Zistite aktivitu jednoduché látky pomocou tabuľky elektronegativity chemických prvkov. Označuje sa ako χ. Prečítajte si viac o koncepte činnosti v našom článku.

Čo je elektronegativita

Vlastnosť atómu chemický prvok priťahovanie elektrónov z iných atómov k sebe sa nazýva elektronegativita. Tento koncept prvýkrát predstavil Linus Pauling v prvej polovici dvadsiateho storočia.

Všetky účinné jednoduché látky možno rozdeliť do dvoch skupín podľa fyzikálnych a chemických vlastností:

  • kovy;
  • nekovy.

Všetky kovy sú redukčné činidlá. Pri reakciách darujú elektróny a majú kladný oxidačný stav. Nekovy môžu vykazovať redukčné a oxidačné vlastnosti v závislosti od ich hodnoty elektronegativity. Čím vyššia je elektronegativita, tým silnejšie sú oxidačné vlastnosti.

Ryža. 1. Pôsobenie oxidačného činidla a redukčného činidla v reakciách.

Pauling vytvoril škálu elektronegativity. Podľa Paulingovej stupnice má najvyššiu elektronegativitu fluór (4) a najmenej francium (0,7). To znamená, že fluór je najsilnejším oxidačným činidlom a je schopný priťahovať elektróny z väčšiny prvkov. Naopak, francium, podobne ako iné kovy, je redukčné činidlo. Má tendenciu skôr dávať ako prijímať elektróny.

Elektronegativita je jedným z hlavných faktorov, ktoré určujú typ a vlastnosti chemickej väzby vytvorenej medzi atómami.

Ako určiť

Vlastnosti prvkov priťahovať alebo odovzdávať elektróny možno určiť radom elektronegativity chemických prvkov. Prvky s hodnotou väčšou ako dva sú podľa stupnice oxidačné činidlá a vykazujú vlastnosti typického nekovu.

Číslo položky

Element

Symbol

Elektronegativita

stroncium

Ytterbium

Prazeodym

Prometheus

Americium

Gadolínium

Dysprosium

Plutónium

Kaliforniu

Einsteinium

Mendelevium

Zirkónium

Neptúnium

Protaktínium

mangán

Berýlium

hliník

technécium

molybdén

paládium

Volfrám

Kyslík

Látky s elektronegativitou dva alebo menej sú redukčné činidlá a vykazujú kovové vlastnosti. Prechodné kovy, ktoré majú premenlivé oxidačné stavy a patria do sekundárnych podskupín periodickej tabuľky, majú hodnoty elektronegativity v rozsahu 1,5-2. Prvky s elektronegativitou rovnou alebo menšou ako jedna majú výrazné redukčné vlastnosti. Sú to typické kovy.

V sérii elektronegativity sa kovové a redukčné vlastnosti zvyšujú sprava doľava a oxidačné a nekovové vlastnosti sa zvyšujú zľava doprava.

Ryža. 2. Elektronegatívny rad.

Okrem Paulingovej stupnice môžete pomocou periodickej tabuľky zistiť, aké výrazné sú oxidačné alebo redukčné vlastnosti prvku. Elektronegativita sa zvyšuje v periódach zľava doprava so zvyšujúcim sa atómovým číslom. V skupinách hodnota elektronegativity klesá zhora nadol.

Ryža. 3. Periodická tabuľka.

Čo sme sa naučili?

Elektronegativita ukazuje schopnosť prvku dávať alebo prijímať elektróny. Táto charakteristika pomáha pochopiť, aké výrazné sú vlastnosti oxidačného činidla (nekov) alebo redukčného činidla (kov) v určitom prvku. Pre pohodlie Pauling vyvinul stupnicu elektronegativity. Podľa stupnice má fluór maximálne oxidačné vlastnosti a minimum francium. V periodickej tabuľke sa vlastnosti kovov zvyšujú sprava doľava a zhora nadol.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

priemerné hodnotenie: 4.6. Celkový počet získaných hodnotení: 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

Čím je teda prvok typickejší, tým je jeho elektronegativita nižšia a naopak, čím je prvok typickejší pre nekovový prvok, tým vyššia je jeho elektronegativita.

V obdobiachelektronegativitazvyšuje a v skupinách s rastom klesáZ, to znamená, že sa zvyšuje z Cs na F pozdĺž uhlopriečky periodickej tabuľky. Táto okolnosť do určitej miery určuje diagonálnu podobnosť prvkov.

V hlavnej a vedľajšej podskupine sa vlastnosti prvkov menia nemonotónne, čo je spôsobené tzv. sekundárna periodicita spojené s vplyvom d- A f- elektronické vrstvy.

Z analýzy periodicity geometrických a energetických parametrov atómov vyplýva, že periodický zákon možno použiť na určenie fyzikálno-chemických konštánt, predpovedanie zmien polomerov, ionizačných energií a elektrónových afinit a následne acidobázickej a redoxnej vlastnosti ich zlúčenín.

Závislosť acidobázických vlastností oxidov od polohy prvku v periodickom systéme a jeho oxidačného stavu.

Zľava doprava cez obdobie prvky oslabujú svoje kovové vlastnosti a posilňujú svoje nekovové vlastnosti. Základné vlastnosti oxidov sú oslabené a kyslé vlastnosti oxidov sú posilnené.

Podľa hlavných podskupín sa nekovové vlastnosti prvkov oslabujú a kovové vlastnosti sa zvyšujú, preto sa zhora nadol v hlavnej skupine zvyšujú základné vlastnosti oxidov a oslabujú sa kyslé.

Ak ten istý prvok tvorí niekoľko oxidov s rôznymi oxidačnými stavmi, potom čím vyšší je oxidačný stav prvku v oxide, tým vyššie sú jeho kyslé vlastnosti.

Napríklad Pb +2 O je zásaditý oxid, Pb +4 O 2 je amfotérny oxid. Cr +2 O je zásaditý oxid, Cr 2 + 3 O 3 je amfotérny, Cr +6 O 3 je kyslý.

Charakter zmeny vlastností zásad v závislosti od polohy kovu v periodickom systéme a jeho oxidačného stavu.

