אלקטרושליליות יחסית של יסודות. אלקטרוני שליליות

כאשר אלמנטים מקיימים אינטראקציה, נוצרים זוגות אלקטרונים על ידי קבלה או מתן אלקטרונים. היכולת של אטום למשוך אלקטרונים נקראה על ידי לינוס פאולינג האלקטרושליליות של יסודות כימיים. פאולינג הדרג את האלקטרושליליות של היסודות מ-0.7 ל-4.

מהי אלקטרושליליות?

אלקטרונית השליליות (EO) היא מאפיין כמותי של יסוד, המראה את הכוח שבו אלקטרונים נמשכים על ידי גרעין האטום. EO מאפיין גם את היכולת להחזיק אלקטרונים ערכיים ברמת האנרגיה החיצונית.

אורז. 1. מבנה האטום.

היכולת לתת או לקבל אלקטרונים קובעת אם היסודות שייכים למתכות או לא-מתכות. לאלמנטים התורמים אלקטרונים בקלות יש תכונות מתכתיות בולטות. יסודות המקבלים אלקטרונים מציגים תכונות לא מתכתיות.

האלקטרוניטיביות באה לידי ביטוי בתרכובות כימיות ומראה את תזוזה של אלקטרונים לכיוון אחד היסודות.

האלקטרונגטיביות עולה משמאל לימין ויורדת מלמעלה למטה בטבלה המחזורית של מנדלייב.

איך לקבוע

אתה יכול לקבוע את הערך באמצעות טבלת האלקטרושליליות של יסודות כימיים או סולם פאולינג. האלקטרושליליות של ליתיום נתפסת כאחדות.

לחומרי חמצון והלוגנים יש את ה-EO הגבוה ביותר. הערך של האלקטרושליליות שלהם גדול משניים. בעל השיא הוא פלואור בעל אלקטרושליליות של 4.

אורז. 2. טבלת אלקטרושליליות.

ב-EC הקטן ביותר (פחות משניים) יש מתכות מהקבוצה הראשונה של הטבלה המחזורית. נתרן, ליתיום, אשלגן נחשבים למתכות פעילות, בגלל. קל להם יותר להיפרד מאלקטרון ערכיות בודד מאשר לקבל את האלקטרונים החסרים.

כמה אלמנטים נמצאים ביניהם. האלקטרושליליות שלהם קרובה לשניים. אלמנטים כאלה (Si, B, As, Ge, Te) מציגים תכונות מתכתיות ולא מתכתיות.

כדי להקל על ההשוואה של EO, נעשה שימוש בסדרה של אלמנטים של אלקטרושליליות. משמאל מתכות, מימין לא מתכות. ככל שיהיה קרוב יותר לקצוות, האלמנט פעיל יותר. צזיום הוא הגורם המפחית החזק ביותר, תורם אלקטרונים בקלות ובעל האלקטרושליליות הנמוכה ביותר. פלואור הוא חומר מחמצן פעיל המסוגל למשוך אלקטרונים.

אורז. 3. סדרה של אלקטרושליליות.

בתרכובות לא מתכתיות, יסודות בעלי EC גבוה יותר מושכים אלקטרונים. חמצן בעל אלקטרושליליות של 3.5 מושך אטומי פחמן וגופרית עם אלקטרושליליות של 2.5.

מה למדנו?

אלקטרוניטיביות מציינת את המידה שבה גרעין האטום שומר על אלקטרונים ערכיים. בהתאם לערך של EC, האלמנטים מסוגלים לתרום או לקבל אלקטרונים. יסודות בעלי אלקטרושליליות גדולה יותר מושכים אלקטרונים ומפגינים תכונות לא מתכתיות. ליסודות שהאטומים שלהם תורמים אלקטרונים בקלות יש תכונות מתכתיות. לחלק מהאלמנטים יש EO ניטרלי מותנה (כשניים) ויכולים להפגין תכונות מתכתיות ולא מתכתיות. דרגת ה-EO עולה משמאל לימין ומלמטה למעלה בטבלה המחזורית.

אלקטרונית השליליות - היכולת של אטומים להעביר אלקטרונים לכיוונם כאשר נוצר קשר כימי. מושג זה הוצג על ידי הכימאי האמריקאי L. Pauling (1932). אלקטרונליליות מאפיינת את היכולת של אטום של יסוד נתון למשוך זוג אלקטרונים משותף במולקולה. ערכי האלקטרונליליות הנקבעים בדרכים שונות נבדלים זה מזה. בפרקטיקה החינוכית, לרוב הם משתמשים בערכים לא מוחלטים אלא יחסיים של אלקטרושליליות. הנפוץ ביותר הוא הסולם שבו מושווה האלקטרושליליות של כל היסודות לאלקטרושליליות של ליתיום, נלקחת כאחת.

בין המרכיבים של קבוצות IA - VIIA:

אלקטרושליליות עם מספר סידורי עולה, ככלל, עולה בתקופות ("משמאל לימין"), ויורדת בקבוצות ("מלמעלה למטה").

דפוסי השינוי באלקטרושליליות בין האלמנטים של בלוק ה-d מורכבים הרבה יותר.

יסודות בעלי אלקטרושליליות גבוהה, שלאטומים שלהם זיקה גבוהה לאלקטרון ואנרגיית יינון גבוהה, כלומר, נוטים להצמד אלקטרון או להזיז זוג אלקטרונים קושרים לכיוונם, נקראים לא-מתכות.

