ЗАНЯТТЯ №8Тема: Залежність властивостей елементів від періодичної зміни електронних структур атомів. Характеристика хімічних елементів за положенням у періодичній системі та будовою атома Актуальність теми: Періодичний закон є основою для вивчення будови атомів елементів. Положення атома в періодичній таблиці залежить від величини заряду ядра, і визначає його основні фізичні та хімічні властивості. Розглянувши найважливіші закономірності, які спостерігаються в періодах і групах періодичної таблиці, ми зможемо використовувати цю інформацію в подальшому вивченні хімії. Це полегшує розуміння і дозволяє передбачати властивості найрізноманітніших хімічних речовин. Навчальні цілі: Знати: основні поняття і положення атомно-молекулярного вчення, будову атома, будову електронних оболонок атома, розподіл електронів по енергетичних рівнях, класифікацію елементів на метали і неметали, властивості металів і неметалів. Уміти: визначати заряд ядра атома, кількість електронів, протонів і нейтронів, складати електронні формули, визначати валентні електрони, заповнювати електронні комірки атома залежно від періоду, визначати властивості елементу за його положенням в періодичній системі елементів. Самостійна позаудиторна робота ! Написати в робочому зошиті: 1. Розділити речовини на метали та неметали: C, H2, O2, N2, S, Cu, Ca, Na, Sі, Fe:
2. Визначити відносні атомні маси елементів та відносні молекулярні маси речовин: CаSO4, Fe(OH)3, C6H12O6, Si, (NH4)2SO4, Fr, CO2, Ar. 3. Між собою реагують елементи: а) Стибій і Нітроген; б) Алюміній і Хлор. Не записуючи рівнянь реакцій, вказати в кожній з цих пар окисник та відновник, користуючись тільки Періодичною таблицею. 4. Знайти масове число, кількість електронів, протонів і нейтронів для таких елементів:
5*. Виходячи з будови атома вибрати з двох частинок більш сильний акцептор електронів: атом F чи йон Na+.
6 Дати відповіді на тести: 1. Вищий оксид елемента має формулу R2О. Який це хімічний елемент? а) Zn; б) Ti; в) Ca; г) К. 2. Елемент у вищій валентності утворює кислоту НRО4. Який це хімічний елемент? а) F; б) P; в) Cl; г) Se. 3. Який з наведених елементів має постійну валентність? а) Br; б) Cu; в) F; г) Fe. 4. Скільки електронів міститься в атомі Алюмінію у незбудженому стані на 3р-підрівні? а) 1; б) 3; в) 2; г) 0. 5. Написати електронну формулу атома Сульфуру. скільки неспарених електронів у зовнішньому шарі цього атома? а) 4; б) 2; в) 1; г) 0.
Контрольні питання: 1.Від чого залежать хімічні властивості елементів? 2. Що показує номер групи для елементів: а) головних; б) побічних підгруп? 3. Який метал є більш активним: а) Li чи Be; б) Ва чи Mg? Чому? 4. Який неметал є більш активним: а) N чи О; б) As чи Вr; в) Cl чи At; г) Se чи Кr? Чому? 5. Радіус якого атома є більшим: а) В чи F; б) К чи Сu; в) Na чи Fr; г) F чи Вr? З чим це пов’язано? 6. ЕН якого елементу більша а) Р чи Сl; б) О чи S? Чому? 6. Окисні властивості якого елементу сильніші: а) Si чи Cl; б) N чи О; в) F чи Вr; г) Р чи S? Чому? 7. Відновні властивості якого елементу сильніші а) Li чи С; б) Mg чи Са; в) Sr чи Cd? Чому? 9. Назвати найбільш активний метал та найбільш активний відновник. 10. Назвати найбільш активний неметал та найбільш активний окисник. 11. Як змінюються неметалічні властивості елементів в періодах зліва направо? а) збільшуються, в) зменшуються, г) не змінюються. 12. Як змінюються металічні властивості елементів в головних підгрупах згори донизу? а) збільшуються, в) зменшуються, г) не змінюються. 