Descubrir actividad sustancias simples puede utilizar la tabla de electronegatividad de elementos químicos. Se denota como χ. Lea más sobre el concepto de actividad en nuestro artículo.

¿Qué es la electronegatividad?

Propiedad del átomo elemento químico atraer los electrones de otros átomos hacia sí mismo se llama electronegatividad. El concepto fue introducido por primera vez por Linus Pauling en la primera mitad del siglo XX.

Todas las sustancias activas simples se pueden dividir en dos grupos según las propiedades físicas y químicas:

  • rieles;
  • no metales.

Todos los metales son agentes reductores. En reacciones, donan electrones y tienen un estado de oxidación positivo. Los no metales pueden exhibir las propiedades de agentes reductores y oxidantes, dependiendo del valor de electronegatividad. Cuanto mayor sea la electronegatividad, más fuertes serán las propiedades del agente oxidante.

Arroz. 1. Acciones de agentes oxidantes y reductores en reacciones.

Pauling compiló una escala de electronegatividad. Según la escala de Pauling, el flúor (4) tiene la electronegatividad más alta y el francio (0,7) la más baja. Esto significa que el flúor es el agente oxidante más fuerte y es capaz de atraer electrones de la mayoría de los elementos. Por el contrario, el francio, como otros metales, es un agente reductor. Busca dar, no recibir, electrones.

La electronegatividad es uno de los principales factores que determinan el tipo y las propiedades de un enlace químico formado entre átomos.

Cómo determinar

Las propiedades de los elementos para atraer o donar electrones pueden estar determinadas por la serie de electronegatividad de los elementos químicos. Según la escala, los elementos con un valor superior a dos son agentes oxidantes y exhiben las propiedades de un no metal típico.

Número de artículo

Elemento

Símbolo

Electronegatividad

Estroncio

Iterbio

Praseodimio

Prometeo

Americio

Gadolinio

Disprosio

Plutonio

Californio

Einstenio

Mendelevio

Circonio

Neptunio

Protactinio

Manganeso

Berilio

Aluminio

Tecnecio

Molibdeno

Paladio

Tungsteno

Oxígeno

Las sustancias con electronegatividad de dos o menos son agentes reductores y exhiben propiedades metálicas. Los metales de transición con un estado de oxidación variable y que pertenecen a subgrupos laterales de la tabla periódica tienen valores de electronegatividad en el rango de 1.5-2. Los elementos con electronegatividad igual o menor que uno tienen propiedades pronunciadas del agente reductor. Estos son metales típicos.

En la serie de electronegatividad, las propiedades metálicas y reductoras aumentan de derecha a izquierda, mientras que las propiedades oxidantes y no metálicas aumentan de izquierda a derecha.

Arroz. 2. Una serie de electronegatividad.

Además de la escala de Pauling, puede averiguar qué tan pronunciadas son las propiedades oxidantes o reductoras de un elemento utilizando la tabla periódica. La electronegatividad aumenta en períodos de izquierda a derecha al aumentar el número de serie. En grupos, el valor de la electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo.

Arroz. 3. Tabla periódica.

¿Qué hemos aprendido?

La electronegatividad indica la capacidad de los elementos para dar o recibir electrones. Esta característica ayuda a comprender cuán pronunciadas son las propiedades de un agente oxidante (no metálico) o un agente reductor (metal) en un elemento en particular. Por conveniencia, Pauling desarrolló la escala de electronegatividad. Según la escala, el flúor tiene las máximas propiedades oxidantes y el francio las mínimas. En la tabla periódica, las propiedades de los metales aumentan de derecha a izquierda y de arriba a abajo.

Prueba por tema

Evaluación del informe

Puntuación media: 4.6. Total de puntuaciones recibidas: 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

Por lo tanto, cuanto más metal típico es un elemento, menor es su electronegatividad y viceversa, cuanto más típico es un elemento no metálico, mayor es su electronegatividad.

En periodoselectronegatividadcrece, y en grupos disminuye al aumentarZ, es decir, crece de Cs a F a lo largo de la diagonal del sistema periódico. Esta circunstancia determina en cierta medida la similitud diagonal de los elementos..

En los subgrupos principal y secundario, las propiedades de los elementos cambian de forma no monótona, lo que se debe a la denominada frecuencia secundaria relacionado con la influencia D- y F-capas electrónicas.

Del análisis de la periodicidad de los parámetros geométricos y energéticos de los átomos, se deduce que la ley periódica se puede utilizar para determinar las constantes fisicoquímicas, para predecir el cambio de radios, energías de ionización y afinidad electrónica y, en consecuencia, la acidez. propiedades base y redox de sus compuestos.

Dependencia de las propiedades ácido-base de los óxidos de la posición de un elemento en el sistema periódico y su estado de oxidación.

De izquierda a derecha, a lo largo del período, los elementos tienen un debilitamiento de sus propiedades metálicas y un aumento de sus propiedades no metálicas. Las propiedades básicas de los óxidos se debilitan y se mejoran las propiedades ácidas de los óxidos.

Según los principales subgrupos, las propiedades no metálicas de los elementos se debilitan y las metálicas aumentan, por lo que, de arriba hacia abajo a lo largo del grupo principal, aumentan las propiedades básicas de los óxidos y se debilitan los ácidos.

Si un mismo elemento forma varios óxidos con diferentes estados de oxidación, entonces cuanto mayor sea el estado de oxidación del elemento en el óxido, mayores serán sus propiedades ácidas.

Por ejemplo, Pb + 2 O es el óxido básico, Pb + 4 O 2 es anfótero. Cr +2 O - óxido básico, Cr 2 +3 O 3 - anfótero, Cr +6 O 3 - ácido.

La naturaleza del cambio en las propiedades de las bases, dependiendo de la posición del metal en el sistema periódico y su estado de oxidación.