אלה כוללים: מימן, פחמן, חנקן, זרחן, חמצן, גופרית, סלניום, פלואור, כלור, ברום ויוד. על פי מספר מאפיינים, קבוצה עומדת של גזים אצילים (הליום-ראדון) מסווגת גם כלא-מתכת.

רוב היסודות בטבלה המחזורית הם מתכות.

מתכות מאופיינות באלקטרושליליות נמוכה, כלומר, ערכים נמוכים של אנרגיית יינון וזיקת ​​אלקטרונים. אטומי מתכת תורמים אלקטרונים לאטומים שאינם מתכתיים, או מערבבים זוגות של אלקטרונים מקושרים הרחק מעצמם. מתכות נבדלות על ידי הברק האופייני שלהן, מוליכות חשמלית גבוהה ומוליכות תרמית טובה. הם בעיקר עמידים וניתנים לגימור.

קבוצה כזו של תכונות פיזיקליות המבדילות בין מתכות ללא מתכות מוסברת על ידי סוג מיוחד של קשר שקיים במתכות. לכל המתכות יש סריג קריסטל מוגדר היטב. בצמתים שלו, יחד עם אטומים, יש קטיוני מתכת, כלומר. אטומים שאיבדו את האלקטרונים שלהם. אלקטרונים אלה יוצרים ענן אלקטרונים חברתי, מה שנקרא גז אלקטרונים. אלקטרונים אלו נמצאים בשדה הכוח של גרעינים רבים. קשר כזה נקרא קשר מתכתי. הנדידה החופשית של אלקטרונים על פני נפח הגביש קובעת את התכונות הפיזיקליות המיוחדות של מתכות.

מתכות כוללות את כל האלמנטים d ו-f. אם אנו בוחרים מנטלית רק בלוקים של אלמנטים s ו-p מהמערכת המחזורית, כלומר אלמנטים מקבוצה A ונצייר אלכסון מהפינה השמאלית העליונה לפינה הימנית התחתונה, אז מסתבר שאלמנטים לא מתכתיים נמצאים על הצד הימני של האלכסון הזה, ומתכתי - בשמאל. בצמוד לאלכסון יש אלמנטים שלא ניתן לייחס באופן חד משמעי לא למתכות ולא למתכות. יסודות ביניים אלה כוללים: בורון, סיליקון, גרמניום, ארסן, אנטימון, סלניום, פולוניום ואסטטין.

המושגים של קשרים קוולנטיים ויונים מילאו תפקיד חשוב בפיתוח רעיונות לגבי מבנה החומר, עם זאת, יצירת שיטות פיזיקוכימיות חדשות לחקר המבנה העדין של החומר והשימוש בהם הראו כי תופעת הקשר הכימי היא הרבה יותר. מורכב. כיום מאמינים שכל קשר הטרואטומי הוא גם קוולנטי וגם יוני, אך בפרופורציות שונות. לפיכך, מושג הרכיבים הקוולנטיים והיוניים של קשר הטרואטומי מוצג. ככל שההבדל באלקטרושליליות של אטומי הקשר גדול יותר, כך גדל הקוטביות של הקשר. בהפרש של יותר משתי יחידות, הרכיב היוני הוא כמעט תמיד השולט. הבה נשווה בין שתי תחמוצות: תחמוצת נתרן Na 2 O ותחמוצת כלור(VII) Cl 2 O 7. בתחמוצת נתרן, המטען החלקי על אטום החמצן הוא -0.81, ובתחמוצת כלור -0.02. המשמעות היא למעשה שהקשר Na-O הוא 81% יוני ו-19% קוולנטי. המרכיב היוני של הקשר Cl-O הוא רק 2%.

רשימת ספרות משומשת

1. פופקוב ו.א., Puzakov S. A. כימיה כללית: ספר לימוד. - מ.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 עמ': ISBN 978-5-9704-1570-2. [עם. 35-37]
2. Volkov, A.I., Zharsky, I.M.ספר עיון כימי גדול / A.I. וולקוב, I.M. ז'רסקי. - מינסק: בית ספר מודרני, 2005. - 608 עם ISBN 985-6751-04-7.

אלקטרוניטיביות של אטומים של יסודות.אלקטרושליליות יחסית. שינוי בתקופות ובקבוצות של המערכת המחזורית. הקוטביות של קשר כימי, הקוטביות של מולקולות ויונים.

אלקטרונית השליליות (e.o.) היא היכולת של אטום להזיז צמדי אלקטרונים כלפי עצמו.
מרוי א.ו. האם האנרגיה שווה מבחינה אריתמטית ל-½ הסכום של אנרגיית היינון I ואנרגיית הדמיון האלקטרוני E
E.O. = ½ (I+E)

אלקטרושליליות יחסית. (OEO)

לפלואור, כיסוד ה-e.o החזק ביותר, נקבע ערך של 4.00 ביחס אליו נחשבים היסודות האחרים.

שינויים בתקופות ובקבוצות של המערכת המחזורית.

בתוך תקופות, ככל שהמטען הגרעיני גדל משמאל לימין, האלקטרושליליות גוברת.

הכי פחותערך נצפה במתכות אלקליות ואדמה אלקליין.

הגדול ביותר- עבור הלוגנים.

ככל שהאלקטרושליליות גבוהה יותר, כך התכונות הלא מתכתיות של היסודות חזקות יותר.

אלקטרונית השליליות (χ) היא תכונה כימית בסיסית של אטום, מאפיין כמותי של יכולתו של אטום במולקולה להזיז זוגות אלקטרונים משותפים כלפי עצמו.

