовом состоянии.

H2 + CI2 = 2HCl

NaOHр-р + HClр-р = NaCl + H2O

Fe(тв.) + S(тв.) = FeS

Гетерогенные реакции – это реакции между веществами в разных фазовых состояниях на поверхности раздела фаз.

Zn(тв.) + H2SO4р-р = ZnSO4 + H2

CO2 + KOHр-р = K2CO3 + H2O

2.Концентрации реагирующих веществ

Закон действующих масс для элементарной стадии химической реакции: скорость химической реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагентов, избыток в степенях их стехиометрических коэффициентов.

aA + bB = cC

V=K*C(A)² * C(B)^b

Константа скорости реакциии зависит от природы реагентов и от температуры, чем больше К, тем больше скорость реакции. К=скорости реакции когда реагирующее вещество или их произведение равно 1.

Пример гомогенной реакции:

2CO2(г) + О2(г) = 2СО2 V=K*C(CO)² * C(O2)

Гетерогенные реакции:

FeO(тв.) + СО(г) = Fe + CO2 V=K*C(CO)

3.зависимость от температуры.Чем больше температура.тем больше кенетическая энергия

правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10градусов, скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Vt2/Vt1=γ* t2-t1/10 γ-температурный коэффициент

Vt2/Vt1=Tt1/Tt2

Более точную зависимость скорости от температуры определяется по

уравнению Аренниуса К=Ае=Еа/R К-константа скорости реакции; А-константа Аренниуса-показывает число эффективных соударений молекул реагентов, приводящих к образованию продуктов реакции; Еа-энергия активности; R- уникальная газовая растворенная(8,31Дж/моль); Тк-температура в Кельвинах

Энергия активности – энергия, которую необходимо сообщить реагирующим частицам, чтобы превратить активные частицы с точки зрения химического взаимодействия.

4.Влияние катализатора

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, не изменяющие свой состав в ходе реакции.

Катализаторы:

1)положительные

↑V

Катализаторы:

А+В=АВ (медл.)

А+К=АК (быстро)

АК+В=АВ+К (быстро)

2)отрицательные

↓V

Ингибиторы – вещества, замедляющие химические реакции

Катализаторы снижают Еа в реакции и ускоряют ее.

Каталих может быть гомогенным и гетерогенным. В случае гомогенного катализа находятся в том же фазовом состоянии, что и реагенты

SO2(г)+О2(г)=2SO3 (быстро)

1. O2+2NO=2NO2 (быстро)

2. NO2+SO2=SO3+[NO]

Гетерогенный катализ – случай, когда катализатор находится в другом фазовом состоянии, чем реагенты.

На неровной поверхности твердого катализатора существуют полости, в которых происходит концентрирование реагентов, что приводит к увеличению скорости реакции.

Катализ – изменение скорости химических реакций под воздействием веществ, количество и природа которых после завершения остаются такими же как и до реакции.

Ферменты – белки, которые катализируют химические реакции в биологических системах.

2)Химическое равновесие Существуют обратные реакции, в которых на ряду с процессом превращения реагентов в продукты происходит обратный процесс превращения продуктов в реагенты, когда скорости противоположных реакции равны между собой, наступает химическое равновесие.

Признаки химической реакции:

1.равенство скоростей V=V

2.концентрация всех веществ постоянна при неизменных внешних условиях

С= const. при р,t= const.

3.химическое равновесие носит динамический характер(постоянно протекают во взаимно противоположных процессах)

4.состояние равновесия может быть достигнуто со стороны реагентов и со стороны продуктов

H2+I2=2HI

2HI=H2+I2

закон действующих масс для химического равновесия.

aA+Bb=cC+dD

V=V

V=k*[A]^a*[B]^b

V=K* [C]^c*[D]^d

K1= [A]^a [B]^b= K2[C]^c*[D]^d

K2/K1= Kр= [C]^c* [D]^d / [A]^a*[B]^b

Отношение K1 и К2 есть величина постоянная, Кр(константой равновесия. )Кр= отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях стехиометрического коэффициента к концентрации реагентов, взятых в

степенях стехиометрических коэффициентов.

