7. Атомный радиус. Изменение атомных радиусов в периодах и группах. Объясните характер изменений атомных радиусов в периодах и группах.

Радиус атома

1. В периодах слева направо уменьшается, т.к с увеличением заряда ядра увеличивается сила притяжения электрона к ядру (происходит сжатие электронной оболочки);

2. В главных подгруппах сверху вниз увеличивается, т.к. увеличивается число заполняемых энергетических уровней. В побочных подгруппах изменение радиуса незначительна, т.к. сжимается электронная оболочка в d и f семействе, которые компенсирует увеличении объема атома.

8.

Энергия ионизации — энергия затраченная для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион.

Энергия ионизации возрастает в периодах от щелочных металлов к благородным газам и уменьшается в группах сверху вниз. Наименьшие энергии ионизации имеют щелочные металлы, начинающие периоды, а наибольшие – благородные газы, заканчивающие периоды. Энергии ионизации элементов, находящихся в главной подгруппе одной и той же группы уменьшаются с увеличением порядкового номера элемента. Для d- и f-элементов закономерности более сложные.

Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества.

Потенциал ионизации – наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов.

9.

1.Электротрицательность характеризует способность атомов притягивать электроны. Слева направо электроотрицательность увеличивается (с увеличением порядкового номера). В группе - сверху вниз - уменьшается.

Электроотрицательность рассчитывается как полусумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

Э.О.=(I+E)/2

Электроотрицательность зависит от заряда иона. При появлении на атоме избыточного положительного заряда, его электроотрицательность увеличивается.

10.

1. Хим. Связь – различные виды взоимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух и многоатомных соединений (молекул, ионов, кристаллов).

К основным чертам хим. Связи относятся:

1. Снижение общей энергии двух или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергии изолированных частиц, из которых эта система образована.

2. Перераспределение электронной плотности в общей хим.связи по сравнению с простым наложением плотностей несвязанных атомов сближенных на расстоянии связи.

Природа хим.связи объясняется взоимодействием положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов, а так же электронов друг с другом.

Основные виды хим.связи:

1. Ковалентная

2. Ионная

3. Металлическая

4. Водородная

5. Вандерваальсовы взоимодействия (между малекулами)

Параметры связи:

1.Энергия связи ( Е, к.Дж) – это кол-во энергии, которое необходимо затратить для разрыва связи. Чем больше энергия связи, тем устойчивее молекула.

2.Длина связи – это расстояние между ядрами атомов в соединение. Длина связи зависит от размеров, формы электронных оболочек и степени их перекрывания.

3.Валентный угол – это угол между направлениями связи.

а ) молекула, образованна двумя атомами всегда линейна, угол равен 180 градусов.

б ) молекула, образованная тремя атомами линейна, если центральный атом – Sэлемент.

в ) молекула, образованная тремя атомами угловая, если центральный атом относится к S или P элементам

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ - химическая связь между двумя атомами, возникающая при обобществлении электронов, принадлежавших этим атомам. Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов.

В основе современного учения о хим.связи лежат 2 теории:

-теория валентных связей

-теория молекулярных орбиталей

Основные положения теории валентной связи:

1. При описании связи в молекуле считается, что взоимодействующие атомы могут обмениваться между собой электронами, образующие пары.

2. Два обменивающиеся электрона в соответствии с принципом Пауля должны иметь противоположные спины.

3. Энергия хим.связи обусловлена обменом электронов между атомами.

.

Н·+·Н=Н:Н

Эта схема показывает, что при соединении двух атомов водорода в молекулу каждый из атомов приобретает устойчивую двух электронную оболочку, подобную электронной оболочки атома гелия.

Таким образом хим. связь локализована между двумя атомами , т.е она двухцентровая и двухэлектронная

Механизм образования:

1. Обменный-общая электронная пара образуется за счет объединения неспаренных электронов, взоимодействующих атомов. Ковалентной мерой валентности считают число неспаренных электронов у атомов в основном и в возбужденных состояниях.

2. Донорно-акцепторный-общая электронная пара образуется за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вокантной орбитали другого атома (акцептора).

1)NH₄ + HF →NH₄F – фторид аммония

NH₃

N

↑↓

↑

↑

↑

…2S²2P³

↓

↓

↓

H

2)HF→H ⁺ + F ^–

H

↑

↑↓

↑↓

↑↓

↓

F 2S²2P⁵

Данные молекулы образованы по обменному механизму . Обе молекула ковалентные полярные.

Воздействие полярной молекулы NH₃ на полярную молекулу NF приводит к дальнейшей поляризации к последней молекуле в результате его общего электронного пара практически полностью переходит на орбиталь F и появляется ион Н⁺ имеющий вокантную орбиталь (акцептор).