Разберете дейност прости веществаизползвайки таблицата на електроотрицателността на химичните елементи. Означава се като χ. Прочетете повече за понятието дейност в нашата статия.

Какво е електроотрицателност

Свойство на атома химичен елементпривличането на електрони от други атоми към себе си се нарича електроотрицателност. Концепцията е въведена за първи път от Линус Полинг през първата половина на двадесети век.

Всички активни прости вещества могат да бъдат разделени на две групи според физичните и химични свойства:

  • метали;
  • неметали.

Всички метали са редуциращи агенти. При реакции те отдават електрони и имат положително състояние на окисление. Неметалите могат да проявяват редуциращи и окислителни свойства в зависимост от тяхната електроотрицателна стойност. Колкото по-висока е електроотрицателността, толкова по-силни са окислителните свойства.

ориз. 1. Действията на окислителя и редуциращия агент в реакциите.

Полинг създава скала на електроотрицателността. Според скалата на Полинг най-висока електроотрицателност има флуорът (4), а най-малко франций (0,7). Това означава, че флуорът е най-силният окислител и е способен да привлича електрони от повечето елементи. Напротив, франций, подобно на други метали, е редуциращ агент. Той има тенденция да дава, вместо да приема електрони.

Електроотрицателността е един от основните фактори, които определят вида и свойствата на химичната връзка, образувана между атомите.

Как да определим

Свойствата на елементите да привличат или отдават електрони могат да бъдат определени от серията електроотрицателност на химичните елементи. Според скалата елементите със стойност по-голяма от две са окислители и проявяват свойствата на типичен неметал.

Номер на артикул

елемент

Символ

Електроотрицателност

Стронций

Итербий

Празеодим

Прометей

америций

Гадолиний

Диспрозий

Плутоний

Калифорния

Айнщайний

Менделевий

Цирконий

Нептуний

Протактиний

Манган

Берилий

Алуминий

Технеций

Молибден

Паладий

Волфрам

Кислород

Веществата с електроотрицателност от две или по-малко са редуциращи агенти и проявяват метални свойства. Преходните метали, които имат променливи степени на окисление и принадлежат към вторичните подгрупи на периодичната таблица, имат стойности на електроотрицателност в диапазона от 1,5-2. Елементите с електроотрицателност, равна или по-малка от единица, имат изразени редуциращи свойства. Това са типични метали.

В серията за електроотрицателност металните и редукционните свойства се увеличават отдясно наляво, а окислителните и неметалните свойства се увеличават отляво надясно.

ориз. 2. Електроотрицателни серии.

В допълнение към скалата на Полинг можете да разберете колко изразени са окислителните или редукционните свойства на даден елемент, като използвате периодичната таблица. Електроотрицателността нараства в периоди отляво надясно с увеличаване на атомния номер. В групите стойността на електроотрицателността намалява отгоре надолу.

ориз. 3. Периодична таблица.

Какво научихме?

Електроотрицателността показва способността на даден елемент да отдава или приема електрони. Тази характеристика помага да се разбере колко изразени са свойствата на окислител (неметал) или редуциращ агент (метал) в даден елемент. За удобство Полинг разработи скала за електроотрицателност. Според скалата флуорът има максимални окислителни свойства, а францият има минимални. В периодичната таблица свойствата на металите се увеличават отдясно наляво и отгоре надолу.

Тест по темата

Оценка на доклада

Средна оценка: 4.6. Общо получени оценки: 180.

Sc 1.3 Ti 1.5 V 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5

Fe 1.8 Co 1.9 Ni 1.9 Cu 1.9 Zn 1.6

Y 1.2 Zr 1.4 Nb 1.6 Mo 1.8 Tc 1.9

Ru 2.2 Rn 2.2 Pd 2.2 Ag 1.9 Cd 1.7

La 1.0 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9

Os 2.2 Ir 2.2 Pt 2.2 Au 2.4 Hg 1.9

По този начин, колкото по-типичен метал е даден елемент, толкова по-ниска е неговата електроотрицателност и, обратно, колкото по-типичен е неметалният елемент, толкова по-висока е неговата електроотрицателност.

В периодиелектроотрицателностнараства, а в групите намалява с растежаЗ, тоест нараства от Cs до F по диагонала на периодичната таблица. Това обстоятелство до известна степен определя диагоналното сходство на елементите.

В главните и второстепенните подгрупи свойствата на елементите се изменят немонотонно, което се дължи на т.нар. вторична периодичност свързани с влиянието d- И f-електронни слоеве.

От анализа на периодичността на геометричните и енергийните параметри на атомите следва, че периодичният закон може да се използва за определяне на физикохимичните константи, прогнозиране на промените в радиусите, енергиите на йонизация и афинитетите на електрони и, следователно, киселинно-основните и редокс свойства на техните съединения.

Зависимост на киселинно-алкалните свойства на оксидите от позицията на елемента в периодичната таблица и степента му на окисление.

Отляво надясно в периода елементите отслабват металните си свойства и засилват неметалните. Базичните свойства на оксидите са отслабени, а киселинните свойства на оксидите са засилени.

Според основните подгрупи неметалните свойства на елементите отслабват, а металните се увеличават, следователно отгоре надолу на основната група основните свойства на оксидите се увеличават, а киселинните свойства отслабват.

Ако един и същ елемент образува няколко оксида с различни степени на окисление, тогава колкото по-висока е степента на окисление на елемента в оксида, толкова по-високи са неговите киселинни свойства.

