Kai elementai sąveikauja, elektronų poros susidaro priimant arba išduodant elektronus. Atomo gebėjimą traukti elektronus Linusas Paulingas pavadino cheminių elementų elektronegatyvumu. Paulingas padidino elementų elektronegatyvumą nuo 0,7 iki 4.
Kas yra elektronegatyvumas?
Elektronegatyvumas (EO) yra kiekybinė elemento charakteristika, parodanti jėgą, kuria elektronus pritraukia atomo branduolys. EO taip pat apibūdina gebėjimą išlaikyti valentinius elektronus išoriniame energijos lygyje.
Ryžiai. 1. Atomo sandara.
Gebėjimas duoti ar priimti elektronus lemia, ar elementai priklauso metalams ar nemetalams. Elementai, kurie lengvai atiduoda elektronus, turi ryškias metalines savybes. Elementai, kurie priima elektronus, pasižymi nemetalinėmis savybėmis.
Elektronegatyvumas pasireiškia cheminiais junginiais ir parodo elektronų poslinkį link vieno iš elementų.
Mendelejevo periodinėje lentelėje elektronegatyvumas didėja iš kairės į dešinę ir mažėja iš viršaus į apačią.
Kaip nustatyti
Vertę galite nustatyti naudodami cheminių elementų elektronegatyvumo lentelę arba Paulingo skalę. Ličio elektronegatyvumas laikomas vienetu.
Oksidatoriai ir halogenai turi didžiausią EO. Jų elektronegatyvumo reikšmė didesnė už du. Rekordininkas yra fluoras, kurio elektronegatyvumas yra 4.
Ryžiai. 2. Elektronegatyvumo lentelė.
Mažiausias EC (mažiau nei du) turi pirmosios periodinės lentelės grupės metalus. Natris, litis, kalis laikomi aktyviais metalais, nes. jiems lengviau atsiskirti su vienu valentiniu elektronu nei priimti trūkstamus elektronus.
Kai kurie elementai yra tarp jų. Jų elektronegatyvumas yra artimas dviem. Tokie elementai (Si, B, As, Ge, Te) pasižymi metalinėmis ir nemetalinėmis savybėmis.
Kad būtų lengviau palyginti EO, naudojama elektronegatyvumo elementų serija. Kairėje – metalai, dešinėje – nemetalai. Kuo arčiau kraštų, tuo elementas aktyvesnis. Cezis yra stipriausias reduktorius, lengvai atiduodantis elektronus ir turintis mažiausią elektronegatyvumą. Fluoras yra aktyvus oksidatorius, galintis pritraukti elektronus.
Ryžiai. 3. Elektronegatyvumo serija.
Nemetaliniuose junginiuose elementai, turintys didesnį EC, pritraukia elektronus. Deguonis, kurio elektronegatyvumas yra 3,5, pritraukia anglies ir sieros atomus, kurių elektronegatyvumas yra 2,5.
Ko mes išmokome?
Elektronegatyvumas rodo, kiek atomo branduolys išlaiko valentinius elektronus. Priklausomai nuo EC vertės, elementai gali paaukoti arba priimti elektronus. Didesnio elektronegatyvumo elementai pritraukia elektronus ir pasižymi nemetalinėmis savybėmis. Elementai, kurių atomai lengvai perduoda elektronus, turi metalinių savybių. Kai kurie elementai turi sąlyginai neutralų EO (apie du) ir gali turėti metalinių ir nemetalinių savybių. Periodinėje lentelėje EO laipsnis didėja iš kairės į dešinę ir iš apačios į viršų.
Elektronegatyvumas – atomų gebėjimas perkelti elektronus savo kryptimi, kai susidaro cheminis ryšys. Šią koncepciją įvedė amerikiečių chemikas L. Paulingas (1932). Elektronegatyvumas apibūdina tam tikro elemento atomo gebėjimą pritraukti bendrą elektronų porą molekulėje. Skirtingais būdais nustatytos elektronegatyvumo reikšmės skiriasi viena nuo kitos. Švietimo praktikoje dažniausiai naudojamos ne absoliučios, o santykinės elektronegatyvumo vertės. Labiausiai paplitusi yra skalė, kurioje visų elementų elektronegatyvumas lyginamas su ličio elektronegatyvumu, imamu vienu.
Tarp IA - VIIA grupių elementų:
D bloko elementų elektronegatyvumo kitimo modeliai yra daug sudėtingesni.elektronegatyvumas didėjant serijos numeriui, kaip taisyklė, didėja periodais („iš kairės į dešinę“), o grupėse mažėja („iš viršaus į apačią“).
Tai yra: vandenilis, anglis, azotas, fosforas, deguonis, siera, selenas, fluoras, chloras, bromas ir jodas. Pagal daugelį ypatybių nemetalams taip pat priskiriama nuolatinė tauriųjų dujų grupė (helis-radonas).Nemetalais vadinami didelio elektronegatyvumo elementai, kurių atomai turi didelį afinitetą elektronui ir didelę jonizacijos energiją, t.