התפיסה המודרנית של אלקטרושליליות של אטומים הוצגה על ידי הכימאי האמריקאי ל. פאולינג. ל' פאולינג השתמש במושג האלקטרושליליות כדי להסביר את העובדה שהאנרגיה של הקשר ההטרואטומי A-B (A, B הם סמלים של כל יסודות כימיים) היא בדרך כלל גדולה מהממוצע הגיאומטרי של הקשרים ההטרואטומיים A-A ו-B-B.

הערך הגבוה ביותר של e.o. פלואור, והנמוך ביותר הוא צזיום.

ההגדרה התיאורטית של אלקטרושליליות הוצעה על ידי הפיזיקאי האמריקני ר' מוליקן. בהתבסס על העמדה הברורה שלפיה יכולתו של אטום במולקולה למשוך מטען אלקטרוני אל עצמו תלויה באנרגיית היינון של האטום ובזיקה האלקטרונית שלו, הציג ר' מוליקן את מושג האלקטרושליליות של אטום A כממוצע ערך אנרגיית הקישור של האלקטרונים החיצוניים במהלך יינון מצבי ערכיות (לדוגמה, מ-A- ל-A+) ועל בסיס זה הציע יחס פשוט מאוד לאלקטרושליליות של אטום:

כאשר J1A ו-εA הם אנרגיית היינון של אטום והזיקה האלקטרונית שלו, בהתאמה.
באופן קפדני, לא ניתן לייחס לאלמנט אלקטרושליליות קבועה. האלקטרושליליות של אטום תלויה בגורמים רבים, בפרט, במצב הערכיות של האטום, מצב החמצון הפורמלי, מספר הקואורדינציה, אופי הליגנדים המרכיבים את סביבת האטום במערכת המולקולרית, וכמה אחרים. לאחרונה, לעתים קרובות יותר ויותר, כדי לאפיין את האלקטרושליליות, נעשה שימוש במה שנקרא אלקטרושליליות מסלולית, התלויה בסוג המסלול האטומי המעורב ביצירת הקשר, ובאוכלוסיית האלקטרונים שלו, כלומר אם המסלול האטומי תפוס. על ידי זוג אלקטרונים לא משותף, מאוכלס בנפרד על ידי אלקטרון לא מזווג, או פנוי. אבל, למרות הקשיים הידועים בפרשנות ובקביעת האלקטרושליליות, היא תמיד נשארת הכרחית לתיאור ואיכותני של טבעם של קשרים במערכת מולקולרית, לרבות אנרגיית הקשר, פיזור המטען האלקטרוני ודרגת יוניות, קבוע כוח וכו'. אחת המפותחות ביותר בגישה הנוכחית היא גישת סנדרסון. גישה זו התבססה על הרעיון של השוואת האלקטרושליליות של אטומים במהלך יצירת קשר כימי ביניהם. מחקרים רבים מצאו קשרים בין האלקטרושליליות של סנדרסון לבין התכונות הפיזיקוכימיות החשובות ביותר של תרכובות אנאורגניות של הרוב המכריע של היסודות של הטבלה המחזורית. שינוי בשיטת סנדרסון, המבוסס על חלוקה מחדש של אלקטרושליליות בין אטומים של מולקולה לתרכובות אורגניות, התברר גם הוא כפורה מאוד.

2) הקוטביות של הקשר הכימי, הקוטביות של מולקולות ויונים.

מה בתקציר ובספר הלימוד - קוטביות קשורה במומנט דיפול. היא מופיעה כתוצאה מתזוזה של זוג אלקטרונים משותף לאחד האטומים. הקוטביות תלויה גם בהבדל באלקטרושליליות של הווית האטומים מלוכדת. שני אטומים, ככל שהקשר הכימי ביניהם קוטבי יותר. בהתאם לאופן שבו צפיפות האלקטרונים מחולקת מחדש במהלך יצירת קשר כימי, מבחינים במספר סוגים שלו. המקרה המגביל של קיטוב הקשר הכימי הוא מעבר מוחלט מאטום אחד לאחר.

במקרה זה נוצרים שני יונים שביניהם נוצר קשר יוני, על מנת ששני אטומים יוכלו ליצור קשר יוני, יש צורך שא.ו. היה שונה מאוד. אם למשל. שווים, אז נוצר קשר קוולנטי לא קוטבי.הקשר הקוולנטי הקוטבי הנפוץ ביותר נוצר בין כל אטומים שיש להם e.o.

המטענים האפקטיביים של האטומים יכולים לשמש הערכה כמותית של הקוטביות של קשר.המטען האפקטיבי של אטום מאפיין את ההבדל בין מספר האלקטרונים השייכים לאטום נתון בתרכובת כימית לבין מספר האלקטרונים של אטום חופשי .אטום של יסוד יותר אלקטרוני שלילי מושך אלקטרונים חזק יותר, אז האלקטרונים קרובים אליו יותר, והוא מקבל מטען שלילי כלשהו, ​​שנקרא יעיל, ולשותף שלו יש אותו מטען אפקטיבי חיובי.אם האלקטרונים היוצרים קשר בין אטומים שייכים להם באופן שווה, המטענים האפקטיביים הם אפס.

עבור מולקולות דיאטומיות, ניתן לאפיין את הקוטביות של הקשר ולקבוע את המטענים האפקטיביים של אטומים על סמך מדידת מומנט הדיפול M = q * r כאשר q הוא המטען של קוטב הדיפול, השווה למטען האפקטיבי עבור מולקולה דיאטומית, r הוא המרחק הבין-גרעיני.מומנט הדיפול של הקשר הוא כמות וקטורית. הוא מכוון מהחלק הטעון חיובי של המולקולה לחלק השלילי שלה.המטען היעיל על אטום של יסוד אינו עולה בקנה אחד עם מצב החמצון.