Например Pb +2 O е основен оксид, Pb +4 O 2 е амфотерен оксид. Cr +2 O е основен оксид, Cr 2 +3 O 3 е амфотерен, Cr +6 O 3 е киселинен.

Характерът на промяната в свойствата на основите в зависимост от позицията на метала в периодичната система и степента му на окисление.

През периода отляво надясно се наблюдава постепенно отслабване на основните свойства на хидроксидите. Например, Mg(OH) 2 е по-слаба основа от NaOH, но по-силна основа от Al(OH) 3.

В основните групи, отгоре надолу, силата на основите се увеличава. И така, Ca(OH) 2 е по-силна основа от Mg(OH) 2, но Mg(OH) 2 е по-силна основа от Be(OH) 2.

Ако един метал образува няколко хидроксида, докато е в различни степени на окисление, тогава колкото по-висока е степента на окисление на метала, толкова по-слаби са основните свойства на хидроксида. Така че Cr(OH) 3 е по-слаба основа от Cr(OH) 2.

Зависимостта на силата на киселините от позицията на елемента в периодичната таблица и степента му на окисление.

Според периода за кислородсъдържащите киселини силата на киселините нараства отляво надясно. И така, H 3 PO 4 е по-силен от H 2 SiO 3; на свой ред H 2 SO 4 е по-силен от H 3 PO 4.

Тъй като групата от кислородсъдържащи киселини се движи отгоре надолу, силата на киселините намалява. Така въглеродната киселина (H 2 CO 3) е по-силна от силициевата киселина (H 2 SiO 3).

Колкото по-висока е степента на окисление на киселиннообразуващия елемент, толкова по-силна е киселината: сярната киселина (H 2 S +6 O 4) е по-силна от сярната киселина (H 2 S +4 O 3).

Силата на безкислородните киселини в основните подгрупи нараства с увеличаване на атомния номер на елемента: HF → HCl → HBr → HI

H 2 S → H 2 Se → H 2 Te

СИЛАТА НА КИСЕЛИНИТЕ СЕ ПОВИШАВА

Отляво надясно през периода силата на безкислородните киселини се увеличава. Така че HCl е по-силна киселина от H2S, а HBr е по-силна от H2Se.

Учението за химическата връзка- централният въпрос на съвременната химия. Без него е невъзможно да се разберат причините за разнообразието от химични съединения, механизмът на тяхното образуване, структура и реактивност.

Образуването на молекули от атоми води до увеличаване на енергията, тъй като при нормални условия молекулярното състояние е по-стабилно от атомното състояние. Изследването на структурата на атомите обяснява механизма на образуване на молекулите, както и природата на химичните връзки. Атомите могат да имат от един до осем електрона във външното си енергийно ниво. Ако е включено външно нивосъдържа максималния брой електрони, които може да побере, тогава това ниво се нарича завършен.Завършените нива се характеризират с голяма сила. Атомите на благородния газ имат такива нива. Атомите на други елементи имат недовършениенергийни нива и в процеса на химично взаимодействие ги завършват.

Химическа връзка е набор от сили, действащи между атоми или група от атоми. Химичните връзки се осъществяват от валентни електрони. от модерни идеихимическото свързване е електронно по природа, но се случва по различни начини. Следователно има три основни вида химични връзки: ковалентен, йонен, метален. Между молекулите има водородна връзка, и се случват ван дер ваалсови взаимодействия.

Основните характеристики на химическата връзка включват:

Дължина на връзкатае междуядреното разстояние между химически свързаните атоми. Зависи от природата на взаимодействащите атоми и от множествеността на връзката. С увеличаването на множествеността дължината на връзката намалява и следователно нейната сила се увеличава.

Комуникационна множественост– определя се от броя на електронните двойки, свързващи два атома. С увеличаването на множествеността, енергията на свързване се увеличава.

Ъгъл на свързване– ъгълът между въображаемите прави линии, преминаващи през ядрата на два химически свързани помежду си съседни атома.

Свързваща енергия (Е NE ) – това е енергията, която се отделя при образуването на дадена връзка и се изразходва за нейното разкъсване (kJ/mol).

Нарича се химическа връзка, образувана чрез споделяне на двойка електрони между два атома ковалентен.

Обяснението на химическата връзка чрез появата на споделени електронни двойки между атомите формира основата на спиновата теория на валентността, чийто инструмент е метод на валентната връзка (VBC) , открит от Луис през 1916 г.

Основни принципи на образуване на химична връзка с помощта на MBC:

1. Химическата връзка се образува от валентни (несдвоени) електрони.

2. Електрони с антипаралелни спинове, принадлежащи на два различни атома, стават обичайни.

3. Химическа връзка се образува само ако при приближаване на два или повече атома общата енергия на системата намалява.

4. Основните сили, действащи в една молекула, са с електрически, кулонов произход.

5. Колкото по-силна е връзката, толкова повече взаимодействащите електронни облаци се припокриват.

Има два механизма за образуване на ковалентни връзки.

Обменен механизъм . Връзката се образува чрез споделяне на валентните електрони на два неутрални атома. Всеки атом допринася с един несдвоен електрон към обща електронна двойка (фиг. 9).

Фиг.9. Обменен механизъм за образуване на ковалентни връзки:

а – неполярен; б - полярен.

Донорно-акцепторен механизъм . Единият атом (донор) осигурява електронна двойка, а другият атом (акцептор) осигурява празна орбитала за тази двойка (фиг. 10).