Dauguma periodinės lentelės elementų yra metalai.
Toks fizinių savybių rinkinys, skiriantis metalus nuo nemetalų, paaiškinamas specialiu jungties tipu, kuris egzistuoja metaluose. Visi metalai turi aiškiai apibrėžtą kristalinę gardelę. Jo mazguose kartu su atomais yra metalo katijonai, t.y. atomai, praradę elektronus. Šie elektronai sudaro socializuotą elektronų debesį, vadinamąsias elektronų dujas. Šie elektronai yra daugelio branduolių jėgos lauke. Toks ryšys vadinamas metaliniu ryšiu. Laisva elektronų migracija per kristalo tūrį lemia ypatingas metalų fizines savybes.Metalams būdingas mažas elektronegatyvumas, ty mažos jonizacijos energijos ir elektronų giminingumo vertės. Metalo atomai arba atiduoda elektronus nemetaliniams atomams, arba sumaišo jungiamųjų elektronų poras nuo savęs. Metalai išsiskiria būdingu blizgesiu, dideliu elektros laidumu ir geru šilumos laidumu. Dažniausiai jie yra patvarūs ir lankstūs.
Metalai apima visus d ir f elementus. Jei mintyse pasirenkame tik s ir p elementų blokus iš periodinės sistemos, t. y. A grupės elementus ir nubrėžiame įstrižainę nuo viršutinio kairiojo kampo iki apatinio dešiniojo kampo, tada paaiškėja, kad nemetaliniai elementai yra ant dešinėje šios įstrižainės pusėje, o metalinė – kairėje. Greta įstrižainės yra elementai, kurių negalima vienareikšmiškai priskirti nei metalams, nei nemetalams. Šie tarpiniai elementai yra: boras, silicis, germanis, arsenas, stibis, selenas, polonis ir astatinas.
Kovalentinių ir joninių ryšių sampratos suvaidino svarbų vaidmenį kuriant idėjas apie materijos struktūrą, tačiau sukūrus naujus fizikinius ir cheminius smulkiosios medžiagos sandaros tyrimo metodus ir jų panaudojimą, paaiškėjo, kad cheminio ryšio reiškinys yra daug svarbesnis. sudėtingas. Šiuo metu manoma, kad bet koks heteroatominis ryšys yra ir kovalentinis, ir joninis, tačiau skirtingomis proporcijomis. Taigi pristatoma heteroatominio ryšio kovalentinio ir joninio komponento samprata. Kuo didesnis jungiamųjų atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis ryšio poliškumas. Esant didesniam nei dviejų vienetų skirtumui, beveik visada vyrauja joninis komponentas. Palyginkime du oksidus: natrio oksidą Na 2 O ir chloro(VII) oksidą Cl 2 O 7 . Natrio okside dalinis deguonies atomo krūvis yra -0,81, o chloro okside -0,02. Tai iš tikrųjų reiškia, kad Na-O jungtis yra 81% joninė ir 19% kovalentinė. Cl-O jungties joninis komponentas yra tik 2%.
Naudotos literatūros sąrašas
- Popkovas V. A., Puzakovas S. A. Bendroji chemija: vadovėlis. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Su. 35-37]
- Volkovas, A.I., Žarskis, I.M. Didelė chemijos žinynas / A.I. Volkovas, I. M. Žarskis. - Minskas: Šiuolaikinė mokykla, 2005. - 608 su ISBN 985-6751-04-7.
Elementų atomų elektronegatyvumas. Santykinis elektronegatyvumas. Periodinės sistemos laikotarpių ir grupių kaita. Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas.
Elektronegatyvumas (e.o.) – tai atomo gebėjimas išstumti elektronų poras link savęs.
Meroy e.o. energija aritmetiškai lygi ½ jonizacijos energijos I ir elektronų panašumo energijos E sumos
E.O. = ½ (I+E)
Santykinis elektronegatyvumas. (OEO)
Fluorui, kaip stipriausiam e.o elementui, priskiriama 4,00 vertė, pagal kurią atsižvelgiama į kitus elementus.
Periodinės sistemos laikotarpių ir grupių pokyčiai.
Per periodus, kai branduolio krūvis didėja iš kairės į dešinę, elektronegatyvumas didėja.
Mažiausiai vertė stebima šarminiuose ir šarminių žemių metaluose.
Didžiausias- halogenams.
Kuo didesnis elektronegatyvumas, tuo stipresnės elementų nemetalinės savybės.
Elektronegatyvumas (χ) yra pagrindinė cheminė atomo savybė, kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo išstumti bendras elektronų poras link savęs.
Šiuolaikinę atomų elektronegatyvumo sampratą pristatė amerikiečių chemikas L. Paulingas. L. Paulingas panaudojo elektronegatyvumo sąvoką, paaiškindamas faktą, kad A-B heteroatominio ryšio (A, B yra bet kokių cheminių elementų simboliai) energija paprastai yra didesnė už A-A ir B-B homoatominių ryšių geometrinį vidurkį.