Кр зависит от природы веществ и от температуры. но Не зависит от концентрации реагентов и продуктов реакции

Величина Кр является мерой полноты протекания реакции к моменту равновесия.

Если Кр <1 K1<K2 К моменту наступления равновесия меньшая часть реагентов превращения в продукты. Если Кр˃1,К1˃К2 моменту наступления равновесия большая часть реагентов превратиться в продукты

Принцип Ле Шателье Равновесие смешается в ту сторону (прямой или обратной реакции) которая ослабляет внешние воздействие.

2NO+O₂ =2NO₂ ∆H<0

1. Влияния С(концентрации)

При увеличении С реагентов химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции. При увеличении С продуктов реакции, химическое равновесие смещается в сторону реагентов.

у величение: С(NO) или (O₂ ) , C(NO₂ )

у меньшение (NO) и/или (O₂ ) , (NO₂ )

2.Влияния температуры. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции , при понижении в сторону экзотермической.

3 Влияния давления (Р).влияет только с участием газообразующих в-в и только в тов случаи когда количество газообразных реагентов и продуктов реакции неравны меду собой..

Повышение Р проводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газа., а понижение Р ведет в сторону большего объема.

Катализатор не влияет на смещение равновесия. так как влияет на скорость реакции.

3) Растворы электролитов Электролиты. Вещества проводящие электрический ток в растворах или расплавах; проводят электрический ток так как распадаются в растворах на ионы.

Распад на ионы называются электролитической диссоциацией.

К ним относятся соли, кислоты, основания. В этих веществах имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролиты – это в-в, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К ним относятся, например, O₂, H₂, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). в молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

α- степень диссоциации показывает какая часть молекул находящихся в растворе распалась на ионы α= Сдис/С*100%.

В зависимости от степени диссоциации электролиты различают на сильные(α˃30) слабые(α<30)

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%).

3.1Кислоты- электролиты при диссоциации которых образуют H⁺ и анионы кислотного остатка.(серная кислота являться сильной по первой ступени) HCI, HBr, HNO₃, H2SO₄

3.2 Основания - это электролиты при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид аниона LiOH, NaOH, Cr(OH)₂

3.3 Соли за исключением ZnI₂ и PCI₂ При растворении сильных электролитов в HOH в результате ион-дипольного взаимодействия электролит и воды –катион и анион изолированы друг от друга.

Время жизнь H₂O в первичной гидратной оболочке зависит1)от заряда атома, чем больше заряд ядра ,тем больше прочность 2) от радиуса, чем меньше радиус тем прочнее связь.

При низких концентрациях электролита катионы и гидротированные анионы изолированы друг от друга и их активная концентрация совпадает с концентрацией. При увеличении концентрации электролита число молекул H₂O приходящихся на один ион уменьшается и повышается вероятность ион-ионного взаимодействия приводящей к уменьшению концентрации(активной) электролита. Для количественного описания свойств сильных электролитов Льюис ввел понятие активности- эффективной концентрации- которой обусловливали осуществление физических и химических процессов в ра-ре. α =f_α+Cн, где

f_α -коофицент активности , величина α – зависит от концентрации электролита , от заряда ионов электролита , f_α -(коофицент активности) учитывает при этом взаимное притяжение ионов , неполную диссоциацию и гидратацию. , f_α для расчетов используют характеристику р-ра. I(ионная сила) BaCI₂= Ba²⁺+ 2CI^-1

С 0,01 0,01 0.02

I=1/2(0,01*2² +0,02*1² )=0,03моль/л

Уравнение Хюнна-Дебая:lg f_α =-0,509*Z_k+ Z_An √I

Значение электролитов. Питательные р-ры в почвах .питательные ве-ва часто находятся в гидротированых ионах,что облегчает их усвояемость растениями и животными .