Počas tohto obdobia, zľava doprava, sa pozoruje postupné oslabovanie základných vlastností hydroxidov. Napríklad Mg(OH)2 je slabšia báza ako NaOH, ale silnejšia ako Al(OH)3.

V hlavných skupinách, zhora nadol, sa zvyšuje pevnosť základov. Ca(OH)2 je teda silnejšia báza ako Mg(OH)2, ale Mg(OH)2 je silnejšia báza ako Be(OH)2.

Ak kov tvorí niekoľko hydroxidov, pričom je v rôznych oxidačných stupňoch, potom čím vyšší je oxidačný stav kovu, tým slabšie sú zásadité vlastnosti hydroxidu. Cr(OH)3 je teda slabšia báza ako Cr(OH)2.

Závislosť sily kyselín od polohy prvku v periodickej tabuľke a jeho oxidačného stavu.

Podľa periódy pre kyseliny obsahujúce kyslík sa sila kyselín zvyšuje zľava doprava. Takže H3P04 je silnejšia ako H2Si03; H2SO4 je zase silnejšia ako H3P04.

Keď sa skupina kyselín obsahujúcich kyslík pohybuje zhora nadol, sila kyselín klesá. Kyselina uhličitá (H 2 CO 3) je teda silnejšia ako kyselina kremičitá (H 2 SiO 3).

Čím vyšší je oxidačný stav kyselinotvorného prvku, tým je kyselina silnejšia: kyselina sírová (H 2 S +6 O 4) je silnejšia ako kyselina sírová (H 2 S +4 O 3).

Sila bezkyslíkatých kyselín v hlavných podskupinách stúpa so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku: HF → HCl → HBr → HI

H2S → H2Se → H2Te

SILA KYSELÍN SA ZVYŠUJE

Zľava doprava cez periódu sa zvyšuje sila bezkyslíkatých kyselín. Takže HCl je silnejšia kyselina ako H2S a HBr je silnejšia ako H2Se.

Doktrína chemickej väzby- ústredná otázka modernej chémie. Bez nej nie je možné pochopiť dôvody rozmanitosti chemických zlúčenín, mechanizmus ich vzniku, štruktúru a reaktivitu.

Tvorba molekúl z atómov vedie k zvýšeniu energie, pretože za normálnych podmienok je molekulárny stav stabilnejší ako atómový stav. Štúdium štruktúry atómov vysvetľuje mechanizmus tvorby molekúl, ako aj povahu chemických väzieb. Atómy môžu mať na svojej vonkajšej energetickej úrovni jeden až osem elektrónov. Ak je zapnuté vonkajšej úrovni obsahuje maximálny počet elektrónov, ktoré dokáže pojať, potom sa táto hladina nazýva dokončené. Dokončené úrovne sa vyznačujú veľkou silou. Atómy vzácneho plynu majú takéto úrovne. Atómy iných prvkov majú nedokončené energetické hladiny a v procese chemickej interakcie ich dopĺňajú.

Chemická väzba je súbor síl pôsobiacich medzi atómami alebo skupinou atómov. Chemické väzby sú realizované valenčnými elektrónmi. Autor: moderné nápady chemická väzba má elektrickú povahu, ale vyskytuje sa rôznymi spôsobmi. Preto existujú tri hlavné typy chemických väzieb: kovalentné, iónové, kovové. Medzi molekulami je vodíková väzba a vyskytujú sa van der Waalsove interakcie.

Medzi hlavné charakteristiky chemickej väzby patria:

Dĺžka odkazu je medzijadrová vzdialenosť medzi chemicky viazanými atómami. Závisí to od povahy interagujúcich atómov a násobnosti väzby. So zvyšujúcou sa multiplicitou sa dĺžka väzby zmenšuje a následne sa zvyšuje jej pevnosť.

Multiplicita komunikácie– určený počtom elektrónových párov spájajúcich dva atómy. So zvyšujúcou sa multiplicitou sa zvyšuje väzbová energia.

Uhol pripojenia– uhol medzi pomyselnými priamkami prechádzajúcimi cez jadrá dvoch chemicky prepojených susedných atómov.

Väzbová energia (E NE ) – je to energia, ktorá sa uvoľní pri vzniku danej väzby a vynaloží sa na jej rozbitie (kJ/mol).

Chemická väzba vytvorená zdieľaním elektrónového páru medzi dvoma atómami sa nazýva kovalentný.

Vysvetlenie chemickej väzby vznikom zdieľaných elektrónových párov medzi atómami tvorilo základ spinovej teórie valencie, ktorej nástrojom je metóda valenčnej väzby (VBC) , ktorú objavil Lewis v roku 1916.

Základné princípy tvorby chemickej väzby pomocou MBC:

1. Chemická väzba je tvorená valenčnými (nespárovými) elektrónmi.

2. Elektróny s antiparalelnými spinmi patriace dvom rôznym atómom sa stávajú bežnými.

3. Chemická väzba vzniká len vtedy, ak sa pri priblížení dvoch alebo viacerých atómov k sebe zníži celková energia sústavy.

4. Hlavné sily pôsobiace v molekule sú elektrického, coulombovského pôvodu.

5. Čím silnejšie je spojenie, tým viac sa interagujúce elektrónové oblaky prekrývajú.

Existujú dva mechanizmy tvorby kovalentných väzieb.

Výmenný mechanizmus . Väzba vzniká zdieľaním valenčných elektrónov dvoch neutrálnych atómov. Každý atóm prispieva jedným nepárovým elektrónom k ​​spoločnému elektrónovému páru (obr. 9).

Obr.9. Výmenný mechanizmus na tvorbu kovalentných väzieb:

a – nie polárne; b - polárny.

Donor-akceptorový mechanizmus . Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a druhý atóm (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdny orbitál (obr. 10).

Spojenia vzdelaný podľa mechanizmu donor-akceptor, do ktorého patria komplexné zlúčeniny.

akceptor darcu

Obr. 10. Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzby.

Kovalentná väzba má určité vlastnosti.

Sýtosť – vlastnosť atómov tvoriť presne definovaný počet kovalentných väzieb. V dôsledku nasýtenia väzieb majú molekuly určité zloženie.