11. Як залежать властивості елементів від кількості електронів і будови ядра атома. Пояснити на прикладі К та Cl. Самостійна робота на занятті 1. За положенням в Періодичній таблиці визначити: а) який елемент є кращим окисником - Сульфур чи Фосфор? б) у Селену чи у Арсену краще виражені металічні властивості? 2. Який з елементів в сполуках має більшу електронегативність (ЕН): NaCl, H2S, СО2, HF, CaF, Cl2, CCl4. 3. Дано елементи із зарядами ядер Z = 3 і Z = 19. Визначити, який з них кращий донор електронів? 4. Розділити елементи на донори та акцептори електронів: О, Na, Al, Mg, F:
Скільки електронів потрібно віддати або прийняти кожному з них, щоб отримати заповнену зовнішню електронну оболонку благородного газу Неону? 5. Атом перетворюється на йон, якщо приймає або віддає електрони із зовнішньої оболонки. Який з елементів із зарядами ядер Z = 3 та Z = 9 може утворювати негативно заряджені, а який – позитивно заряджені йони? 6. Який з елементів із зарядами ядер Z = 7 і Z = 15 є кращим акцептором електронів? 7*. Уявіть, що у вас є найточніші терези, на яких можна зважувати атоми елементів. Вкажіть, яка з частинок в кожній парі буде важчою: а) F чи F- б) Na чи Na+ в) F- чи Ne г) Na+ чи Ne. 8. При згорянні елементу масою 6, 4 г утворюється оксид RО2 масою 12, 8 г. Який це елемент? 9. Зробити характеристику хімічного елемента за планом. (Кожний студент виконує індивідуальне контрольне завдання, запропоноване викладачем). ХАРАКТЕРИСТИКА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ за положенням в періодичній системі і будовою атома 1. Назва елементу, його символ, Аr. 2. Положення в періодичній системі: а) порядковий номер; б) номер періоду; в) номер групи, підгрупа. 3. Будова атома: а) заряд ядра; б) кількість протонів, електронів, нейтронів; в) електронна формула, розподіл електронів зовнішнього шару по підрівнях; г) кількість енергетичних рівнів; д) кількість електронів на зовнішньому рівні, скільки електронів не вистачає до завершення. 4. Метал або неметал. 5. Вищий оксид.
Наприклад, характеристика хімічного елементу Натрію 1. Натрій, Na, Аr(Na) = 23 а.о.м. 2. Положення в періодичній системі: а) порядковий номер - 11; б) номер періоду - 3; в) номер групи, підгрупа -1, підгрупа головна. 3. Будова атома: а) заряд ядра +11; б) кількість протонів, електронів, нейтронів - протонів - 11, електронів - 11, нейтронів -12; в) електронна формула - 1s2 2s2 2p6 3s2; г) кількість енергетичних рівнів - 3; д) кількість електронів на зовнішньому рівні - 1, не вистачає до завершення 7. 4. Метал. 6. Na2О.
Розділ 3. ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК. ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ, ЇХ ХАРАКТЕРИСТИКА План §3.1. Основні типи хімічних зв’язків. §3.2. Ковалентний зв'язок та його види. §3.3. Механізми утворення ковалентного зв’язку. §3.4. Властивості ковалентного зв'язку.σ - таπ - зв’язки. §3.5. Гібридизація атомних орбіталей. sp-, sp2-, sp3- гібридизація. §3.6. Йонний зв'язок. Механізм утворення йонного зв’язку. §3.7. Валентність та ступінь окиснення елементів. §3.8. Металічний зв'язок. §3.9. Водневий зв’язок. §3.1. Основні типи хімічних зв’язків
Причини утворення хімічних зв'язків:
• прагнення атомів завершити зовнішній енергетичний рівень. Зовнішні електронні оболонки всіх елементів, крім благородних газів, є НЕЗАповненими і в процесі хімічної взаємодії вони ЗАповнюються. Ознаки утворення хімічного зв'язку: • виділення енергії; • зменшення відстані між ядрами атомів.
5. Міжмолекулярні сили взаємодії Ван-дер-Ваальса.