Didžiausia e.o. fluoro, o mažiausias – cezio.
Teorinį elektronegatyvumo apibrėžimą pasiūlė amerikiečių fizikas R. Mullikenas. Remdamasis akivaizdžia pozicija, kad molekulėje esančio atomo gebėjimas pritraukti į save elektroninį krūvį priklauso nuo atomo jonizacijos energijos ir jo afiniteto elektronams, R. Mullikenas pristatė atomo A elektronegatyvumo sąvoką kaip vidurkį. išorinių elektronų surišimo energijos vertę valentinių būsenų jonizacijos metu (pavyzdžiui, nuo A− iki A+) ir šiuo pagrindu pasiūlė labai paprastą atomo elektronegatyvumo santykį:
kur J1A ir εA yra atitinkamai atomo jonizacijos energija ir jo afinitetas elektronams.
Griežtai kalbant, elementui negalima priskirti nuolatinio elektronegatyvumo. Atomo elektronegatyvumas priklauso nuo daugelio veiksnių, visų pirma nuo atomo valentinės būsenos, formalios oksidacijos būsenos, koordinacijos skaičiaus, ligandų, sudarančių atomo aplinką molekulinėje sistemoje, pobūdžio ir kai kurių kiti. Pastaruoju metu elektronegatyvumui apibūdinti vis dažniau naudojamas vadinamasis orbitinis elektronegatyvumas, kuris priklauso nuo atominės orbitalės, dalyvaujančios jungties formavime, tipo ir nuo jos elektronų populiacijos, t.y. nuo to, ar atominė orbita yra užimta. nebendra elektronų pora, atskirai apgyvendinta nesusijusio elektrono arba yra laisva. Tačiau, nepaisant žinomų sunkumų interpretuojant ir nustatant elektronegatyvumą, jis visada yra būtinas norint kokybiškai aprašyti ir nuspėti jungčių prigimtį molekulinėje sistemoje, įskaitant jungties energiją, elektroninio krūvio pasiskirstymą ir joniškumo laipsnį, jėgos konstantą ir kt. Vienas iš labiausiai išplėtotų dabartinio požiūrio yra Sandersono metodas. Šis metodas buvo pagrįstas idėja išlyginti atomų elektronegatyvumą formuojant cheminį ryšį tarp jų. Daugybė tyrimų nustatė ryšį tarp Sandersono elektronegatyvumo ir svarbiausių daugumos periodinės lentelės elementų neorganinių junginių fizikinių ir cheminių savybių. Sandersono metodo modifikacija, pagrįsta elektronegatyvumo perskirstymu tarp molekulės atomų organiniams junginiams, taip pat pasirodė labai vaisinga.
2) Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas.
Kas yra abstrakčiai ir vadovėlyje - Poliškumas siejamas su dipoliu momentu.Jis atsiranda dėl bendros elektronų poros poslinkio į vieną iš atomų.Poliškumas priklauso ir nuo atomų elektronegatyvumo skirtumo. surištas. du atomai,tuo poliariškesnis yra cheminis ryšys tarp jų.Priklausomai nuo to, kaip elektronų tankis persiskirsto susidarant cheminiam ryšiui, išskiriami keli jo tipai.Ribinis cheminio ryšio poliarizacijos atvejis – visiškas perėjimas nuo vieno atomo kitam.
Šiuo atveju susidaro du jonai, tarp kurių atsiranda joninis ryšys.Kad du atomai galėtų sukurti joninį ryšį, būtina, kad jų e.o. labai skyrėsi.Jei e.o. yra lygūs, tada susidaro nepolinis kovalentinis ryšys.Dažniausiai polinis kovalentinis ryšys susidaro tarp bet kurių atomų, kurie turi skirtingą e.o.
Efektyvieji atomų krūviai gali būti kiekybinis jungties poliškumo įvertinimas.Atomo efektyvusis krūvis apibūdina skirtumą tarp tam tikram atomui priklausančių elektronų skaičiaus cheminiame junginyje ir laisvo atomo elektronų skaičiaus. .Elektronegatyvesnio elemento atomas stipriau pritraukia elektronus,todėl elektronai yra arčiau jo,ir jis gauna tam tikrą neigiamą krūvį,kuris vadinamas efektyviuoju,o jo partneris turi tokį patį teigiamą efektyvųjį krūvį.Jei elektronai, kurie sudaro ryšį tarp atomų jiems priklauso vienodai, efektyvieji krūviai lygūs nuliui.
Dviatominėms molekulėms galima apibūdinti jungties poliškumą ir nustatyti efektyvius atomų krūvius, remiantis dipolio momento matavimu M = q * r, kur q yra dipolio poliaus krūvis, lygus efektyviajam krūviui dviatomė molekulė, r yra tarpbranduolinis atstumas. Ryšio dipolio momentas yra vektorinis dydis. Jis nukreipiamas iš teigiamai įkrautos molekulės dalies į neigiamą.Elemento atomo efektyvusis krūvis nesutampa su oksidacijos laipsniu.
