Когато елементите взаимодействат, се образуват електронни двойки чрез приемане или отдаване на електрони. Способността на атома да привлича електрони е наречена от Линус Полинг електроотрицателността на химичните елементи. Полинг мащабира електроотрицателността на елементите от 0,7 до 4.

Какво е електроотрицателност?

Електроотрицателността (EO) е количествена характеристика на елемент, показваща силата, с която електроните се привличат от ядрото на атома. EO също така характеризира способността да се задържат валентни електрони във външното енергийно ниво.

Ориз. 1. Строежът на атома.

Способността да отдават или приемат електрони определя дали елементите принадлежат към метали или неметали. Елементите, които лесно отдават електрони, имат изразени метални свойства. Елементите, които приемат електрони, проявяват неметални свойства.

Електроотрицателността се проявява в химичните съединения и показва изместването на електрони към един от елементите.

Електроотрицателността се увеличава отляво надясно и намалява отгоре надолу в периодичната таблица на Менделеев.

Как да определим

Можете да определите стойността, като използвате таблицата за електроотрицателност на химичните елементи или скалата на Полинг. Електроотрицателността на лития се приема за единица.

Окислителите и халогените имат най-висок EO. Стойността на тяхната електроотрицателност е по-голяма от две. Рекордьорът е флуор с електроотрицателност 4.

Ориз. 2. Таблица на електроотрицателността.

Най-малките ЕК (по-малко от две) имат метали от първата група на периодичната таблица. Натрият, литият, калият се считат за активни метали, т.к. за тях е по-лесно да се разделят с единичен валентен електрон, отколкото да приемат липсващите електрони.

Някои елементи са по средата. Тяхната електроотрицателност е близка до две. Такива елементи (Si, B, As, Ge, Te) проявяват метални и неметални свойства.

За по-лесно сравнение на EO се използва серия от елементи на електроотрицателността. Отляво са метали, отдясно са неметали. Колкото по-близо до краищата, толкова по-активен е елементът. Цезият е най-силният редуциращ агент, лесно отдава електрони и има най-ниската електроотрицателност. Флуорът е активен окислител, способен да привлича електрони.

Ориз. 3. Серия от електроотрицателност.

В неметалните съединения елементите с по-висока EC привличат електрони. Кислородът с електроотрицателност 3,5 привлича въглеродни и серни атоми с електроотрицателност 2,5.

Какво научихме?

Електроотрицателността показва степента, в която ядрото на атома задържа валентни електрони. В зависимост от стойността на EC, елементите могат да даряват или приемат електрони. Елементите с по-голяма електроотрицателност привличат електрони и проявяват неметални свойства. Елементите, чиито атоми лесно отдават електрони, имат метални свойства. Някои елементи имат условно неутрален EO (около два) и могат да проявяват метални и неметални свойства. Степента на EO нараства отляво надясно и отдолу нагоре в периодичната таблица.

Ако неутралните атоми на два елемента се различават значително по своите стойности йонизационна енергияи електронен афинитет, тогава те са в състояние лесно да взаимодействат помежду си с образуването на силна химична връзка.

Използването на тези характеристики обаче е ограничено от факта, че те се отнасят до изолирани неутрални атоми. Ако атомите са част от химично съединение, тогава за да се характеризира способността им да привличат общи електрони към себе си, се въвежда понятието електроотрицателност(EO)*.

Електроотрицателността е стойност, която характеризира способността на атом в молекула или да привлича електрони, участващи в образуването на ковалентна връзка.

И въпреки че електроотрицателността на атома, която зависи от валентното състояние на атома и вида на химичното съединение, в което се намира, е условна, използването й е полезно за характеризиране както на отделни ковалентни връзки, така и на химичното съединение като цяло.

Електроотрицателността на атома е половината от сумата от неговата йонизационна енергия и електронен афинитет:

На практика обикновено се използва стойността на относителната електроотрицателност, като за единица се приема стойността на електроотрицателността на литиевия атом.

Относителната електроотрицателност на атом на всеки елемент, обозначена с гръцката буква χ (chi), се определя от съотношението, равно на EO A / EO Li.

Най-висока относителна електроотрицателност има атомът на флуора - 4,0, най-малката - атомите на цезий и франций - 0,7. В сравнение с тях се разглеждат относителните електроотрицателности на атомите на останалите елементи (Таблица 7). Най-ниските стойности на относителната електроотрицателност са неутралните атоми на s-елементите от група I, най-високите - стр-елементи от VI и VII група. Колкото по-голяма е относителната електроотрицателност, толкова по-силен е атомът на даден елемент, който проявява окислителни свойства и толкова по-силно привлича общата (не)електронна () двойка (и) ковалентни връзки в съединението.

