Kiedy pierwiastki oddziałują na siebie, pary elektronów powstają poprzez przyjmowanie lub wydzielanie elektronów. Zdolność atomu do przyciągania elektronów Linus Pauling nazwał elektroujemnością pierwiastków chemicznych. Pauling przeskalował elektroujemność pierwiastków od 0,7 do 4.
Co to jest elektroujemność?
Elektroujemność (EO) to ilościowa charakterystyka pierwiastka, pokazująca siłę, z jaką elektrony są przyciągane przez jądro atomu. EO charakteryzuje się również zdolnością do utrzymywania elektronów walencyjnych na zewnętrznym poziomie energetycznym.
Ryż. 1. Budowa atomu.
Zdolność do dawania lub odbierania elektronów określa, czy pierwiastki należą do metali, czy do niemetali. Pierwiastki, które łatwo oddają elektrony, mają wyraźne właściwości metaliczne. Pierwiastki akceptujące elektrony wykazują właściwości niemetaliczne.
Elektroujemność przejawia się w związkach chemicznych i pokazuje przemieszczenie elektronów w kierunku jednego z pierwiastków.
Elektroujemność wzrasta od lewej do prawej i maleje od góry do dołu w układzie okresowym Mendelejewa.
Jak ustalić
Możesz określić wartość za pomocą tabeli elektroujemności pierwiastków chemicznych lub skali Paulinga. Elektroujemność litu przyjmuje się jako jedność.
Utleniacze i halogeny mają najwyższy EO. Wartość ich elektroujemności jest większa niż dwa. Rekordzistą jest fluor o elektroujemności 4.
Ryż. 2. Tabela elektroujemności.
Najmniejsze EC (mniej niż dwa) mają metale z pierwszej grupy układu okresowego. Sód, lit, potas są uważane za metale aktywne, ponieważ. łatwiej jest im rozstać się z pojedynczym elektronem walencyjnym niż zaakceptować brakujące elektrony.
Niektóre elementy są pomiędzy. Ich elektroujemność jest bliska dwójce. Takie pierwiastki (Si, B, As, Ge, Te) wykazują właściwości metaliczne i niemetaliczne.
Dla ułatwienia porównania EO stosuje się szereg elementów elektroujemności. Po lewej stronie są metale, po prawej niemetale. Im bliżej krawędzi, tym bardziej aktywny jest element. Cez jest najsilniejszym środkiem redukującym, łatwo oddającym elektrony i mającym najniższą elektroujemność. Fluor jest aktywnym utleniaczem zdolnym do przyciągania elektronów.
Ryż. 3. Szeregi elektroujemności.
W związkach niemetalicznych pierwiastki o wyższym EC przyciągają elektrony. Tlen o elektroujemności 3,5 przyciąga atomy węgla i siarki o elektroujemności 2,5.
Czego się nauczyliśmy?
Elektroujemność wskazuje stopień, w jakim jądro atomu zatrzymuje elektrony walencyjne. W zależności od wartości EC pierwiastki mogą oddawać lub przyjmować elektrony. Pierwiastki o większej elektroujemności przyciągają elektrony i wykazują właściwości niemetaliczne. Pierwiastki, których atomy łatwo oddają elektrony, mają właściwości metaliczne. Niektóre pierwiastki mają warunkowo neutralny EO (około dwóch) i mogą wykazywać właściwości metaliczne i niemetaliczne. Stopień EO wzrasta od lewej do prawej i od dołu do góry w układzie okresowym.
Elektroujemność - zdolność atomów do przesuwania elektronów w ich kierunku, gdy tworzy się wiązanie chemiczne. Pojęcie to zostało wprowadzone przez amerykańskiego chemika L. Paulinga (1932). Elektroujemność charakteryzuje zdolność atomu danego pierwiastka do przyciągania wspólnej pary elektronów w cząsteczce. Wartości elektroujemności określone na różne sposoby różnią się od siebie. W praktyce edukacyjnej najczęściej używają nie bezwzględnych, ale względnych wartości elektroujemności. Najbardziej powszechna jest skala, w której elektroujemność wszystkich pierwiastków porównuje się z elektroujemnością litu, przyjmowaną jako jedność.