Връзки образованиспоред донорно-акцепторния механизъм, към който принадлежат комплексни съединения.

донорен акцептор

Фиг. 10. Донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка.

Ковалентната връзка има определени характеристики.

Насищаемост – свойството на атомите да образуват строго определен брой ковалентни връзки. Поради наситеността на връзките, молекулите имат определен състав.

Фокус – тоест връзката се формира в посока на максимално припокриване на електронни облаци. По отношение на линията, свързваща центровете на атомите, образуващи връзката, се разграничават следните: σ и π (фиг. 11).

σ връзка – образувани от припокриването на AO по линията, свързваща центровете на взаимодействащите атоми,

ориз. 11. Схема на припокриващи се орбитали по време на образуването на δ връзки (a, b, c) и π-връзки (g)

π връзката е връзка, която възниква в посока на ос, перпендикулярна на правата линия, свързваща ядрата на атома.

Посоката на връзката определя пространствената структура на молекулите, тоест тяхната геометрична форма.

Хибридизация - това е промяна във формата на някои орбитали по време на образуването на ковалентна връзка, за да се постигне по-ефективно припокриване на орбитите. Химическата връзка, образувана с участието на електрони на хибридни орбитали, е по-силна от връзката с участието на електрони на нехибридни s- и p-орбитали, тъй като се получава повече припокриване.

Разграничават се следните видове хибридизация (фиг. 12):

sp – хибридизация- една s-орбитала и една p-орбитала се превръщат в две еднакви „хибридни” орбитали, ъгълът между осите им е 180°. Молекулите, в които възниква sp-хибридизация, имат линейна геометрия (BeCl 2).

sстр 2 хибридизация. -една s-орбитала и две p-орбитали се превръщат в три еднакви „хибридни” орбитали, ъгълът между осите им е 120°. Молекулите, в които възниква sp 2 хибридизация, имат плоска геометрия. (BF 3, AlCl 3).

sстр 3 хибридизация- една s-орбитала и три p-орбитали се трансформират в четири еднакви "хибридни" орбитали, ъгълът между осите на които е 109°28". Молекулите, в които се извършва sp 3 хибридизация, имат тетраедрична геометрия (CH 4 , NH 3).

ориз. 12. Видове хибридизация на валентни орбитали: А -sp -хибридизация на валентни орбитали; б – sp 2 –хибридизация на валентни орбитали; V - sp 3 – хибридизация на валентни орбитали

Полярност - ако електронната плътност е разположена симетрично между атомите, се нарича ковалентна връзка неполярни(фиг.9.а) , ако електронната плътност е изместена към един от атомите, тогава се нарича ковалентна връзка полярен(Фиг.9.b) . Колкото по-голяма е полярността на връзката, толкова по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, молекулата се нарича дипол.

Дипол –Това е система, в която има два електрически заряда, еднакви по големина, но противоположни по знак, разположени на известно разстояние един от друг.

Продуктът от дължината на дипола (l), т.е. се нарича разстоянието между полюсите в една молекула, чрез количеството заряд на електрона (ē). диполен момент (μ).

Диполният момент на една молекула служи като количествена мярка за нейната полярност. Диполните моменти на молекулите се измерват в дебай (D). 1D = 3,33 10 -30 C m.

Колкото по-голяма е дължината на дипола (диполен момент), толкова по-голяма е полярността на молекулата ( , и т.н.).

Диполният момент е насочен от положителния край на дипола към отрицателния край. Следователно диполният момент на многоатомна молекула трябва да се разглежда като векторна сума от диполните моменти на връзките: той зависи не само от полярността на всяка връзка, но и от относителното положение на тези връзки.

Поляризираемост – способността на една молекула да стане полярна. Това явление възниква под въздействието на външно електрическо поле или под въздействието на друга молекула, която е партньор в реакцията.

Съществува обратна връзка между полярността и поляризуемостта на ковалентната връзка: колкото по-голяма е полярността на връзката, толкова по-малко остава възможността за по-нататъшното им изместване под въздействието на външни сили.

За квантово механично описание на химичните връзки и структурата на молекулите се използва друг метод - молекулярно орбитален метод (MMO). Този метод се основава на предположението, че състоянието на електроните в една молекула може да се опише като набор от молекулни електронни орбитали, като всяка молекулна орбитала (МО) съответства на специфичен набор от молекулни квантови числа.

Основни разпоредби на метода MO:

1. Молекулярната орбитала (МО) е аналог на атомната орбитала (АО): точно както електроните в атомите са разположени на АО, общият брой електрони в молекулата са разположени на МО.

2. За образуването на МО атомните орбитали трябва да имат приблизително еднаква енергия и симетрия спрямо посоката на взаимодействие.

3. Броят на МО е равен на общ бройАД, от които се обединяват МО.

4. Ако енергията на МО се окаже по-ниска от енергията на оригиналните АО, тогава такива МО се наричат свързване и ако е по-висока от енергията на оригиналния AO, тогава – разхлабване MO (фиг. 13).

5. Електроните запълват MO, подобно на JSC, в ред на увеличаване на енергията, докато се спазват принципът на Паули и правилото на Хунд.

6. МО на двуатомни молекули от първия период и втория (до N 2) са подредени в ред :

ориз. 13. Енергийна схема на образуване на МО от две АД

σ връзка 1s< σ размер 1s< σ връзка 2s< σ размер 2s< π връзка 2т г = π връзка 2т z < σ връзка 2 стр х < π размер 2т г = π размер 2т z < σ размер 2 стр х .