Durante el período de izquierda a derecha, se observa un debilitamiento gradual de las propiedades básicas de los hidróxidos. Por ejemplo, el Mg (OH) 2 es una base más débil que el NaOH, pero una base más fuerte que el Al (OH) 3.

En los grupos principales, de arriba hacia abajo, aumenta la fuerza de las bases. Por lo tanto, Ca (OH) 2 es una base más fuerte que Mg (OH) 2, pero Mg (OH) 2 es una base más fuerte que Be (OH) 2.

Si el metal forma varios hidróxidos, estando en diferentes estados de oxidación, entonces cuanto mayor sea el estado de oxidación del metal, más débiles serán las propiedades básicas del hidróxido. Entonces, Cr (OH) 3 es una base más débil que Cr (OH) 2.

Dependencia de la fuerza de los ácidos de la posición de un elemento en el sistema periódico y su estado de oxidación.

Durante el período de los ácidos que contienen oxígeno, la fuerza de los ácidos aumenta de izquierda a derecha. Por tanto, H 3 PO 4 es más fuerte que H 2 SiO 3; a su vez, el H 2 SO 4 es más fuerte que el H 3 PO 4.

En el grupo de ácidos que contienen oxígeno, de arriba hacia abajo, la fuerza de los ácidos disminuye. Entonces, el ácido carbónico (H 2 CO 3) es más fuerte que el ácido silícico (H 2 SiO 3).

Cuanto mayor es el estado de oxidación del elemento formador de ácido, más fuerte es el ácido: el ácido sulfúrico (H 2 S + 6 O 4) es más fuerte que el ácido sulfúrico (H 2 S + 4 O 3).

La fuerza de los ácidos anóxicos en los principales subgrupos aumenta con un aumento en el número atómico de un elemento: HF → HCl → HBr → HI

H 2 S → H 2 Se → H 2 Te

EL PODER DE LOS ÁCIDOS CRECE

De izquierda a derecha, aumenta la fuerza de los ácidos anóxicos. Entonces, el HCl es un ácido más fuerte que el H 2 S y el HBr es más fuerte que el H 2 Se.

Teoría del enlace químico- el tema central de la química moderna. Sin él, es imposible comprender las razones de la variedad de compuestos químicos, el mecanismo de su formación, estructura y reactividad.

La formación de moléculas a partir de átomos conlleva una ganancia de energía, ya que en condiciones normales el estado molecular es más estable que el atómico. La teoría de la estructura de los átomos explica el mecanismo de formación de moléculas, así como la naturaleza del enlace químico. Los átomos en el nivel de energía exterior pueden tener entre uno y ocho electrones. Si en nivel externo contiene el número máximo de electrones que puede contener, entonces este nivel se llama terminado. Los niveles completados se caracterizan por una gran durabilidad. Los átomos de gases nobles tienen tales niveles. Los átomos de otros elementos tienen inconcluso niveles de energía y en el proceso de interacción química completarlos.

Enlace químico Es un conjunto de fuerzas que actúan entre átomos o un grupo de átomos. El enlace químico se realiza mediante electrones de valencia. Por ideas modernas el enlace químico es de naturaleza electrónica, pero se lleva a cabo de diferentes formas. Por lo tanto, existen tres tipos principales de enlaces químicos: covalente, iónico, metálico... Entre las moléculas hay enlace de hidrógeno y ocurre interacciones de van der Waals.

Las principales características de un enlace químico incluyen:

Longitud del enlace Es la distancia internuclear entre átomos unidos químicamente. Depende de la naturaleza de los átomos que interactúan y de la multiplicidad del enlace. Con un aumento de la multiplicidad, la longitud del enlace disminuye y, en consecuencia, aumenta su resistencia.

Frecuencia de comunicación- está determinado por el número de pares de electrones que conectan dos átomos. Con un aumento de la multiplicidad, aumenta la energía de enlace.

Ángulo de comunicación- el ángulo entre las líneas rectas imaginarias que atraviesan los núcleos de dos átomos vecinos interconectados químicamente.

Energía de enlace (E SV ) Es la energía que se libera durante la formación de este enlace y se gasta en su rotura (kJ / mol).

El enlace químico formado por el intercambio de un par de electrones por dos átomos se llama covalente.

La explicación del enlace químico por la aparición de pares de electrones comunes entre átomos formó la base de la teoría del espín de la valencia, cuyo instrumento es método de enlace de valencia (VBM) descubierto por Lewis en 1916.

Principios básicos de la formación de un enlace químico según MFM:

1. El enlace químico está formado por electrones de valencia (no apareados).

2. Los electrones con espines antiparalelos pertenecientes a dos átomos diferentes se vuelven comunes.

3. Un enlace químico se forma solo si, cuando dos o más átomos se acercan, la energía total del sistema disminuye.

4. Las principales fuerzas que actúan en la molécula son de origen eléctrico de Coulomb.

5. Cuanto más fuerte es el enlace, más se superponen las nubes de electrones que interactúan.

Hay dos mecanismos para la formación de un enlace covalente.

Mecanismo de intercambio ... El enlace se forma socializando los electrones de valencia de dos átomos neutros. Cada átomo da un electrón desapareado a un par de electrones común (Fig. 9).

Figura 9. El mecanismo de intercambio para la formación de un enlace covalente:

a - no polar; b - polar.

Mecanismo donante-aceptor ... Un átomo (donante) proporciona un par de electrones y otro átomo (aceptor) proporciona un orbital libre para este par (Fig. 10).

Conexiones educado según el mecanismo donante-aceptor, consulte compuestos complejos.

aceptador de donantes

Figura 10. Mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes.

El enlace covalente tiene ciertas características.