Wśród elementów grup IA - VIIA:
Wzory zmian elektroujemności wśród elementów bloku d są znacznie bardziej złożone.elektroujemność wraz ze wzrostem numeru seryjnego z reguły wzrasta w okresach („od lewej do prawej”) i maleje w grupach („od góry do dołu”).
Należą do nich: wodór, węgiel, azot, fosfor, tlen, siarka, selen, fluor, chlor, brom i jod. Zgodnie z szeregiem cech stała grupa gazów szlachetnych (hel-radon) jest również klasyfikowana jako niemetal.Pierwiastki o dużej elektroujemności, których atomy mają duże powinowactwo do elektronu i dużą energię jonizacji, czyli mają skłonność do przyłączania elektronu lub przesuwania pary wiążących elektronów w swoim kierunku, nazywane są niemetalami.
Większość pierwiastków w układzie okresowym to metale.
Taki zestaw właściwości fizycznych, które odróżniają metale od niemetali, tłumaczy się specjalnym rodzajem wiązania, które występuje w metalach. Wszystkie metale mają dobrze zdefiniowaną sieć krystaliczną. W jej węzłach wraz z atomami znajdują się kationy metali, tj. atomy, które utraciły elektrony. Elektrony te tworzą uspołecznioną chmurę elektronów, tak zwany gaz elektronowy. Te elektrony znajdują się w polu siłowym wielu jąder. Takie wiązanie nazywa się wiązaniem metalicznym. Swobodna migracja elektronów w objętości kryształu determinuje szczególne właściwości fizyczne metali.Metale charakteryzują się niską elektroujemnością, czyli niskimi wartościami energii jonizacji i powinowactwa elektronowego. Atomy metali albo przekazują elektrony atomom niemetali, albo mieszają pary wiążących elektronów z dala od siebie. Metale wyróżniają się charakterystycznym blaskiem, wysoką przewodnością elektryczną i dobrą przewodnością cieplną. Są w większości trwałe i plastyczne.
Metale obejmują wszystkie pierwiastki d i f. Jeśli wybierzemy w myślach tylko bloki pierwiastków s i p z układu okresowego, czyli pierwiastki grupy A i narysujemy przekątną od lewego górnego rogu do prawego dolnego rogu, to okaże się, że pierwiastki niemetaliczne leżą po prawej stronie tej przekątnej, a metalicznej po lewej. Do przekątnej przylegają pierwiastki, których nie można jednoznacznie przypisać ani metalom, ani niemetalom. Te pierwiastki pośrednie obejmują: bor, krzem, german, arsen, antymon, selen, polon i astat.
Koncepcje wiązań kowalencyjnych i jonowych odegrały ważną rolę w rozwoju idei dotyczących budowy materii, jednak stworzenie nowych metod fizykochemicznych do badania subtelnej struktury materii i ich zastosowanie pokazało, że zjawisko wiązania chemicznego jest znacznie bardziej skomplikowane. Obecnie uważa się, że każde wiązanie heteroatomowe jest zarówno kowalencyjne, jak i jonowe, ale w różnych proporcjach. W ten sposób wprowadzono pojęcie kowalencyjnych i jonowych składników wiązania heteroatomowego. Im większa różnica elektroujemności atomów wiążących, tym większa polarność wiązania. Przy różnicy większej niż dwie jednostki składnik jonowy jest prawie zawsze dominujący. Porównajmy dwa tlenki: tlenek sodu Na 2 O i tlenek chloru(VII) Cl 2 O 7 . W tlenku sodu cząstkowy ładunek atomu tlenu wynosi -0,81, aw tlenku chloru -0,02. Oznacza to skutecznie, że wiązanie Na-O jest w 81% jonowe i 19% kowalencyjne. Składnik jonowy wiązania Cl-O wynosi tylko 2%.
Spis wykorzystanej literatury
- Popkow V. A., Puzakov S. A. Chemia ogólna: podręcznik. - M .: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Z. 35-37]
- Volkov, AI, Zharsky, IM Duży podręcznik chemiczny / A.I. Wołkow, I.M. Żarski. - Mińsk: Nowoczesna szkoła, 2005. - 608 z ISBN 985-6751-04-7.