За неутрални атоми на елементи в рамките на период, с увеличаване на заряда на ядрата, настъпва увеличаване на електроотрицателността (най-малките стойности са атоми на алкални метали - елементи от група IA, най-големите - атоми на халогени - елементи на група VIIA). Това се дължи на факта, че броят на електронните слоеве в атомите не се променя и зарядът на техните ядра се увеличава с течение на периода, поради което взаимодействието на електроните с ядрото се увеличава и в резултат на това размерът (радиусът ) на атомите намалява. В същата посока се увеличава енергията на йонизация, афинитетът към електрона и електроотрицателността на неутралните атоми на елементите. В съответствие с това редукционните свойства на неутралните атоми на елементите отслабват в периода отляво надясно, а окислителните свойства се увеличават. Най-силните окислители в период са халогенните атоми.

В групи А стойностите на електроотрицателността на неутралните атоми на елементите, а оттам и окислителните свойства, намаляват отгоре надолу, а в групи В (с изключение на група III), напротив, те се увеличават.

Така най-силният окислител е неутралния флуорен атом (група VIIA), а най-силният редуциращ агент е неутралния франциев атом (група IA) (фиг. 12).

В повечето случаи връзките в молекулите са междинни по природа между двата гранични случая - ковалентни или йонни видове химични връзки. Например в молекулата на йодоводород HI връзката не е нито чисто ковалентна, нито чисто йонна.

Разликата в стойностите на относителната електроотрицателност на неутралните атоми на елементите се използва за преценка на степента на йонност на връзките. Когато разликата в стойностите на χ е по-голяма от 2,0, връзката може да се счита за йонна, когато разликата е от 0,4– до 2,0 - ковалентна с частично йонен характер, а когато разликата е по-малка от 0,4, ковалентна.

Според стойността на относителната електроотрицателност на атомите, елементите условно се разделят на метали и неметали , границата между които в Периодичната система на Д.И. Менделеев (в неговия полудълъг, 18-клетъчен вариант) е изчертан по елементите на главните подгрупи диагонално от бор до астат. Стойността χ на атомите на граничните - амфотерни * - елементи е близка до 2 (те са подчертани в таблица 7 с удебелен шрифт и защриховани клетки).

Таблица 7 Относителна електроотрицателност на атоми, елементи eV		F4.0	Cl 3.0	Br2.8	I 2.5	На 2.2
	O 3.5	S 2.5	Se 2.4	Te 2.1	Po 2.0
	N 3.0	P 2.1	Като 2.0	Sb 1.9	Bi 1.9
	C2.5	Si 1.8	Ge 1.8	Sn 1.8	Pb 1.9
	B2.0	Ал 1.5	Ga 1.6	В 1.7	Tl 1.8
			Zn 1.6	CD 1.7	Hg 1,9
			Cu 1.9	Ag 1.9	Au 2.4
			Ni 1.9	Pd 2.2	Т. 2.2
			Co 1.9	Rh 2.2	Ir 2.2
			Fe 1.8	Ru 2.2	Os 2.2
			Mn 1,5	Te 1.9	Re 1.9
			Cr 1.6	Mo 1.8	W 1.7
			V 1.6	Nb 1.6	Ta 1.5
			Ti 1.5	Zr 1.4	hf 1.3
			Sc 1.3	Y 1.2	Ла-Лу 1.0-1.2
	Бъдете 1,5	Mg 1.2	Ca 1.0	Sr 1.0	Ba 0,9
H2.1	Li 1.0	Na 0,9	К 0,8	0,8 рубли	Cs 0.7

Основни подгрупи

		аз	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	з							Той
	Ли	Бъда	б	° С	н	О	Е	не
	Na	мг	Ал	Si	П	С	кл	Ар
	К	ок	Ga	Ge	Като	Se	бр	кр
	Rb	старши	в	сн	сб	Те	аз	Xe
	Cs	Ба	Tl	Pb	Би	По	При	Rn
	о	Ра

Ориз. 12. Промяна в редокс свойствата

неутрални атоми на елементите от основните подгрупи (А-групи)

Думите ″киселина″ и ″основа″ са функционални термини, а не имена на етикети. Те показват на какво е способно дадено вещество, а не какво е то.

Р. фон Хендлер (1931).

2.5. Киселинно-алкални свойства на химичните съединения

Периодичността на свойствата на елементите, свързана с промяна в структурата на електронните обвивки на техните атоми с увеличаване на заряда на атомните ядра, се проявява и в техните съединения от същия тип.

Периодичната система от химични елементи е конструирана по такъв начин, че елементите са разположени от лявата страна на нейната таблица, чиито хидроксидипроявяват основни свойства. Тези свойства са особено изразени в хидроксидите на алкални метали. Напротив, от дясната страна на таблицата на периодичната таблица са елементи, чиито оксиди под действието на водата се превръщат в хидроксиди с киселинни свойства, тоест в киселини. Оксидите и хидроксидите на много елементи - тези, които са били в средата на таблицата на периодичната система - имат двойно поведение. При взаимодействие със силни киселини те проявяват основни свойства, а при взаимодействие с алкали стават киселинни.