Saturabilidad - la propiedad de los átomos para formar un número estrictamente definido de enlaces covalentes. Debido a la saturación de los enlaces, las moléculas tienen una determinada composición.

Atención - es decir, el enlace se forma en la dirección de la máxima superposición de nubes de electrones. Con respecto a la línea que conecta los centros de los átomos que forman el enlace, existen: σ y π (figura 11).

σ conexión – formado por la superposición de AO a lo largo de la línea que conecta los centros de los átomos que interactúan,

Arroz. 11. Esquema de orbitales superpuestos durante la formación de enlaces δ (a, b, c) y enlaces π (d)

π enlace es un enlace que surge en la dirección del eje perpendicular a la línea recta que conecta el núcleo del átomo.

La direccionalidad del enlace determina la estructura espacial de las moléculas, es decir, su forma geométrica.

Hibridación - este es un cambio en la forma de algunos orbitales durante la formación de un enlace covalente para lograr una superposición más efectiva de los orbitales. El enlace químico formado con la participación de los electrones de los orbitales híbridos es más fuerte que el enlace con la participación de los electrones de los orbitales syp no híbridos, ya que hay más superposición.

Existen los siguientes tipos de hibridación (Fig.12):

sp - hibridación- un orbital s y un orbital p se convierten en dos orbitales "híbridos" idénticos, cuyo ángulo entre los ejes es de 180 °. Las moléculas en las que se lleva a cabo la hibridación sp tienen una geometría lineal (BeCl 2).

spag 2 hibridación... Un orbital s y dos orbitales p se convierten en tres orbitales "híbridos" idénticos, cuyo ángulo entre los ejes es de 120 °. Las moléculas en las que se lleva a cabo la hibridación sp 2 tienen una geometría plana. (BF 3, AlCl 3).

spag 3 hibridación- un orbital s y tres orbitales p se transforman en cuatro orbitales "híbridos" idénticos, cuyo ángulo entre los ejes es de 109 ° 28 ". Las moléculas en las que se lleva a cabo la hibridación sp 3, tienen una geometría tetraédrica (CH 4 , NH 3).

Arroz. 12. Tipos de hibridaciones de orbitales de valencia: a -sp -hibridación de orbitales de valencia; B - sp 2 –Hibridación de orbitales de valencia; v - sp 3 - hibridación de orbitales de valencia

Polaridad - si la densidad de electrones se ubica simétricamente entre átomos, el enlace covalente se llama no polar(figura 9.a) , si la densidad de electrones se desplaza hacia uno de los átomos, entonces el enlace covalente se llama polar(figura 9.b) . La polaridad del enlace es mayor cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades de los átomos, la molécula se llama dipolo.

Dipolo - es un sistema en el que hay dos cargas eléctricas, de igual magnitud, pero de signo opuesto, ubicadas a cierta distancia entre sí.

El producto de la longitud del dipolo (l), es decir la distancia entre los polos en una molécula por la cantidad de carga del electrón (ē) se llama momento dipolar (μ).

El momento dipolar de una molécula sirve como medida cuantitativa de su polaridad. Los momentos dipolares de las moléculas se miden en Debyes (D). 1D = 3,33 · 10 -30 C · m.

Cuanto mayor sea la longitud del dipolo (momento dipolar), mayor será la polaridad de la molécula ( , y etc.).

El momento dipolar se dirige desde el extremo positivo del dipolo al extremo negativo. Por lo tanto, el momento dipolar de una molécula poliatómica debe considerarse como la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces: depende no solo de la polaridad de cada enlace, sino también de la disposición mutua de estos enlaces.

Polarizabilidad - la capacidad de una molécula de volverse polar. Este fenómeno ocurre bajo la influencia de un campo eléctrico externo o bajo la influencia de otra molécula que participa en la reacción.

Existe una relación inversa entre la polaridad y la polarizabilidad de un enlace covalente: cuanto mayor es la polaridad del enlace, menos oportunidades quedan para su mayor desplazamiento bajo la influencia de fuerzas externas.

Para la descripción mecánico-cuántica del enlace químico y la estructura de las moléculas, se utiliza otro método: método orbital molecular (MMO). Este método se basa en la suposición de que el estado de los electrones en una molécula puede describirse como un conjunto de orbitales de electrones moleculares, donde cada orbital molecular (MO) corresponde a un determinado conjunto de números cuánticos moleculares.

Las principales disposiciones del método MO:

1. El orbital molecular (MO) es análogo al orbital atómico (AO): así como los electrones de los átomos se encuentran en el AO, los electrones comunes de la molécula se encuentran en el MO.

2. Para la formación de OM, los orbitales atómicos deben tener aproximadamente la misma energía y simetría con respecto a la dirección de interacción.

3. El número de OM es igual al número total de AO a partir de los cuales se combinan los OM.

4. Si la energía de MO resulta ser menor que la energía del AO inicial, entonces dichos MO se denominan enlace , y si es mayor que la energía del AO inicial, entonces - aflojando MO (Figura 13).

5. Los electrones llenan MO, así como AO en el orden de energía creciente, mientras se observan el principio de Pauli y la regla de Gund.

6. Los MO de moléculas diatómicas del primer período y el segundo (hasta N 2) están dispuestos en una fila. :

Arroz. 13. Diagrama de energía de la formación de MO a partir de dos AO

σ enlace 1 s< σ Corte 1 s< σ enlace 2 s< σ Corte 2 s< π enlace 2p y = π enlace 2p z < σ enlace 2 pag X < π Corte 2p y = π Corte 2p z < σ Corte 2 pag X .

Los OM de las moléculas diatómicas al final del segundo período, en términos de energía creciente, tienen: σ enlace 1 s< σ Corte 1 s< σ enlace 2 s< σ Corte 2 s< σ enlace 2 pag X < π enlace 2p y = π enlace 2p z < π Corte 2p y = π Corte 2p z < σ Corte 2 pag X .