הקוטביות של מולקולות קובעת במידה רבה את תכונות החומרים. מולקולות קוטביות פונות זו לזו עם קטבים טעונים הפוך, ונוצרת ביניהן משיכה הדדית. לכן, לחומרים הנוצרים על ידי מולקולות קוטביות יש נקודות התכה ורתיחה גבוהות יותר מאשר חומרים שהמולקולות שלהם אינן קוטביות.

לנוזלים שהמולקולות שלהם קוטביות יש כוח המסה גבוה יותר. יתרה מכך, ככל שהקוטביות של מולקולות הממס גדולה יותר, כך המסיסות של תרכובות קוטביות או יוניות בו גבוהה יותר. תלות זו מוסברת בכך שהמולקולות הקוטביות של הממס, עקב האינטראקציה דיפול-דיפול או יון-דיפול עם המומס, תורמות לפירוק המומס ליונים. לדוגמה, תמיסה של מימן כלורי במים, שהמולקולות שלה קוטביות, מוליכה חשמל היטב. לתמיסה של מימן כלורי בבנזן אין מוליכות חשמלית ניכרת. זה מצביע על היעדר יינון מימן כלורי בתמיסת הבנזן, שכן מולקולות הבנזן אינן קוטביות.

ליונים, כמו שדה חשמלי, יש השפעה מקטבת זה על זה. כאשר שני יונים נפגשים, מתרחש הקיטוב ההדדי שלהם, כלומר. תזוזה של האלקטרונים של השכבות החיצוניות ביחס לגרעינים. הקיטוב ההדדי של יונים תלוי במטענים של הגרעין והיון, רדיוס היון וגורמים נוספים.

בתוך הקבוצות של e.o. יורד.

התכונות המתכתיות של היסודות מתגברות.

יסודות מתכתיים ברמת האנרגיה החיצונית מכילים 1,2,3 אלקטרונים ומאופיינים בערך נמוך של פוטנציאל יינון וא.ו. כי מתכות מראות נטייה בולטת לתרום אלקטרונים.
ליסודות לא מתכתיים יש אנרגיית יינון גבוהה יותר.
ככל שהקליפה החיצונית של לא מתכות מתמלאת, הרדיוס האטומי פוחת בתוך התקופות. במעטפת החיצונית, מספר האלקטרונים הוא 4,5,6,7,8.

הקוטביות של קשר כימי. קוטביות של מולקולות ויונים.

הקוטביות של קשר כימי נקבעת על ידי תזוזה של הקשרים של זוג אלקטרונים לאחד האטומים.

קשר כימי נוצר עקב חלוקה מחדש של אלקטרונים באורביטלים ערכיים, וכתוצאה מכך תצורה אלקטרונית יציבה של גז אצילי, עקב היווצרות יונים או היווצרות של זוגות אלקטרונים משותפים.
קשר כימי מאופיין באנרגיה ובאורך.
המדד לחוזק הקשר הוא האנרגיה המושקעת כדי לשבור את הקשר.
לדוגמה. H - H = 435 קילו-ג'מול-1

אלקטרוניות שליליות של יסודות אטומיים
אלקטרונית השליליות היא תכונה כימית של אטום, מאפיין כמותי של יכולתו של אטום במולקולה למשוך אל עצמה אלקטרונים מאטומים של יסודות אחרים.
אלקטרושליליות יחסית

הסולם הראשון והמפורסם ביותר של האלקטרושליליות היחסית הוא סולם L. Pauling, שהושג מנתונים תרמוכימיים והוצע בשנת 1932. ערך האלקטרושליליות של היסוד האלקטרונילילי ביותר פלואור, (F) = 4.0, נלקח באופן שרירותי כנקודת הייחוס במסמך זה. סוּלָם.

ליסודות מקבוצה VIII של המערכת המחזורית (גזים אצילים) יש אפס אלקטרושליליות;
הגבול המותנה בין מתכות ללא מתכות נחשב לערך האלקטרושליליות היחסית השווה ל-2.

האלקטרושליליות של יסודות המערכת המחזורית, ככלל, עולה ברצף משמאל לימין בכל תקופה. בתוך כל קבוצה, למעט כמה יוצאי דופן, האלקטרושליליות יורדת בעקביות מלמעלה למטה. האלקטרונליליות משמשת לאפיון קשר כימי.
קשרים עם הבדל קטן יותר באלקטרושליליות של אטומים מכונים קשרים קוולנטיים קוטביים. ככל שההבדל באלקטרושליליות של האטומים היוצרים קשר כימי קטן יותר, כך מידת היוניות של קשר זה נמוכה יותר. ההבדל האפס באלקטרושליליות של אטומים מעיד על היעדר תו יוני בקשר שנוצר על ידם, כלומר, הקוולנטיות הטהורה שלו.

קוטביות של קשר כימי, קוטביות של מולקולות ויונים
הקוטביות של קשרים כימיים, מאפיין של קשר כימי, המראה את החלוקה מחדש של צפיפות האלקטרונים בחלל ליד הגרעינים לעומת ההתפלגות הראשונית של צפיפות זו באטומים הנייטרליים היוצרים קשר זה.