В периоди, когато се движат отляво надясно, свойствата на оксидите и хидроксидите от основни, за елементи от групи IA-IIA, постепенно се променят към амфотерни, а елементите от групи VA-VIIA стават киселинни.

За оксиди и хидроксиди на елементи, стойностите на относителната електроотрицателност на атомите, които са в диапазона 1,5–2,2, обикновено са характерни амфотерни свойства. В този случай, колкото по-малки са стойностите на χ, толкова по-силни са основните свойства на оксидите и хидроксидите и, обратно, колкото по-големи са стойностите на χ, толкова по-силни са киселинните свойства на оксидите и хидроксидите. Например, в елемент от група IIIA галий (χ \u003d 1.7), киселинните и основните свойства на Ga 2 O 3 и Ga (OH) 3 се изразяват в същата степен.

Радиусите на катионите са по-малки от радиусите на неутралните атоми, тъй като те се образуват чрез отдаване на електрони, а радиусите на анионите са по-големи от радиусите на неутралните атоми, тъй като те се образуват чрез приемане на електрони.

В E–O–H хидроксиди, в групи отгоре надолу, поради увеличаване на радиуса на атомите на елементите, разстоянието между атомите на елемента и кислорода се увеличава, което означава, че силата на тяхното взаимодействие намалява . В съответствие с това се увеличава степента на електролитна дисоциация на хидроксидите по E-O връзката:

E + + OH – E–O–N EO – + H +

и основната природа на хидроксидите се засилва, докато степента на дисоциация по връзката О–Н намалява и техните киселинни свойства отслабват (фиг. 13).

Например:

Be (OH) 2 - амфотерен хидроксид, Mg (OH) 2 - слаба основа, Ca (OH) 2 - силна основа;

метафосфорната киселина HPO 3 е много по-слаба от азотната киселина HNO 3 .

В хидриди на съединения на неметали с водород киселинните свойства се увеличават с увеличаване на радиуса на атомите на елементите; те се увеличават в групи А отгоре надолу от HF до HI и от H 2 O до H 2 Te .

Основни подгрупи

		аз	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	з							Той
	Ли	Бъда	б	° С	н	О	Е	не
	Na	мг	Ал	Si	П	С	кл	Ар
	К	ок	Ga	Ge	Като	Se	бр	кр
	Rb	старши	в	сн	сб	Те	аз	Xe
	Cs	Ба	Tl	Pb	Би	По	При	Rn
	о	Ра

Ориз. 13. Промяна в киселинно-алкалните свойства на оксиди и хидроксиди на елементи от основните подгрупи (А-групи)

Електроотрицателност на атомите на елементите.Относителна електроотрицателност. Смяна на периоди и групи от Периодичната система. Полярността на химичната връзка, полярността на молекулите и йоните.

Електроотрицателността (e.o.) е способността на атома да измества електронните двойки към себе си.
Meroy e.o. е енергията, аритметично равна на ½ сумата от йонизационната енергия I и енергията на подобие на електрони E
Е.О. = ½ (I+E)

Относителна електроотрицателност. (OEO)

Флуорът, като най-силен e.o елемент, получава стойност от 4,00, спрямо която се вземат предвид останалите елементи.

Промени в периоди и групи от Периодичната система.

В рамките на периоди, когато ядреният заряд нараства отляво надясно, електроотрицателността се увеличава.

Най-малкостойност се наблюдава при алкални и алкалоземни метали.

Най велик- за халогени.

Колкото по-висока е електроотрицателността, толкова по-силни са неметалните свойства на елементите.

Електроотрицателността (χ) е фундаментално химическо свойство на атома, количествена характеристика на способността на атома в молекулата да измества общите електронни двойки към себе си.

Съвременната концепция за електроотрицателността на атомите е въведена от американския химик Л. Полинг. Л. Полинг използва концепцията за електроотрицателност, за да обясни факта, че енергията на хетероатомната връзка A-B (A, B са символи на всеки химичен елемент) обикновено е по-голяма от средното геометрично на хомоатомните връзки A-A и B-B.

Най-високата стойност на е.о. флуор, а най-нисък е цезий.

