Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность.

Такие свойства атомов, как их размер, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления, связаны с электронной конфигурацией атома.

Радиус атома -расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны. В периоде атомный радиус уменьшается слева направо. Это объясняется ростом силы притяжения электронов с ростом заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомный радиус возрастает, тк в результате прибавления дополнительного электронного слоя увел-ся объем атома.

Энергия ионизации - энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Она возрастает слева направо с возрастанием заряда ядра и уменьшается сверху вниз, тк увеличивается расстояние электрона от ядра.

Сродство к электрону - энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона.

Электроотрицательность(ЭО) есть способность атома в соединении притягивать к себе электроны. Для количественной хар-ки принято считать мерой ЭО энергию, равную арифметической сумме энергии ионизации атома (I) и сродства к электрону (E): Х=I+Е. Обычно ЭО Li принимают за единицу и сравнивают с ней ЭО других элементов. Тогда получают простые и удобные для сравнения значения относительной ЭО элементов: Х_Li =1; Х_F=21,04/5,61≈4. В периоду она растет с увеличением номера элемента, в группе-уменьшается. Ее значения служат мерой неметалличности элементов.

Метод молекулярных орбиталей. Применение метода ЛКАО д/определения энергии и формы молек-ых орб-ей.Связывающие и разрыхляющие МО. Кратность связи.

Молекулярных орбиталей метод важнейший метод квантовой химии. В основе метода лежит представление о том, что каждый молекулы описывается своей волновой функцией - молекулярной орбиталью (МО). В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных (МО) с их самосогласованным движением в поле др др и всех ядер молекулы. Предполагается, что все -ы данной молекулы (как и в атоме) распределяются по соответствующим орбиталям. Состояние в атоме описывается одноэлектронной волновой ф-ей ψ, являющейся решением ур-ия Шрёдингера. Волновая функция ψ, зависящая от 4х квантовых чисел, имеющая конкретный математический вид и удовлетворяющая условию нормировки и однозначности называется МО. Каждая орбиталь хар-ся своим набором квантовых чисел, отражающих св-ва в данном энергетическом состоянии. Каждая молекулярная орбиталь обладает определённой энергией, приближённо хар-ющейся соотв-щим потенциалом ионизации. По аналогии с атомными s-, p-, d-, f- орбиталями МО обозначают греческими буквами σ-, π-, δ-, γ-. МО образуются при комбинировании атомных орбиталей при достаточном сближении. Совокупность МО молекулы с указанием её типа и кол-вом на ней даёт электронную конфигурацию молекулы. Существуют 3 типа МО: связывающие, разрыхляющие и несвязывающие. Электроны на связывающих молекулярных орбиталях упрочняют связь, на разрыхляющих как бы дестабилизируют (расшатывают). Молекула является устойчивой лишь в том случае, если число -ов на связывающих орбиталях превышает число -ов на разрыхляющих. Электроны, находящиеся на несвязывающих молекулярных орбиталях, участия в образовании химической связи не принимают. при образовании двухатомной молекулы H₂ из атомов Н из s-орбиталей двух атомов Н возникают две двухцентровые МО- одна энергетически более выгодная (связывающая σ_s^св), другая менее выгодная (разрыхляющая σ_s^разр), чем исходные атомные орбитали. На связывающей МО электрон большую часть времени пребывает между ядрами (повышается электронная плотность), способствуя их химическому связыванию. Нa разрыхляющей же МО электрон большую часть времени находится за ядрами, вызывая отталкивание ядер друг от друга. Характер распределения электронов по МО определяет порядок (кратность) связи, ее энергию, межъядерные расстояния (длина связи), магнитные свойства молекул и др. Заполнение молекулярных орбиталей подчиняется тем же правилам, что и заполнение атомных: принципу энергетической выгодности, принципу Паули, правилу Хунда. В общепринятом приближении молекулярная орбиталь рассматривается как линейная комбинация атомных орбиталей (приближение МО ЛКАО). Кратность связи в теории молекулярных орбиталей определяется выражением: , где - суммарные количества электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях соответственно.