כמעט כל הקשרים הכימיים, למעט קשרים במולקולות הו-גרעיניות דו-אטומיות, הם קוטביים במידה זו או אחרת. בדרך כלל קשרים קוולנטיים הם קוטביים חלשים, קשרים יוניים הם מאוד קוטביים.

לדוגמה:
קוולנטי לא קוטבי: Cl2, O2, N2, H2,Br2

קוטבי קוולנטי: H2O, SO2, HCl, NH3 וכו'.

אם האטומים הנייטרליים של שני יסודות שונים מאוד בערכיהם אנרגיית יינוןו משיכת אלקטרון, אז הם מסוגלים בקלות ליצור אינטראקציה זה עם זה עם היווצרות של קשר כימי חזק.

עם זאת, השימוש במאפיינים אלה מוגבל על ידי העובדה שהם מתייחסים לאטומים ניטרליים מבודדים. אם האטומים הם חלק מתרכובת כימית, אז כדי לאפיין את יכולתם למשוך אלקטרונים נפוצים לעצמם, המושג מוצג אלקטרושליליות(EO)*.

אלקטרונית השליליות היא ערך המאפיין את יכולתו של אטום במולקולה או למשוך אלקטרונים המעורבים ביצירת קשר קוולנטי.

ולמרות שהאלקטרושליליות של אטום, התלויה במצב הערכיות של האטום ובסוג התרכובת הכימית שבה הוא נמצא, מותנית, השימוש בו שימושי לאפיון הן קשרים קוולנטיים בודדים והן התרכובת הכימית כולה.

האלקטרושליליות של אטום היא חצי מהסכום של אנרגיית היינון והזיקה האלקטרונית שלו:

בפועל, בדרך כלל משתמשים בערך האלקטרושליליות היחסית, תוך מתן ערך האלקטרושליליות של אטום הליתיום כיחידה שלו.

האלקטרושליליות היחסית של אטום של יסוד כלשהו, ​​המסומנת באות היוונית χ (chi), נקבעת על ידי היחס השווה ל-EO A / EO Li.

באלקטרושליליות היחסית הגבוהה ביותר יש אטום פלואור - 4.0, הקטן ביותר - אטומי צזיום ופרנציום - 0.7. בהשוואה אליהם, נחשבות האלקטרושליליות היחסית של האטומים של היסודות הנותרים (טבלה 7). הערכים הנמוכים ביותר של אלקטרושליליות יחסית הם אטומים ניטרליים של יסודות s של קבוצה I, הגבוהים ביותר - ע-אלמנטים של קבוצות VI ו-VII. ככל שהאלקטרושליליות היחסית גדולה יותר, כך האטום של יסוד נתון מפגין תכונות חמצון חזק יותר והוא מושך חזק יותר את הזוג(ים) המשותף (הלא) האלקטרוני () של קשרים קוולנטיים בתרכובת.

עבור אטומים ניטרליים של יסודות בתוך תקופה, עם עלייה במטען של הגרעינים, מתרחשת עלייה באלקטרושליליות (הערכים הקטנים ביותר הם אטומים של מתכות אלקליות - יסודות מקבוצה IA, הגדולים - אטומים של הלוגנים - יסודות של קבוצה VIIA). זאת בשל העובדה שמספר שכבות האלקטרונים באטומים אינו משתנה, והמטען של הגרעינים שלהם גדל לאורך התקופה, ולכן האינטראקציה של אלקטרונים עם הגרעין גדלה, וכתוצאה מכך, הגודל (רדיוס) ) של אטומים יורד. באותו כיוון, אנרגיית היינון, זיקת האלקטרונים והאלקטרושליליות של אטומים ניטרליים של יסודות גדלות. בהתאם לכך, התכונות המפחיתות של אטומים ניטרליים של יסודות נחלשות בתקופה משמאל לימין, ותכונות החמצון מתגברות. חומרי החמצון החזקים ביותר בתקופה הם אטומי הלוגן.

בקבוצות A, ערכי האלקטרושליליות של אטומים ניטרליים של יסודות, ומכאן תכונות החמצון, יורדים מלמעלה למטה, ובקבוצות B (למעט קבוצה III), להיפך, הם עולים.

לפיכך, חומר החמצון החזק ביותר הוא אטום הפלואור הנייטרלי (קבוצה VIIA), והחומר המחמצן החזק ביותר הוא אטום הפרנציום הנייטרלי (קבוצה IA) (איור 12).

ברוב המקרים, קשרים במולקולות הם ביניים באופיים בין שני המקרים המגבילים - סוגים קוולנטיים או יוניים של קשרים כימיים. לדוגמה, במולקולת יודיד מימן HI, הקשר אינו קוולנטי גרידא ולא יוני גרידא.

ההבדל בערכי האלקטרושליליות היחסית של האטומים הנייטרליים של היסודות משמש לשפוט את מידת היוניות של הקשרים. כאשר ההבדל בערכי χ גדול מ-2.0, הקשר יכול להיחשב יוני, כאשר ההבדל הוא בין 0.4- ל-2.0 - קוולנטי עם אופי יוני חלקי, וכאשר ההבדל קטן מ-0.4, קוולנטי.

לפי ערך האלקטרושליליות היחסית של אטומים, היסודות מחולקים באופן קונבנציונלי ל מתכות ו לא מתכות , הגבול שביניהם במערכת המחזורית של D.I. מנדלייב (בגרסה החצי-ארוכה, בת 18 תאים) מצויר לאורך האלמנטים של תת-הקבוצות העיקריות באלכסון מבורון לאסטטין. ערך ה-χ של אטומי הגבול - אלמנטים אמפוטריים * - קרוב ל-2 (הם מודגשים בטבלה 7 בתאים מודגשים ובצללים).