Elektroujemność atomów pierwiastków. Względna elektroujemność. Zmiana okresów i grup układu okresowego. Biegunowość wiązania chemicznego, polarność cząsteczek i jonów.
Elektroujemność (e.o.) to zdolność atomu do przemieszczania par elektronów ku sobie.
Meroy e.o. jest energią arytmetycznie równą ½ sumy energii jonizacji I i energii podobieństwa elektronów E
EO = ½ (I+E)
Względna elektroujemność. (OEO)
Fluorowi, jako najsilniejszemu pierwiastkowi e.o, przypisuje się wartość 4,00, względem której brane są pod uwagę pozostałe pierwiastki.
Zmiany okresów i grup układu okresowego.
W okresach, gdy ładunek jądrowy wzrasta od lewej do prawej, elektroujemność wzrasta.
Najmniej wartość obserwuje się w metalach alkalicznych i ziem alkalicznych.
Największy- dla halogenów.
Im wyższa elektroujemność, tym silniejsze niemetaliczne właściwości pierwiastków.
Elektroujemność (χ) jest podstawową właściwością chemiczną atomu, ilościową charakterystyką zdolności atomu w cząsteczce do przemieszczania wspólnych par elektronów ku sobie.
Współczesną koncepcję elektroujemności atomów wprowadził amerykański chemik L. Pauling. L. Pauling użył pojęcia elektroujemności, aby wyjaśnić fakt, że energia wiązania heteroatomowego A-B (A, B są symbolami dowolnych pierwiastków chemicznych) jest na ogół większa niż średnia geometryczna wiązań homoatomowych A-A i B-B.
Najwyższa wartość e.o. fluoru, a najniższy cezu.
Teoretyczną definicję elektroujemności zaproponował amerykański fizyk R. Mulliken. Opierając się na oczywistym stanowisku, że zdolność atomu w cząsteczce do przyciągania do siebie ładunku elektronicznego zależy od energii jonizacji atomu i jego powinowactwa elektronowego, R. Mulliken wprowadził pojęcie elektroujemności atomu A jako średniej wartość energii wiązania zewnętrznych elektronów podczas jonizacji stanów walencyjnych (np. od A− do A+) i na tej podstawie zaproponował bardzo prostą zależność na elektroujemność atomu:
gdzie J1A i εA to odpowiednio energia jonizacji atomu i jego powinowactwo elektronowe.
Ściśle mówiąc, pierwiastkowi nie można przypisać trwałej elektroujemności. Elektroujemność atomu zależy od wielu czynników, w szczególności od stanu walencyjnego atomu, formalnego stopnia utlenienia, liczby koordynacyjnej, charakteru ligandów tworzących środowisko atomu w układzie molekularnym oraz niektórych inni. Ostatnio coraz częściej do scharakteryzowania elektroujemności używa się tzw. przez niewspółdzieloną parę elektronów, pojedynczo zaludnioną przez niesparowany elektron lub jest pusta. Jednak pomimo znanych trudności w interpretacji i określaniu elektroujemności, zawsze pozostaje ona niezbędna do jakościowego opisu i przewidywania natury wiązań w układzie molekularnym, w tym energii wiązania, rozkładu ładunku elektronowego i stopnia jonowości, stałej siły itp. Jednym z najbardziej rozwiniętych w obecnym podejściu jest podejście Sandersona. Podejście to opierało się na idei wyrównywania elektroujemności atomów podczas tworzenia między nimi wiązania chemicznego. Liczne badania wykazały zależności między elektroujemnością Sandersona a najważniejszymi właściwościami fizykochemicznymi związków nieorganicznych ogromnej większości pierwiastków układu okresowego. Bardzo owocna okazała się również modyfikacja metody Sandersona, polegająca na redystrybucji elektroujemności między atomami cząsteczki w przypadku związków organicznych.
2) Biegunowość wiązania chemicznego, polarność cząsteczek i jonów.