МО на двуатомните молекули в края на втория период са подредени в ред на увеличаване на енергията: σ връзка 1s< σ размер 1s< σ връзка 2s< σ размер 2s< σ връзка 2 стр х < π връзка 2т г = π връзка 2т z < π размер 2т г = π размер 2т z < σ размер 2 стр х .

7. В метода МО вместо кратност на връзката се въвежда понятието комуникационен ред (n)– полуразлика между броя на свързващите електрони и броя на антисвързващите електрони:

(59)

Редът на връзката може да бъде нула, цяло число или положителна дроб. При n = 0 не се образува молекула.

8. Ако има несдвоени електрони на МО, молекулата парамагнитни , т.е. има магнитни свойства. Ако всички електрони са сдвоени - диамагнитни , т.е. няма магнитни свойства.

MMO, в сравнение с MBC, позволява да се получат реални идеи за химическата връзка и свойствата на различни частици (молекули, йони). Нека разгледаме електронните конфигурации на молекулите, като използваме примера за образуване на химична връзка на двуатомна водородна молекула, представена чрез електронната формула: 2H → H 2 [(σ връзка 1s) 2].

Както може да се види (фиг. 14), две МО се формират от две s орбитали: една свързваща и една антисвързваща. В този случай МО принадлежат към σ-типа: те се образуват от взаимодействието на s-орбитали. Поръчка за контакт:

Когато характеризираме MMO и MBC, трябва да се отбележи, че и двата квантово-механични подхода за описание на химичните връзки са приблизителни. MMO поставя преувеличен акцент върху делокализацията на електрони в молекула и се основава на едноелектронни вълнови функции - молекулни орбитали. MBC преувеличава ролята на локализацията на електронната плътност и се основава на факта, че елементарната връзка се осъществява само от двойка електрони между два атома.

ориз. 14. Енергийна диаграма на образуване на водородни МО от две АО

Сравнявайки MBC и MMO, трябва да се отбележи, че предимството на първия е неговата яснота: насищането на връзката се обяснява като максимална ковалентност, насочеността следва от насочеността на атомните и хибридните орбитали; Диполният момент на една молекула се състои от диполните моменти на връзките, разликата в OEO на атомите, образуващи молекулата, и наличието на несподелени електронни двойки.

Съществуването на някои съединения обаче не може да бъде обяснено от гледна точка на MBC. Това са съединения с дефицит на електрони (H 2 +) и съединения на благородни газове. Тяхната структура лесно се обяснява с MMO. Стабилността на молекулярните йони и атоми в сравнение с молекулите се предсказва лесно от гледна точка на MMO. И накрая, магнетизмът и цветът на материята също лесно се обясняват с MMO.

Количествените изчисления в MMO, въпреки тяхната тромавост, все още са много по-прости, отколкото в MVS. Следователно понастоящем VMS почти никога не се използва в квантовата химия. В същото време, качествено, заключенията на MWS са много по-ясни и по-широко използвани от експериментаторите, отколкото MMO. Основата за това е фактът, че в действителност в една молекула вероятността даден електрон да се намира между свързани атоми е много по-голяма, отколкото при други атоми, въпреки че дори и там не е нула. В крайна сметка изборът на метод се определя от обекта на изследване и поставената задача.

Йонна (електровалентна) връзкае силно полярна ковалентна връзка. Основава се на електростатичното взаимодействие на йони. Според него атоми на елементи с брой електрони във външния слой по-малък от осем получават или губят такъв брой електрони, който прави външния електронен слой същият като този на най-близкия атом на инертен газ.

Атом, който е загубил електрони, се превръща в положително зареден йон (катион). Атом, който е получил електрони, се превръща в отрицателно зареден йон (анион). Противоположно заредените йони се привличат един към друг (фиг. 15).

Появата на йонна връзка възниква само ако елементите, чиито атоми реагират помежду си, имат рязко различни стойности на йонизационна енергия и електронен афинитет. Има малко йонни съединения. Те имат основни свойства: в разтопено състояние са електропроводими, във вода лесно се дисоциират на йони (разтварят се), имат висока температуратопене и кипене.

ориз. 15. Образуване на натриев хлорид от прости вещества

Йонна връзка се характеризира със следните показатели:

Ненасоченост . Йоните са заредени топки, техните силови полета са равномерно разпределени във всички посоки в пространството, така че те привличат йон с противоположен знак във всяка посока.

Ненаситеност. Взаимодействието на два йона не може да доведе до пълна взаимна компенсация на силовото им поле. Поради това те запазват способността да привличат йони с противоположен знак в други посоки. По този начин йонен кристал ( ) е гигантска молекула от йони. Йонните съединения се състоят от отделни молекули само в състояние на пара.

Метална връзкасе основава на споделянето на валентни електрони, принадлежащи не на два, а на почти всички метални атоми в кристала.

В металите има много по-малко валентни електрони, отколкото свободните орбитали. Това създава условия за свободно движение на електрони в орбиталите на различни метални атоми. Вътре в метала има непрекъснато хаотично движение на електрони от атом към атом, тоест електроните стават общи. Когато се създаде потенциална разлика, възниква координирано движение на електрони - това обяснява електрическата проводимост на тези вещества. В металите малък брой електрони едновременно свързват много атомни ядра - тази характеристика се нарича делокализация.Този тип връзка е типичен за вещества в твърдо или течно състояние.