Molekulių poliškumas daugiausia lemia medžiagų savybes. Poliarinės molekulės pasisuka viena į kitą su priešingai įkrautais poliais ir tarp jų atsiranda abipusė trauka. Todėl medžiagos, kurias sudaro polinės molekulės, turi aukštesnę lydymosi ir virimo temperatūrą nei medžiagos, kurių molekulės yra nepolinės.
Skysčiai, kurių molekulės yra polinės, turi didesnę tirpimo galią. Be to, kuo didesnis tirpiklio molekulių poliškumas, tuo didesnis polinių ar joninių junginių tirpumas joje. Ši priklausomybė paaiškinama tuo, kad tirpiklio polinės molekulės dėl dipolio-dipolio arba jonų-dipolio sąveikos su tirpia medžiaga prisideda prie tirpios medžiagos skilimo į jonus. Pavyzdžiui, vandenilio chlorido tirpalas vandenyje, kurio molekulės yra polinės, gerai praleidžia elektrą. Vandenilio chlorido tirpalas benzene neturi pastebimo elektros laidumo. Tai rodo, kad benzeno tirpale nėra vandenilio chlorido jonizacijos, nes benzeno molekulės yra nepolinės.
Jonai, kaip ir elektrinis laukas, turi vienas kitą poliarizuojantį poveikį. Kai susitinka du jonai, įvyksta jų tarpusavio poliarizacija, t.y. išorinių sluoksnių elektronų poslinkis branduolių atžvilgiu. Jonų tarpusavio poliarizacija priklauso nuo branduolio ir jono krūvių, jono spindulio ir kitų veiksnių.
Grupių viduje e.o. mažėja.
Padidėja elementų metalinės savybės.
Metaliniai elementai išoriniame energijos lygyje turi 1,2,3 elektronų ir pasižymi maža jonizacijos potencialų verte ir e.o. nes metalai turi ryškų polinkį atiduoti elektronus.
Nemetaliniai elementai turi didesnę jonizacijos energiją.
Užpildžius išorinį nemetalų apvalkalą, atomų spindulys per periodus mažėja. Išoriniame apvalkale elektronų skaičius yra 4,5,6,7,8.
Cheminio ryšio poliškumas. Molekulių ir jonų poliškumas.
Cheminio ryšio poliškumą lemia elektronų poros ryšių poslinkis į vieną iš atomų.
Cheminis ryšys atsiranda dėl elektronų persiskirstymo valentinėse orbitalėse, dėl kurių susidaro stabili tauriųjų dujų elektroninė konfigūracija, dėl jonų susidarymo arba bendrų elektronų porų susidarymo.
Cheminiam ryšiui būdinga energija ir ilgis.
Ryšio stiprumo matas yra energija, sunaudota ryšiui nutraukti.
Pavyzdžiui. H - H = 435 kJmol-1
Atominių elementų elektronegatyvumas
Elektronegatyvumas yra cheminė atomo savybė, kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo pritraukti elektronus iš kitų elementų atomų savybė.
Santykinis elektronegatyvumas
Pirmoji ir garsiausia santykinio elektronegatyvumo skalė yra L. Paulingo skalė, gauta iš termocheminių duomenų ir pasiūlyta 1932 m. Labiausiai elektroneigiamo elemento fluoro elektronegatyvumo vertė (F) = 4,0 yra savavališkai imama atskaitos tašku. skalė.
Periodinės sistemos VIII grupės elementai (tauriosios dujos) turi nulinį elektronegatyvumą;
Sąlygine riba tarp metalų ir nemetalų laikoma santykinio elektronegatyvumo reikšmė, lygi 2.
Periodinės sistemos elementų elektronegatyvumas, kaip taisyklė, kiekviename periode nuosekliai didėja iš kairės į dešinę. Kiekvienoje grupėje, išskyrus kelias išimtis, elektronegatyvumas nuolat mažėja iš viršaus į apačią. Cheminiam ryšiui apibūdinti naudojamas elektronegatyvumas.
Ryšiai su mažesniu atomų elektronegatyvumo skirtumu vadinami poliniais kovalentiniais ryšiais. Kuo mažesnis cheminį ryšį sudarančių atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo mažesnis šio ryšio joniškumo laipsnis. Nulinis atomų elektronegatyvumo skirtumas rodo, kad jų suformuotame ryšyje nėra joninio charakterio, ty gryną jo kovalentiškumą.
Cheminio ryšio poliškumas, molekulių ir jonų poliškumas
Cheminių ryšių poliškumas, cheminio ryšio charakteristika, rodantis elektronų tankio persiskirstymą erdvėje šalia branduolių, palyginti su pradiniu šio tankio pasiskirstymu neutraliuose atomuose, kurie sudaro šį ryšį.