Растворы слабых электролитов. (α<30) распадаются на ионы в незначительной

степени, молекулы и образующиеся ионы находятся в состоянии равновесия которое смещено в сторону молекулярной формулы. стояние равновесия диссоциации слабого электролита характеризуется величиной константы диссоциации (Kg) =[К]*[Аn]/[K+An] зависит 1:от природы электролита: чем слабее электролит тем меньше величина. 2:от температуры чем больше ,тем больше Kg.Закон разбавления Оствальда. Связав Kg и степень диссоциации(α) слабого электролита.

K tAn Kt+An [KtAn]=C- αC, Kg=[К]*[Аn]/[K+An]= αC*αC /C- αC=( αC)²/C(1-α)=

C αC αC

Kg=α²C/1-α(α в долях единиц). Если α«1, 1-α≈1 следует что α=√ Kg/С

Степень диссоциации зависит 1. от температуры. Для большинства электролитов процесс является эндотермическим, поэтому нагревание способствует увеличению α. (1⁰на 0.05 α) 2. от концентрации , при разбавлении степень диссоциации увеличивается. 3.от растворения чем больше полярный растворитель тем выше степень диссоциации . 4 от влияния одноименного иона . добавление электролита имеющего общий ион со слабым электролитом подавляет диссоциацию. смещает равновесие в сторону молекулярной формулы.

Типы слабых электролитов:

1.слабые кислоты: HF,H₂SO_4, H₂S,HNO_2, ,H₃PO₄,HCOOH, CH₃COOH,HCIO(хлорноватистая кислота) I) H₃PO₄=H⁺+H₂PO₄ ^– Kg(I)» Kg(II)» Kg(III)

II) H₂PO₄= H⁺+ HPO₄ ^-

III) HPO₄= H⁺+ PO₄ ^-

Для мгновенных кислотных диссоциаций идет ступенчато и преимущественно по первой ступени. [H⁺]=√ Kg*C(кислоты)

2. слабые основания :NH₄OH,(NH₃*H₂O) и все нерастворимые основания.

M(OH)₂=MOH⁺+OH^-

[OH^-]=√ Kg*C(основания)

Отличия: процесс диссоциации сильных электролитов является необратимым. А диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый ( это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы(ионизация, диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация).

H₂O- как слабый электролит.

1. H₂O=H⁺+OH^- ∆H<0 экзотермический.

2. H₂O+H⁺=H₃O⁺(катион гидроксония)

H₂O = H₃O⁺+ OH^-

Kg[H₂O]=10^-14 при t=25⁰

Ионное произведение H₂O всегда постоянна .

В нейтральной среде[H⁺]=[OH^-]=10^-14

В кислой среде [H⁺]˃[OH^-] [ H⁺] ≈10^-6 10^-5 [OH^-]≈10^-9 10^-8

В щелочной среде [H⁺]< [OH^-] [ H⁺] ≈10^-9 10^-8 [OH^-]≈10^-6 10^-5

Ионное произведение воды независимо от изменения концентраций ионов остается при неизменной температуре постоянным.

Диссоциация воды усиливается с повышением температуры

Гидратация – причина электролитической диссоциации электролитов в водных растворах является гидратация. Гидратация – взаимодействие веществ с молекулами воды, сообразованием в результате образуются гидратированные ионы.

Слабая свойственна малозарядным ионам (катионам и анионам) с большим радиусом. Сильная характерна для многозарядных катионов с малым радиусом и проявляется в образовании двух гидратных оболочек.

В целом сильная гидратация сопровождается большими изменениями энергии Гиббса.

Для слабого электролита константа диссоциации – постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры

Водный показатель pH=-lg [H+]

отрицательный десятичный логарифм активности гидроксид-ионов в растворе называют гидроксильным показателем: pОH=14- pH

В нейтральных растворах pH=7 В кислых растворах pH≈10^-610^-510^-4 pH<7. В щелочных растворах pH˃7. pH≈10^-810^-910¹⁰

Пределы изменения pH водных растворов опред. растворимостью кислот и щелочей в воде и коэффицентами активности в концентрированных растворах кислот и щелочей.

