Значення періодичної системи

Періодична система стала важливою віхою у розвитку атомно-молекулярного вчення. Завдяки їй склалося сучасне поняття про хімічний елемент, були уточнені уявлення щодо простих речовин і сполук.

Розроблена у XIX ст. у рамках науки хімії, періодична таблиця виявилася готовою систематизацією типів атомів для нових розділів фізики, що отримали розвиток на початку XX ст. — фізики атома та фізики ядра. У ході досліджень атома методами фізики було встановлено, що порядковий номер елемента у таблиці Менделєєва (атомний номер) є мірою електричного заряду атомного ядра цього елемента, номер горизонтального ряду (періоду) у таблиці визначає кількість (частково) заповненихелектронних оболонок атома, а номер вертикального ряду — квантову структуру зовнішньої оболонки, завдяки чому елементи цього ряду і зобов'язані подібністю своїх хімічних властивостей.

Поява періодичної системи відкрила нову наукову еру в історії хімії та ряді суміжних наук — замість розрізнених відомостей про елементи та сполуки з'явилася струнка система, на основі якої стало можливим узагальнювати, робити висновки, передбачати.

Стандартна форма періодичної таблиці

Молекула.

Молекула (новолат. molecula, зменшувальне від латів.(латинський) moles — маса), найменша частка речовини, що володіє його хімічними властивостями. М. складається з атомів, точніше — з атомних ядер, внутрішніх електронів, що оточують їх і зовнішніх валентних електронів, утворюючих хімічні зв'язки.

Внутрішні електрони атомів зазвичай не беруть участь в утворенні хімічних зв'язків. Склад і будова молекул даної речовини не залежать від способу його здобуття. В разі одноатомних молекул (наприклад, інертних газів) поняття М. і атома збігаються.

Механізм утворення ковалентного зв'язку розглядають на прикладі утворення молекули водню:

Н + Н = Н₂, ΔН = –436 кДж/моль.

Рис. 3.1. Схема перекривання електронних орбіталей при утворенні молекули гідрогену

Молекула водню складається з чотирьох мікрочастинок: двох ядер і двох електронів. Для описання розподілу електронної густини у молекулі необхідне точне рішення рівняння Шредінгера. Однак таке рішення можливе лише для одноелектронної системи, прикладом якої є молекулярний іон водню Н₂⁺, який складається з двохпротонів і одного електрона. Для систем з більшим числом електронів використовують приблизне рішення рівняння Шредінгера. Такий приблизний розрахунок для молекули водню був вперше зроблений В. Гайтлером та Ф. Лондоном (1927). На основі рівняння Шредінгера вони обчислили дві кількісні характеристики – енергію та довжину хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок, який утворюється внаслідок узагальнення електронів взаємодіючих атомів (утворення спільної електронної пари), називають ковалентним.

Ковалентний зв'язок є хімічним зв'язком, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притягнення, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найпоширенішою формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Схема утворення хімічних зв’язків у молекулах хлору Сl₂ (а) і хлороводню НСl (б)

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

Різновидом ковалентного зв'язку є координаційний (донорно-акцепторний) зв'язок.

Дата добавления: 2015-12-07