טבלה 7 אלקטרושליליות יחסית של אטומים, יסודות eV		F4.0	Cl 3.0	Br2.8	אני 2.5	ב-2.2
	O 3.5	S 2.5	סעיף 2.4	Te 2.1	Po 2.0
	N 3.0	P 2.1	בתור 2.0	Sb 1.9	בי 1.9
	C2.5	סי 1.8	Ge 1.8	Sn 1.8	Pb 1.9
	B2.0	אל 1.5	Ga 1.6	ב-1.7	Tl 1.8
			Zn 1.6	תקליטור 1.7	Hg 1.9
			Cu 1.9	Ag 1.9	או 2.4
			Ni 1.9	Pd 2.2	Pt 2.2
			Co 1.9	Rh 2.2	איר 2.2
			Fe 1.8	Ru 2.2	OS 2.2
			Mn 1.5	Te 1.9	Re 1.9
			Cr 1.6	מו 1.8	W 1.7
			V 1.6	נ.ב 1.6	טא 1.5
			Ti 1.5	Zr 1.4	hf 1.3
			Sc 1.3	Y 1.2	לה-לו 1.0-1.2
	תהיה 1.5	Mg 1.2	בערך 1.0	Sr 1.0	Ba 0.9
H2.1	Li 1.0	Na 0.9	K 0.8	Rb 0.8	Cs 0.7

תת קבוצות עיקריות

		אני	II	III	IV	V	VI	VII	ח
	ח							הוא
	לי	לִהיוֹת	ב	ג	נ	O	ו	לא
	לא	מ"ג	אל	סִי	פ	ס	Cl	Ar
	ק	כ	גא	Ge	כפי ש	Se	בר	kr
	Rb	האב	ב	sn	סב	Te	אני	Xe
	Cs	תוֹאַר רִאשׁוֹן	Tl	Pb	דוּ	פו	בְּ	Rn
	Fr	רא

אורז. 12. שינוי במאפייני החיזור

אטומים ניטרליים של היסודות של תת הקבוצות הראשיות (קבוצות A)

המילים ″acid″ ו- ″base″ הן מונחים פונקציונליים, לא שמות של תוויות. הם מציינים למה חומר מסוגל ולא מה הוא.

ר' פון הנדלר (1931).

2.5. תכונות חומצה-בסיס של תרכובות כימיות

המחזוריות של תכונות היסודות, הקשורה לשינוי במבנה של קליפות האלקטרונים של האטומים שלהם עם עלייה במטען של גרעיני אטום, באה לידי ביטוי גם בתרכובות שלהם מאותו סוג.

המערכת המחזורית של יסודות כימיים בנויה כך שהיסודות ממוקמים בצד שמאל של הטבלה שלה, שהידרוקסידים שלולהפגין תכונות בסיסיות. תכונות אלה בולטות במיוחד בהידרוקסידים של מתכת אלקלית. להיפך, בצד ימין של הטבלה של הטבלה המחזורית נמצאים יסודות שהתחמוצות שלהם, בפעולת המים, הופכות להידרוקסידים בעלי תכונות חומציות, כלומר לחומצות. תחמוצות והידרוקסידים של יסודות רבים - אלה שהיו באמצע הטבלה של המערכת המחזורית - הם בעלי התנהגות כפולה. בעת אינטראקציה עם חומצות חזקות, הם מציגים תכונות בסיסיות, וכאשר מגיבים עם אלקליות, הם הופכים לחומציים.

בתקופות, כאשר עוברים משמאל לימין, התכונות של תחמוצות והידרוקסידים מהבסיסיות, עבור יסודות מקבוצות IA–IIA, משתנות בהדרגה לאמפוטריות, ואלמנטים מקבוצות VA–VIIA הופכים לחומציים.

עבור תחמוצות והידרוקסידים של יסודות, ערכי האלקטרושליליות היחסית של אטומים שלהם הם בטווח של 1.5-2.2, תכונות אמפוטריות אופייניות בדרך כלל. במקרה זה, ככל שהערכים של χ קטנים יותר, כך התחמוצות וההידרוקסידים מפגינים תכונות בסיסיות יותר, ולהפך, ככל שהערכים של χ גדולים יותר, כך הם מציגים את התכונות החומציות של תחמוצות והידרוקסידים חזקים יותר. לדוגמה, באלמנט של גליום קבוצת IIIA (χ \u003d 1.7), המאפיינים החומציים והבסיסיים של Ga 2 O 3 ו- Ga (OH) 3 באים לידי ביטוי באותה מידה.

רדיוסים של קטיונים קטנים יותר מרדיוסים של אטומים ניטרליים, שכן הם נוצרים על ידי תרומת אלקטרונים, ורדיוסים של אניונים גדולים יותר מרדיוסים של אטומים ניטרליים, שכן הם נוצרים על ידי קבלת אלקטרונים.

בהידרוקסידים E–O–H, בקבוצות מלמעלה למטה, עקב עלייה ברדיוס של אטומי היסודות, המרחק בין אטומי היסוד לחמצן גדל, כלומר עוצמת האינטראקציה ביניהם פוחתת. . בהתאם לכך, מידת הניתוק האלקטרוליטי של הידרוקסידים לאורך הקשר E–O עולה:

E + + OH – E–O–N EO – + H +

והטבע הבסיסי של הידרוקסידים מוגבר, בעוד שמידת הניתוק לאורך הקשר О–Н פוחתת, ותכונותיהם החומציות נחלשות (איור 13).