Если известны значения концентрации катионов водорода и коэффицента активности, то водородный показатель можно рассчитать, пользуясь след.уравнением:

pH=-lg{f[H+]}

с Способы определения pH: 1с помощью индикатора . индикатор в-ва которые изменяют свой цвет в зависимости от pH р-р, кислотно-основные индикаторами являются слабыми органическими кислотами и основаниями в которых окраска молекулярной формулы резко отличается от окраски ионной формулы HInd = H⁺+Ind^- (фенол-фтолеин)

бесцв. молинов

при добавлении кислоты[H⁺] равновесие смещается в сторону молекулярной формулы. При добавлении щелочи[OH^-] равновесие смещается в сторону ионной формулы.

Человеческий глаз видит цвет р-ра при преобладании одной формулы над другой в 10 раз.

Для каждого индикатора существует интервал в котором наиболее заметно изменение окраски . этот интервал называется интервал перехода окраски индикаторов. Метилоранжевый(3.1-4.5 красный оранжевый желтый) лакмус(5-8 красный фиолетовый синий) фенол фтолеин(8-10 бесцв. розовый малиновый)

Индикаторы могут быть индивидуальными в-в и смесями в-в ,жидкими и бумажными .

Индивидуальные индикаторы позволяют качественно определить среду, , комбинированными(в частности инивер. Индикаторная бумага) позволяет более точно определить pH как правило с точностью до едениц.

С помощью pH-метра можно определить с точностью до сотых.

Буферные растворы – растворы, поддерживающие определенную концентрацию катионов водорода (pH) при разбавлении и незначительно изменяющее ее при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований.

Кислотные- состоит из кислоты и соли этой кислоты образованной при взаимодействии с сильным основанием. CH₃COOH и CH₃COONa-ацетатный буфер. HCOOH и HCOONa-формиатный буфер.

Щелочные- NH₃(NH₄OH) NH₄CI аммиачный буфер.

Буферная емкость(B)- число эквивалента сильной кислоты или основания, которое вызывает Изменение pH. Буферного р-р на 1. B=n(элек)/V* ∆pH ∆pH-изменение после добавления определяемого количество электролита. Чем меньше В тем долее устойчив данный буфер к данному электролиту. Для повышения В необходимо увеличить концентрацию компонента буфера и сделать их концентрации практически равными.

Буферными свойствами обладают так же растворы, содержащие смеси солей слабых многоосновных кислот.

4) Гидролиз солей. Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабой кислоты или слабого основания.

Типы гидролиза:

а) гидролиз по аниону происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований.

б) гидролиз по катиону происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот.

в) гидролиз по катиону и аниону одновременно характерен для солей, которые образованы из катионов слабых оснований и анионов слабых кислот.

KNO3 (KON-сильное основание и KNO2-слабая одноосновная кислота)

KNO2 + НОН=KOH + HNO2

K⁺+NO^2-+H₂O= K⁺+OH^-+HNO2

NO^-₂ + H2O=OH^- + HNO2

______________

NH4I (NH4OH-слабое основание, HI-сильная кислота)

NH4I+HOH=NH4OH+HI

NH₄+ + H2O= NH4OH + H⁺

NH₄⁺+H2O=NH4OH + H⁺

Необратимо гидролизируются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений.

2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O= 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑+ 6NaNO3

Константа гидролиза:

К=_[HCN][OH-]__

[CN-][H2O]

Произведение двух постоянных (константы равновесия гидролиза и концентрации воды) называется константой гидролиза.

К гидр= К[H2O]=__[HCN][OH-]_

[CN-]

При расчете константы гидролиза нужно использовать константу диссоциации того слабого электролита, который на этой ступени образуется.