Теоретичната дефиниция на електроотрицателността е предложена от американския физик Р. Муликен. Въз основа на очевидната позиция, че способността на атома в молекулата да привлича електронен заряд към себе си зависи от йонизационната енергия на атома и неговия електронен афинитет, Р. Мъликен въвежда концепцията за електроотрицателността на атома А като средна стойността на енергията на свързване на външните електрони по време на йонизацията на валентните състояния (например от A− до A+) и на тази основа предложи много проста връзка за електроотрицателността на атома:

където J1A и εA са съответно йонизационната енергия на атома и неговия електронен афинитет.
Строго погледнато, на даден елемент не може да се припише постоянна електроотрицателност. Електроотрицателността на атома зависи от много фактори, по-специално от валентното състояние на атома, формалното състояние на окисление, координационното число, природата на лигандите, които изграждат средата на атома в молекулярната система и някои други. Напоследък все по-често за характеризиране на електроотрицателността се използва така наречената орбитална електроотрицателност, която зависи от вида на атомната орбитала, участваща в образуването на връзка, и от нейната електронна популация, т.е. от това дали атомната орбитала е заета. от несподелена електронна двойка, единично заселен от несдвоен електрон или е вакантен. Но въпреки известните трудности при тълкуването и определянето на електроотрицателността, тя винаги остава необходима за качествено описание и прогнозиране на природата на връзките в молекулна система, включително енергията на връзката, разпределението на електронния заряд и степента на йонност, силова константа и т.н. Един от най-развитите в настоящия подход е подходът на Сандерсън. Този подход се основава на идеята за изравняване на електроотрицателността на атомите по време на образуването на химическа връзка между тях. Многобройни изследвания са открили връзки между електроотрицателността на Сандерсън и най-важните физикохимични свойства на неорганичните съединения на по-голямата част от елементите на периодичната таблица. Модификацията на метода на Сандерсън, основана на преразпределението на електроотрицателността между атомите на молекулата за органични съединения, също се оказа много плодотворна.

2) Полярността на химичната връзка, полярността на молекулите и йоните.

Какво пише в конспекта и в учебника - Полярността се свързва с диполен момент.Той се появява в резултат на изместването на обща електронна двойка към един от атомите.Полярността зависи и от разликата в електроотрицателността на атомите, които са обвързани. два атома, толкова по-полярна е химичната връзка между тях.В зависимост от това как се преразпределя електронната плътност при образуването на химична връзка се разграничават няколко вида й. Граничният случай на поляризация на химичната връзка е пълен преход от един атом на друг.

В този случай се образуват два йона, между които възниква йонна връзка.За да могат два атома да създадат йонна връзка е необходимо е.о. се различаваше значително. Ако e.o. са равни, тогава се образува неполярна ковалентна връзка Най-често срещаната полярна ковалентна връзка се образува между всякакви атоми, които имат различни е.о.

Ефективните заряди на атомите могат да служат като количествена оценка на полярността на връзката Ефективният заряд на атома характеризира разликата между броя на електроните, принадлежащи на даден атом в химично съединение, и броя на електроните на свободния атом , Атом на по-електроотрицателен елемент привлича електрони по-силно, така че електроните са по-близо до него и той получава някакъв отрицателен заряд, който се нарича ефективен, а неговият партньор има същия положителен ефективен заряд.Ако електроните, които образуват връзка между атомите им принадлежат еднакво, ефективните заряди са нула.

За двуатомните молекули е възможно да се характеризира полярността на връзката и да се определят ефективните заряди на атомите въз основа на измерване на диполния момент M = q * r, където q е зарядът на диполния полюс, който е равен на ефективния заряд за двуатомна молекула, r е междуядреното разстояние Диполният момент на връзката е векторна величина. Той е насочен от положително заредената част на молекулата към отрицателната й. Ефективният заряд на атома на елемента не съвпада със степента на окисление.

Полярността на молекулите до голяма степен определя свойствата на веществата. Полярните молекули се обръщат една към друга с противоположно заредени полюси и между тях възниква взаимно привличане. Следователно веществата, образувани от полярни молекули, имат по-високи точки на топене и кипене от веществата, чиито молекули са неполярни.

Течностите, чиито молекули са полярни, имат по-висока разтворимост. Освен това, колкото по-голяма е полярността на молекулите на разтворителя, толкова по-висока е разтворимостта на полярните или йонни съединения в него. Тази зависимост се обяснява с факта, че полярните молекули на разтворителя, поради взаимодействието дипол-дипол или йон-дипол с разтвореното вещество, допринасят за разлагането на разтвореното вещество в йони. Например, разтвор на хлороводород във вода, чиито молекули са полярни, провежда добре електричество. Разтвор на хлороводород в бензен няма значителна електропроводимост. Това показва липсата на йонизация на хлороводород в разтвора на бензен, тъй като молекулите на бензена са неполярни.

Йоните, подобно на електрическото поле, имат поляризиращ ефект един върху друг. При среща на два йона настъпва взаимната им поляризация, т.е. изместване на електроните на външните слоеве спрямо ядрата. Взаимната поляризация на йоните зависи от зарядите на ядрото и йона, радиуса на йона и други фактори.

В рамките на групите на е.о. намалява.

Металните свойства на елементите се увеличават.