Водородна връзка – един от видовете взаимодействие между полярните молекули, може да бъде вътрешно- и междумолекулно (фиг. 16).

Фиг. 16.

Образуване на водородна връзка: а – вътрешномолекулна;

b – междумолекулен. Образува се между електроотрицателните атоми на една молекула и водородните атоми на друга,тип N-X (X е, Е, О, Н, кл, бр) поради силите на електростатичното привличане. Връзката между водорода и един от тези атоми е доста полярна, защото свързващият електронен облак е предубеден към по-електроотрицателния атом. Водородът в този случай се намира в положителния край на дипола. Два или повече такива дипола взаимодействат един с друг по такъв начин, че ядрото на водородния атом на една молекула (положителният край на дипола) се привлича от несподелената електронна двойка на втората молекула. Тази връзка се проявява в газове, течности и твърди вещества. Той е относително издръжлив. Понижаването на температурата насърчава образуването на водородни връзки. Наличието на водородна връзка причинява повишаване на стабилността на молекулите на дадено вещество, както и повишаване на техните точки на кипене и топене. Образуването на водородни връзки играе роля важна роля, както в химични, така и в биологични системи.

Различните състояния на агрегиране на веществата показват, че има взаимодействие между частиците (атоми, йони, молекули) поради ван дер Ваалсовите сили на привличане. Най-важната и отличителна черта на тези сили е тяхната универсалност, тъй като те действат без изключение между всички атоми и молекули.

Междумолекулни сили (Сили на Ван дер Ваалс) – взаимодействие между молекулите, в резултат на което дадено вещество преминава в течно или твърдо състояние. Междумолекулните сили са електрически по природа. Те се дължат на полярността и поляризуемостта на молекулите. Има три вида междумолекулни взаимодействия: диполни, индукционни, дисперсионни(ориз . 17).

При ориентационен (диполен) . взаимодействие, полярните молекули, приближавайки се една към друга, се ориентират една спрямо друга от противоположно заредените краища на диполите. Колкото по-полярни са молекулите, толкова по-силно е взаимодействието. С повишаването на температурата ориентационното взаимодействие намалява, тъй като топлинното движение на молекулите нарушава ориентацията.

При предизвикани възниква взаимодействие взаимно привличанеполярни и неполярни молекули. Постоянният дипол на полярна молекула създава временен дипол в неполярна (поради деформацията на електронния облак), поради което възниква взаимодействието. Не зависи от температурата, а зависи от силата на електрическото поле на полярната молекула.

Сближаването на две неполярни молекули води до дисперсионно взаимодействие. Възниква в резултат на въртенето на електроните и вибрационното движение на атомните ядра; възникват малки мигновени деформации на електронния облак, създаващи асиметрия в разпределението на зарядите; възникват мигновени диполи. Процесът на втечняване на благородни газове и двуатомни елементарни газове се основава на дисперсионно взаимодействие.

ориз. 17. Междумолекулни взаимодействия на молекулите:

а – ориентация; b – индукция; в – дисперсивен

В молекулите, образувани от повече от два атома на различни елементи, има различни видове връзки.

Енергията на междумолекулното взаимодействие е много по-малка от енергията на химичните връзки (8-47 kJ / mol), тя бързо намалява с увеличаване на разстоянието между молекулите, но е достатъчна, за да издърпа молекулите на веществата заедно в агрегати. Силите на Ван дер Ваалс се проявяват по време на прехода на веществото от газообразно състояние в течно състояние, по време на кристализация на втечнени газове, адсорбция и други процеси.

Едно вещество може да съществува в три агрегатни състояния: газообразно, течно и твърдо. Плазмата често се нарича четвъртото състояние на материята. Свойствата на веществата зависят от агрегатно състояние(Таблица 32).

Концепцията се използва широко в химията електроотрицателност (EO) —свойството на атомите на даден елемент да привличат електрони от атоми на други елементи в съединенията се нарича електроотрицателност. Електроотрицателността на лития условно се приема за единица, съответно се изчислява EO на други елементи. Има скала на стойностите на EO елементите.

Числените стойности на EO елементите имат приблизителни стойности: това е безразмерна величина. Колкото по-висок е EO на даден елемент, толкова по-ясно се проявяват неговите неметални свойства. Според EO елементите могат да бъдат записани по следния начин:

F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs

Флуорът има най-голяма EO стойност. Сравнявайки стойностите на EO на елементи от франций (0,86) до флуор (4,1), лесно се забелязва, че EO се подчинява на периодичния закон. IN Периодична таблицаЕлементите на ЕО в период се увеличават с увеличаване на броя на елементите (отляво надясно), а в основните подгрупи намаляват (отгоре надолу). В периоди, когато зарядите на атомните ядра се увеличават, броят на електроните на външния слой се увеличава, радиусът на атомите намалява, следователно лекотата на загуба на електрони намалява, EO се увеличава и следователно неметалните свойства се увеличават.

Разликата в електроотрицателността на елементите в едно съединение (ΔX) ще ни позволи да преценим вида на химичната връзка.

Ако стойността Δ X = 0 – ковалентна неполярна връзка.

С разлика в електроотрицателността до 2,0 връзката се нарича полярна ковалентна, Например: H-F връзкав молекула флуороводород HF: Δ X = (3,98 – 2,20) = 1,78

Връзки с разлики в електроотрицателността по-големи от 2,0 се считат за йонни.Например: Na-Cl връзка в NaCl съединение: Δ X = (3,16 – 0,93) = 2,23.