§3.2. Ковалентний зв'язок та його види 1.КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ'ЯЗОК - це зв'язок, який виникає між атомами неметалів (неМе – неМе) внаслідок утворення спільних електронних пар. В утворенні електронної пари беруть участь обидва атоми, віддаючи на її утворення по одному електрону. Одна спільна електронна пара відповідає 1 ковалентному зв’язку. Від чого залежать валентні стани атомів? Кількість зв'язків які атоми можуть утворити, залежить від кількості: • неспарених електронів в атомі; • неподілених електронних пар для утворення донорно-акцепторного зв'язку (для донорів); • вільних орбіталей для утворення донорно-акцепторного зв'язку (для акцепторів). Наприклад, ВИДИ КОВАЛЕНТНОГО ЗВ'ЯЗКУ: Ø КОВАЛЕНТНИЙ неполярний зв'язок утворюється між атомами з однаковою електронегативністю. Наприклад: N2, F2, Р4, Н2, О2 і Cl2.
водень
Властивості речовин з ковалентним неполярним зв'язком: • за агрегатним станом – це газоподібні (О2, Сl2) тверді (алмаз, графіт), рідше – рідкі речовини (Вr2). • речовини з ковалентним неполярним зв'язком – це неелектроліти. • ковалентний неполярний зв'язок утворює скелет органічних молекул. Він характеризується стабільністю та міцністю, визначає низьку реакційну здатність органічних молекул.
Ø КОВАЛЕНТНИЙ полярнийзв'язок - це зв'язок між атомами неметалів з різними значеннями електронегативності. Наприклад: НCl, НNО3, NH3, H2O. При цьому спільна пара електронів розташована несиметрично, ближче до більш електронегативного атома.
Н2О – вода
За теорією Льюїса і правилом октету зв'язок між атомами може здійснюватися не обов'язково однією, але і двома і навіть трьома поділеними парами, якщо цього вимагає правило октету. Такі зв'язки називаються подвійними (=) та потрійними (≡). Наприклад, оксиген може утворювати двоатомну молекулу з октетом електронів у кожного атома тільки тоді, коли між атомами знаходяться дві спільні електронні пари:
Властивості речовин з ковалентним полярним зв'язком: • за агрегатним станом це газоподібні і рідкі речовини; • більшість з цих речовин є електролітами різної сили; • ковалентний полярний зв'язок присутній у функціональних групах органічних молекул, визначає їх високу реакційну здатність.
§3.3. Механізми утворення ковалентного зв’язку Існує 2 МЕХАНІЗМИ УТВОРЕННЯ ковалентного зв'язку: обмінний і донорно - акцепторний.
· Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку: А + В ¯ ® А ¯ В. Кожний атом дає по одному неспареному електрону для утворення спільної (поділеної) пари. В результаті електронні хмари атомів перекриваються, виділяється енергія, утворюється міцна система (молекула), а зовнішні рівні атомів стають завершеними.
· Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку: А + Д ¯ ® А ¯ Д Неподілена електронна пара одного атома (Д – ДОНОРА) переходить в загальне користування донора і іншого атома ( А – АКЦЕПТОРА), який приймає цю пару на свою вільну орбіталь. У йоні амонію NH4+ три зв'язки N – Н утворюються за обмінним механізмом, а четвертий за донорно-акцепторним. При цьому міцність всіх чотирьох зв'язків однакова. аміак Наприклад: NH3 легко взаємодіє з молекулою НCl. В полярній молекулі НCl загальна електронна пара сильно зміщена у бік більш електронегативного атома хлору. При цьому орбіталь атома водню практично вільна і вона може приймати електронну пару донора (атома азоту). Так утворюється додатковий зв'язок. У результаті донорно–акцепторної взаємодії двох нейтральних молекул NH3 і НCl утворюється нова сполука – хлорид амонію: NH3 + HCl = NH4C1. аміак хлорид амонію Хлорид амонію – йонна сполука. Донорно-акцепторна взаємодія перетворила молекулу аміаку в йон амонію NH4+. В йоні амонію три водні зв'язані з азотом за обмінним механізмом, а четвертий водень – за донорно–акцепторним. §3.4. Властивості ковалентного зв'язку. σ – таπ - зв’язки До властивостей ковалентного зв′ язку відносяться: 1. ДОВЖИНА (LЗB)– відстань між ядрами хімічно зв'язаних атомів. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим меншою є його довжина. Вимірюється в нанометрах (нм, 10-9 м) або в ангстремах (Ǻ, 10-10 м). Наприклад: СН3 - СН3 LЗВ= 0, 154 нм, CH2=CH2 LЗB = 0, 114 нм. 2. ЕНЕРГІЯ (ЕЗВ) – енергія, необхідна для розриву зв'язку (кДж/моль). Наприклад: СН3-СН3 ЕЗВ = 320 кДж/моль СН2=СН2 ЕЗв = 610 кДж/моль 3. ПОЛЯРНІСТЬ – ступінь зсуву спільної електронної пари до більш електронегативного атома. Чим більше різниця ЕН атомів, тим більша полярність та менша міцність зв'язку. Наприклад: в молекулі CH4 зв'язок малополярний, тому молекула метану міцна, не утворює йонів, не дисоціює у воді. НCl – полярна молекула, сильний електроліт, повністю дисоціює у воді: НCl « Н+ + Clˉ 4. ПОЛЯРИЗОВАНІСТЬ – здатність зв'язку змінювати полярність під дією різних чинників (молекул інших речовин або каталізаторів). 5. СПРЯМОВАНІСТЬ – зумовлює просторову структуру, кут між зв'язками, форму молекули. Спрямованість зв'язку визначається типом гібридизації атома. 6. НАСИЧЕНІСТЬ – це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Насиченість дорівнює числу зв'язків атома з іншими атомами. Атом, який має максимальну кількість зв'язків називається насиченим атомом. Наприклад, атом С, який приєднує 4 інші атоми називається насичений атом карбону, тому що максимальна валентність вуглецю дорівнює 4. В алканах атом карбону насичений (СН3-СН3). В алкенах атом вуглецю, який приєднує 3 інші атоми називається ненасичений (СН2=СН2). 7. КРАТНІСТЬ – кількість спільних електронних пар між атомами. Зі збільшенням кратності енергія зв’язку збільшується. Наприклад: Н – Н кратність дорівнює 1, О = О кратність 2, N ≡ N кратність 3. Міцність зв'язку збільшується, якщо збільшуються енергія та кратність. Якщо збільшуються довжина та полярність, міцність зв'язку зменшується. Спрямованість, поляризованість і насиченість не впливають на міцність зв′ язку. СПОСОБИ УТВОРЕННЯ КОВАЛЕНТНОГО ЗВЯЗКУ В залежності від способу перекривання орбіталей і симетрії електронної хмари, що утворюється, розрізняють σ - (сигма) та π - (пі) зв’язки. Ø σ - зв’язки( сигма - зв'язки) утворюються, якщо орбіталі двох атомів перекриваються вздовж лінії, яка з′ єднує ядра атомів (аксіальне перекриття). σ - зв'язки утворюються за допомогою гібридних та негібридних орбіталей атомів і є міцними зв'язками.
Рис 3.1. а) молекула Н2 б) молекула HCI.
Ø π - зв’язок ( пі - зв'язок) утворюється при бічному (латеральному) перекритті негібридизованих р-орбіталей. При цьому області підвищеної електронної густини розташовані вище і нижче за лінію, яка з′ єднує ядра атомів. π - зв'язок менш міцний, ніж σ - зв'язок.
Рис.3.2. Утворення σ - та π -звязків в молекулі О2. 3.5. Гібридизація атомних орбіталей. sp-, sp2-, sp3- гібридизація ГІБРИДИЗАЦІЯ ОРБІТАЛЕЙ – ця зміна форми деяких орбіталей при утворенні ковалентного зв'язку. Гібридизація -це зміна електронної густини декількох орбіталей різної форми і енергії і утворення однакових орбіталей. Кути між орбіталями називаються валентними.