Zamerajte sa – teda spojenie vzniká v smere maximálneho prekrytia elektrónových oblakov. Pokiaľ ide o čiaru spájajúcu stredy atómov tvoriacich väzbu, rozlišujú sa tieto: σ A π (obr. 11).

σ spojenie – vytvorené prekrytím AO pozdĺž čiary spájajúcej centrá interagujúcich atómov,

Ryža. 11. Schéma prekrývajúcich sa orbitálov pri vzniku δ-väzieb (a, b, c) resp. π-väzby (g)

π väzba je väzba, ktorá sa vyskytuje v smere osi kolmej na priamku spájajúcu jadrá atómu.

Smer väzby určuje priestorovú štruktúru molekúl, teda ich geometrický tvar.

Hybridizácia - ide o zmenu tvaru niektorých orbitálov pri tvorbe kovalentnej väzby na dosiahnutie efektívnejšieho prekrývania orbitálov. Chemická väzba vytvorená za účasti elektrónov hybridných orbitálov je silnejšia ako väzba za účasti elektrónov nehybridných s- a p-orbitálov, pretože dochádza k väčšiemu prekrývaniu.

Rozlišujú sa tieto typy hybridizácie (obr. 12):

sp – hybridizácia- jeden s-orbitál a jeden p-orbitál sa zmení na dva rovnaké „hybridné“ orbitály, uhol medzi ich osami je 180°. Molekuly, v ktorých dochádza k sp-hybridizácii, majú lineárnu geometriu (BeCl2).

sp 2 hybridizácia. -jeden s-orbitál a dva p-orbitály sa zmenia na tri rovnaké „hybridné“ orbitály, uhol medzi ich osami je 120°. Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp2, majú plochú geometriu. (BF3, AICI3).

sp 3 hybridizácia- jeden s-orbitál a tri p-orbitály sa transformujú na štyri identické „hybridné“ orbitály, ktorých uhol medzi osami je 109°28". Molekuly, v ktorých dochádza k hybridizácii sp 3, majú tetraedrickú geometriu (CH 4 , NH3).

Ryža. 12. Typy hybridizácie valenčných orbitálov: A -sp -hybridizácia valenčných orbitálov; b – sp 2 –hybridizácia valenčných orbitálov; V - sp 3 – hybridizácia valenčných orbitálov

Polarita - ak je elektrónová hustota umiestnená symetricky medzi atómami, nazýva sa kovalentná väzba nepolárne(Obr.9.a) , ak je hustota elektrónov posunutá smerom k jednému z atómov, potom sa nazýva kovalentná väzba polárny(Obr. 9.b) . Polarita väzby je tým väčšia, čím väčší je rozdiel v elektronegativite atómov, molekula sa nazýva dipól.

Dipól – Ide o systém, v ktorom sú dva elektrické náboje rovnakej veľkosti, ale opačného znamienka, umiestnené v určitej vzdialenosti od seba.

Súčin dĺžky dipólu (l), t.j. nazýva sa vzdialenosť medzi pólmi v molekule množstvom elektrónového náboja (ē). dipólový moment (μ).

Dipólový moment molekuly slúži ako kvantitatívna miera jej polarity. Dipólové momenty molekúl sa merajú v debye (D). 1D = 3,33 10-30 °C m.

Čím väčšia je dĺžka dipólu (dipólový moment), tým väčšia je polarita molekuly ( , atď.).

Dipólový moment smeruje od kladného konca dipólu k zápornému koncu. Preto by sa dipólový moment polyatómovej molekuly mal považovať za vektorový súčet dipólových momentov väzieb: závisí nielen od polarity každej väzby, ale aj od relatívnej polohy týchto väzieb.

Polarizovateľnosť – schopnosť molekuly stať sa polárnou. Tento jav sa vyskytuje pod vplyvom vonkajšieho elektrického poľa alebo pod vplyvom inej molekuly, ktorá je reakčným partnerom.

Medzi polaritou a polarizovateľnosťou kovalentnej väzby existuje inverzný vzťah: čím väčšia je polarita väzby, tým menšia je možnosť ich ďalšieho posunutia vplyvom vonkajších síl.

Pre kvantovomechanický popis chemických väzieb a štruktúry molekúl sa používa iná metóda - molekulárna orbitálna metóda (MMO). Táto metóda je založená na predpoklade, že stav elektrónov v molekule možno opísať ako súbor molekulových elektrónových orbitálov, pričom každý molekulový orbitál (MO) zodpovedá špecifickému súboru molekulových kvantových čísel.

Základné ustanovenia metódy MO:

1. Molekulový orbitál (MO) je analógom atómového orbitálu (AO): tak ako sú elektróny v atómoch umiestnené na AO, sú celkové elektróny v molekule umiestnené na MO.

2. Pre vznik MO musia mať atómové orbitaly približne rovnakú energiu a symetriu vzhľadom na smer interakcie.

3. Počet MO sa rovná celkovému počtu AO, z ktorých sú MO kombinované.

4. Ak sa ukáže, že energia MO je nižšia ako energia pôvodných AO, potom sa takéto MO nazývajú tzv. pripojenie a ak je vyššia ako energia pôvodného AO, potom – uvoľnenie MO (obr. 13).

5. Elektróny plnia MO, podobne ako JSC, v poradí narastajúcej energie, pričom sa dodržiava Pauliho princíp a Hundovo pravidlo.

6. MO dvojatómových molekúl prvej periódy a druhej (až N 2) sú usporiadané v rade :

Ryža. 13. Energetický diagram vzniku MO z dvoch JSC

σ spojenie 1 s< σ veľkosť 1 s< σ spojenie 2s< σ veľkosť 2s< π spojenie 2p r = π spojenie 2p z < σ spojenie 2 p X < π veľkosť 2p r = π veľkosť 2p z < σ veľkosť 2 p X .

MO dvojatómových molekúl na konci druhej periódy sú usporiadané v poradí zvyšujúcej sa energie: σ spojenie 1 s< σ veľkosť 1 s< σ spojenie 2s< σ veľkosť 2s< σ spojenie 2 p X < π spojenie 2p r = π spojenie 2p z < π veľkosť 2p r = π veľkosť 2p z < σ veľkosť 2 p X .