Електроотрицателността зависи от разстоянието между ядрото и валентните електрони, и колко близо е валентната обвивка до завършване.Колкото по-малък е радиусът на атома и колкото повече валентни електрони, толкова по-висок е неговият EO.

Флуорът е най-електроотрицателният елемент. Първо, той има 7 електрона във валентен слой (само 1 електрон липсва в октета) и, второ, този валентен слой е разположен близо до ядрото.


Атомите на алкалните и алкалоземните метали са най-малко електроотрицателни.Те имат големи радиуси и техните външни електронни обвивки далеч не са завършени. За тях е много по-лесно да предадат своите валентни електрони на друг атом (тогава външната обвивка ще стане пълна), отколкото да „спечелят“ електрони.

Електроотрицателността може да бъде изразена количествено и елементите могат да бъдат подредени във възходящ ред. Най-често се използва скала за електроотрицателност, предложена от американския химик Л. Полинг.


Степен на окисление

Наричат ​​се сложни вещества, състоящи се от два химични елемента двоичен(от лат. bi - два), или двуелемент (NaCl, HCl). В случай на йонна връзка в молекула NaCl, натриевият атом прехвърля своя външен електрон към хлорния атом и се превръща в йон със заряд +1, а хлорният атом приема електрон и се превръща в йон със заряд - 1. Схематично процесът на превръщане на атомите в йони може да бъде изобразен по следния начин:

По време на химическо взаимодействие в молекула HCl общата електронна двойка се измества към по-електроотрицателния атом. например, , т.е. електронът няма да се прехвърли напълно от водородния атом към хлорния атом, а частично, като по този начин ще определи частичния заряд на атомите δ: Н +0.18 CI -0.18. Ако си представим, че в молекулата на HCl, както и в NaCl хлорида, електронът е напълно прехвърлен от водородния атом към хлорния атом, тогава те ще получат заряди +1 и -1:

Такива условни такси се наричат степен на окисление. Когато се дефинира тази концепция, конвенционално се приема, че в ковалентните полярни съединения свързващите електрони са напълно прехвърлени към по-електроотрицателен атом и следователно съединенията се състоят само от положително и отрицателно заредени атоми.

Степента на окисление е условният заряд на атомите на химичен елемент в съединение, изчислен въз основа на предположението, че всички съединения (както йонни, така и ковалентни полярни) се състоят само от йони. Окислителното число може да има отрицателна, положителна или нулева стойност, която обикновено се поставя над символа на елемента в горната част, например:

Тези атоми, които са приели електрони от други атоми или към които са изместени общи електронни двойки, имат отрицателна стойност на степента на окисление. т.е. атоми на повече електроотрицателни елементи. Положителна стойностстепени на окисление са тези атоми, които даряват своите електрони на други атоми или от които се извличат общи електронни двойки, т.е. атоми на по-малко електроотрицателни елементи. Атомите в молекулите на прости вещества и атомите в свободно състояние имат нулева степен на окисление, например:

В съединенията общата степен на окисление винаги е нула.

Валентност

Валентността на атома на химичния елемент се определя главно от броя на несдвоените електрони, участващи в образуването на химическа връзка.

Валентните способности на атомите се определят:

Броят на несдвоените електрони (едноелектронни орбитали);

Наличието на свободни орбитали;

Наличието на несподелени двойки електрони.

IN органична химияпонятието „валентност“ заменя понятието „степен на окисление“, с което е обичайно да се работи неорганична химия. Това обаче не е едно и също. Валентността няма знак и не може да бъде нула, докато степента на окисление задължително се характеризира със знак и може да има стойност, равна на нула.

По принцип валентността се отнася до способността на атомите да образуват определен брой ковалентни връзки. Ако един атом има n несдвоени електрони и m несподелени електронни двойки, тогава този атом може да образува n + m ковалентни връзки с други атоми, т.е. неговата валентност ще бъде равна на n + m. Когато се оценява максималната валентност, трябва да се изхожда от електронната конфигурация на „възбуденото“ състояние. Например максималната валентност на берилиев, борен и азотен атом е 4.

Постоянни валенции:

  • H, Na, Li, K, Rb, Cs - Степен на окисление I
  • O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd - Степен на окисление II
  • B, Al, Ga, In - Степен на окисление III

Валентни променливи:

  • Cu - I и II
  • Fe, Co, Ni - II и III
  • C, Sn, Pb - II и IV
  • П- III и V
  • Cr- II, III и VI
  • S- II, IV и VI
  • Mn- II, III, IV, VI и VII
  • Н- II, III, IV и V
  • Cl- I, IV, VIиVII

Използвайки валентности, можете да създадете формула за съединение.

Химическата формула е конвенционален запис на състава на веществото с помощта на химически символи и индекси.

Например: H 2 O е формулата на водата, където H и O са химичните знаци на елементите, 2 е индекс, който показва броя на атомите на даден елемент, които изграждат водната молекула.

При назоваване на вещества с променлива валентност трябва да се посочи неговата валентност, която се поставя в скоби. Например P 2 0 5 - фосфорен оксид (V)

I. Степен на окисление свободни атомии атоми в молекули прости веществаравно на нула— На 0 , Р 4 0 , ЗА 2 0

II. IN сложно веществоалгебричната сума на CO на всички атоми, като се вземат предвид техните индекси, е равна на нула = 0. и в сложен йоннеговият заряд.