Beveik visi cheminiai ryšiai, išskyrus ryšius dviatominėse homobranduolinėse molekulėse, yra vienokiu ar kitokiu poliniu laipsniu. Paprastai kovalentiniai ryšiai yra silpnai poliniai, joniniai – stipriai poliniai.
Pavyzdžiui:
kovalentiniai nepoliniai: Cl2, O2, N2, H2, Br2
kovalentinis polinis: H2O, SO2, HCl, NH3 ir kt.
Jei dviejų elementų neutralūs atomai labai skiriasi savo vertėmis jonizacijos energija Ir elektronų giminingumas, tada jie gali lengvai sąveikauti vienas su kitu, sudarydami tvirtą cheminį ryšį.
Tačiau šių charakteristikų naudojimą riboja tai, kad jos susijusios su izoliuotais neutraliais atomais. Jei atomai yra cheminio junginio dalis, tada, norint apibūdinti jų gebėjimą pritraukti bendruosius elektronus, įvedama sąvoka elektronegatyvumas(EO)*.
Elektronegatyvumas – tai reikšmė, apibūdinanti atomo gebėjimą molekulėje arba pritraukti elektronus, dalyvaujančius formuojant kovalentinį ryšį.
Ir nors atomo elektronegatyvumas, priklausantis nuo atomo valentinės būsenos ir cheminio junginio, kuriame jis yra, tipo yra sąlyginis, jo naudojimas yra naudingas apibūdinant tiek atskirus kovalentinius ryšius, tiek visą cheminį junginį.
Atomo elektronegatyvumas yra pusė jo jonizacijos energijos ir elektronų afiniteto sumos:
Praktikoje dažniausiai naudojama santykinio elektronegatyvumo reikšmė, jos vienetu imant ličio atomo elektronegatyvumo reikšmę.
Santykinis bet kurio elemento atomo elektronegatyvumas, žymimas graikiška raide χ (chi), nustatomas pagal santykį, lygų EO A / EO Li.
Didžiausias santykinis elektronegatyvumas turi fluoro atomą – 4,0, mažiausią – cezio ir francio atomus – 0,7. Lyginant su jais, nagrinėjami likusių elementų atomų santykiniai elektronegatyvumai (7 lentelė). Mažiausios santykinio elektronegatyvumo reikšmės yra neutralūs I grupės s elementų atomai, didžiausios - p-VI ir VII grupių elementai. Kuo didesnis santykinis elektronegatyvumas, tuo stipresnis tam tikro elemento atomas pasižymi oksidacinėmis savybėmis ir tuo stipriau jis traukia bendrą (ne)elektroninę () junginio kovalentinių ryšių porą (-as).
Neutraliems elementų atomams per tam tikrą laikotarpį, padidėjus branduolių krūviui, padidėja elektronegatyvumas (mažiausios vertės yra šarminių metalų atomai - IA grupės elementai, didžiausi - halogenų atomai - elementai VIIA grupė). Taip yra dėl to, kad elektronų sluoksnių skaičius atomuose nekinta, o jų branduolių krūvis per laikotarpį didėja, todėl didėja elektronų sąveika su branduoliu ir dėl to dydis (spindulys). ) atomų mažėja. Ta pačia kryptimi didėja neutralių elementų atomų jonizacijos energija, elektronų giminingumas ir elektronegatyvumas. Atsižvelgiant į tai, neutralių elementų atomų redukcinės savybės susilpnėja iš kairės į dešinę, o oksidacinės savybės didėja. Stipriausi oksidatoriai tam tikru laikotarpiu yra halogeno atomai.
A grupėse elementų neutralių atomų elektronegatyvumo vertės, taigi ir oksidacinės savybės, mažėja iš viršaus į apačią, o grupėse B (išskyrus III grupę), atvirkščiai, jos didėja.
Taigi stipriausias oksidatorius yra neutralus fluoro atomas (VIIA grupė), o stipriausias reduktorius – neutralus francio atomas (IA grupė) (12 pav.).
Daugeliu atvejų ryšiai molekulėse yra tarpinio pobūdžio tarp dviejų ribinių atvejų – kovalentinių arba joninių cheminių ryšių tipų. Pavyzdžiui, vandenilio jodido HI molekulėje ryšys nėra nei grynai kovalentinis, nei grynai joninis.
Ryšių joniškumo laipsniui įvertinti naudojamas elementų neutralių atomų santykinio elektronegatyvumo reikšmių skirtumas. Kai χ reikšmių skirtumas yra didesnis nei 2,0, jungtis gali būti laikoma jonine, kai skirtumas yra nuo 0,4 iki 2,0 - kovalentine iš dalies jonine charakteristika, o kai skirtumas yra mažesnis nei 0,4, kovalentine.