Металните елементи на външно енергийно ниво съдържат 1,2,3 електрона и се характеризират с ниска стойност на йонизационните потенциали и е.о. тъй като металите показват подчертана склонност да отдават електрони.
Неметалните елементи имат по-висока енергия на йонизация.
Тъй като външната обвивка на неметалите се запълва, атомният радиус намалява в рамките на периодите. На външната обвивка броят на електроните е 4,5,6,7,8.

Полярността на химическата връзка. Полярност на молекулите и йоните.

Полярността на химическата връзка се определя от изместването на връзките на електронна двойка към един от атомите.

Химическата връзка възниква поради преразпределението на електроните във валентните орбитали, което води до стабилна електронна конфигурация на благороден газ, поради образуването на йони или образуването на общи електронни двойки.
Химическата връзка се характеризира с енергия и дължина.
Мярката за здравина на връзката е енергията, изразходвана за прекъсване на връзката.
Например. H - H = 435 kJmol-1

Електроотрицателност на атомните елементи
Електроотрицателността е химическо свойство на атома, количествена характеристика на способността на атом в молекула да привлича електрони към себе си от атоми на други елементи.
Относителна електроотрицателност

Първата и най-известна скала за относителна електроотрицателност е скалата на L. Pauling, получена от термохимични данни и предложена през 1932 г. Стойността на електроотрицателността на най-електроотрицателния елемент флуор, (F) = 4,0, произволно се приема като референтна точка в тази мащаб.

Елементите от VIII група на периодичната система (благородни газове) имат нулева електроотрицателност;
За условна граница между металите и неметалите се счита стойността на относителната електроотрицателност, равна на 2.

Електроотрицателността на елементите на периодичната система, като правило, нараства последователно отляво надясно във всеки период. Във всяка група, с няколко изключения, електроотрицателността последователно намалява отгоре надолу. Електроотрицателността се използва за характеризиране на химическа връзка.
Връзките с по-малка разлика в електроотрицателността на атомите се наричат ​​полярни ковалентни връзки. Колкото по-малка е разликата в електроотрицателността на атомите, образуващи химическа връзка, толкова по-ниска е степента на йонност на тази връзка. Нулевата разлика в електроотрицателността на атомите показва липсата на йонен характер в образуваната от тях връзка, т.е. нейната чиста ковалентност.

Полярност на химична връзка, полярност на молекули и йони
Полярността на химическите връзки, характеристика на химическа връзка, показваща преразпределението на електронната плътност в пространството близо до ядрата в сравнение с първоначалното разпределение на тази плътност в неутралните атоми, които образуват тази връзка.

Почти всички химични връзки, с изключение на връзките в двуатомните хомоядрени молекули, са полярни в една или друга степен. Обикновено ковалентните връзки са слабо полярни, йонните връзки са силно полярни.

Например:
ковалентни неполярни: Cl2, O2, N2, H2, Br2

ковалентни полярни: H2O, SO2, HCl, NH3 и др.

Терминът е широко използван в химията. електроотрицателност (EO) -свойството на атомите на даден елемент да привличат електрони от атомите на други елементи в съединенията се нарича електроотрицателност. Електроотрицателността на лития условно се приема за единица, EC на други елементи се изчислява съответно. Има скала на стойностите на EO елементите.

Числените стойности на EO елементите имат приблизителни стойности: това е безразмерна величина. Колкото по-висок е EC на даден елемент, толкова по-изразени са неговите неметални свойства. Според ЕО елементите могат да бъдат записани, както следва:

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

Флуорът има най-висока стойност на EO. Сравнявайки стойностите на EO на елементите от франций (0,86) до флуор (4,1), лесно е да се види, че EO се подчинява на периодичния закон. В Периодичната система от елементи EO в период нараства с увеличаване на броя на елемента (отляво надясно), а в главните подгрупи намалява (отгоре надолу). В периоди, когато зарядите на ядрата на атомите се увеличават, броят на електроните на външния слой се увеличава, радиусът на атомите намалява, следователно лекотата на отделяне на електрони намалява, EO се увеличава, следователно неметалните свойствата се увеличават.

Разликата в електроотрицателността на елементите в съединението (ΔX) ще позволи да се прецени вида на химичната връзка.

Ако стойността Δ X \u003d 0 - неполярна ковалентна връзка.

С разликата в електроотрицателността до 2,0 връзка се нарича ковалентна полярна, например: H-F връзката в молекулата на HF флуороводород: Δ X \u003d (3,98 - 2,20) \u003d 1,78

Връзки с разликата в електроотрицателността по-големи от 2,0 се считат за йонни.Например: връзката Na-Cl в съединението NaCl: Δ X \u003d (3,16 - 0,93) \u003d 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 ER.