Наприклад, утворення молекули BeCl2 можна зобразити формулами Люїса:
Електронна конфігурація валентної оболонки Берилію 2s2. Для реакції з двома атомами хлору необхідний перехід електронів Берилію в збуджений стан, при цьому один електрон переходить з 2s орбіталі на 2 p орбіталь:
Таким чином атом Берилію в збудженому стані має два неспарені електрони, а отже може утворювати два зв′ язки. s- та p-орбіталі взаємодіють між собою, утворюючи гібридні sp-орбіталі. Тому в молекулі BaCl2 обидва зв'язки мають однакову довжину, міцність і розташовані під кутом 180° один відносно другого. Молекули, в яких здійснюється sp-гібридизація, мають лінійну форму (СО2 - вуглекислий газ, С2Н2 - ацетилен).
Рис. 3.3. sp-гібридизація валентних орбіталей берилія в сполуці BeCl2. Кожна гібридна орбіталь несиметрична (витягнута убік від ядра). Обидві гібридні орбіталі берилію лежать на одній прямій.
Рис.3.4. sp2-гібридизація валентних орбіталей бору в сполуці BF3. Три sp2-гибридні орбіталі бору лежать в одній площині під кутом 120°.
Мал. 3.5. sp3-гибридизація валентних орбіталей Карбону. Чотири sp3-гибридні орбіталі вуглецю направлено до вершин тетраедра. Атом вуглецю знаходиться в центрі тетраедра. Кути між всіма зв'язками рівні (109º 28'). При гібридизації ЧИСЛО ГІБРИДНИХ ОРБІТАЛЕЙ завжди ДОРІВНЮЄ ЧИСЛУ ПОЧАТКОВИХ АТОМНИХ ОРБІТАЛЕЙ.
3.6. Йонний зв'язок. Механізм утворення йонного зв’язку ЙОННИЙ ЗВ'ЯЗОК – це зв'язок між катіонами металів та аніонами неметалів (Me – неМе ) за рахунок електростатичного притягання між йонами. Йонний зв'язок – граничний випадок ковалентного полярного зв'язку.Йонний зв'язок неміцний. Якщо різниця електронегативностей атомів велика, то електронна пара, що утворює зв'язок, переходить до одного з них, внаслідок чого утворюються йони. ЙОНИ - це заряджені частинки, на які перетворюються атоми в результаті віддачі або приєднання електронів: Na (3s1) – 1 eˉ ® Na+ (3s0) – катіон F (2s22p5) + 1 eˉ ® Fˉ (2s22p6) –аніон
(фторид натрію складається з йонів натрію Na+ і фторид йонів Fˉ )
Хімічний зв'язок між йонами можна зобразити як: Kt+Anˉ;, де Kt+ - КАТІОН, позитивно заряджений йон, Anˉ - АНІОН, негативно заряджений йон. Зв'язок вважається йонним, якщо він виникає між атомами, у яких різниця електронегативності більша ніж 1, 7. Наприклад, ЕН(Nа) = 1, 01, ЕН (F) = 4, 0. Різниця ЕН = 4, 0 – 1, 01 = 2, 99. МЕХАНІЗМ УТВОРЕННЯ ЙОННОГО ЗВ'ЯЗКУ:
Li – е– = Li+
Li+ + F– = LiF Рис. 3.6. Утворення йонної молекули LiF. Властивості речовин з йонним типом зв'язку: • це кристалічні речовини; • це сильні електроліти, легко утворюють йони в розчинах: NaCl D Na+ + Clˉ; • вони мають високі температури кипіння і плавлення. Всі мінеральні солі в тваринних та рослинних клітинах – це речовини з йонним типом зв'язку. 3.7. Валентність та ступінь окиснення елементів Ø ВАЛЕНТНІСТЬ (W) – це здатність атомів елементу приєднувати інші атоми. Валентність дорівнює числу зв'язків, які утворив атом. Валентність може бути постійною і змінною. Постійну валентність мають наступні елементи:
Вища валентність елементу, зазвичай, дорівнює номеру групи періодичної системи, в якій знаходиться даний елемент. Винятки:
ЯК СКЛАДАТИ ФОРМУЛИ СПОЛУК ЗА ВАЛЕНТНІСТЮ III I IV ІІ N × Н ® NН3, S × O ® S2O4 ® SO2 V I VII II VI II IV II Наприклад: PCl5 Mn2O7 SO3 СO2 ЯК ЗНАЙТИ ВАЛЕНТНІСТЬ: x II SO3 ® 1x = 2 • 3 = 6 ® x = 6 Ø СТУПІНЬ ОКИСНЕННЯ – це умовний заряд, якого набув би атом, якщо б всі зв’язки у його сполуці були би йонними. СТУПІНЬ ОКИСНЕННЯ виражають числом частково або повністю зміщених електронів від одного атома до інших в сполуці. При утворенні зв'язку відбувається перехід електронів від одних, до інших атомів. В результаті такого переходу на атомах утворюються умовні заряди (Са+2О-2, Н+N+5О3-2). Ступінь окиснення дорівнює числу електронів, зміщених " ВІД" або " ДО" атома в молекулі. Ступінь окиснення може бути нульовим «0», позитивним «+» негативним « –». Ступінь окиснення складається з двох частин:
þ ПРАВИЛА ДЛЯ ВИЗНАЧЕННЯ СТУПЕНЯ ОКИСНЕННЯ: 1. Ступінь окиснення = «0» в молекулах простих речовин: Са0, С0, О20, Сl20, H20. 2. Ступінь окиснення негативний«–» у атомів, що приєднали електрони: Сl0 + е– = Cl–; S0 + 2е– = S–2; S+6 + 8е– = S–2 3. Ступінь окиснення позитивний «+» у атомів, що віддали електрони: Na – е– = Na+; Са – 2е– = Са+2; Al – 3е– = А1+3; N – 8е– = Na+5 4. Якщо в ході хімічної реакції ступінь окиснення атома підвищується () то атом ОКИСНЮЄТЬСЯ. Якщо ж ступінь окиснення атома понижується (¯) то атом ВІДНОВЛЮЄТЬСЯ Ступінь окиснення може бути ПОСТІЙНИМ або ЗМІННИМ ü ПОСТІЙНИЙ СТУПІНЬ окиснення проявляють такі елементи:
Решта елементів проявляє ЗМІННИЙ СТУПІНЬ окиснення, наприклад:
Вищий ступінь окиснення елементу дорівнює номеру його групи в періодичній системі.
ЯК ЗНАЙТИ СТУПІНЬ ОКИСНЕННЯ АТОМІВ? а) в молекулі: HNO3 1(+1) + х + 3(–2) = 0 => х = + 5 A12(S04)3 2(+3) + 3х+12(-2) = 0 => х =+ 6 б) в йоні: CrO42– х + 4(–2) = –2 х = + 6
ЯК СКЛАСТИ ФОРМУЛУ? Аl+3O–2 ® А1203, С+4O–2 ® С2O4 ® СО2 Суми позитивних і негативних ступенів окиснення в молекулах РІВНІ між собою, тому молекули є ЕЛЕКТРОНЕЙТРАЛЬНими. Ступінь окиснення і валентність несуть різну інформацію про атом та його сполуки. Валентність показує здатність атома утворювати певну кількість хімічних звязків, а ступінь окиснення характеризує зміщення електронів при утворенні хімічних звязків. J ХІМІЧНА КАЗКА Просто так важко запам'ятати, який процес - віддачі або приймання електронів - називається окисненням, а який - відновленням. Який атом приймає негативний, а який - позитивний ступінь окиснення. Комусь з вас допоможе Рис. 3.7, який розказує про реакцію між натрієм і хлором так, ніби це трапилося в " хімічному дитячому садочку". В цьому “дитячому садочку” порядки такі ж, як і в звичайному. Хлор прийшов в дитячий садок раніше і забрав аж 7 іграшок (електронів). Натрій прийшов трохи пізніше і йому дісталася тільки 1 іграшка - машинка. Тут Хлор побачив у Натрія машинку і вирішив, що саме цієї іграшки йому і не вистачає! Хлор більший і сильніший, тому машинка зразу ж опинилася у нього. А щоб Натрій не ображався (у нього вигляд дуже " кислий " !) Хлор запропонував погратися разом. Але, звичайно ж, всі 8 іграшок Хлор підсунув ближче до себе, а Натрію тільки і залишається, що стояти поряд з “окисленим” виглядом. Отже, Хлор, звичайно, негативний. Він відібрав чужу іграшку-електрон. Тепер у нього негативний ступінь окиснення. Натрій, безумовно, окиснився - он який у нього “кислий” вигляд. Але і від Хлору він не відходить - іграшок-то більше немає! От і картина утворення хімічного зв'язку в типовій окислювально-відновній реакції.
