Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.
Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, сложно организованная часть атома, состоящая из нуклонов – протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.


Заряд ядра атома соответствует атомному номеру элемента в периодической системе (Z).
Так как атом - электронейтральная частица, то число протонов должно быть равно числу электронов (число + = числу - ):
N(e^-) = N(p) = Z
Массовое число А– складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного атома. Тогда число нейтронов легко найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.
А = N(p) + N(n) N(n) = A – Z

Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра.
Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.
Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре.
Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

В 1913 году датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными.
Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, .., n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями (электронными слоями).
Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней(электронных оболочек).Их обозначают символами s, p, d, f.
Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей. На каждой орбитали может быть не больше двух электронов.
На схеме орбитали обозначают в виде ячеек, а электроны - в виде стрелок.

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d...
Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других - 5d-подуровень. То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.
Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.
Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.
Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одной и той же оболочки происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.
В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) электронов на оболочке, состоящей из нескольких орбиталей, будет максимальным.

Электронная формула атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:
1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s² ... и т.д.
Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d⁵ - это 5 электронов на 3d-подуровне.

Электронные формулы ионов.
Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.
Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).
S⁰ (атом серы)+ 2e = S²⁻ (сульфид-анион)
Cu⁰ (атом меди) -2е = Cu²⁺ (катион меди)
Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.
Электроны сначала уходят с внешнего электронного слоя!

Основное и возбужденное состояние атома.
Основное состояние атома - это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.
Однако, для того, чтобы образовывать связи с другими атомами, атом должен иметь определённое число НЕСПАРЕННЫХ электронов (число неспаренных электронов как раз и определяет ВАЛЕНТНОСТЬ атома).
Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.
При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.
Например, у атома углерода на внешнем валентном слое есть 4 электрона.
В невозбуждённом (основном) состоянии число неспаренных электронов равно ДВУМ.
При переходе одного электрона с s-оболочки на р – оболочку число неспаренных электронов становится равным ЧЕТЫРЁМ.
Это возбужденное состояние углерода.

Атомные и ионные радиусы.
За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус.
В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного слоя к ядру.
В подгруппах радиусы в основном увеличиваютсяиз-за возрастания числа электронных слоёв.
У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях.
Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы:
Zn –Hf Nb – Ta
r_атома, нм 0,160 – 0,159 0,145 – 0,146
Эти элементы из-за близости их свойств называются элементами-близнецами.
Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными.
Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.
Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковую электронную оболочку.
Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру.

Электроотрицательность- это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи.
Электроны в общей электронной паре смещены к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.
Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности, т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.
Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается, т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.

Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.
Металлами являются:
-все элементы побочных подгрупп;
- лантаноиды, актиноиды;
-все s- элементы, кроме водорода и гелия.
р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы следующим образом:

Каждый период начинается щелочным металлом (или водородом), а заканчивается инертным газом.


Валентность –число связей, которые образует атом в молекуле.

Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп первой и VIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).

Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле.

Высшая положительная степень окисления определяется числом валентных электронов и равна номеру группы.
У s- и р-элементов она равна числу внешних электронов. У d-элементов (кроме групп IB,IIB и VIIIB) - она равна числу d+s электронов.
Исключения:
1) фтор, кислород
2) инертные газы – гелий, неон, аргон.
3) медь, серебро, золото
4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина.

Для неметаллов также характерна низшая (отрицательная) степень окисления:
Отрицательная
степень окисления=8 – номер группы.
неметалла

Высшие оксиды и гидроксиды.
1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы: SeO₃ – высший оксид селена.
2) Чем активнее металл, тем более выражены основные свойства высшего оксида и гидроксида.
3) Чем активнее неметалл и чем больше высшая степень окисления – тем сильнее выражены кислотные свойства.

Водородные соединения.
Существует два типа водородных соединений:
1) Ионные солеобразные гидриды – это соединения активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления:СаН₂ – гидрид кальция.

2) летучие водородные соединения неметаллов. В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1. Они все газы, кроме воды. Свойства они проявляют различные:

Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ электронной пары.