Co jest w streszczeniu iw podręczniku - Biegunowość jest związana z momentem dipolowym. Powstaje w wyniku przesunięcia wspólnej pary elektronów do jednego z atomów. Biegunowość zależy również od różnicy elektroujemności atomów będących wolnocłowy. dwa atomy, tym bardziej polarne jest wiązanie chemiczne między nimi. W zależności od redystrybucji gęstości elektronowej podczas tworzenia wiązania chemicznego wyróżnia się kilka jego rodzajów. Granicznym przypadkiem polaryzacji wiązania chemicznego jest całkowite przejście od jednego atomu do innego.
W tym przypadku powstają dwa jony, pomiędzy którymi powstaje wiązanie jonowe.Aby dwa atomy mogły utworzyć wiązanie jonowe, konieczne jest, aby ich e.o. różniły się znacznie. są równe, to powstaje niespolaryzowane wiązanie kowalencyjne.Najczęściej spolaryzowane wiązanie kowalencyjne powstaje między dowolnymi atomami, które mają różne e.o.
Efektywne ładunki atomów mogą służyć jako ilościowe oszacowanie polarności wiązania Efektywny ładunek atomu charakteryzuje różnicę między liczbą elektronów należących do danego atomu w związku chemicznym a liczbą elektronów wolnego atomu Atom pierwiastka bardziej elektroujemnego silniej przyciąga elektrony, więc elektrony są bliżej niego i otrzymuje pewien ładunek ujemny, który nazywa się efektywnym, a jego partner ma taki sam dodatni ładunek efektywny.Jeżeli elektrony tworzące wiązanie między atomami należą do nich jednakowo, efektywne ładunki wynoszą zero.
Dla cząsteczek dwuatomowych możliwe jest scharakteryzowanie biegunowości wiązania i wyznaczenie ładunków efektywnych atomów na podstawie pomiaru momentu dipolowego M = q * r, gdzie q jest ładunkiem bieguna dipolowego, który jest równy ładunkowi efektywnemu dla cząsteczka dwuatomowa, r to odległość międzyjądrowa.. Moment dipolowy wiązania jest wielkością wektorową. Jest on skierowany od dodatnio naładowanej części cząsteczki do jej części ujemnej.Ładunek efektywny na atomie pierwiastka nie pokrywa się ze stopniem utlenienia.
Polarność cząsteczek w dużej mierze determinuje właściwości substancji. Cząsteczki polarne zwracają się do siebie z przeciwnie naładowanymi biegunami i powstaje między nimi wzajemne przyciąganie. Dlatego substancje utworzone przez cząsteczki polarne mają wyższe temperatury topnienia i wrzenia niż substancje, których cząsteczki są niepolarne.
Ciecze, których cząsteczki są polarne, mają większą zdolność rozpuszczania. Co więcej, im większa polarność cząsteczek rozpuszczalnika, tym większa rozpuszczalność w nim związków polarnych lub jonowych. Zależność tę tłumaczy fakt, że polarne cząsteczki rozpuszczalnika, w wyniku interakcji dipol-dipol lub jon-dipol z substancją rozpuszczoną, przyczyniają się do rozkładu substancji rozpuszczonej na jony. Na przykład roztwór chlorowodoru w wodzie, którego cząsteczki są polarne, dobrze przewodzi prąd. Roztwór chlorowodoru w benzenie nie ma zauważalnego przewodnictwa elektrycznego. Wskazuje to na brak jonizacji chlorowodoru w roztworze benzenu, ponieważ cząsteczki benzenu są niepolarne.
Jony, podobnie jak pole elektryczne, działają na siebie polaryzująco. Kiedy spotykają się dwa jony, następuje ich wzajemna polaryzacja, tj. przemieszczenie elektronów warstw zewnętrznych względem jąder. Wzajemna polaryzacja jonów zależy od ładunków jądra i jonu, promienia jonu i innych czynników.
W ramach grup e.o. maleje.
Zwiększają się właściwości metaliczne pierwiastków.
Pierwiastki metaliczne na poziomie energii zewnętrznej zawierają 1,2,3 elektronów i charakteryzują się niską wartością potencjałów jonizacji i e.o. ponieważ metale wykazują wyraźną tendencję do oddawania elektronów.