Pagal atomų santykinio elektronegatyvumo reikšmę elementai sutartinai skirstomi į metalai Ir nemetalai , riba, tarp kurios periodinėje sistemoje D.I. Mendelejevas (pusiau ilgas, 18 langelių variantas) nupieštas išilgai pagrindinių pogrupių elementų įstrižai nuo boro iki astatino. Ribinių – amfoterinių * – elementų atomų χ reikšmė artima 2 (7 lentelėje jie paryškinti pusjuodžiu šriftu ir tamsesniais langeliais).
| 7 lentelė Santykinis atomų, elementų elektronegatyvumas eV | F4.0 | Cl 3,0 | Br2.8 | aš 2.5 | 2.2 val | |
| O 3.5 | S 2.5 | Žr. 2.4 | 2.1 | Po 2.0 | ||
| N 3,0 | P 2.1 | Kaip 2.0 | Sb 1.9 | Bi 1.9 | ||
| C2.5 | Si 1.8 | Ge 1.8 | Sn 1.8 | Pb 1.9 | ||
| B2.0 | Al 1.5 | Ga 1.6 | 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 | 2.2 punktas | ||||
| Co 1.9 | Rh 2,2 | Ir 2.2 | ||||
| Fe 1.8 | Ru 2.2 | Os 2.2 | ||||
| Mn 1,5 | 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 | T 1.2 | La-Lu 1,0-1,2 | ||||
| Būk 1.5 | Mg 1.2 | apie 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 |
Pagrindiniai pogrupiai
| aš | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||
| H | Jis | |||||||||
| Li | Būk | B | C | N | O | F | Ne | |||
| Na | mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | |||
| K | Ca | Ga | Ge | Kaip | Se | Br | kr | |||
| Rb | Sr | Į | sn | Sb | Te | aš | Xe | |||
| Cs | Ba | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn | |||
| Kun | Ra | |||||||||
 |
Ryžiai. 12. Redokso savybių pasikeitimas
pagrindinių pogrupių (A grupių) elementų neutralūs atomai
Žodžiai „rūgštis“ ir „bazė“ yra funkciniai terminai, o ne etikečių pavadinimai. Jie rodo, ką medžiaga gali, o ne tai, kas ji yra.
R. von Handleris (1931).
2.5. Cheminių junginių rūgščių-šarmų savybės
Elementų savybių periodiškumas, susijęs su jų atomų elektronų apvalkalų struktūros pasikeitimu, padidėjus atomų branduolių krūviui, taip pat pasireiškia jų to paties tipo junginiuose.
Periodinė cheminių elementų sistema sukonstruota taip, kad elementai būtų kairėje jos lentelės pusėje, kurių hidroksidai parodyti pagrindines savybes. Šios savybės ypač ryškios šarminių metalų hidroksiduose. Priešingai, dešinėje periodinės lentelės pusėje yra elementai, kurių oksidai, veikiami vandens, virsta rūgštinių savybių turinčiais hidroksidais, tai yra rūgštimis. Daugelio elementų oksidai ir hidroksidai – tie, kurie buvo periodinės sistemos lentelės viduryje – turi dvejopą elgesį. Sąveikaujant su stipriomis rūgštimis jos pasižymi bazinėmis savybėmis, o reaguodamos su šarmais rūgštėja.
Laikotarpiais, judant iš kairės į dešinę, oksidų ir hidroksidų savybės iš bazinių, IA–IIA grupių elementams palaipsniui keičiasi į amfoterines, o VA–VIIA grupių elementai rūgštėja.
Elementų oksidams ir hidroksidams, kurių atomų santykinio elektronegatyvumo reikšmės yra 1,5–2,2, paprastai būdingos amfoterinės savybės. Šiuo atveju, kuo mažesnės χ reikšmės, tuo stipresni oksidai ir hidroksidai pasižymi pagrindinėmis savybėmis, ir, atvirkščiai, kuo didesnės χ reikšmės, tuo stipresnės jie pasižymi rūgštinėmis oksidų ir hidroksidų savybėmis. Pavyzdžiui, IIIA grupės galio elemente (χ = 1,7) Ga 2 O 3 ir Ga (OH) 3 rūgštinės ir bazinės savybės išreiškiamos vienodai.
Katijonų spinduliai yra mažesni nei neutralių atomų spinduliai, nes jie susidaro dovanojant elektronus, o anijonų spinduliai yra didesni už neutralių atomų spindulius, nes jie susidaro priimant elektronus.
E–O–H hidroksiduose grupėse iš viršaus į apačią, padidėjus elementų atomų spinduliui, didėja atstumas tarp elemento atomų ir deguonies, o tai reiškia, kad mažėja jų sąveikos stiprumas. . Atsižvelgiant į tai, padidėja hidroksidų elektrolitinės disociacijos laipsnis išilgai E-O jungties:
E + + OH – E–O–N EO – + H +
ir sustiprėja hidroksidų bazinė prigimtis, mažėja disociacijos laipsnis išilgai О–Н jungties, susilpnėja jų rūgštinės savybės (13 pav.).