Существует два возможных механизма образования общей электронной пары:

• обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет в пару по одному электрону,
• донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предоставляет электронную пару, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.

По донорно-акцепторному механизму образованы связи в следующих веществах:
1. Все комплексные соединения, например: K₃[Al(OH)₆]
2. Соли аммония и аминов: NH₄Cl и т.п.
3. Азотная кислота, нитраты.
4. Газы СО- угарный газ, О₃ – озон.

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать электроны при образовании химической связи. Таким образом, электрон сместится к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

Возможно три случая для двух атомов А и В, образующих связь: А  В

1) ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю).
Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не возникает ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова.
Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь.
Примеры неполярной ковалентной связи:
а) двухатомные простые вещества: H–H, F–F,
б) симметричные молекулы типа Н₂О₂ ( Н-О-О-Н) – связь между двумя атомами кислорода и т.п.
2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нём возникает частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный.
Такая связь называется ковалентной ПОЛЯРНОЙ.
Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов (HCl, H₂O, СН₃СООН).
Чем больше разность ЭО, тем выше полярность связи (при этом электронная пара принадлежит обоим атомам). Например, в ряду НСlHBrHI полярность связи уменьшается.
3) ЭО (А) >> ЭО(В). Разность электроотрицательностей настолько велика, что атом В (металл) ОТДАЁТ свой электрон атому В (неметалл). Возникают ИОНЫ - катион В⁺ и анион А^-.
Такая связь называется ИОННОЙ.
Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи.
Такой тип связи характерен для:

• соединений металлов с неметаллами,
• оксидов металлов, оснований и солей,
• в том числе солей органических и солей аммония.

В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.
Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку.
Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например, NaOH, KNO₃).

Металлическая связь возникает в простых веществах – металлов между положительно заряженными ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»). Наличие такого свободного движения электронов является причиной хорошей тепло- и электропроводности металлов.

Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами металлов и удерживают их вместе.

Водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молекулами или между независимыми частями молекул.
Водородная связь – возникает между сильно электроотрицательными атомами (обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода другой молекулы или части молекулы.
Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует.

Температуры кипения водородных соединений неметаллов VIА группы
Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.
Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца.
Вещества, между молекулами которых есть водородные связи:
1. Вода, лёд.
2. Фтороводород, раствор фтороводорода (плавиковая кислота).
3. Растворы аммиака NH₃ и аминов – между азотом аммиака (амина) и атомами водорода воды.
4. Органические вещества, имеющие гидроксильную группу: спирты, фенолы, карбоновые кислоты.
5. Растворы углеводов – моносахаридов и дисахаридов.
6. Белки.

ВАЛЕНТНОСТЬ– число связей, образованных данным атомом в данной молекуле.
Например, в молекуле SO₃ у серы 6 связей, т.е. сера в этой молекуле имеет валентность VI.
Валентные возможности атомов– весь набор возможных валентностей.
Они определяются числом неспаренных электронов и возможных донорно-акцепторных связей (ДАС).
Высшая возможная валентность элементов (без учёта ДАС), как правило, равнa номеру группы.
Исключения:
А) азот, кислород, фтор.
Б) элементы VIII группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов триад)
В) элементы I группы побочной подгруппы – медь, серебро, золото (у них высшая валентность больше номера группы).

Степень окисления– гипотетический заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и из того, что в целом молекула электронейтральна.

Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении.
Она зависит:
А) от радиусов атомов, образующих связь
Б) от кратности связи (одинарная, двойная, тройная).
Обычно чем короче связь, тем она прочнее.
Связь считается прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N₂), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO₂).


Чем больше кратность связи, тем она прочнее:
тройная>двойная >одинарная.
Энергии связей между атомами углерода.

Полярность ковалентной связи
Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов.
Чем больше разность электроотрицательностей двух атомов в связи, тем она более полярная.
Для ионной связи существует понятие степень ионности, которое тоже зависит от того, насколько велика разность электроотрицательностей атомов.