Рис. 3.7. Не зовсім звичний запис рівняння хімічної реакції: Na + Cl = NaCl (див. текст). Хлор - " негативний", він відбирає чужі електрони. Натрій " окиснився" - це помітно по його кислому обличчі. 3.8. Металічний зв'язок МЕТАЛІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК – це зв'язок, який утворюється між йонами і атомами металів (Me – Me) за допомогою безлічі електронів “електронного газу”. Він характеризується високою міцністю. Це пояснює фізичні властивості металів: твердість, міцність, ковкість, пластичність, електропровідність, металевий блиск та інші. Тому багато металів використовуються для виготовлення інструментів в хірургії, стоматології, а також зубних протезів, медичних приладів. Металевий зв'язок можливий тільки в сплавах металів.
Рис. 3.8. Схема металічної гратки. 3.9. Водневий зв’язок ВОДНЕВИЙЗВ'ЯЗОК – це зв'язок, який утворюється між воднем однієї полярної молекули і атомом більш електронегативного елементу (О, N, C1, F) іншої молекули. Водневий зв'язок має частково електростатичний, частково донорно-акцепторний характер. Водневий зв'язок утворюється між молекулами води, спиртів, оцтової (ацетатної) кислоти, амінокислот. Такий зв'язок називається міжмолекулярним водневим зв'язком. Наявність водневих зв'язків пояснює високі температури кипіння води, спиртів, карбонових кислот.
Внутрішньомолекулярний водневий зв'язок стабілізує вторинну структуру білків, вуглеводів (амілази крохмалю), нуклеїнових кислот ((ДНК), яка має форму спіралі. Водневий зв'язок має величезне значення для людини. Він забезпечує механізми пам'яті, скорочення м'язів, багато фізіологічних процесів.
|
При цьому спільна (поділена) пара електронів розташована симетрично відносно ядер атомів, що взаємодіють.
У атома фтору (F) на зовнішній орбіталі знаходиться 7 електронів. Кожний з атомів фтору ВІДДАЄ по одному електрону на утворення спільної (поділеної) електронної пари. Решту пар електронів називають неподіленими електронними парами. Вони заповнюють орбіталі і не беруть участь в зв’язку. Таким чином обидва атоми в молекулі фтору набувають електронної конфігурації, в якій мають заповнену зовнішню електронну оболонку. Атоми нітрогену (N), що мають на зовнішньому енергетичному рівні по 5 електронів, утворюють 3 спільні електронні пари. І в цьому випадку атоми в молекулі N2, набувають стійкої заповненої зовнішньої восьмиелектронної оболонки (ОКТЕТ електронів).
йон амонію
sp-гібридизація: одна s-орбіталь і одна p-орбіталь (вони обведені на орбітальній діаграмі) взаємодіють та вирівнюються формою і енергією утворюючи дві однакові " гібридні" орбіталі, кут між осями яких рівний 180°.
Атоми металів віддають електрони і утворюють КАТІОНИ. Атоми неметалів приймають електрони і утворюють АНІОНИ. Між йонами виникають сили електростатичного притягання. В результаті утворюються структури, де кожний йон оточений максимальним числом йонів протилежного знаку. Так утворюються кристалічні речовини, речовини з йонним типом кристалічних граток.
F + e– = F– 
Залишається тільки додати, що відновлюється в таких реакціях окисник, а окислюється - відновник. В нашій історії Хлор - ОКИСНИК, а Натрій - ВІДНОВНИК.