Pierwiastki niemetaliczne mają wyższą energię jonizacji.
Gdy zewnętrzna powłoka niemetali jest wypełniona, promień atomowy zmniejsza się w okresach. Na zewnętrznej powłoce liczba elektronów wynosi 4,5,6,7,8.
Polarność wiązania chemicznego. Biegunowość cząsteczek i jonów.
Biegunowość wiązania chemicznego jest określona przez przesunięcie wiązań pary elektronów do jednego z atomów.
Wiązanie chemiczne powstaje w wyniku redystrybucji elektronów na orbitali walencyjnych, co skutkuje stabilną konfiguracją elektronową gazu szlachetnego, w wyniku tworzenia się jonów lub tworzenia wspólnych par elektronów.
Wiązanie chemiczne charakteryzuje się energią i długością.
Miarą siły wiązania jest energia wydatkowana na zerwanie wiązania.
Na przykład. H - H = 435 kJmol-1
Elektroujemność pierwiastków atomowych
Elektroujemność jest właściwością chemiczną atomu, ilościową cechą zdolności atomu w cząsteczce do przyciągania do siebie elektronów z atomów innych pierwiastków.
Względna elektroujemność
Pierwszą i najbardziej znaną skalą elektroujemności względnej jest skala L. Paulinga, uzyskana z danych termochemicznych i zaproponowana w 1932 r. Wartość elektroujemności najbardziej elektroujemnego pierwiastka fluoru, (F) = 4,0, jest arbitralnie przyjmowana jako punkt odniesienia w tej skala.
Pierwiastki grupy VIII układu okresowego (gazy szlachetne) mają zerową elektroujemność;
Za warunkową granicę między metalami i niemetalami uważa się wartość elektroujemności względnej równą 2.
Elektroujemność elementów układu okresowego z reguły wzrasta sekwencyjnie od lewej do prawej w każdym okresie. W każdej grupie, z kilkoma wyjątkami, elektroujemność konsekwentnie maleje od góry do dołu. Elektroujemność służy do scharakteryzowania wiązania chemicznego.
Wiązania o mniejszej różnicy elektroujemności atomów nazywane są polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi. Im mniejsza różnica elektroujemności atomów tworzących wiązanie chemiczne, tym niższy stopień jonowości tego wiązania. Zerowa różnica elektroujemności atomów wskazuje na brak charakteru jonowego w tworzonym przez nie wiązaniu, tj. Czystą kowalencyjność.
Biegunowość wiązania chemicznego, polarność cząsteczek i jonów
Biegunowość wiązań chemicznych, charakterystyczna dla wiązania chemicznego, pokazująca redystrybucję gęstości elektronowej w przestrzeni w pobliżu jąder w porównaniu z początkowym rozkładem tej gęstości w neutralnych atomach tworzących to wiązanie.
Prawie wszystkie wiązania chemiczne, z wyjątkiem wiązań w dwuatomowych cząsteczkach homojądrowych, są w takim czy innym stopniu polarne. Zwykle wiązania kowalencyjne są słabo polarne, wiązania jonowe są silnie polarne.
Na przykład:
kowalencyjne niepolarne: Cl2, O2, N2, H2,Br2
kowalencyjne polarne: H2O, SO2, HCl, NH3 itp.
Jeśli neutralne atomy dwóch pierwiastków różnią się znacznie wartościami energia jonizacji I powinowactwo elektronowe, wtedy są w stanie łatwo oddziaływać ze sobą, tworząc silne wiązanie chemiczne.
Jednak wykorzystanie tych cech jest ograniczone przez fakt, że odnoszą się one do izolowanych neutralnych atomów. Jeśli atomy są częścią związku chemicznego, to aby scharakteryzować ich zdolność przyciągania do siebie wspólnych elektronów, wprowadza się pojęcie elektroujemność(EO)*.
Elektroujemność to wartość, która charakteryzuje zdolność atomu w cząsteczce lub do przyciągania elektronów biorących udział w tworzeniu wiązania kowalencyjnego.
