Típusú kémiai elemek

Home | Rólunk | visszacsatolás

Minden az elemek a periódusos rendszer négy típusa:

1. S-atomok feltöltött elemeket s-héj külső réteg (n). K s-elemek közé tartoznak a hidrogén, hélium és az első két elem az egyes időszakok.

2. atomok p-elemek vannak töltve elektronok p-héj külső réteg (np). K p elemek közé elemeit 6 az egyes időszakok (kivéve az első).

3. D-elemek betöltött d-héj elektronok a második külső réteg (n-1) d. Ez a betét elemek évtizedekben nagy korszak között található s- és p-elemekkel.

4. elemek F-F-elektronok töltött alréteg külső oldalán a harmadik szint (n-2) f. A család a F-elemek a lantanidák és az aktinidák.

Vizsgálatából elektronikus szerkezet gerjesztett atomok függően atomszáma az elem, hogy:

1. A számú energiaszintek (elektron rétegek) egy atom bármely elem szám egyenlő az időszak, amelyben az elem. Ezért, s-elemek megtalálhatók minden szakaszában, p-elemek - a második és az azt követő, d-elemek - a negyedik és az azt követő és F-elemek - a hatodik és a hetedik időszakokban.

2. száma időszak egybeesik a főkvantumszám külső elektronok az atom.

3. s- és p-komponensek alkotják a nagyobb alcsoportba, d-elemek - oldali alcsoportok, F-elem együtt egy család lantanidák és az aktinidák. Így, az alcsoport tartalmaz elemeket, amelyek atomok rendszerint hasonló szerkezetek, nem csak a külső, hanem predvneshnego réteget (kivéve a elemek, amelyben van egy „hiba” az elektron).

4. Csoport száma általában azt jelzi, az elektronok száma, amelyek részt vehetnek a kialakított kémiai kötésen. Ez a fizikai értelmében csoport számát. A oldalsó elemeit alcsoportok vegyérték elektronok nemcsak külső, hanem az utolsó előtti kagyló. Ez jelentős különbség a tulajdonságait az elemek a fő és másodlagos alcsoportok.

5. Az elemek a vegyérték d- vagy f-elektronok nevezzük tranziens.

6. A csoport száma általában egyenlő a nagyobb pozitív oxidációs elemek állapota, ezek kiállítva a vegyületek. A kivétel a fluor - annak oxidációs foka egyenlő -1; Csoport VIII elemei csak Os, Ru és Xe ismert +8 oxidációs állapotban van.

Kémiai kötés típusú és a kölcsönhatás a molekulák

Kémiai kötés - ez a kölcsönhatás a atomok eredő átfedés azok elektron felhők és csökkenése kíséri a teljes energia a rendszer.

Jellegétől függően a elektronsűrűség eloszlás közötti kölcsönhatásban atomok három főbb kémiai kötések: kovalens, ionos és fémes.

A főbb jellemzői a kommunikáció:

A kötődési energiát (E, kJ / mól) - mennyisége felszabaduló energia képződése során a kémiai kötés. Minél nagyobb a kötési energia annál stabilabb a molekula.

A kötés hossza - a távolság a magok a kémiailag kötött atomok.

A multiplicitás kommunikációs - meghatározott száma elektron pár, két atomot összekötő. Az egyre hosszabb a sok kommunikáció csökken, és nő a tartóssága.

Bond szög - közötti szög képzeletbeli vonalak, amelyek lehet levonni a magon keresztül a ragasztott atomok. Bond szög határozza meg a geometria a molekulák.

A dipólus momentum merül fel, ha a kapcsolat van kialakítva az atomok között a különböző elemek, és elektronegativitási olyan intézkedés a polaritás a molekula.

A kovalens kötés képződik pár elektronok által megosztott két atom. A funkciók kovalens kötés van a hangsúly és a telítettség. Irányhatás annak a ténynek köszönhető, hogy az atomi pályáknak egy bizonyos konfigurációt és elrendezése. Az egymást átfedő a pályák a kialakulását kommunikációt hajtunk végre a megfelelő területeken. Telítettség okozza a korlátozott képességek vegyérték atomok.