7. En el método MO, en lugar de la multiplicidad de acoplamiento, se introduce el concepto orden de comunicación (n)- mitad de diferencia entre el número de electrones enlazantes y antienlazantes:

(59)

El orden de enlace puede ser cero, entero o un número positivo fraccionario. En n = 0, no se forma ninguna molécula.

8. Si hay electrones desapareados en el OM, la molécula paramagnético , es decir. tiene propiedades magnéticas. Si todos los electrones están emparejados - diamagnético , es decir. no tiene propiedades magnéticas.

MMO en comparación con MVS le permite obtener ideas reales sobre el enlace químico y las propiedades de varias partículas (moléculas, iones). Consideremos las configuraciones electrónicas de las moléculas usando el ejemplo de la formación de un enlace químico de una molécula de hidrógeno diatómico, representada mediante la fórmula electrónica: 2H → H 2 [(enlace σ 1s) 2].

Como se puede ver (Fig. 14), dos OM se forman a partir de dos orbitales s: uno vinculante y otro antienlazante. En este caso, los OM pertenecen al tipo σ: están formados por la interacción de los orbitales s. Orden de comunicación:

Al caracterizar MMO y MVS, debe tenerse en cuenta que ambos enfoques de la mecánica cuántica para la descripción de enlaces químicos son aproximados. La OMI concede una importancia exagerada a la deslocalización de un electrón en una molécula y se basa en funciones de onda de un electrón: los orbitales moleculares. MVS exagera el papel de la localización de la densidad de electrones y se basa en el hecho de que un enlace elemental se lleva a cabo solo por un par de electrones entre dos átomos.

Arroz. 14. Diagrama de energía de la formación de MO de hidrógeno a partir de dos AO

Comparando MVS y MMO, cabe señalar que la ventaja del primero es su claridad: la saturación del enlace se explica como la covalencia máxima, la direccionalidad se deriva de la direccionalidad de los orbitales atómicos e híbridos; el momento dipolar de una molécula es la suma de los momentos dipolares de los enlaces, la diferencia entre el OEO de los átomos que forman la molécula y la presencia de pares de electrones solitarios.

Sin embargo, la existencia de algunos compuestos no se puede explicar desde el punto de vista del MVS. Estos son compuestos deficientes en electrones (H2 +) y compuestos de gases nobles. Su estructura se explica fácilmente con MMO. La estabilidad de los iones y átomos moleculares en comparación con las moléculas se puede predecir fácilmente desde el punto de vista del MMO. Finalmente, IMO también explica fácilmente el magnetismo y el color de la materia.

Los cálculos cuantitativos en MMO, a pesar de su complejidad, siguen siendo mucho más simples que en MVS. Por lo tanto, en la actualidad, MBS casi nunca se usa en química cuántica. Al mismo tiempo, cualitativamente, las conclusiones del MVS son mucho más claras y más utilizadas por los experimentadores que el MMO. La razón de esto es el hecho de que, en realidad, en una molécula, la probabilidad de que un electrón dado permanezca entre los átomos unidos es mucho mayor que en otros átomos, aunque incluso allí no es igual a cero. En última instancia, la elección de un método está determinada por el objeto de investigación y la tarea en cuestión.

Enlace iónico (electrovalente) es un enlace covalente altamente polar. Se basa en la interacción electrostática de iones. Según él, los átomos de elementos con menos de ocho electrones en la capa externa se unen o pierden tal cantidad de electrones que hace que la capa externa de electrones sea la misma que la del átomo de gas inerte más cercano.

Un átomo que ha perdido electrones se convierte en un ion (catión) cargado positivamente. El átomo que tiene electrones unidos se convierte en un ión (anión) con carga negativa. Los iones con carga opuesta se atraen entre sí (Fig. 15).

La formación de un enlace iónico tiene lugar solo si los elementos cuyos átomos reaccionan entre sí tienen valores marcadamente diferentes de energía de ionización y afinidad electrónica. Hay pocos compuestos iónicos. Tienen propiedades básicas: en estado fundido tienen conductividad eléctrica, en agua se disocian fácilmente en iones (disuelven), tienen alta temperatura derritiendo y hirviendo.

Arroz. 15. Formación de cloruro de sodio a partir de sustancias simples.

Enlace iónico caracterizado por los siguientes indicadores:

Desorientación . Los iones son bolas cargadas, sus campos de fuerza se distribuyen uniformemente en todas las direcciones en el espacio, por lo que atraen al ión opuesto en cualquier dirección.

Insaturación. La interacción de dos iones no puede conducir a una compensación mutua completa de su campo de fuerza. Por tanto, conservan la capacidad de atraer iones del signo opuesto en otras direcciones. Entonces, un cristal iónico ( ) es una molécula de iones gigante. Los compuestos iónicos constan de moléculas individuales solo en estado de vapor.

Enlace metálico basado en el intercambio de electrones de valencia que pertenecen no a dos, sino a prácticamente todos los átomos de metal en el cristal.

En los metales, hay muchos menos electrones de valencia que orbitales libres. Esto crea las condiciones para el libre movimiento de electrones a lo largo de los orbitales de diferentes átomos metálicos. Dentro del metal, hay un movimiento caótico continuo de electrones de átomo a átomo, es decir, los electrones se vuelven comunes. Cuando se crea una diferencia de potencial, se produce un movimiento coordinado de electrones, lo que explica la conductividad eléctrica de estas sustancias. En los metales, una pequeña cantidad de electrones se unen simultáneamente a muchos núcleos atómicos; esta característica se llama deslocalización. Este tipo de enlace es típico de sustancias en estado sólido o líquido.

Enlace de hidrógeno – uno de los tipos de interacción entre moléculas polares es intra e intermolecular (Fig. 16).