7. V metóde MO sa namiesto násobnosti spojenia zavádza pojem objednávka komunikácie (n)– polovičný rozdiel medzi počtom väzbových elektrónov a počtom antiväzbových elektrónov:

(59)

Poradie väzby môže byť nula, celé číslo alebo kladný zlomok. Pri n = 0 sa molekula nevytvorí.

8. Ak sú na MO nespárované elektróny, molekula paramagnetické , t.j. má magnetické vlastnosti. Ak sú všetky elektróny spárované - diamagnetické , t.j. nemá magnetické vlastnosti.

MMO v porovnaní s MBC umožňuje získať reálne predstavy o chemickej väzbe a vlastnostiach rôznych častíc (molekúl, iónov). Uvažujme o elektrónových konfiguráciách molekúl na príklade tvorby chemickej väzby dvojatómovej molekuly vodíka reprezentovanej elektrónovým vzorcom: 2H → H 2 [(σ väzba 1s) 2 ].

Ako je možné vidieť (obr. 14), dva MO sú tvorené z dvoch orbitálov: jeden väzbový a jeden antiväzbový. V tomto prípade patria MO k typu σ: vznikajú interakciou s-orbitálov. Kontaktná objednávka:

Pri charakterizácii MMO a MBC je potrebné poznamenať, že oba kvantovomechanické prístupy k popisu chemických väzieb sú približné. MMO kladie prehnaný dôraz na delokalizáciu elektrónov v molekule a je založená na jednoelektrónových vlnových funkciách – molekulárnych orbitáloch. MBC preháňa úlohu lokalizácie elektrónovej hustoty a je založená na skutočnosti, že elementárna väzba je uskutočnená iba párom elektrónov medzi dvoma atómami.

Ryža. 14. Energetický diagram vzniku vodíkových MO z dvoch AO

Pri porovnaní MBC a MMO treba poznamenať, že výhodou prvého je jeho prehľadnosť: saturácia väzby sa vysvetľuje ako maximálna kovalencia, smerovosť vyplýva zo smerovosti atómových a hybridných orbitálov; Dipólový moment molekuly pozostáva z dipólových momentov väzieb, rozdielu v OEO atómov tvoriacich molekulu a prítomnosti osamelých elektrónových párov.

Existencia niektorých zlúčenín sa však nedá vysvetliť z pohľadu MBC. Ide o zlúčeniny s deficitom elektrónov (H 2 +) a zlúčeniny vzácnych plynov. Ich štruktúra je ľahko vysvetliteľná pomocou MMO. Stabilita molekulárnych iónov a atómov v porovnaní s molekulami sa dá z pohľadu MMO ľahko predpovedať. A nakoniec, magnetizmus a farba hmoty sú tiež ľahko vysvetliteľné pomocou MMO.

Kvantitatívne výpočty v MMO sú napriek ich ťažkopádnosti stále oveľa jednoduchšie ako v MVS. Preto sa v súčasnosti VMS v kvantovej chémii takmer vôbec nepoužíva. Zároveň, kvalitatívne, závery MWS sú oveľa jasnejšie a experimentátormi viac využívané ako MMO. Základom toho je skutočnosť, že v skutočnosti je v molekule pravdepodobnosť, že daný elektrón bude medzi naviazanými atómami, oveľa väčšia ako na iných atómoch, hoci ani tam nie je nulová. V konečnom dôsledku je výber metódy určený predmetom štúdia a úlohou.

Iónová (elektrovalentná) väzba je vysoko polárna kovalentná väzba. Je založená na elektrostatickej interakcii iónov. Podľa nej atómy prvkov s počtom elektrónov vo vonkajšej vrstve menším ako osem získavajú alebo strácajú taký počet elektrónov, že vonkajšia vrstva elektrónov je rovnaká ako vrstva najbližšieho atómu inertného plynu.

Atóm, ktorý stratil elektróny, sa stáva kladne nabitým iónom (katiónom). Atóm, ktorý získal elektróny, sa stáva záporne nabitým iónom (aniónom). Opačné nabité ióny sa k sebe priťahujú (obr. 15).

K iónovej väzbe dochádza iba vtedy, ak prvky, ktorých atómy navzájom reagujú, majú výrazne odlišné hodnoty ionizačnej energie a elektrónovej afinity. Existuje málo iónových zlúčenín. Majú základné vlastnosti: v roztavenom stave sú elektricky vodivé, vo vode sa ľahko disociujú na ióny (rozpúšťajú sa), majú vysoká teplota topenia a varu.

Ryža. 15. Tvorba chloridu sodného z jednoduchých látok

Iónová väzba charakterizované nasledujúcimi ukazovateľmi:

Nesmerovosť . Ióny sú nabité guľôčky, ich silové polia sú rovnomerne rozložené vo všetkých smeroch v priestore, takže priťahujú ión opačného znamienka v ľubovoľnom smere.

Nenasýtenosť. Interakcia dvoch iónov nemôže viesť k úplnej vzájomnej kompenzácii ich silového poľa. Preto si zachovávajú schopnosť priťahovať ióny opačného znamienka v iných smeroch. Takže iónový kryštál ( ) je obrovská molekula iónov. Iónové zlúčeniny pozostávajú z jednotlivých molekúl iba v parnom stave.

Kovové spojenie je založená na zdieľaní valenčných elektrónov patriacich nie dvom, ale takmer všetkým atómom kovu v kryštáli.

V kovoch je oveľa menej valenčných elektrónov ako voľných orbitálov. To vytvára podmienky pre voľný pohyb elektrónov v orbitáloch rôznych atómov kovov. Vo vnútri kovu je nepretržitý chaotický pohyb elektrónov z atómu na atóm, to znamená, že elektróny sa stávajú bežnými. Keď sa vytvorí potenciálny rozdiel, dôjde ku koordinovanému pohybu elektrónov – to vysvetľuje elektrickú vodivosť týchto látok. V kovoch malý počet elektrónov súčasne viaže veľa atómových jadier - táto vlastnosť sa nazýva delokalizácia. Tento typ väzby je typický pre látky v pevnom alebo kvapalnom stave.