I chociaż elektroujemność atomu, która zależy od stanu walencyjnego atomu i rodzaju związku chemicznego, w którym się znajduje, jest warunkowa, jej użycie jest przydatne do charakteryzowania zarówno poszczególnych wiązań kowalencyjnych, jak i związku chemicznego jako całości.
Elektroujemność atomu stanowi połowę sumy jego energii jonizacji i powinowactwa elektronowego:
W praktyce zwykle stosuje się wartość elektroujemności względnej, przyjmując za jednostkę wartość elektroujemności atomu litu.
Względna elektroujemność atomu dowolnego pierwiastka, oznaczona grecką literą χ (chi), jest określona przez stosunek równy EO A / EO Li.
Najwyższą względną elektroujemność ma atom fluoru - 4,0, najmniejszą - atomy cezu i franka - 0,7. W porównaniu z nimi uwzględnia się względne elektroujemności atomów pozostałych pierwiastków (Tabela 7). Najniższe wartości względnej elektroujemności to neutralne atomy pierwiastków s grupy I, najwyższe - P-elementy grup VI i VII. Im większa elektroujemność względna, tym silniej atom danego pierwiastka wykazuje właściwości utleniające i tym silniej przyciąga wspólną (nie)elektronową () parę (pary) wiązań kowalencyjnych w związku.
Dla neutralnych atomów pierwiastków w okresie, wraz ze wzrostem ładunku jąder, następuje wzrost elektroujemności (najmniejsze wartości to atomy metali alkalicznych - pierwiastki z grupy IA, największe - atomy halogenów - pierwiastki grupa VIIa). Wynika to z faktu, że liczba warstw elektronowych w atomach nie zmienia się, a ładunek ich jąder wzrasta w tym okresie, a zatem zwiększa się oddziaływanie elektronów z jądrem, a w rezultacie wielkość (promień ) atomów maleje. W tym samym kierunku wzrasta energia jonizacji, powinowactwo elektronowe i elektroujemność neutralnych atomów pierwiastków. Zgodnie z tym właściwości redukujące obojętnych atomów pierwiastków osłabiają się w okresie od lewej do prawej, a właściwości utleniające rosną. Najsilniejszymi utleniaczami w okresie są atomy halogenu.
W grupach A wartości elektroujemności neutralnych atomów pierwiastków, a tym samym właściwości utleniające, zmniejszają się od góry do dołu, aw grupach B (z wyjątkiem grupy III) wręcz przeciwnie, rosną.
Zatem najsilniejszym utleniaczem jest neutralny atom fluoru (grupa VIIA), a najsilniejszym reduktorem neutralny atom franka (grupa IA) (ryc. 12).
W większości przypadków wiązania w cząsteczkach mają charakter pośredni między dwoma granicznymi przypadkami - kowalencyjnymi lub jonowymi rodzajami wiązań chemicznych. Na przykład w cząsteczce jodowodoru HI wiązanie nie jest ani czysto kowalencyjne, ani czysto jonowe.
Różnica wartości względnej elektroujemności neutralnych atomów pierwiastków służy do oceny stopnia jonowości wiązań. Gdy różnica wartości χ jest większa niż 2,0, wiązanie można uznać za jonowe, gdy różnica wynosi od 0,4 do 2,0 - kowalencyjne o częściowo jonowym charakterze, a gdy różnica jest mniejsza niż 0,4 - kowalencyjne.
Zgodnie z wartością względnej elektroujemności atomów pierwiastki są konwencjonalnie podzielone metale I niemetale , granica, między którą w układzie okresowym D.I. Mendelejew (w swojej półdługiej, 18-ogniwowej wersji) jest rysowany wzdłuż elementów głównych podgrup po przekątnej od boru do astanu. Wartość χ atomów pierwiastków granicznych - amfoterycznych * - jest bliska 2 (są one zaznaczone w tabeli 7 pogrubioną czcionką i zacienionymi komórkami).