Figura 16. Formación de enlaces de hidrógeno: a - intramolecular;

b - intermolecular.

Se forma entre los átomos electronegativos de una molécula y los átomos de hidrógeno de otra, tipo H-X(X es F, O, norte, Cl, Br, I) debido a las fuerzas de atracción electrostática. El enlace entre el hidrógeno y uno de estos átomos se caracteriza por una polaridad suficiente, ya que la nube de electrones de enlace se desplaza hacia el átomo más electronegativo. En este caso, el hidrógeno se encuentra en el extremo positivo del dipolo. Dos o más de estos dipolos interactúan entre sí de modo que el núcleo del átomo de hidrógeno de una molécula (el extremo positivo del dipolo) es atraído por el par de electrones solitarios de la segunda molécula. Esta conexión se manifiesta en gases, líquidos y sólidos. Es relativamente duradero. Bajar la temperatura promueve la formación de enlaces de hidrógeno. La presencia de un enlace de hidrógeno provoca un aumento de la estabilidad de las moléculas de una sustancia, así como un aumento de sus puntos de ebullición y fusión. Juegos de enlace de hidrógeno papel importante, tanto en sistemas químicos como biológicos.

Diferentes estados agregados de sustancias indican que existe una interacción entre partículas (átomos, iones, moléculas) debido a las fuerzas de atracción de van der Waals. El rasgo más importante y distintivo de estas fuerzas es su universalidad, ya que actúan sin excepción entre todos los átomos y moléculas.

Fuerzas intermoleculares (Las fuerzas de van der Waals) – interacción entre moléculas, como resultado de lo cual una sustancia pasa a un estado líquido o sólido. Las fuerzas intermoleculares son de naturaleza eléctrica. Se deben a la polaridad y polarizabilidad de las moléculas. Hay tres tipos de interacciones intermoleculares: dipolo, de inducción, dispersivo(arroz . 17).

A orientación (dipolo) ... Cuando las moléculas polares se acercan entre sí, están orientadas entre sí por los extremos cargados opuestamente de los dipolos. Cuanto más polares son las moléculas, más fuerte es la interacción. A medida que aumenta la temperatura, la interacción de orientación disminuye, ya que el movimiento térmico de las moléculas perturba la orientación.

A inducido la interacción tiene lugar Atracción mútua Moléculas polares y apolares. Un dipolo permanente de una molécula polar crea un dipolo temporal no polar (debido a la deformación de la nube de electrones), por lo que se produce la interacción. No depende de la temperatura, depende de la fuerza del campo eléctrico de la molécula polar.

La convergencia de dos moléculas no polares conduce a dispersivo Interacción. Surge como resultado de la rotación de electrones y el movimiento vibratorio de los núcleos atómicos, aparecen pequeñas deformaciones instantáneas de la nube de electrones en el átomo, creando una asimetría en la distribución de cargas, y surgen dipolos instantáneos. La interacción de dispersión es la base para la licuefacción de gases nobles y gases elementales diatómicos.

Arroz. 17. Interacciones intermoleculares de moléculas:

a - orientación; b - inducción; c - dispersión

En moléculas formadas por más de dos átomos de elementos diferentes, existen diferentes tipos de enlaces.

La energía de la interacción intermolecular es mucho menor que la energía de los enlaces químicos (8-47 kJ / mol), disminuye rápidamente al aumentar la distancia entre las moléculas, sin embargo, es suficiente para atraer las moléculas de las sustancias en agregados. Las fuerzas de Van der Waals se manifiestan durante la transición de una sustancia de un estado gaseoso a un estado líquido, durante la cristalización de gases licuados, adsorción y otros procesos.

Una sustancia puede existir en tres estados de agregación: gaseosa, líquida y sólida. El plasma a menudo se denomina cuarto estado de agregación. Las propiedades de las sustancias dependen de estado agregado(Cuadro 32).

En química, el concepto es ampliamente utilizado. electronegatividad (EO) - la propiedad de los átomos de un elemento dado de alejar los electrones de los átomos de otros elementos en los compuestos se llama electronegatividad. La electronegatividad del litio se toma convencionalmente como una unidad, el EO de otros elementos se calcula en consecuencia. Existe una escala para los valores de los elementos EO.

Los valores numéricos de los elementos EO tienen valores aproximados: esta es una cantidad adimensional... Cuanto mayor es el EO de un elemento, más brillantes son sus propiedades no metálicas. Para EO, los elementos se pueden escribir de la siguiente manera:

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

El flúor es de suma importancia para EO. Comparando los valores de EO de elementos desde francio (0.86) hasta flúor (4.1), es fácil ver que EO obedece a la Ley Periódica. V Tabla periódica Los elementos EO en el período crecen con un aumento en el número de elementos (de izquierda a derecha), y en los subgrupos principales disminuye (de arriba a abajo). En períodos, a medida que aumentan las cargas de los núcleos atómicos, aumenta el número de electrones en la capa exterior, el radio de los átomos disminuye, por lo que la facilidad de retorno de los electrones disminuye, el EO aumenta y, por lo tanto, se mejoran las propiedades no metálicas.

La diferencia en las electronegatividades de los elementos del compuesto (ΔX) permitirá juzgar el tipo de enlace químico.

Si el valor Δ X = 0 - enlace covalente no polar.

Con la diferencia de electronegatividades hasta 2.0, el enlace se llama polar covalente, por ejemplo: comunicación H-F en una molécula de fluoruro de hidrógeno HF: Δ X = (3.98 - 2.20) = 1.78

Conexiones con la diferencia de electronegatividades. más de 2.0 se consideran iónicos. Por ejemplo: el enlace Na-Cl en el compuesto de NaCl: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

La electronegatividad depende de la distancia entre el núcleo y los electrones de valencia, y qué tan cerca está de completarse la capa de valencia. Cuanto menor es el radio del átomo y más electrones de valencia, mayor es su EO.