Например:

Нека да разгледаме няколко съединения като пример и да разберем валентността хлор:

Справочен материал за полагане на теста:

Периодична таблица

Таблица за разтворимост

Електроотрицателност (EO) е способността на атомите да привличат електрони, когато се свързват с други атоми .

Електроотрицателността зависи от разстоянието между ядрото и валентните електрони и колко близо е до завършване валентната обвивка. Колкото по-малък е радиусът на атома и колкото повече валентни електрони, толкова по-висок е неговият EO.

Флуорът е най-електроотрицателният елемент. Първо, той има 7 електрона във валентен слой (само 1 електрон липсва в октета) и, второ, този валентен слой (...2s 2 2p 5) е разположен близо до ядрото.

Атомите на алкалните и алкалоземните метали са най-малко електроотрицателни. Те имат големи радиуси и техните външни електронни обвивки далеч не са завършени. За тях е много по-лесно да предадат своите валентни електрони на друг атом (тогава външната обвивка ще стане пълна), отколкото да „спечелят“ електрони.

Електроотрицателността може да бъде изразена количествено и елементите могат да бъдат подредени във възходящ ред. Най-често се използва скалата за електроотрицателност, предложена от американския химик Л. Полинг.

Разликата в електроотрицателността на елементите в съединение ( ΔX) ще ви позволи да прецените вида на химичната връзка. Ако стойността ΔX= 0 – връзка ковалентен неполярен.

Когато разликата в електроотрицателността е до 2,0, връзката се нарича ковалентен полярен, например: H-F връзка в молекула флуороводород HF: Δ X = (3,98 - 2,20) = 1,78

Разглеждат се връзки с разлика в електроотрицателността, по-голяма от 2,0 йонни. Например: Na-Cl връзка в NaCl съединение: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Степен на окисление

Степен на окисление (CO) е условният заряд на атом в молекула, изчислен при предположението, че молекулата се състои от йони и като цяло е електрически неутрална.


Когато се образува йонна връзка, електронът преминава от по-малко електроотрицателен атом към по-електроотрицателен, атомите губят своята електрическа неутралност и се превръщат в йони. възникват цели числа. Когато се образува ковалентна полярна връзка, електронът не се прехвърля изцяло, а частично, така че възникват частични заряди (HCl на фигурата по-долу). Нека си представим, че електронът напълно се е прехвърлил от водородния атом към хлора и се е появил цял положителен заряд от +1 при водорода и -1 при хлора. Такива конвенционални заряди се наричат ​​степен на окисление.


Тази фигура показва степените на окисление, характерни за първите 20 елемента.
Моля, обърнете внимание. Най-високият CO обикновено е равен на номера на групата в периодичната таблица. Металите от основните подгрупи имат една характеристика CO, докато неметалите, като правило, имат разсейване на CO. Следователно се образуват неметалите голям бройсъединения и имат по-„разнообразни“ свойства в сравнение с металите.

Примери за определяне на степента на окисление

Нека определим степени на окисление на хлора в съединенията:

Правилата, които разгледахме, не винаги ни позволяват да изчислим CO на всички елементи, като например в дадена молекула аминопропан.


Тук е удобно да използвате следната техника:

1) Ние изобразяваме структурна формуламолекули, тире е връзка, двойка електрони.

2) Превръщаме тирето в стрелка, насочена към по-големия EO атом. Тази стрелка символизира прехода на електрон към атом. Ако два еднакви атома са свързани, оставяме линията такава, каквато е - няма трансфер на електрони.

3) Преброяваме колко електрони „дойдоха“ и „напуснаха“.

Например, нека изчислим заряда на първия въглероден атом. Три стрелки са насочени към атома, което означава, че са пристигнали 3 електрона, заряд -3.

Втори въглероден атом: водородът му даде електрон, а азотът взе един електрон. Зарядът не се е променил, той е нула. и т.н.

Валентност

Валентност(от латински valēns „имащ сила“) - способността на атомите да образуват определен брой химични връзки с атоми на други елементи.

По принцип валентността означава способността на атомите да образуват определен брой ковалентни връзки. Ако един атом има пнесдвоени електрони и мнесподелени електронни двойки, тогава този атом може да се образува n+mковалентни връзки с други атоми, т.е. неговата валентност ще бъде равна n+m. Когато се оценява максималната валентност, трябва да се изхожда от електронната конфигурация на „възбуденото“ състояние. Например, максималната валентност на атома на берилий, бор и азот е 4 (например в Be (OH) 4 2-, BF 4 - и NH 4 +), фосфор - 5 (PCl 5), сяра - 6 ( H 2 SO 4), хлор - 7 (Cl 2 O 7).

В някои случаи валентността може числено да съвпада със степента на окисление, но по никакъв начин не са идентични една с друга. Например, в молекулите на N2 и CO се реализира тройна връзка (т.е. валентността на всеки атом е 3), но степента на окисление на азота е 0, въглерода +2, кислорода -2.



Удобно количество за характеризиране на способността на атом на елемент да привлича споделени електрони в молекула е електроотрицателността.

Относителна електроотрицателност на SOEO)

атом на елемент е количество, което характеризира относителната способност на атом на елемент да привлича общи електрони в молекула.

Електроотрицателността на литиевия атом се приема като 0E0; за флуора този показател е 4,0. Електроотрицателностите на останалите елементи се разглеждат във връзка с тези величини (Таблица 1.3).