Pavyzdžiui:
Būti (OH) 2 - amfoterinis hidroksidas, Mg (OH) 2 - silpna bazė, Ca (OH) 2 - stipri bazė;
metafosforo rūgštis HPO 3 yra daug silpnesnė už azoto rūgštį HNO 3 .
Nemetalų junginių su vandeniliu hidriduose rūgštinės savybės didėja didėjant elementų atomų spinduliui, didėja grupėse A iš viršaus į apačią nuo HF iki HI ir nuo H 2 O iki H 2 Te .
Pagrindiniai pogrupiai
| aš | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||
| H | Jis | |||||||||
| Li | Būk | B | C | N | O | F | Ne | |||
| Na | mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | |||
| K | Ca | Ga | Ge | Kaip | Se | Br | kr | |||
| Rb | Sr | Į | sn | Sb | Te | aš | Xe | |||
| Cs | Ba | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn | |||
| Kun | Ra | |||||||||
 |
Ryžiai. 13. Pagrindinių pogrupių (A-grupių) elementų oksidų ir hidroksidų rūgščių-šarmų savybių pokytis
Cheminių jungčių klasifikacija
3 skyrius
Klausimai savityrai
1. Kas yra sprendimo transformacija?
2. Kuo teismo sprendimo pakeitimas skiriasi nuo nuosprendžio pakeitimo?
3. Kokiems principams paklūsta teismo sprendimo tiesa (klaidingumas)?
4. Kokią funkciją atlieka nuosprendžio tiesos (klaidingumo) lentelė?
Pratimai
Transformuokite sprendimus naudodami transformacijos, inversijos ir predikatinio opozicijos taisykles.
1) Kai kurie mokiniai nesiseka. 2) Visi miško sklypai buvo iškirsti. 3) Šiais metais nedirbo nė vienas gręžimo įrenginys. 4) Tarp mokinių yra sportininkų. 5) Sunkumai jo negąsdina.
Pavyzdys: visi metalai yra laidūs elektrai. Joks metalas nėra laidus; (transformacija).
Visi studentai yra studentai. Kai kurie studentai yra studentai; (apeliacija).
Visi studentai yra studentai. Kai kurie studentai nėra studentai; (priešingai nei predikatas).
Vienas iš svarbiausių chemijos klausimų yra cheminio ryšio klausimas, dėl kurio reikia išaiškinti priežastis ir nustatyti ryšių tarp atomų, jonų, molekulių susidarymo modelius, remiantis atomo sandaros teorija ir periodiškumu. D. I. Mendelejevo dėsnį, taip pat šių ryšių savybes aiškinant medžiagų fizines ir chemines savybes. Šiuo metu cheminiams ryšiams tirti daugiausia naudojami du metodai:
1) valentiniai ryšiai;
2) molekulinės orbitos.
Taikant pirmąjį metodą, atskiri sąveikaujantys atomai nagrinėjami remiantis elektronų apvalkalo užbaigtumo principu (okteto taisyklė). Kovalentinis ryšys valentinių ryšių metodo požiūriu susidaro dėl elektronų poros socializacijos.
Paprastas valentinių ryšių metodas chemikui yra pats suprantamiausias, patogiausias ir vaizdingiausias, geriausiai atitinkantis pradinio ugdymo tikslus. Valentinės jungties metodo trūkumas yra tas, kad kai kurių eksperimentinių duomenų negalima paaiškinti jo rėmuose.
Veiksmingesnis yra molekulinių orbitų metodas, kai atsižvelgiama į elektronus, esančius traukos lauke, kurį sukuria visi molekulės atominiai branduoliai. Molekulinių orbitų metodo požiūriu molekulėje nėra atomų kaip tokių, tačiau yra vienas kitą atstumiantys branduoliai ir elektronai, sąveikaujantys su jais ir tarpusavyje. Molekulinės orbitos metodas leidžia išsamiau paaiškinti eksperimentinius duomenis.
Apibūdinant cheminę jungtį, dažniausiai vartojamos tokios sąvokos kaip „valentas“, „oksidacijos būsena“ ir „ryšio daugybiškumas“.
Valencija
- cheminio elemento atomo gebėjimas sudaryti ryšius su kitais atomais. Joninių junginių valentingumo verte laikomas paaukotų arba gautų elektronų skaičius. Kovalentiniams junginiams valentingumas yra lygus socializuotų elektronų porų skaičiui.
Oksidacijos būsena
- tai yra sąlyginis krūvis, kuris būtų ant atomo tuo atveju, kai visi poliniai kovalentiniai ryšiai būtų joniniai.
Komunikacijos daugialypiškumas
tarp šių atomų yra lygus jų socializuotų elektronų porų skaičiui.
Visas chemijoje nagrinėjamas jungtis galima suskirstyti į ryšiai, vedantys į naujų medžiagų susidarymą, ir tarpmolekuliniai ryšiai.