El flúor es el elemento más electronegativo... En primer lugar, tiene 7 electrones en la capa de valencia (solo falta 1 electrón en el octeto) y, en segundo lugar, esta capa de valencia se encuentra cerca del núcleo.


Los menos importantes son los átomos electronegativos de metales alcalinos y alcalinotérreos. Tienen radios grandes y sus capas externas de electrones están lejos de ser completas. Es mucho más fácil para ellos donar sus electrones de valencia a otro átomo (entonces la capa pre-externa se completará) que "ganar" electrones.

La electronegatividad se puede cuantificar y los elementos se pueden clasificar en orden ascendente. Más comúnmente utilizado la escala de electronegatividades propuesta por el químico estadounidense L. Pauling.


Estado de oxidación

Las sustancias complejas que constan de dos elementos químicos se denominan binario(de lat. bi - dos), o de dos elementos (NaCl, HCl). En el caso de un enlace iónico en la molécula de NaCl, el átomo de sodio transfiere su electrón externo al átomo de cloro y se convierte en un ion con una carga de +1, y el átomo de cloro toma un electrón y se convierte en un ion con una carga. de -1. De manera esquemática, el proceso de transformación de átomos en iones se puede representar de la siguiente manera:

Durante la interacción química en la molécula de HCl, el par total de electrones se desplaza hacia un átomo más electronegativo. Por ejemplo, , es decir, el electrón no pasa completamente del átomo de hidrógeno al átomo de cloro, sino parcialmente, lo que provoca una carga parcial de los átomos. δ: H +0,18 Cl -0,18. Si imaginamos que en la molécula de HCl, como en el cloruro de NaCl, el electrón pasa completamente del átomo de hidrógeno al átomo de cloro, entonces recibirían cargas de +1 y -1:

Tales cargas convencionales se denominan estado de oxidación... Al definir este concepto, se asume convencionalmente que en los compuestos polares covalentes, los electrones de enlace han pasado completamente a un átomo más electronegativo y, por lo tanto, los compuestos constan solo de átomos cargados positiva y negativamente.

El estado de oxidación es la carga condicional de los átomos de un elemento químico en un compuesto, calculada sobre la base de la suposición de que todos los compuestos (tanto iónicos como covalentemente polares) constan solo de iones. El estado de oxidación puede ser negativo, positivo o cero, que generalmente se coloca encima del símbolo del elemento en la parte superior, por ejemplo:

El valor negativo del estado de oxidación son aquellos átomos que han recibido electrones de otros átomos o hacia los que se desplazan pares de electrones comunes, es decir, átomos de elementos más electronegativos. Valor positivo Los estados de oxidación tienen aquellos átomos que donan sus electrones a otros átomos o de los que se extraen pares de electrones comunes, es decir, átomos de elementos menos electronegativos. Los átomos en moléculas de sustancias simples y los átomos en estado libre tienen un valor cero del estado de oxidación, por ejemplo:

En los compuestos, el estado de oxidación total es siempre cero.

Valencia

La valencia de un átomo de un elemento químico está determinada principalmente por el número de electrones desapareados que participan en la formación de un enlace químico.

Las capacidades de valencia de los átomos están determinadas por:

El número de electrones desapareados (orbitales de un electrón);

La presencia de orbitales libres;

La presencia de pares de electrones solitarios.

En química orgánica, el concepto de "valencia" sustituye al concepto de "estado de oxidación", con el que se acostumbra trabajar en química Inorgánica... Sin embargo, no son lo mismo. La valencia no tiene signo y no puede ser cero, mientras que el estado de oxidación se caracteriza necesariamente por un signo y puede tener un valor igual a cero.

Básicamente, la valencia se refiere a la capacidad de los átomos para formar un cierto número de enlaces covalentes. Si un átomo tiene n electrones desapareados y m pares de electrones solitarios, entonces este átomo puede formar n + m enlaces covalentes con otros átomos, es decir, su valencia será n + m. Al evaluar la valencia máxima, se debe partir de la configuración electrónica del estado "excitado". Por ejemplo, la valencia máxima de átomos de berilio, boro y nitrógeno es 4.

Valencias constantes:

  • H, Na, Li, K, Rb, Cs - Estado de oxidación I
  • О, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd - Estado de oxidación II
  • B, Al, Ga, In - Estado de oxidación III

Valencias variables:

  • Cu - Yo y yo
  • Fe, Co, Ni - II y III
  • С, Sn, Pb - II y IV
  • PAG- III y V
  • Cr - II, III y VI
  • S - II, IV y VI
  • Minnesota- II, III, IV, VI y VII
  • NORTE- II, III, IV y V
  • Cl- I, IV, VIyVii

Usando valencias, puede formular una fórmula compuesta.

Una fórmula química es un registro condicional de la composición de una sustancia mediante signos e índices químicos.

Por ejemplo: H 2 O es la fórmula del agua, donde H y O son los signos químicos de los elementos, 2 es un índice que muestra el número de átomos de un elemento dado que componen una molécula de agua.

Al nombrar sustancias con valencia variable, se debe indicar su valencia, que se pone entre paréntesis. Por ejemplo, Р 2 0 5 - óxido de fósforo (V)

Estado de oxidación átomos libres y átomos en moléculas sustancias simples es igual a cero- N / A 0 , R 4 0 , O 2 0

II. V sustancia compleja la suma algebraica del CO de todos los átomos, teniendo en cuenta sus índices, es igual a cero = 0. y en ion complejo su cargo.

Por ejemplo:

Analicemos, por ejemplo, varios compuestos y averigüemos la valencia cloro:

Material de referencia para pasar la prueba:

Mesa de mendeleev

Tabla de solubilidad

Electronegatividad (EO) Es la capacidad de los átomos para atraer electrones cuando se unen con otros átomos. .