Vodíková väzba – jeden z typov interakcie medzi polárnymi molekulami, môže byť intra- a intermolekulárny (obr. 16).

Obr. 16. Tvorba vodíkovej väzby: a – intramolekulárna;

b – intermolekulárne.

Tvorí sa medzi elektronegatívnymi atómami jednej molekuly a atómami vodíka druhej, typu N-X(X je F, O, N, Cl, Br, ja) v dôsledku elektrostatických príťažlivých síl. Väzba medzi vodíkom a jedným z týchto atómov je celkom polárna, pretože väzbový elektrónový oblak je orientovaný smerom k elektronegatívnejšiemu atómu. Vodík sa v tomto prípade nachádza na kladnom konci dipólu. Dva alebo viac takýchto dipólov navzájom interaguje takým spôsobom, že jadro atómu vodíka jednej molekuly (kladný koniec dipólu) je priťahované osamelým elektrónovým párom druhej molekuly. Tento vzťah sa prejavuje v plynoch, kvapalinách a pevných látkach. Je pomerne odolná. Zníženie teploty podporuje tvorbu vodíkových väzieb. Prítomnosť vodíkovej väzby spôsobuje zvýšenie stability molekúl látky, ako aj zvýšenie ich teploty varu a topenia. Tvorba vodíkových väzieb hrá dôležitá úloha v chemických aj biologických systémoch.

Rôzne stavy agregácie látok naznačujú, že existuje interakcia medzi časticami (atómami, iónmi, molekulami) v dôsledku van der Waalsových síl príťažlivosti. Najdôležitejšou a charakteristickou črtou týchto síl je ich univerzálnosť, pretože bez výnimky pôsobia medzi všetkými atómami a molekulami.

Medzimolekulové sily (Van der Waalsove sily) – interakcia medzi molekulami, v dôsledku ktorej látka prechádza do kvapalného alebo pevného stavu. Medzimolekulové sily majú elektrický charakter. Sú spôsobené polaritou a polarizovateľnosťou molekúl. Existujú tri typy intermolekulárnych interakcií: dipólové, indukčné, disperzné(ryža . 17).

O orientačný (dipól) . interakcie, polárne molekuly, ktoré sa k sebe približujú, sú voči sebe orientované opačne nabitými koncami dipólov. Čím polárnejšie sú molekuly, tým silnejšia je interakcia. So zvyšujúcou sa teplotou sa orientačná interakcia znižuje, pretože tepelný pohyb molekúl narúša orientáciu.

O vyvolané dochádza k interakcii Vzájomná príťažlivosť polárne a nepolárne molekuly. Trvalý dipól polárnej molekuly vytvára dočasný dipól v nepolárnej (v dôsledku deformácie elektrónového mraku), vďaka čomu dochádza k interakcii. Nezávisí od teploty, ale závisí od intenzity elektrického poľa polárnej molekuly.

Spojenie dvoch nepolárnych molekúl vedie k disperzný interakcia. Vzniká v dôsledku rotácie elektrónov a vibračného pohybu jadier atómov, v atóme dochádza k malým okamžitým deformáciám elektrónového oblaku, čím vzniká asymetria v rozložení nábojov, vznikajú okamžité dipóly. Proces skvapalňovania vzácnych plynov a dvojatómových elementárnych plynov je založený na disperznej interakcii.

Ryža. 17. Medzimolekulové interakcie molekúl:

a – orientácia; b – indukcia; c – disperzné

V molekulách tvorených viac ako dvoma atómami rôznych prvkov existujú rôzne typy väzieb.

Energia medzimolekulovej interakcie je oveľa menšia ako energia chemických väzieb (8-47 kJ/mol), s rastúcou vzdialenosťou medzi molekulami rýchlo klesá, stačí však sťahovať molekuly látok k sebe do agregátov. Van der Waalsove sily sa prejavujú pri prechode látky z plynného do kvapalného skupenstva, pri kryštalizácii skvapalnených plynov, adsorpcii a iných procesoch.

Látka môže existovať v troch stavoch agregácie: plynná, kvapalná a tuhá. Plazma sa často nazýva štvrté skupenstvo hmoty. Vlastnosti látok závisia od stav agregácie(Tabuľka 32).

Koncept je široko používaný v chémii elektronegativita (EO) — vlastnosť atómov daného prvku priťahovať elektróny z atómov iných prvkov v zlúčeninách sa nazýva elektronegativita. Elektronegativita lítia sa bežne berie ako jednota, podľa toho sa vypočítava EO ostatných prvkov. Existuje stupnica hodnôt prvkov EO.

Číselné hodnoty prvkov EO majú približné hodnoty: toto je bezrozmerná veličina. Čím vyššie je EO prvku, tým jasnejšie sa prejavujú jeho nekovové vlastnosti. Podľa EO môžu byť prvky zapísané takto:

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

Najväčšiu hodnotu EO má fluór. Pri porovnaní hodnôt EO prvkov od francia (0,86) po fluór (4,1) je ľahké si všimnúť, že EO sa riadi periodickým zákonom. IN Periodická tabuľka Prvky EO v perióde narastajú so zvyšujúcim sa počtom prvkov (zľava doprava) a v hlavných podskupinách sa znižujú (zhora nadol). V periódach, keď sa zvyšujú náboje atómových jadier, počet elektrónov na vonkajšej vrstve sa zvyšuje, polomer atómov sa zmenšuje, preto sa znižuje ľahkosť straty elektrónov, zvyšuje sa EO, a preto sa zvyšujú nekovové vlastnosti.

Rozdiel v elektronegativite prvkov v zlúčenine (ΔX) nám umožní posúdiť typ chemickej väzby.

Ak je hodnota Δ X = 0 – kovalentná nepolárna väzba.

S rozdielom v elektronegativite do 2,0 sa väzba nazýva polárna kovalentná, Napríklad: H-F spojenie v molekule fluorovodíka HF: Δ X = (3,98 – 2,20) = 1,78

Súvislosti s rozdielmi elektronegativity väčšie ako 2,0 sa považujú za iónové. Napríklad: väzba Na-Cl v zlúčenine NaCl: Δ X = (3,16 – 0,93) = 2,23.