לדוגמה:

Be (OH) 2 - הידרוקסיד אמפוטרי, Mg (OH) 2 - בסיס חלש, Ca (OH) 2 - בסיס חזק;

חומצה מטא-פוספורית HPO 3 חלשה בהרבה מחומצה חנקתית HNO 3.

בהידרידים של תרכובות של לא-מתכות עם מימן, התכונות החומציות מתגברות עם עלייה ברדיוס של אטומי היסודות; הן עולות בקבוצות A מלמעלה למטה מ-HF ל-HI ומ-H 2 O ל-H 2 Te .

תת קבוצות עיקריות

		אני	II	III	IV	V	VI	VII	ח
	ח							הוא
	לי	לִהיוֹת	ב	ג	נ	O	ו	לא
	לא	מ"ג	אל	סִי	פ	ס	Cl	Ar
	ק	כ	גא	Ge	כפי ש	Se	בר	kr
	Rb	האב	ב	sn	סב	Te	אני	Xe
	Cs	תוֹאַר רִאשׁוֹן	Tl	Pb	דוּ	פו	בְּ	Rn
	Fr	רא

אורז. 13. שינוי בתכונות החומצה-בסיס של תחמוצות והידרוקסידים של יסודות תת-הקבוצות העיקריות (קבוצות A)

סיווג של קשרים כימיים

פרק 3

שאלות לבדיקה עצמית

1. מהו שינוי שיפוט?

2. במה שונה המרת פסק דין מהפיכת פסק דין?

3. לאילו עקרונות מצייתת האמת (השקר) של פסק דין?

4. איזו תפקיד ממלאת טבלת האמת (השקר) של פסק הדין?

תרגילים

הפוך שיפוטים תוך שימוש בחוקים של טרנספורמציה, היפוך והתנגדות פרדיקט.

1) חלק מהתלמידים אינם מצליחים. 2) כל חלקות היער נוקו. 3) אף אסדת קידוח אחת לא הייתה סרק השנה. 4) בין התלמידים יש ספורטאים. 5) קשיים לא מפחידים אותו.

דוגמה: כל המתכות מוליכות חשמלית. אף מתכת אינה מוליכה; (טרנספורמציה).

כל התלמידים הם סטודנטים. חלק מהתלמידים הם סטודנטים; (עִרעוּר).

כל התלמידים הם סטודנטים. חלק מהתלמידים אינם תלמידים; (בניגוד לפרדיקט).

אחד הנושאים החשובים ביותר בכימיה הוא שאלת הקשר הכימי, הדורשת הסבר על הסיבות וזיהוי דפוסי היווצרות קשרים בין אטומים, יונים, מולקולות על סמך תורת מבנה האטום והמחזוריות. החוק של D.I. Mendeleev, כמו גם המאפיינים של קשרים אלה באמצעות פרשנות של חומרים בתכונות פיזיקליות וכימיות. נכון לעכשיו, שתי שיטות משמשות בעיקר לחקר קשרים כימיים:
1) קשרי ערכיות;
2) אורביטלים מולקולריים.
במסגרת השיטה הראשונה, אטומים בודדים המקיימים אינטראקציה נחשבים על סמך עקרון השלמות של מעטפת האלקטרונים (כלל האוקטט). קשר קוולנטי מנקודת המבט של שיטת קשרי הערכיות נוצר עקב סוציאליזציה של זוג אלקטרונים.
שיטה פשוטה של ​​קשרי ערכיות עבור כימאי היא המובנת, הנוחה והוויזואלית ביותר, והכי עונה על מטרות החינוך היסודי. החיסרון של שיטת קשר הערכיות הוא שלא ניתן להסביר חלק מהנתונים הניסיוניים במסגרתה.
יעילה יותר היא שיטת האורביטלים המולקולריים, המתחשבת באלקטרונים שנמצאים בשדה המשיכה שנוצרו על ידי כל גרעיני האטום של המולקולה. מנקודת המבט של שיטת האורביטלים המולקולריים, אין במולקולה אטומים ככאלה, אלא ישנם גרעינים דוחים הדדיים ואלקטרונים המקיימים אינטראקציה איתם וביניהם. שיטת המסלול המולקולרי מאפשרת להסביר בצורה מלאה יותר את נתוני הניסוי.
כאשר מאפיינים קשר כימי, משתמשים בדרך כלל במושגים כמו "ערך", "מצב חמצון" ו"ריבוי קשרים".
Valence - היכולת של אטום של יסוד כימי ליצור קשרים עם אטומים אחרים. עבור תרכובות יוניות, מספר האלקטרונים שנתרמו או שהתקבלו נלקח כערך הערכיות. עבור תרכובות קוולנטיות, הערכיות שווה למספר זוגות האלקטרונים החברתיים.
מצב חמצון - זהו המטען המותנה שיהיה על האטום במקרה שבו כל הקשרים הקוולנטיים הקוטביים יהיו יוניים.
ריבוי תקשורת בין אטומים אלה שווה למספר זוגות האלקטרונים החברתיים שלהם.
ניתן לחלק את כל הקשרים הנחשבים בכימיה קשרים המובילים ליצירת חומרים חדשים, וקשרים בין מולקולריים.
קשרים המובילים ליצירת חומרים חדשים נוצרים כתוצאה מזיווג אלקטרונים. אלקטרונים מזווגים נמצאים בשדה המשיכה של כל גרעיני המולקולות. חלוקה מחדש כזו של צפיפות האלקטרונים נותנת רווח באנרגיה בהשוואה לאטומים לא קשורים. נוכחותו של רווח זה היא שקובעת את היווצרותו של קשר כימי. בהתאם לשיטת הפיזור מחדש של אלקטרונים, הם פולטים קשרים קוולנטיים, יוניים ו מַתֶכֶת . על פי נוכחות או היעדר קיטוב, קשרים קוולנטיים מחולקים ל קוֹטבִי – בין אטומים של יסודות שונים – ו לא קוטבי בין אטומים של אותו יסוד. על פי שיטת היווצרות, קשרים קוולנטיים מחולקים ל רגיל , תורם-מקבל ו דייב .