La electronegatividad depende de la distancia entre el núcleo y los electrones de valencia, y de qué tan cerca esté la capa de valencia para completarse. Cuanto menor es el radio del átomo y más electrones de valencia, mayor es su EO.

El flúor es el elemento más electronegativo. En primer lugar, tiene 7 electrones en la capa de valencia (solo falta 1 electrón en el octeto) y, en segundo lugar, esta capa de valencia (… 2s 2 2p 5) se encuentra cerca del núcleo.

Los menos importantes son los átomos electronegativos de metales alcalinos y alcalinotérreos. Tienen radios grandes y sus capas externas de electrones están lejos de ser completas. Es mucho más fácil para ellos donar sus electrones de valencia a otro átomo (entonces la capa pre-externa se completará) que “ganar” electrones.

La electronegatividad se puede cuantificar y los elementos se pueden clasificar en orden ascendente. La escala de electronegatividad propuesta por el químico estadounidense L. Pauling es la más utilizada.

La diferencia entre las electronegatividades de los elementos del compuesto ( ΔX) permitirá juzgar el tipo de enlace químico. Si el valor Δ X= 0 - comunicación covalente no polar.

Con una diferencia de electronegatividad de hasta 2.0, el enlace se llama polar covalente, por ejemplo: el enlace H-F en la molécula de fluoruro de hidrógeno HF: Δ X = (3.98 - 2.20) = 1.78

Las conexiones con una diferencia de electronegatividad superior a 2,0 se consideran iónico... Por ejemplo: el enlace Na-Cl en el compuesto de NaCl: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Estado de oxidación

Estado de oxidación (CO) Es la carga condicional de un átomo en una molécula, calculada asumiendo que la molécula está formada por iones y generalmente es eléctricamente neutra.


Cuando se forma un enlace iónico, el electrón pasa de un átomo menos electronegativo a uno más electronegativo, los átomos pierden su electroneutralidad y se convierten en iones. surgen cargos enteros. Cuando se forma un enlace polar covalente, el electrón no se transfiere completamente, sino parcialmente, por lo tanto, surgen cargas parciales (en la figura siguiente, HCl). Imagine que un electrón ha pasado completamente de un átomo de hidrógeno al cloro y que ha surgido una carga positiva completa de +1 en el hidrógeno y -1 en el cloro. tales cargas condicionales se denominan estado de oxidación.


Esta figura muestra los estados de oxidación de los primeros 20 elementos.
Nota. La DE más alta suele ser igual al número de grupo en la tabla periódica. Los metales de los principales subgrupos tienen una característica de CO; los no metales, por regla general, tienen una dispersión de CO. Por lo tanto, los no metales se forman un gran número de compuestos y tienen propiedades más "diversas" que los metales.

Ejemplos de determinación del estado de oxidación

Determine el estado de oxidación del cloro en los compuestos:

Las reglas que hemos considerado no siempre nos permiten calcular el CO de todos los elementos, como, por ejemplo, en una determinada molécula de aminopropano.


Aquí es conveniente utilizar la siguiente técnica:

1) Representamos fórmula estructural moléculas, un guión es un enlace, un par de electrones.

2) Convertimos el guión en una flecha dirigida al átomo más EO. Esta flecha simboliza la transición de un electrón a un átomo. Si dos átomos idénticos están conectados, dejamos la línea como está: no hay transición de electrones.

3) Contamos cuántos electrones "vinieron" y "salieron".

Por ejemplo, calculemos la carga del primer átomo de carbono. Tres flechas se dirigen al átomo, lo que significa que han llegado 3 electrones, la carga es -3.

El segundo átomo de carbono: el hidrógeno le dio un electrón y el nitrógeno le dio un electrón. La carga no ha cambiado, es igual a cero. Etc.

Valencia

Valencia(del latín valēns "tener poder") - la capacidad de los átomos para formar un cierto número de enlaces químicos con los átomos de otros elementos.

Básicamente, valencia significa la capacidad de los átomos para formar un cierto número de enlaces covalentes... Si el átomo tiene norte electrones desapareados y metro pares de electrones solitarios, entonces este átomo puede formar n + m enlaces covalentes con otros átomos, es decir su valencia será igual n + m... Al evaluar la valencia máxima, se debe partir de la configuración electrónica del estado "excitado". Por ejemplo, la valencia máxima del átomo de berilio, boro y nitrógeno es 4 (por ejemplo, en Be (OH) 4 2-, BF 4 - y NH 4 +), fósforo - 5 (PCl 5), azufre - 6 ( H 2 SO 4), cloro - 7 (Cl 2 O 7).

En algunos casos, la valencia puede ser numéricamente igual al estado de oxidación, pero de ninguna manera son idénticos entre sí. Por ejemplo, en las moléculas de N 2 y CO, se realiza un triple enlace (es decir, la valencia de cada átomo es 3), pero el estado de oxidación del nitrógeno es 0, carbono +2, oxígeno –2.



Una cantidad conveniente para caracterizar la capacidad de un átomo de un elemento para atraer electrones comunes en una molécula es la electronegatividad.

Electronegatividad relativa de ESER)

átomo de un elemento es una cantidad que caracteriza la capacidad relativa de un átomo de un elemento para atraer electrones comunes en una molécula.

La electronegatividad del átomo de litio se toma como la unidad 0E0; para el flúor, este indicador es 4.0. Con respecto a estos valores, se consideran las electronegatividades del resto de elementos (Tabla 1.3).