Elektronegativita závisí od vzdialenosti medzi jadrom a valenčnými elektrónmi, a ako blízko je valenčná škrupina dokončená.Čím menší je polomer atómu a čím viac valenčných elektrónov, tým vyšší je jeho EO.

Fluór je najviac elektronegatívny prvok. Jednak má vo svojom valenčnom obale 7 elektrónov (oktetu chýba len 1 elektrón) a jednak sa tento valenčný obal nachádza blízko jadra.


Najmenej elektronegatívne sú atómy alkalických kovov a kovov alkalických zemín. Majú veľké polomery a ich vonkajšie elektrónové obaly nie sú ani zďaleka úplné. Je pre nich oveľa jednoduchšie odovzdať svoje valenčné elektróny inému atómu (potom bude vonkajší obal kompletný), ako „získať“ elektróny.

Elektronegativita môže byť vyjadrená kvantitatívne a prvky môžu byť zoradené v rastúcom poradí. Najčastejšie používané stupnica elektronegativity navrhnutá americkým chemikom L. Paulingom.


Oxidačný stav

Komplexné látky pozostávajúce z dvoch chemických prvkov sa nazývajú binárne(z lat. bi - dva), alebo dvojprvkové (NaCl, HCl). V prípade iónovej väzby v molekule NaCl prenesie atóm sodíka svoj vonkajší elektrón na atóm chlóru a stane sa iónom s nábojom +1 a atóm chlóru prijme elektrón a stane sa iónom s nábojom - 1. Schematicky možno proces premeny atómov na ióny znázorniť takto:

Počas chemickej interakcie v molekule HCl sa zdieľaný elektrónový pár posunie smerom k viac elektronegatívnemu atómu. Napríklad, t.j. elektrón sa neprenesie úplne z atómu vodíka na atóm chlóru, ale čiastočne, čím sa určí čiastočný náboj atómov δ: H + 0,18 Cl -0,18. Ak si predstavíme, že v molekule HCl, ako aj v chloridu NaCl, sa elektrón úplne presunul z atómu vodíka na atóm chlóru, potom by dostali náboje +1 a -1:

Takéto podmienené poplatky sú tzv oxidačný stav. Pri definovaní tohto konceptu sa bežne predpokladá, že v kovalentných polárnych zlúčeninách sú väzbové elektróny úplne prenesené na viac elektronegatívny atóm, a preto zlúčeniny pozostávajú iba z kladne a záporne nabitých atómov.

Oxidačný stav je podmienený náboj atómov chemického prvku v zlúčenine, vypočítaný na základe predpokladu, že všetky zlúčeniny (iónové aj kovalentne polárne) pozostávajú iba z iónov. Oxidačné číslo môže mať zápornú, kladnú alebo nulovú hodnotu, ktorá je zvyčajne umiestnená nad symbolom prvku v hornej časti, napríklad:

Tie atómy, ktoré prijali elektróny z iných atómov alebo ku ktorým sú vytlačené spoločné elektrónové páry, majú zápornú hodnotu oxidačného stavu. teda atómy viac elektronegatívnych prvkov. Pozitívna hodnota oxidačné stavy sú tie atómy, ktoré darujú svoje elektróny iným atómom alebo z ktorých sa získavajú spoločné elektrónové páry, teda atómy menej elektronegatívnych prvkov. Atómy v molekulách jednoduchých látok a atómy vo voľnom stave majú nulový oxidačný stav, napr.

V zlúčeninách je celkový oxidačný stav vždy nulový.

Valence

Valencia atómu chemického prvku je určená predovšetkým počtom nespárovaných elektrónov podieľajúcich sa na tvorbe chemickej väzby.

Valenčné schopnosti atómov sa určujú:

Počet nepárových elektrónov (jednoelektrónové orbitály);

Prítomnosť voľných orbitálov;

Prítomnosť osamelých párov elektrónov.

V organickej chémii pojem „valencia“ nahrádza pojem „oxidačný stav“, s ktorým je zvyčajné pracovať. anorganická chémia. Nie je to však to isté. Valencia nemá žiadne znamienko a nemôže byť nula, zatiaľ čo oxidačný stav je nevyhnutne charakterizovaný znamienkom a môže mať hodnotu rovnú nule.

V podstate sa valencia vzťahuje na schopnosť atómov tvoriť určitý počet kovalentných väzieb. Ak má atóm n nepárových elektrónov a m osamelých elektrónových párov, potom tento atóm môže vytvárať n + m kovalentných väzieb s inými atómami, t.j. jeho valencia sa bude rovnať n + m. Pri odhadovaní maximálnej valencie by sa malo vychádzať z elektronickej konfigurácie „excitovaného“ stavu. Napríklad maximálna valencia atómu berýlia, bóru a dusíka je 4.

Konštantné valencie:

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

Valenčné premenné:

  • Cu - I a II
  • Fe, Co, Ni - II a III
  • C, Sn, Pb - II a IV
  • P- III a V
  • Cr- II, III a VI
  • S- II, IV a VI
  • Mn- II, III, IV, VI a VII
  • N- II, III, IV a V
  • Cl- I, IV, VIAVII

Pomocou valencií môžete vytvoriť vzorec pre zlúčeninu.

Chemický vzorec je konvenčný záznam zloženia látky pomocou chemických symbolov a indexov.

Napríklad: H 2 O je vzorec vody, kde H a O sú chemické znaky prvkov, 2 je index, ktorý ukazuje počet atómov daného prvku, ktorý tvorí molekulu vody.

Pri pomenovaní látok s premenlivou mocnosťou treba uviesť jej mocnosť, ktorá sa uvádza v zátvorkách. Napríklad P 2 0 5 - oxid fosforečný (V)

I. Oxidačný stav voľných atómov a atómov v molekulách jednoduché látky rovná nula— Na 0 , R 4 0 , O 2 0

II. IN komplexná látka algebraický súčet CO všetkých atómov, berúc do úvahy ich indexy, sa rovná nule = 0. a v komplexný ión jeho náboj.

Napríklad:

Pozrime sa ako príklad na niekoľko zlúčenín a zistíme valenciu chlór:

Referenčný materiál na vykonanie testu:

Mendelejevov stôl

Tabuľka rozpustnosti

Elektronegativita (EO) je schopnosť atómov priťahovať elektróny pri väzbe s inými atómami .