Флуорът е най-електроотрицателният елемент. Първо, той има 7 електрона на валентната обвивка (само 1 електрон липсва преди октет) и, второ, тази валентна обвивка е разположена близо до ядрото.

Най-малко електроотрицателните атоми са алкалните и алкалоземните метали.Те имат големи радиуси и техните външни електронни обвивки далеч не са завършени. За тях е много по-лесно да предадат валентните си електрони на друг атом (тогава пред-външната обвивка ще стане завършена), отколкото да „спечелят“ електрони.

Електроотрицателността може да се изрази количествено и да подреди елементите във възходящ ред. Най-често използвани скалата на електроотрицателността, предложена от американския химик Л. Полинг.

Степен на окисление

Съединенията, изградени от два химични елемента, се наричат двоичен(от лат. bi - два), или двуелементна (NaCl, HCl). В случай на йонна връзка в молекулата на 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 от -1. Схематично процесът на превръщане на атомите в йони може да се изобрази по следния начин:

По време на химичното взаимодействие в молекулата на 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 причини частичен заряд на атомите δ: H +0.18 Сl -0.18. Ако си представим, че в молекулата на HCl, както и в NaCl хлорида, електронът напълно преминава от водородния атом към хлорния атом, тогава те ще получат заряди +1 и -1:

Такива условни такси се наричат степен на окисление. При дефинирането на тази концепция условно 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. Степента на окисление може да има отрицателна, положителна или нулева стойност, която обикновено се поставя над символа на елемента в горната част, например:

Тези атоми, които са получили електрони от други атоми или към които са изместени общи електронни двойки, имат отрицателна стойност за степента на окисление, т.е. атоми на повече електроотрицателни елементи. Тези атоми, които даряват своите електрони на други атоми или от които са извлечени общи електронни двойки, имат положително състояние на окисление, т.е. атоми на по-малко електроотрицателни елементи. Нулевата стойност на степента на окисление има атоми в молекулите на прости вещества и атоми в свободно състояние, 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, които участват в образуването на химична връзка.

Валентните възможности на атомите се определят от:

Броят на несдвоените електрони (едноелектронни орбитали);

Наличието на свободни орбитали;

Наличието на несподелени двойки електрони.

В органичната химия понятието "валентност" заменя понятието "степен на окисление", което е обичайно да се работи в неорганичната химия. Те обаче не са еднакви. 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 атом от берилий, бор и азот е 4.

Постоянни валентности:

• 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
• С- 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 съставите формулата на съединението.

Химическата формула е условен запис на състава на веществото с помощта на химически знаци 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 този 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 веществае равно на нула— На 0 , Р 4 0 , О 2 0

II. AT 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:

Например, нека анализираме няколко съединения и да разберем валентността хлор:

Справочен материал за преминаване на теста:

периодичната таблица

Таблица за разтворимост

Електроотрицателността, подобно на други свойства на атомите на химичните елементи, се променя периодично с увеличаване на поредния номер на елемента:

Графиката по-горе показва периодичността на промяната на електроотрицателността на елементите от основните подгрупи в зависимост от поредния номер на елемента.

Когато се движите надолу по подгрупата на периодичната таблица, електроотрицателността на химичните елементи намалява, когато се движите надясно по периода, тя се увеличава.

Електроотрицателността отразява неметалността на елементите: колкото по-висока е стойността на електроотрицателността, толкова повече неметални свойства са изразени в елемента.

Степен на окисление

Как да изчислим степента на окисление на елемент в съединение?

1) Степента на окисление на химичните елементи в простите вещества винаги е нула.

2) Има елементи, които показват постоянно състояние на окисление в сложни вещества:

3) Има химични елементи, които показват постоянно състояние на окисление в по-голямата част от съединенията. Тези елементи включват:

елемент	Степента на окисление в почти всички съединения	Изключения
водород H	+1	Хидриди на алкални и алкалоземни метали, например:
кислород О	-2	Водородни и метални пероксиди: Кислороден флуорид -

4) Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми в една молекула винаги е нула. Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми в един йон е равна на заряда на йона.

5) Най-високата (максимална) степен на окисление е равна на номера на групата. Изключения, които не попадат в това правило, са елементите от вторичната подгрупа на I група, елементите от вторичната подгрупа на VIII група, както и кислородът и флуорът.

Химични елементи, чийто номер на група не съвпада с най-високата им степен на окисление (задължително за запомняне)

6) Най-ниската степен на окисление на металите винаги е нула, а най-ниската степен на окисление на неметалите се изчислява по формулата:

най-ниската степен на окисление на неметал = номер на група - 8

Въз основа на правилата, представени по-горе, е възможно да се установи степента на окисление на химичен елемент във всяко вещество.

Намиране на степента на окисление на елементите в различни съединения

Пример 1

Определете степента на окисление на всички елементи в сярната киселина.