За елементи в рамките на период, с увеличаване на заряда на атомното ядро, се наблюдава увеличение на OEO: най-ниските стойности са характерни за елементите от група I A, т.е. алкалните метали, а най-високите са за халогените, елементите от група VIIA . В съответствие с това елементите стават все по-слаби редуциращи агенти и все по-силни окислители. Най-силните окислители в периода са елементите от VII А група.

В рамките на една група електроотрицателността на елементите намалява отгоре надолу. Колкото по-висока е електроотрицателността, толкова по-изразени са неметалните свойства и окислителната способност на елемента, а при ниска електроотрицателност елементът има метални свойстваи висока редуцираща способност. Така най-силният окислител е флуор 9 F (група VIIA), а най-силният редуциращ агент е франций 87 Fr (група IA). Разликата в OEO на съседните атоми в съединенията позволява да се прецени полярността на химичната връзка между тях (виж раздел 2.1.3).

При съединения от същия тип се наблюдава и периодичност в свойствата на елементите, свързана с промени в структурата на електронните обвивки с увеличаване на заряда на ядрото на техните атоми. В периода отляво надясно основните свойства на оксидите и хидроксидите от групи IA, 2A постепенно се заменят с амфотерни, а за съединенията на елементи от групи VA-VIIA стават киселинни. В групи А, с изключение на VIII, отгоре надолу основният характер на оксидите и хидроксидите се увеличава и техните киселинни свойства отслабват. Например: CsOH е по-силна основа от LiOH, а киселината HP0 3 е много по-слаба от HN0 3. В същото време, за водни разтвори на бинарни съединения на неметали с водород като HF, HCl, HBr, HI или H 2 0, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, киселинните свойства се увеличават от HF до HI, както и от H 2 0 до N 2 Te.

Оксидите и хидроксидите на елементите, чийто REO е в диапазона 1,5-2,2, обикновено се характеризират с амфотерни свойства, докато по-малка стойност OEO, толкова повече се проявяват основните свойства на техните оксиди и хидроксиди. Тъй като OEO на елементите се увеличава, киселинността на техните оксиди и хидроксиди се увеличава. За галий 31 Ga (OR = 1,82) киселинните и основните свойства на неговия оксид Ga 2 0 3 и хидроксид Ga (OH) 3 са изразени в еднаква степен.


Глава 2 ХИМИЧНА ВРЪЗКА

След като изучите тази глава, вие трябва:

- разбират природата и знаят характерни свойстваковалентни, йонни и метални връзки;

- познава основните видове молекулярни ореитали:

- механизми на образуване на ковалентни връзки;

- характеристики на ковалентните връзки (краткост, наситеност, насоченост, конюгация на връзките, полярност, поляризуемост);

- имат разбиране за въздействието, което има хибридизацията атомни орбиталина пространствена структурамолекули и йони;

- знаят в кои системи се осъществява конюгацията на връзката, какви са ароматните съединения;

- имат представа за поляризуемостта на атомите, молекулите и йоните и тяхното деление на „твърди” и „меки”;

- познава характеристиките на йонните и металните връзки.

В природата елементи под формата на изолирани атоми практически никога не се срещат. Обикновено атомите на даден елемент взаимодействат помежду си или с атоми на други елементи, образувайки химични връзки за образуване на молекули. В същото време молекулите на веществото взаимодействат помежду си.

Химическа връзка- това е набор от сили, които свързват атоми или молекули една с друга V нови устойчиви структури.

Същността на природата на химическата връзка беше обяснена едва след откриването на законите на квантовата вълнова механика, управляваща микрокосмоса. Съвременна теорияотговаря на въпросите: защо възниква химичната връзка и каква е природата на силите, които я определят?

Образуването на химични връзки е спонтанен процес, иначе в природата не биха съществували сложни молекули от протеини и нуклеинови киселини. От гледна точка на термодинамиката (раздели 4.3, 4.4) причината за образуването на химична връзка между частиците е намаляването на енергията на системата. Следователно образуването на химическа връзка винаги е придружено от освобождаване на енергия, а разкъсването на химическа връзка винаги изисква разход на енергия.

Комуникационна енергия- енергия, освободена по време на образуването на връзка и характеризираща силата на тази връзка (Eb, kJ/mol).

В зависимост от вида на свързваните частици се разграничават вътрешномолекулни връзки,поради което се образуват молекули, и междумолекулни връзки,водещи до образуване на асоциати от молекули или до свързване отделни групив биополимерната молекула, което осигурява нейната конформация (раздел 3.1). Тези видове връзки рязко се различават по енергия: за вътремолекулните връзки енергията е 100-1000 kJ / mol, а енергията на междумолекулните връзки обикновено не надвишава 40 kJ / mol. Нека разгледаме образуването и видовете вътремолекулни химични връзки.

Според съвременните концепции, когато атомите се приближават един към друг, външни електронис противоположни спинове възниква силно обменно взаимодействие, водещо до появата на обща електронна двойка. В същото време се увеличава електронната плътност в междуядреното пространство, което допринася за привличането на ядрата на взаимодействащите атоми (виж фигурата на страница 31). В резултат на това енергията на системата намалява и между атомите възниква химическа връзка. В зависимост от това как общата електронна двойка взаимодейства с ядрата на свързаните атоми, се разграничават три вида химични връзки: ковалентни, йонни и метални.