Степень гидролиза – это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу, к обшей концентрации соли в растворе

h= _Cгидр__

С соли

Чтобы установить связь между h и К гидр, рассмотрим уравнение гидролиза нитрата натрия NaNO2:

NO^-₂ + HOH = HNO2 + OH-

Константа гидролиза для этой соли равна

К гидр=_[HNO2][OH-]_

[NO-₂]

Выразим входящие в уравнение концентрации частиц через степень гидролиза и общую концентрацию соли.

C гидр=[HNO2]= [OH-]

Из определения степени гидролиза следует, что

С гидр= hc соли

[NO^-₂]=C соли-С гидр= Ссоли-hCсоли= Ссоли(1-h).

Можно отметить следующие общие закономерности гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований:

а) степень гидролиза уменьшается при увеличении концентрации раствора соли

в) степень гидролиза зависит от силы кислоты (чем меньше Ккисл, т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени гидролизуется ее соль)

с) степень гидролиза зависит от температуры, так как в числителе подкоренного выражения стоит ионное произведение воды Кw, сильно зависящее от температуры, а константы диссоциации слабых кислот зависят от температуры в меньшей степени, чем Кw.

5) Строение атома. Атом — электронейтральная микросистема, состоя­щая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядра атомов состоят из двух типов частиц (нукло­нов)— протонов и нейтронов (табл. 3.1).Линейные размеры атома ~10~⁸ см, ядра ~10^-12— 10~¹³ см.Основная масса атома сосредоточена в ядре и ха­рактеризуется массовым числом А, равным сумме чисел протонов (заряду ядра) Z и нейтронов N: A = Z + N.Главной характеристикой атома является заряд ядра. Ои определяет число электронов, находящихся вокруг ядра, т. е. принадлежность атома к данному виду химиче­ских элементов, и соответствует атомному номеру (в пе­риодической системе элементов Менделеева — порядко­вому номеру) элемента.Основой современной теории строения атома являют­ся законы и положения квантовой (волновой) механи­ки— раздела физики, изучающего движение микрообъ­ектов (электронов, протонов и других частиц, обладаю­щих ничтожной массой).Согласно квантовомеханическим представлениям, движущимся микрообъектам присуща двойственная.при­рода: они являются частицами, но имеют волновой ха­рактер движения, т. е. микрообъекты обладают одновре­менно корпускулярными и волновыми свойствами. Мате­матически это выражается уравнением де - Бройля, согласно которому частице, имеющей массу m и движу­щейся со скоростью v, соответствует волна длиной А,:h=mv где h — постоянная Планка; mv — импульс частицы.Из волновых свойств микрообъектов вытекает очень важный вывод, известный под названием принципа не­определенности Гейзенберга:микрочастица (так же, как и волна) не имеет од­новременно точных значений координат и импульса.Это проявляется в том, что чем точнее определяются координаты частицы, тем неопределеннее ее импульс (или связанная с ним скорость), и наоборот. Поэтому для описания движения микрочастиц используется вероятно­стный подход, т. е. определяется не их точное положение, а вероятность нахождения в той или иной области около­ядерного пространства.Состояние (в квантовой механике синоним слова «дви­жение») электрона в атоме описывается с помощью кван- товомеханической модели — электронного облака, плот­ность соответствующих участков которого пропорциона­льна вероятности нахождения там электрона. Поскольку такая вероятность существует даже на относительно боль­шом расстоянии от ядра, электронное облако не имеет определенных четких границ. Поэтому обычно под элект­ронным облаком данного электрона, характеризующего­ся волновой функцией, понимают область околоядерно- го пространства, ограниченного условной поверхностью, которая охватывает примерно 90 % электронного облака. Эта область пространства называется также орбиталью.

Главное квантовое число определяет энергетический уровень электрона в атоме. Чем больше n, тем слабее электрон связан с ядром и больше его орбиталь.