ניתן לאפיין קשר בין אטומים על בסיס אלקטרושליליות.
אלקטרוני שליליות - היכולת של אטום הקשור לאטום אחר למשוך אליו ענן אלקטרונים, ובכך לגרום לקיטוב של הקשר. נעשה שימוש באומדנים כמותיים שונים של האלקטרושליליות של אטום, למשל, חצי הסכום של זיקת האלקטרונים ופוטנציאל היינון שלו (שיטת מוליקן) (טבלה 3.1).

טבלה 3.1

אלקטרושליליות יחסית של אטומים בצורה
חצי סכום של זיקה אלקטרונים ופוטנציאל יינון

פרק זמן	קבוצות אלמנטים
אני	II	III	IV	V	VI	VII	ח
	H 2.1							הוא
	לי 0.97	תהיה 1.47	B 2.01	C 2.50	N 3.07	בערך 3.50	F4.10	לא
	נא 1.01	Mg 1.23	אל 1.47	סי 1.47	P 2.1	S 2.6	Cl 2.83	Ar
	K 0.91	בערך 1.04	Sc 1.20	Ti 1.32	V 1.45	Cr 1.56	Mn 1.60	Fe 1.64 Co 1.70 Ni 1.75
	Cu 1.75 Rb 0.89	Zn 1.66 Sr 0.99	גא 1.82	Ge 2.02	כמו 2.20	Se2.48	Br2.74	kr

ישנן גישות אחרות להגדרה של אלקטרושליליות. אז, הראשון והמפורסם ביותר הוא סולם L. Pauling, שהתקבל מנתונים תרמוכימיים והוצע בשנת 1932. ערך האלקטרושליליות של היסוד האלקטרונילילי ביותר פלואור, (F) = 4.0 (טבלה 3.2) נלקח באופן שרירותי כהתייחסות נקודה בסולם הזה.

טבלה 3.2

אלקטרוניטיביות של אטומים
במצבי חמצון יציבים של פולינג

פרק זמן	קבוצות אלמנטים
אני	II	III	IV	V	VI	VII	ח
	H 2.1							הוא
	Li 1.0	תהיה 1.5	B2.0	C2.5	N 3.0	O 3.5	F4.0	לא
	Na 0.9	Mg 1.2	אל 1.5	סי 1.8	P 2.1	S 2.5	Cl 3.0	Ar
	K 0.8	בערך 1.0	Sc 1.3	Ti 1.5	V 1.6	Cr 1.6	Mn 1.5	Fe 1.8 Co 1.8 Ni 1.8
	Cu 1.9 Rb 0.8	Zn 1.6 Sr 1.0	Ga 1.6	Ge 1.8	בתור 2.0	סעיף 2.4	Br2.8	kr

האלקטרושליליות של יסודות המערכת המחזורית, ככלל, עולה ברצף משמאל לימין בכל תקופה. בתוך כל קבוצה, למעט כמה יוצאי דופן, האלקטרושליליות יורדת בעקביות מלמעלה למטה. האלקטרונליליות משמשת לאפיון קשר כימי. ככל שההבדל באלקטרושליליות של האטומים היוצרים קשר כימי גדול יותר, כך גדלה מידת היוניות של קשר זה. קשרים עם הבדל באלקטרושליליות של אטומים גדול מ-2.1 יכולים להיחשב יוניים בלבד (לפי מקורות מדעיים אחרים, קשר יוני של 50% מתאים להבדל באלקטרושליליות של אטומים השווה ל-1.7).
קשרים עם הבדל קטן יותר באלקטרושליליות של אטומים מכונים קשרים קוולנטיים קוטביים. ככל שההבדל באלקטרושליליות של האטומים היוצרים קשר כימי קטן יותר, כך מידת היוניות של קשר זה נמוכה יותר. ההבדל האפס באלקטרושליליות של אטומים מעיד על היעדר תו יוני בקשר שנוצר על ידם, כלומר, הקוולנטיות הטהורה שלו.
האלקטרושליליות של אטום, כנראה, תלויה גם במידת החמצון שלו. אז, עבור שלוש תחמוצות כרום:, , - יש שינוי באופי שלהן מבסיסי (CrO) דרך אמפוטרי (Cr 2 O 3) לחומצי (CrO 3). יסוד אחד ויחיד - כרום - ב-CrO מתנהג כמו מתכת טיפוסית, ב-Cr 2 O 3 - כמו מתכת אמפוטרית, וב-CrO 3 - כמו מתכת לא-מתכת טיפוסית.
כאשר מרכיבים את הנוסחאות הכימיות של תרכובות, יש לקחת בחשבון שאלמנטים אלקטרוניים שליליים יותר ממוקמים מימין, למשל, H 2 S, OF 2, SCl 2 O, Br 3 N, SiBr 2 F 2.