Решение:

Нека напишем формулата за сярна киселина:

Степента на окисление на водорода във всички сложни вещества е +1 (с изключение на металните хидриди).

Степента на окисление на кислорода във всички сложни вещества е -2 (с изключение на пероксиди и кислороден флуорид OF 2). Нека подредим известните степени на окисление:

Нека обозначим степента на окисление на сярата като х:

Молекулата на сярната киселина, подобно на молекулата на всяко вещество, обикновено е електрически неутрална, т.к. сумата от степени на окисление на всички атоми в една молекула е нула. Схематично това може да се изобрази по следния начин:

Тези. получихме следното уравнение:

Нека го решим:

По този начин степента на окисление на сярата в сярната киселина е +6.

Пример 2

Определете степента на окисление на всички елементи в амониевия дихромат.

Решение:

Нека напишем формулата на амониев дихромат:

Както в предишния случай, можем да подредим степените на окисление на водорода и кислорода:

Виждаме обаче, че степени на окисление на два химични елемента наведнъж, азот и хром, са неизвестни. Следователно не можем да намерим степени на окисление по същия начин, както в предишния пример (едно уравнение с две променливи няма уникално решение).

Нека обърнем внимание на факта, че посоченото вещество принадлежи към класа на соли и съответно има йонна структура. Тогава можем с право да кажем, че съставът на амониевия дихромат включва NH 4 + катиони (зарядът на този катион може да се види в таблицата за разтворимост). Следователно, тъй като във формулната единица на амониевия дихромат има два положителни еднократно заредени катиона NH 4 +, зарядът на дихроматния йон е -2, тъй като веществото като цяло е електрически неутрално. Тези. веществото се образува от NH 4 + катиони и Cr 2 O 7 2- аниони.

Знаем степените на окисление на водорода и кислорода. Знаейки, че сумата от степени на окисление на атомите на всички елементи в йона е равна на заряда и обозначавайки степените на окисление на азота и хрома като хи гсъответно можем да напишем:

Тези. получаваме две независими уравнения:

Решавайки кое, намираме хи г:

Така в амониевия дихромат степента на окисление на азота е -3, на водорода +1, на хрома +6 и на кислорода -2.

Как да се определи степента на окисление на елементите в органичните вещества може да се прочете.

Валентност

Валентността на атомите се обозначава с римски цифри: I, II, III и т.н.

Възможностите за валентност на атома зависят от количеството:

1) несдвоени електрони

2) несподелени електронни двойки в орбиталите на валентните нива

3) празни електронни орбитали на валентното ниво

Валентни възможности на водородния атом

Нека изобразим електронната графична формула на водородния атом:

Беше казано, че три фактора могат да повлияят на валентните възможности - наличието на несдвоени електрони, наличието на несподелени електронни двойки на външното ниво и наличието на свободни (празни) орбитали на външното ниво. Виждаме един несдвоен електрон във външното (и единствено) енергийно ниво. Въз основа на това, водородът може точно да има валентност, равна на I. Въпреки това, на първото енергийно ниво има само едно подниво - с,тези. водородният атом на външното ниво няма нито неподелени електронни двойки, нито празни орбитали.

По този начин единствената валентност, която водородният атом може да прояви, е I.

Валентни възможности на въглероден атом

Помислете за електронната структура на въглеродния атом. В основно състояние електронната конфигурация на външното му ниво е следната:

Тези. В основното състояние външното енергийно ниво на невъзбуден въглероден атом съдържа 2 несдвоени електрона. В това състояние той може да проявява валентност, равна на II. Въпреки това, въглеродният атом много лесно преминава във възбудено състояние, когато му се придаде енергия, и електронната конфигурация на външния слой в този случай приема формата:

Въпреки че в процеса на възбуждане на въглеродния атом се изразходва известна енергия, разходът е повече от компенсиран от образуването на четири ковалентни връзки. Поради тази причина валентност IV е много по-характерна за въглеродния атом. Така например въглеродът има валентност IV в молекулите на въглеродния диоксид, въглеродната киселина и абсолютно всички органични вещества.

В допълнение към несдвоените електрони и несподелените електронни двойки, наличието на свободни () орбитали на валентното ниво също влияе върху валентните възможности. Наличието на такива орбитали в запълненото ниво води до факта, че атомът може да действа като акцептор на електронна двойка, т.е. образуват допълнителни ковалентни връзки чрез донорно-акцепторния механизъм. Така например, противно на очакванията, в молекулата на въглеродния окис CO връзката не е двойна, а тройна, което е ясно показано на следната илюстрация:

Валентни възможности на азотния атом

Нека запишем електронно-графичната формула на външното енергийно ниво на азотния атом:

Както може да се види от илюстрацията по-горе, азотният атом в нормалното си състояние има 3 несдвоени електрона и следователно е логично да се предположи, че той може да проявява валентност, равна на III. Наистина, валентност от три се наблюдава в молекулите на амоняк (NH 3), азотиста киселина (HNO 2), азотен трихлорид (NCl 3) и др.