Para los elementos dentro del período, con un aumento en la carga del núcleo atómico, se observa un aumento en la AER: los valores más bajos son característicos para los elementos del grupo IA, es decir, los metales alcalinos, y los más altos para los halógenos, elementos del grupo VIIA. En consecuencia, los elementos se vuelven agentes reductores cada vez más débiles y agentes oxidantes cada vez más fuertes. Los oxidantes más fuertes del período son elementos del grupo VII A.

Dentro de un grupo, la electronegatividad de los elementos disminuye de arriba a abajo. Cuanto mayor es la electronegatividad, más pronunciadas son las propiedades no metálicas y la capacidad oxidante del elemento, y con una baja electronegatividad, el elemento posee propiedades metálicas y alta capacidad regenerativa. Por tanto, el agente oxidante más fuerte es el flúor 9 F (grupo VIIA) y el agente reductor más fuerte es el francio 87 Fr (grupo IA). La diferencia en el OEO de los átomos vecinos en los compuestos nos permite juzgar la polaridad del enlace químico entre ellos (ver Sección 2.1.3).

La periodicidad en las propiedades de los elementos asociada a un cambio en la estructura de las capas de electrones con un aumento en la carga del núcleo de sus átomos también se observa para compuestos del mismo tipo. En el período de izquierda a derecha, las principales propiedades de los óxidos e hidróxidos de los grupos IA, 2A se reemplazan gradualmente por anfóteros y para los compuestos de elementos de los grupos VA-VIIA se vuelven ácidos. En los grupos A, excepto en el VIII, el carácter básico de los óxidos e hidróxidos aumenta de arriba hacia abajo y sus propiedades ácidas se debilitan. Por ejemplo: el CsOH es una base más fuerte que el LiOH y el ácido НР0 3 es mucho más débil que el HN0 3. Al mismo tiempo, para soluciones acuosas de compuestos binarios de no metales con hidrógeno como HF, HCl, HBr, HI o H 2 0, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, las propiedades ácidas aumentan de HF a HI , así como de H 2 0 a H 2 Esos.

Para óxidos e hidróxidos de elementos, cuyo OEE está en el rango 1.5-2.2, las propiedades anfóteras suelen ser características, mientras que menos valor OEE, más se manifiestan las propiedades básicas de sus óxidos e hidróxidos. A medida que aumenta la OEE de los elementos, aumenta la acidez de sus óxidos e hidróxidos. Para el galio 31 Ga (OEE = 1,82), las propiedades ácidas y básicas de su óxido Ga 2 0 3 y su hidróxido Ga (OH) 3 se expresan en la misma medida.


Capítulo 2 ADHESIÓN QUÍMICA

Después de completar este capítulo, debe:

- entender la naturaleza y conocer propiedades características enlaces covalentes, iónicos y metálicos;

- conocer los principales tipos de oreital molecular:

- mecanismos de aparición de enlaces covalentes;

- características del enlace covalente (brevedad, saturación, direccionalidad, conjugación de enlaces, polaridad, polarizabilidad);

- tener una idea del impacto que tiene la hibridación orbitales atómicos sobre estructura espacial moléculas e iones;

- saber en qué sistemas se produce la conjugación de enlaces, qué son los compuestos aromáticos;

- tener conocimiento de la polarización de átomos, moléculas e iones y su división en "duros" y "blandos";

- conocer las características de los enlaces iónicos y metálicos.

En la naturaleza, prácticamente no se encuentran elementos en forma de átomos aislados. Por lo general, los átomos de un elemento interactúan entre sí o con los átomos de otros elementos, formando enlaces químicos con la formación de moléculas. Al mismo tiempo, las moléculas de la sustancia interactúan entre sí.

Enlace químico- es un conjunto de fuerzas que unen átomos o moléculas entre sí v nuevas estructuras sostenibles.

La esencia de la naturaleza del enlace químico se explicó solo después del descubrimiento de las leyes de la mecánica de ondas cuánticas que gobiernan el micromundo. Teoría moderna responde las preguntas: ¿por qué surge un enlace químico y cuál es la naturaleza de las fuerzas que lo causan?

La aparición de enlaces químicos es un proceso espontáneo; de lo contrario, las moléculas complejas de proteínas y ácidos nucleicos no existirían en la naturaleza. Desde el punto de vista de la termodinámica (secciones 4.3, 4.4), la razón de la formación de un enlace químico entre partículas es una disminución de la energía del sistema. En consecuencia, la formación de un enlace químico siempre va acompañada de la liberación de energía, y la ruptura de un enlace químico siempre requiere el gasto de energía.

Energía de comunicación- energía liberada en el proceso de formación del enlace y que caracteriza la fuerza de este enlace (E sv, kJ / mol).

Dependiendo del tipo de partículas a unir, se hace una distinción entre enlaces intramoleculares, debido a qué moléculas se forman, y enlaces intermoleculares, que conduce a la formación de asociados a partir de moléculas o a la unión grupos seleccionados en una molécula de biopolímero, lo que asegura su conformación (Sección 3.1). Estos tipos de enlaces difieren marcadamente en energía: para los enlaces intramoleculares, la energía es de 100-1000 kJ / mol, y la energía de los enlaces intermoleculares no suele exceder los 40 kJ / mol. Considere la formación y los tipos de enlaces químicos intramoleculares.

Según los conceptos modernos, cuando los átomos se acercan entre sí entre sus electrones externos con espines opuestos, se produce una fuerte interacción de intercambio, lo que lleva a la aparición de un par de electrones común. En este caso, la densidad de electrones en el espacio internuclear aumenta, lo que contribuye a la atracción de los núcleos de los átomos que interactúan (ver la figura de la página 31). Como resultado, la energía del sistema disminuye y surge un enlace químico entre los átomos. Dependiendo de cómo interactúe el par de electrones común con los núcleos de los átomos que se van a unir, se distinguen tres tipos de enlaces químicos: covalentes, iónicos y metálicos.