Ryšiai, lemiantys naujų medžiagų susidarymą, atsiranda dėl elektronų poravimosi. Suporuoti elektronai yra visų molekulių branduolių traukos lauke. Toks elektronų tankio perskirstymas suteikia energijos padidėjimą, palyginti su nesurištais atomais. Būtent šio padidėjimo buvimas lemia cheminės jungties susidarymą. Priklausomai nuo elektronų persiskirstymo būdo, jie išskiria kovalentiniai ryšiai, joniniai
Ir metalo
. Pagal poliarizacijos buvimą ar nebuvimą kovalentiniai ryšiai skirstomi į poliarinis
– tarp skirtingų elementų atomų – ir nepoliarinis
tarp to paties elemento atomų. Pagal formavimo būdą kovalentiniai ryšiai skirstomi į įprastas
, donoras-akceptorius
Ir datatyvas
.
Ryšį tarp atomų galima apibūdinti elektronegatyvumo pagrindu.
Elektronegatyvumas
- atomo, sujungto su kitu atomu, gebėjimas pritraukti elektronų debesį, taip sukeldamas jungties poliarizaciją. Naudojami įvairūs kiekybiniai atomo elektronegatyvumo įverčiai, pavyzdžiui, jo elektronų afiniteto ir jonizacijos potencialo pusinės sumos (Mulliken metodas) (3.1 lentelė).
3.1 lentelė
Santykinis atomų elektronegatyvumas formoje
pusė elektronų giminingumo ir jonizacijos potencialo sumos
| Laikotarpis | Elementų grupės | |||||||
| aš | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |
| H 2.1 | Jis | |||||||
| Li 0,97 | Būkite 1,47 | B 2.01 | C 2,50 | N 3,07 | Apie 3.50 | F4.10 | Ne | |
| Na 1,01 | Mg 1,23 | Al 1.47 | Si 1.47 | P 2.1 | S 2.6 | Cl 2,83 | Ar | |
| K 0,91 | Apie 1.04 | Sc 1.20 | Ti 1.32 | V 1.45 | Kr 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 | Ga 1,82 | Ge 2.02 | Kaip 2.20 | 2.48 dalis | Br2.74 | kr |
Yra ir kitų elektronegatyvumo apibrėžimo būdų. Taigi pirmoji ir garsiausia yra L. Paulingo skalė, gauta iš termocheminių duomenų ir pasiūlyta 1932 m. Labiausiai elektroneigiamo elemento fluoro elektronegatyvumo vertė (F) = 4,0 (3.2 lentelė) yra savavališkai paimta kaip atskaitos taškas. taškas šioje skalėje.
3.2 lentelė
Atomų elektronegatyvumas
esant stabilioms Paulingo oksidacijos būsenoms
| Laikotarpis | Elementų grupės | |||||||
| aš | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |
| H 2.1 | Jis | |||||||
| Li 1.0 | Būk 1.5 | B2.0 | C2.5 | N 3,0 | O 3.5 | F4.0 | Ne | |
| Na 0,9 | Mg 1.2 | Al 1.5 | Si 1.8 | P 2.1 | S 2.5 | Cl 3,0 | Ar | |
| K 0,8 | apie 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 | Kaip 2.0 | Žr. 2.4 | Br2.8 | kr |
Periodinės sistemos elementų elektronegatyvumas, kaip taisyklė, kiekviename periode nuosekliai didėja iš kairės į dešinę. Kiekvienoje grupėje, išskyrus kelias išimtis, elektronegatyvumas nuolat mažėja iš viršaus į apačią. Cheminiam ryšiui apibūdinti naudojamas elektronegatyvumas. Kuo didesnis atomų, sudarančių cheminį ryšį, elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis šios jungties joniškumo laipsnis. Ryšiai, kurių atomų elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 2,1, gali būti laikomi grynai joniniais (pagal kitus mokslinius šaltinius, 50 % joninis ryšys atitinka atomų elektronegatyvumo skirtumą, lygų 1,7).
Ryšiai su mažesniu atomų elektronegatyvumo skirtumu vadinami poliniais kovalentiniais ryšiais. Kuo mažesnis cheminį ryšį sudarančių atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo mažesnis šio ryšio joniškumo laipsnis. Nulinis atomų elektronegatyvumo skirtumas rodo, kad jų suformuotame ryšyje nėra joninio charakterio, ty gryną jo kovalentiškumą.
Atomo elektronegatyvumas, matyt, priklauso ir nuo jo oksidacijos laipsnio. Taigi, trijų chromo oksidų:, , - jų pobūdis pasikeitė iš bazinio (CrO) per amfoterinį (Cr 2 O 3) į rūgštinį (CrO 3). Vienas ir tas pats elementas - chromas - CrO elgiasi kaip tipiškas metalas, Cr 2 O 3 - kaip amfoterinis metalas, o CrO 3 - kaip tipiškas nemetalas.
Sudarant chemines junginių formules reikia atsižvelgti į tai, kad daugiau elektroneigiamų elementų yra dešinėje, pavyzdžiui, H 2 S, OF 2, SCl 2 O, Br 3 N, SiBr 2 F 2.