Elektronegativita závisí od vzdialenosti medzi jadrom a valenčnými elektrónmi a od toho, ako blízko má byť valenčný obal dokončený. Čím menší je polomer atómu a čím viac valenčných elektrónov, tým vyšší je jeho EO.

Fluór je najviac elektronegatívny prvok. Jednak má vo valenčnom obale 7 elektrónov (oktetu chýba len 1 elektrón) a jednak sa tento valenčný obal (...2s 2 2p 5) nachádza blízko jadra.

Najmenej elektronegatívne sú atómy alkalických kovov a kovov alkalických zemín. Majú veľké polomery a ich vonkajšie elektrónové obaly nie sú ani zďaleka úplné. Je pre nich oveľa jednoduchšie odovzdať svoje valenčné elektróny inému atómu (potom bude vonkajší obal kompletný), ako „získať“ elektróny.

Elektronegativita môže byť vyjadrená kvantitatívne a prvky môžu byť zoradené v rastúcom poradí. Najčastejšie sa používa stupnica elektronegativity, ktorú navrhol americký chemik L. Pauling.

Rozdiel v elektronegativite prvkov v zlúčenine ( ΔX) vám umožní posúdiť typ chemickej väzby. Ak je hodnota ΔX= 0 – spojenie kovalentné nepolárne.

Keď je rozdiel elektronegativity do 2,0, volá sa väzba kovalentná polárna, napríklad: H-F väzba v molekule fluorovodíka HF: Δ X = (3,98 - 2,20) = 1,78

Do úvahy sa berú väzby s rozdielom elektronegativity väčším ako 2,0 iónový. Napríklad: väzba Na-Cl v zlúčenine NaCl: Δ X = (3,16 - 0,93) = 2,23.

Oxidačný stav

Oxidačný stav (CO) je podmienený náboj atómu v molekule, vypočítaný za predpokladu, že molekula pozostáva z iónov a je vo všeobecnosti elektricky neutrálna.


Keď sa vytvorí iónová väzba, elektrón prechádza z menej elektronegatívneho atómu na elektronegatívnejší, atómy strácajú elektrickú neutralitu a menia sa na ióny. vznikajú celočíselné poplatky. Keď sa vytvorí kovalentná polárna väzba, elektrón sa neprenesie úplne, ale čiastočne, takže vznikajú čiastočné náboje (HCl na obrázku nižšie). Predstavme si, že elektrón úplne prešiel z atómu vodíka na chlór a na vodíku sa objavil celý kladný náboj +1 a na chlóre -1. Takéto konvenčné náboje sa nazývajú oxidačný stav.


Tento obrázok ukazuje oxidačné stavy charakteristické pre prvých 20 prvkov.
Poznámka. Najvyššia hodnota CO sa zvyčajne rovná číslu skupiny v periodickej tabuľke. Kovy hlavných podskupín majú jeden charakteristický CO, zatiaľ čo nekovy majú spravidla rozptyl CO. Preto vznikajú nekovy veľké množstvo zlúčeniny a majú v porovnaní s kovmi „rozmanitejšie“ vlastnosti.

Príklady stanovenia oxidačného stavu

Stanovme oxidačné stavy chlóru v zlúčeninách:

Pravidlá, ktoré sme zvážili, nám nie vždy umožňujú vypočítať CO všetkých prvkov, ako napríklad v danej molekule aminopropánu.


Tu je vhodné použiť nasledujúcu techniku:

1) Zobrazujeme štruktúrny vzorec molekuly, pomlčka je väzba, elektrónový pár.

2) Pomlčku zmeníme na šípku smerujúcu k atómu viac EO. Táto šípka symbolizuje prechod elektrónu na atóm. Ak sú spojené dva rovnaké atómy, čiaru necháme tak, ako je - nedochádza k prenosu elektrónov.

3) Spočítame, koľko elektrónov „prišlo“ a „odišlo“.

Vypočítajme napríklad náboj prvého atómu uhlíka. Tri šípky smerujú k atómu, čo znamená, že dorazili 3 elektróny, náboj -3.

Druhý atóm uhlíka: vodík mu dal elektrón a dusík jeden elektrón. Poplatok sa nezmenil, je nulový. Atď.

Valence

Valence(z latinského valēns „mať silu“) - schopnosť atómov tvoriť určitý počet chemických väzieb s atómami iných prvkov.

V podstate valencia znamená schopnosť atómov vytvárať určitý počet kovalentných väzieb. Ak má atóm n nepárové elektróny a m osamelé elektrónové páry, potom môže vzniknúť tento atóm n+m kovalentné väzby s inými atómami, t.j. jeho valencia bude rovnaká n+m. Pri odhadovaní maximálnej valencie by sa malo vychádzať z elektronickej konfigurácie „excitovaného“ stavu. Napríklad maximálna valencia atómu berýlia, bóru a dusíka je 4 (napríklad v Be(OH)42-, BF4- a NH4+), fosfor - 5 (PCl 5), síra - 6 ( H2S04), chlór - 7 (Cl207).

V niektorých prípadoch sa valencia môže číselne zhodovať s oxidačným stavom, ale v žiadnom prípade nie sú navzájom totožné. Napríklad v molekulách N2 a CO sa realizuje trojitá väzba (to znamená, že valencia každého atómu je 3), ale oxidačný stav dusíka je 0, uhlík +2, kyslík -2.



Vhodnou veličinou na charakterizáciu schopnosti atómu prvku priťahovať zdieľané elektróny v molekule je elektronegativita.

Relatívna elektronegativita SOEO)

atóm prvku je veličina, ktorá charakterizuje relatívnu schopnosť atómu prvku priťahovať spoločné elektróny v molekule.

Elektronegativita atómu lítia sa berie ako 0E0; pre fluór je tento indikátor 4,0. Elektronegativity zostávajúcich prvkov sú uvažované vo vzťahu k týmto veličinám (tabuľka 1.3).