Волновая функция есть амплитуда трехмерной электронной волны, т. е. является амплитудой вероятно­сти присутствия данного электрона в данной области пространства. Другими словами, колеблется не сам элек­трон, а вероятность его обнаружения в той или иной точке пространства. Произведение представляет собой вероятность нахождения электрона в элементарном объ­еме пространства дельта V, а ф²— плотность вероятности, или электронную плотность.Главное квантовое число п определяет основной запас энергии электрона, иными словами, степень его удаления от ядра, или размер электронного облака (орбитали). Оно может принимать целочисленные значения от 1 до со.Совокупность электронных состояний, имеющих одинаковое значение главного квантового числа я, называется электронным слоем (электронной обо­лочкой) или энергетическим уровнем. Они обознача­ются цифрами 1, 2, 3, 4, 5 ... или соответствующими буквами К, L, М, N, О .... Наименьшее значение энергии Е соответствует п=1. Остальным квантовым состояниям отвечают более высо­кие значения энергий, и электроны, находящиеся на этих энергетических уровнях, менее прочно связаны с ядром.

Для атома водорода квантовое состояние с n= 1 со­ответствует его наименьшей энергии и называется основ­ным или нормальным: Е1= — 13,6 эВ. Состояния с п = 2 , 3, 4 ... называются возбужденными. Энергии, соответ­ствующие им, связаны с Е выражением

с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях, харак­теризуемых возрастанием суммы главного и орби­тального квантовых чисел (п-{-1); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа п.Последовательность заполнения энергетических под­уровней в основном соответствует следующему ряду: При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда;в. пределах энергетического подуровня электро­ны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.Это означает, что первоначально электроны запол­няют все свободные орбитали данного подуровня по одно­му, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей вторыми электро­нами.Существует два способа составления схем распреде­ления электронов в атоме: 1) в виде формул электронных конфигураций, например для igK—Is2s²2p⁶3s3p^b4s\ где показатель степени указывает число электронов на данном подуровне, и 2) в виде квантовых ячеек (клетка, кружок или черточка) — для изображения электронной орбитали и стрелок, направление которых указывает на ориентацию спинов электронов,— для обозначения элек­тронов:

6) Периодический закон Д.И. Менделеева До появления сведений о сложном строении атома основной характеристикой элемента служил атомный вес (относительная атомная масса). Развитие теории строе­ния атома привело к установлению того факта, что глав­ной характеристикой атома является положительный заряд его ядра. Поэтому в современной формулировке периодический закон гласит:свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ' ядер их атомов.Заряд ядра (число протонов) равен атомному номе­ру элемента, определяет число электронов в атоме и, как следствие этого, строение его электронной оболочки в основном состоянии. Электронные конфигурации всех элементов приведены на правом форзаце книги.Графическим изображением периодического закона является таблица периодической системы элементов. Формы такого изображения различны. Их известно более 500, но наиболее широко используются три: 1) короткая, 8-клеточная; 2) полудлинная, 18-клеточная; 3) длинно- периодная, 32-клеточная.Принципиальный подход к построению таблиц еди­ный — элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядер их атомов. Физической основой структуры периодической системы элементов служит определенная последовательность формирования электронных конфи­гураций атомов по мере роста порядкового (атомного) номера элемента Z.В зависимости от того, какой энергетический подуро­вень заполняется электронами последним, различают че­тыре типа элементов:

Элементы со сходной электронной конфигурацией внешних энергетических уровней обладают и сходными химическими свойствами.

Периодом в периодической системе называется после­довательный ряд элементов (расположенных в порядке возрастания заряда ядер их атомов), электронная конфи­гурация внешнего энергетического уровня которых изме­няется от ns^l до ns²np⁶ (для первого периода s^l и s²) (табл. 4.1). При этом номер периода совпадает со зна­чением главного квантового числа п внешнего энергети­ческого уровня.

Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом (металл щелочной группы) и закан­чивается благородным газом, которому предшествует неметалл, т. е. в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов иа внешнем энер­гетическом уровне.Первые три периода содержат только s- и р-элемен- ты. Четвертый и последующие включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d- и f подуровней соответствующих внутренних энергетиче­ских уровней. /-Элементы объединяются в семейства, на­зываемые лантанидами (4/-элементы) и актинидами (5/-элементы).В длиннопериодном варианте периодической системы отражается вся последовательность элемен­тов в каждом периоде, в короткопериодном (на правом форзаце книги) и полудлинном (на левом форзаце) ва­риантах лантаниды и актиниды вынесены за пределы таблицы.В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, имеющие сходное электронное строение. В короткопериодном варианте таблицы всего 8 групп, каждая из которых состоит из главной и по­бочной подгрупп. У элементов главных подгрупп послед­ними заполняются s~ и р-подуровни внешних энергетиче­ских уровней, электронные конфигурации которых явля­ются основным фактором, определяющим химические свойства элементов. У элементов побочных подгрупп про­исходит заполнение внутренних (п— l)d- и (л —2)/-под­уровней при наличии на внешнем энергетическом уровне (ns-подуровень) одного-двух электронов.Элементы-аналоги (т. е. расположенные в одной под­группе) имеют одинаковое строение внешних электрон­ных оболочек атомов при разных значениях главного квантового числа п и поэтому проявляют сходные хими­ческие свойства.Таким образом, при последовательном увеличении за­рядов атомных ядер периодически повторяется конфигу­рация электронных оболочек и, как следствие, периоди­чески повторяются химические свойства элементов. В этом заключается физический смысл периодического закона.Элементы главных и побочных подгрупп различаются своими химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в одну группу,— номер груп­пы. Он, как правило, указывает число электронов, кото­рое может участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы.Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Хими­ческая активность элемента определяется способ­ностью его атомов терять или приобретать элек­троны. Количественно это оценивается энергией иониза­ции £нон атома (или потенциалом ионизации /) и его срод­ством к электрону £_ср.Энергия ионизации — минимальная энергия, необхо­димая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от невозбужденного атома для процесса

Э+ Е _нон =Э+ е

Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона, называется по­тенциалом ионизации /. Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электрон- вольтах на атом (эВ/атом), а ионизационный потенци­ал — в вольтах (В). Численное значение I в вольтах равно энергии ионизации в электрон-вольтах.Отрыву первого электрона соответствует первый по­тенциал ионизации 1\. Отрыву второго, третьего и после­дующих электронов — Потенциал ионизации является сложной функцией некоторых свойств 'атома: заряда ядра, радиуса атома, конфигурации внешних электронных оболочек.Способность атома образовывать отрицательно заря­женные ионы характеризуется сродством к электрону, под которым понимается энергетический эффект при­соединения электрона к нейтральному атому в процессе.Сродство к электрону Е_с? численно равно, но противо­положно по знаку энергии ионизации отрицательно за­ряженного иона Э". Эта величина выражается в элект­рон-вольтах на атом или килоджоулях на моль.Значения сродства к электрону для большинства эле­ментов. Присоединение двух или большего числа электронов к атому, согласно квантовомеханиче- ским расчетам, невозможно. Поэтому одноатомные мно­гозарядные анионы типа О²", S²~, N³~ в свободном со­стоянии существовать не могут.

Электроотрицательность X — условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны.Для практической оценки этой способности атома введена условная относительная шкала электроотрица- тельностей. По такой шкале наиболее электроотрица­тельным среди элементов, способных образовывать хи­мические соединения, является фтор, а наименее электро­отрицательным — франций. Согласно современным пред­ставлениям электроотрицательность рассматривается в более широком смысле как электростатическая сила, дей­ствующая между ядром и валентными электронами ато­ма, т. е. как относительная характеристика стабильности электронной оболочки атома. С этой точки зрения гелий и неон имеют более высокие значения электроотрицатель­ности, чем фтор, что является показателем исключитель­ной стабильности электронных оболочек их атомов, т. е. невозможности образовывать устойчивые химические со­единения.в периоде с ростом поряд­кового номера элемента электроотрицательность возра­стает, а в группе, как правило, убывает.