Megkülönböztetni kovalens kötés poláris és nem poláris. Apoláros kovalens kötés képződik atomok között ugyanabban az elektronegativitási; elektront osztott egyenletesen vannak elosztva a magok közötti a kölcsönható atomok. Polar kovalens kötés között van kialakítva az atomok különböző elektronegativitási; megosztott elektron párok felé tolódott egy nagyobb elektronegativitású elem.

Két mechanizmusai kovalens kötés: 1) Az elektron párosítás két atom az ellenkező orientációban azok forog (csere mechanizmus); 2) a donor-akceptor kölcsönhatás, ahol összesen elektronpárt válik az egyik atom (donorok) jelenlétében energetikailag kedvező szabad orbitális másik atom (akceptor).

Gyakran részt ragasztására különböző sublevels elektronok, és ennek következtében a különböző orbitális konfigurációkat. Ebben az esetben, hibridizáció (keverés) az elektron felhők (pályák) fordulhat elő. A formáció új, hibrid felhő az azonos alakú és az energia. A számos hibrid pályák egyenlő a szám az eredeti. A hibrid atomi (AO), az elektronsűrűség van tolva, hogy egyik oldalán a mag, ezért során kölcsönhatás más AO atommal maximális átfedési következik be, ami megnövekedett kötési energia. Hibridizáció AO meghatározó térbeli konfigurációját a molekulák.

Így, keverésével egy s-orbitális és egy p-pályák, két hibrid pályák alakulnak, amelyek között szög = 180. ez a típus az úgynevezett hibridizációs SP-hibridizáció. Molekulák, amelyekben az SP-hibridizáció, van egy lineáris geometria (C2 H2. BeF2).

Ha összekeverjük két audio s és p-pályák három hibrid pályák vannak kialakítva, amelyek között szög = 120. Ez a típus az úgynevezett hibridizációs sp2 -hybridization. ez felel meg a kialakulását egy lapos háromszög alakú molekulát (BF3. C2 H4).

A keverés egy s és három p-pályák vannak kialakítva a négy sp 3 -Hybrid pályák. zárnak be a 109 = 28”. A forma ilyen molekula tetraéderes. Példák az ilyen molekulák: CCl4. CH4. GeCl4.

Annak megállapítására, hogy milyen típusú hibridizáció is figyelembe kell vennie a magányos elektronpár az elem. Például, az oxigén a vízmolekula (H2O) sp3 hibridizációs (négy hibrid pályák), és a kémiai kötés a hidrogénatomok által alkotott két elektron pár.

Vannak még bonyolultabb típusú hibridizáció d és f-pályák atomok.

Az ionos kötés egy elektrosztatikus kölcsönhatás a negatív és a pozitív töltésű ionok egy kémiai vegyület. Meg lehet tekinteni, mint egy korlátozó esetében a poláris kovalens kötés. Egy ilyen kötés csak akkor következik be abban az esetben egy nagy elektronegativitása különbség a kölcsönható atomok között, például fém-kationok s-I és II, a periódusos rendszer és anionok nemfémek csoportok a VI és a VII (LIF, CsCl, KBr és mtsai.).

Mivel az elektrosztatikus tér ion egy gömbszimmetrikus, az ionos kötés nem rendelkezik a hangsúly. Ő is nem jellemző a telítettség. Minden ionos vegyületet szilárd formában ionos rácsok, amelyben a csomópontok minden egyes ion körül számos ionok az ellenkező előjelű. Tisztán ionos kötéssel nem létezik. Csak akkor tudjuk beszélni a kötés iontartalma részesedése.

Ellentétben kovalens és ionos vegyületek, fémek kis számú elektronok egyidejűleg összeköti számos nukleáris központok, és az elektronok maguk lehet mozgatni a fém. Így fémek zajlik lokalizált erős kémiai kötés.

Az elemek szükségesek a szervezet építeni, és létfontosságú tevékenység a sejtek és szervek, az úgynevezett biogén elemek.