Pre prvky v určitom období so zvýšením náboja atómového jadra sa pozoruje zvýšenie OEO: najnižšie hodnoty sú charakteristické pre prvky skupiny I A, t.j. alkalické kovy, a najvyššie sú pre halogény, prvky skupiny VIIA. V súlade s tým sa prvky stávajú čoraz slabšími redukčnými činidlami a čoraz silnejšími oxidačnými činidlami. Najsilnejšími oxidačnými činidlami v tomto období sú prvky skupiny VII A.

V rámci skupiny sa elektronegativita prvkov zhora nadol znižuje. Čím vyššia je elektronegativita, tým výraznejšie sú nekovové vlastnosti a oxidačná schopnosť prvku a pri nízkej elektronegativite má prvok kovové vlastnosti a vysoká redukčná schopnosť. Najsilnejším oxidačným činidlom je teda fluór 9F (skupina VIIA) a najsilnejším redukčným činidlom je francium 87 Fr (skupina IA). Rozdiel v OEO susedných atómov v zlúčeninách nám umožňuje posúdiť polaritu chemickej väzby medzi nimi (pozri časť 2.1.3).

Periodicita vlastností prvkov, spojená so zmenami v štruktúre elektrónových obalov so zvyšujúcim sa nábojom jadra ich atómov, sa pozoruje aj pri zlúčeninách rovnakého typu. V období zľava doprava sa základné vlastnosti oxidov a hydroxidov skupín IA, 2A postupne nahrádzajú amfotérnymi a pre zlúčeniny prvkov skupín VA-VIIA sa stávajú kyslými. V skupinách A, okrem VIII, zhora nadol sa zásaditá povaha oxidov a hydroxidov zvyšuje a ich kyslé vlastnosti sa oslabujú. Napríklad: CsOH je silnejšia zásada ako LiOH a kyselina HP03 je oveľa slabšia ako HN03. Zároveň pre vodné roztoky binárnych zlúčenín nekovov s vodíkom ako HF, HCl, HBr, HI alebo H 2 0, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te sa kyslé vlastnosti zvyšujú z HF na HI, ako aj od H20 do N2Te.

Oxidy a hydroxidy prvkov, ktorých REO je v rozmedzí 1,5-2,2, sa zvyčajne vyznačujú amfotérnymi vlastnosťami, pričom menšiu hodnotu OEO, tým viac sa prejavujú základné vlastnosti ich oxidov a hydroxidov. S nárastom OEO prvkov sa zvyšuje kyslosť ich oxidov a hydroxidov. Pre gálium 31 Ga (OR = 1,82) sú kyslé a zásadité vlastnosti jeho oxidu Ga 2 0 3 a hydroxidu Ga(OH) 3 vyjadrené v rovnakej miere.


Kapitola 2 CHEMICKÉ VÄZBA

Po preštudovaní tejto kapitoly by ste mali:

- rozumieť prírode a poznať charakteristické vlastnosti kovalentné, iónové a kovové väzby;

- poznať hlavné typy molekulárnych oreitalov:

- mechanizmy tvorby kovalentných väzieb;

- vlastnosti kovalentných väzieb (stručnosť, sýtosť, smerovosť, konjugácia väzieb, polarita, polarizovateľnosť);

- pochopiť vplyv, ktorý má hybridizácia atómové orbitály na priestorová štruktúra molekuly a ióny;

- vedieť, v ktorých systémoch prebieha konjugácia väzieb, aké sú aromatické zlúčeniny;

- rozumie polarizovateľnosti atómov, molekúl a iónov a ich deleniu na „tvrdé“ a „mäkké“;

- poznať vlastnosti iónových a kovových väzieb.

V prírode sa prvky vo forme izolovaných atómov prakticky nikdy nenachádzajú. Atómy prvku zvyčajne interagujú buď medzi sebou, alebo s atómami iných prvkov, pričom vytvárajú chemické väzby za vzniku molekúl. Súčasne molekuly látky interagujú navzájom.

Chemická väzba- je to súbor síl, ktoré navzájom viažu atómy alebo molekuly V nové udržateľné štruktúry.

Podstata podstaty chemickej väzby bola vysvetlená až po objavení zákonov kvantovej vlnovej mechaniky, ktorými sa riadi mikrokozmos. Moderná teória odpovedá na otázky: prečo vzniká chemická väzba a aký je charakter síl, ktoré ju určujú?

Tvorba chemických väzieb je spontánny proces, inak by v prírode neexistovali zložité molekuly bielkovín a nukleových kyselín. Z hľadiska termodynamiky (kapitoly 4.3, 4.4) je dôvodom vzniku chemickej väzby medzi časticami pokles energie systému. V dôsledku toho je tvorba chemickej väzby vždy sprevádzaná uvoľňovaním energie a prerušenie chemickej väzby vždy vyžaduje vynaloženie energie.

Komunikačná energia- energia uvoľnená pri tvorbe väzby a charakterizujúca silu tejto väzby (Eb, kJ/mol).

V závislosti od typu spájaných častíc sa rozlišujú intramolekulárne väzby, vďaka ktorým vznikajú molekuly, a medzimolekulové väzby,čo vedie k vytvoreniu asociátov z molekúl alebo k väzbe samostatné skupiny v molekule biopolyméru, čo zabezpečuje jej konformáciu (časť 3.1). Tieto typy väzieb sa výrazne líšia energiou: pre intramolekulárne väzby je energia 100-1000 kJ/mol a energia medzimolekulových väzieb zvyčajne nepresahuje 40 kJ/mol. Uvažujme o vzniku a typoch intramolekulárnych chemických väzieb.

Podľa moderných konceptov, keď sa atómy priblížia k sebe, vonkajšie elektróny pri opačných spinoch dochádza k silnej výmennej interakcii, ktorá vedie k vzniku spoločného elektrónového páru. Súčasne sa zvyšuje hustota elektrónov v medzijadrovom priestore, čo prispieva k priťahovaniu jadier interagujúcich atómov (pozri obrázok na strane 31). V dôsledku toho sa energia systému znižuje a medzi atómami vzniká chemická väzba. V závislosti od toho, ako spoločný elektrónový pár interaguje s jadrami spojených atómov, sa rozlišujú tri typy chemických väzieb: kovalentné, iónové a kovové.