По-горе беше казано, че валентността на атома на химичния елемент зависи не само от броя на несдвоените електрони, но и от наличието на несподелени електронни двойки. Това се дължи на факта, че ковалентна химична връзка може да се образува не само когато два атома предоставят един на друг по един електрон, но и когато един атом, който има неподелена двойка електрони - донор (), я предоставя на друг атом с празен () ниво на орбитална валентност (акцептор). Тези. за азотния атом е възможна и валентност IV поради допълнителна ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторния механизъм. Така например при образуването на амониевия катион се наблюдават четири ковалентни връзки, едната от които се образува от донорно-акцепторния механизъм:

Въпреки факта, че една от ковалентните връзки се образува от донорно-акцепторния механизъм, всички N-H връзки в амониевия катион са абсолютно идентични и не се различават една от друга.

Валентност, равна на V, азотният атом не може да покаже. Това се дължи на факта, че преходът към възбудено състояние е невъзможен за азотния атом, при който сдвояването на два електрона става с прехода на един от тях към свободна орбитала, която е най-близката по енергийно ниво. Азотният атом няма д-подниво, а преходът към 3s-орбитала е енергийно толкова скъп, че енергийните разходи не се покриват от образуването на нови връзки. Мнозина може да се чудят каква е тогава валентността на азота, например, в молекулите на азотната киселина HNO 3 или азотния оксид N 2 O 5? Колкото и да е странно, валентността там също е IV, както се вижда от следните структурни формули:

Пунктираната линия на илюстрацията показва т.нар делокализиран π -Връзка. Поради тази причина NO терминалните облигации могат да се нарекат „един и половина“. Подобни връзки една и половина се намират и в молекулата на озона O 3, бензена C 6 H 6 и др.

Валентни възможности на фосфора

Нека изобразим електронно-графичната формула на външното енергийно ниво на фосфорния атом:

Както виждаме, структурата на външния слой на фосфорния атом в основното състояние и на азотния атом е една и съща и следователно е логично да очакваме за фосфорния атом, както и за азотния атом, възможни валентности, равни до I, II, III и IV, което се спазва в практиката.

Въпреки това, за разлика от азота, фосфорният атом също има д-подниво с 5 свободни орбитали.

В това отношение той е в състояние да премине във възбудено състояние, запарвайки електрони 3 с-орбитали:

По този начин е възможна валентността V за фосфорния атом, който е недостъпен за азота. Така например фосфорният атом има валентност пет в молекулите на такива съединения като фосфорна киселина, фосфорни (V) халогениди, фосфорен (V) оксид и др.

Валентни възможности на кислородния атом

Електронно-графичната формула на външното енергийно ниво на кислородния атом има формата:

Виждаме два несдвоени електрона на 2-ро ниво и следователно валентност II е възможна за кислорода. Трябва да се отбележи, че тази валентност на кислородния атом се наблюдава в почти всички съединения. По-горе, когато разглеждахме валентните възможности на въглеродния атом, обсъдихме образуването на молекулата на въглеродния окис. Връзката в молекулата на CO е тройна, следователно кислородът е тривалентен там (кислородът е донор на електронна двойка).

Поради факта, че кислородният атом няма външно ниво д-поднива, разпаряване на електрони си п-орбитали е невъзможно, поради което валентните възможности на кислородния атом са ограничени в сравнение с други елементи от неговата подгрупа, например сяра.

Валентни възможности на серния атом

Външното енергийно ниво на серния атом в невъзбудено състояние:

Серният атом, подобно на кислородния атом, има два несдвоени електрона в нормалното си състояние, така че можем да заключим, че е възможна валентност от две за сярата. Наистина, сярата има валентност II, например в молекулата на сероводорода H 2 S.

Както виждаме, серният атом на външното ниво има дподниво със свободни орбитали. Поради тази причина атомът на сярата може да разшири валентните си възможности, за разлика от кислорода, поради прехода към възбудени състояния. И така, при раздвояване на несподелена електронна двойка 3 стр- подниво, серният атом придобива електронната конфигурация на външното ниво със следната форма:

В това състояние серният атом има 4 несдвоени електрона, което ни говори за възможността серните атоми да показват валентност, равна на IV. Наистина, сярата има валентност IV в молекулите SO 2, SF 4, SOCl 2 и т.н.

При раздвояване на втората несподелена електронна двойка, разположена на 3 с- подниво, външното енергийно ниво придобива следната конфигурация:

В такова състояние проявата на валентност VI вече става възможна. Пример за съединения с VI-валентна сяра са SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и др.

По подобен начин можем да разгледаме валентните възможности на други химични елементи.