Характеристики ковалентной связи. Сигма и Пи-связь, гибридизация.
По характеру перекрывания различают сигма σ- и пи-связи -π.
σ-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, связывающей ядра атомов.
Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей.

Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь.
При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей перпендикулярно оси связи образуются π-связи.

Пи-связь: дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи.
Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.


Гибридизация
Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.
Однако у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.
Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:
из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,
гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между связями равны 109° 29´.

Так как в образовании четырёх связей участвуют одна s и три р-оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp³

В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:
1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула имеет линейную структуру, валентный угол – 180⁰.
2) sp²-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали. Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол – 120⁰.
3) sp³-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали. Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,28⁰.
Как определить тип гибридизации?
1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.
2. Общее число участвующих орбиталей сигма-связей + электронных пар = числу гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.

Строение вещества определяется не только взаимным расположением атомов в химических частицах, но и расположением этих химических частиц в пространстве. Наиболее упорядочено размещение атомов, молекул и ионов в кристаллах, где химические частицы расположены в определенном порядке, образуя в пространстве кристаллическую решетку.
В зависимости от того, из каких частицы построена кристаллическая решетка и каков характер химической связи между ними, выделяют различные типы кристаллических решеток:

• Атомная
• Молекулярная
• Металлическая
• Ионная

Ионные кристаллические решетки образованы ионами - катионами и анионами.
В узлах ионной решетки располагаются ИОНЫ – катионы и анионы, между которыми существует электростатическое притяжение.
Это достаточно прочный тип решетки.
Характеристики веществ с ионной кристаллической решеткой:

• высокие температуры плавления(тугоплавкость)–ионные соединения всегда твёрдые при обычных условиях;
• растворимость в воде большинства ионных соединений;
• растворы и расплавы проводят электрический ток.

У каких веществ ИОННАЯ решетка?
Ионная решетка характерна для веществ с ИОННЫМ ТИПОМ связи:

• соли,
• основания,
• оксиды металлов и другие соединения, содержащие металл и неметалл.

Атомные кристаллические решетки состоят из отдельных атомов, соединённых прочными ковалентными связями.
Характеристики веществ с атомной кристаллической решеткой:

• атомные кристаллы очень прочные и твердые
• плохо проводят теплоту и электричество.
• плавятся при высоких температурах.
• нерастворимы в каких-либо растворителях.
• низкая реакционная способность.

У каких веществ АТОМНАЯ решетка?
Вещества с атомной кристаллической решеткой:

• простые вещества – бор, кремний, углерод (алмаз и графит).
• оксид кремния (кремнезем), карбид кремния (карборунд), а также карбид и нитрид бора.

Молекулярные кристаллические решетки состоят из отдельных молекул, внутри которых атомы соединены ковалентными связями. Между молекулами действуют более слабые межмолекулярные (Ван-дер-Ваальсовы) силы. Это очень слабый вид взаимодействия.
Характеристики веществ с молекулярной кристаллической решеткой:

• вещества бывают газообразными, жидкими и твёрдыми
• низкие температуры плавления
• малая прочность решетки
• высокая летучесть веществ
• не обладают электрической проводимостью
• их растворы и расплавы также не проводят электрический ток.

У каких веществ МОЛЕКУЛЯРНАЯ решетка?
Вещества с молекулярной решеткой:

• простые двухатомные вещества-неметаллы
• соединения неметаллов (кроме оксидов и карбидов бора и кремния)
• все органические соединения, кроме солей.

Металлическая кристаллическая решетка характерна для простых веществ-металлов. В ней имеет место металлическая связь между атомами. В узлах решетки – катионы металлов; между ними движутся обобществлённые электроны («электронный газ»), которые удерживают катионы металла, притягивая их к себе. Связь в таких кристаллах является делокализованной и распространяется на весь кристалл.
В металлических кристаллах ядра атомов расположены таким образом, чтобы их упаковка была как можно более плотной.
Характеристики веществ с металлической кристаллической решеткой:

• высокая электропроводимость и теплопроводность
• металлический блеск и непрозрачность
• ковкость и пластичность