| Tabela 7 Względna elektroujemność atomów, pierwiastków eV | F4.0 | kl 3.0 | Br2.8 | ja 2,5 | O 2,2 | |
| O 3,5 | S 2.5 | Patrz 2.4 | 2.1 | Po 2.0 | ||
| N 3.0 | 2.1 | Jako 2.0 | Sb 1.9 | Bi 1.9 | ||
| C2.5 | Si 1.8 | 1.8 | Sn 1.8 | Pb 1.9 | ||
| B2.0 | Al 1,5 | Ga 1,6 | w 1.7 | Tl 1.8 | ||
| Zn 1.6 | CD 1.7 | Hg 1,9 | ||||
| Cu 1,9 | 1,9 | Au 2,4 | ||||
| Ni 1.9 | Pd 2.2 | Pkt 2.2 | ||||
| Co 1,9 | Rh 2.2 | Ir 2.2 | ||||
| Fe 1,8 | Ru 2.2 | Os 2.2 | ||||
| 1,5 tys | Te 1.9 | Ad 1.9 | ||||
| Cr 1.6 | Po 1,8 | W 1.7 | ||||
| V 1.6 | Uwaga 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 | ||||
| Mieć 1,5 | Mg 1,2 | około 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 |
Główne podgrupy
| I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||
| H | On | |||||||||
| Li | Być | B | C | N | O | F | Nie | |||
| Na | mg | Glin | Si | P | S | Kl | Ar | |||
| k | ok | Ga | Ge | Jak | Se | br | kr | |||
| Rb | Sr | W | sn | Śr | Te | I | Xe | |||
| Cs | Ba | Tl | Pb | Bi | Po | Na | Rn | |||
| ks | Ra | |||||||||
 |
Ryż. 12. Zmiana właściwości redoks
obojętne atomy pierwiastków głównych podgrup (grup A)
Słowa ″kwas″ i ″zasada″ to terminy funkcjonalne, a nie nazwy etykiet. Wskazują, do czego substancja jest zdolna, a nie czym jest.
R. von Handler (1931).
2.5. Właściwości kwasowo-zasadowe związków chemicznych
Okresowość właściwości pierwiastków, związana ze zmianą struktury powłok elektronowych ich atomów wraz ze wzrostem ładunku jąder atomowych, przejawia się również w ich związkach tego samego typu.
Układ okresowy pierwiastków chemicznych jest skonstruowany w taki sposób, że pierwiastki znajdują się po lewej stronie jego tablicy, których wodorotlenki wykazywać podstawowe właściwości. Te właściwości są szczególnie wyraźne w przypadku wodorotlenków metali alkalicznych. Przeciwnie, po prawej stronie tablicy układu okresowego pierwiastków znajdują się pierwiastki, których tlenki pod działaniem wody zamieniają się w wodorotlenki o właściwościach kwasowych, czyli w kwasy. Tlenki i wodorotlenki wielu pierwiastków - tych, które znajdowały się w środku tablicy układu okresowego - zachowują się dwojako. Oddziałując z mocnymi kwasami wykazują właściwości zasadowe, a reagując z zasadami stają się kwaśne.
W okresach, przechodząc od lewej do prawej strony, właściwości tlenków i wodorotlenków od zasadowych, dla pierwiastków grup IA–IIA, stopniowo zmieniają się na amfoteryczne, a pierwiastki grup VA–VIIA stają się kwaśne.
W przypadku tlenków i wodorotlenków pierwiastków, których wartości względnej elektroujemności atomów mieszczą się w zakresie 1,5–2,2, zwykle charakterystyczne są właściwości amfoteryczne. W tym przypadku im mniejsze wartości χ, tym silniej tlenki i wodorotlenki wykazują właściwości zasadowe i odwrotnie, im większe wartości χ, tym silniej wykazują właściwości kwasowe tlenków i wodorotlenków. Na przykład w pierwiastku z grupy IIIA galu (χ \u003d 1,7) kwasowe i zasadowe właściwości Ga 2 O 3 i Ga (OH) 3 są wyrażone w tym samym stopniu.
Promienie kationów są mniejsze niż promienie neutralnych atomów, ponieważ są one tworzone przez oddanie elektronów, a promienie anionów są większe niż promienie neutralnych atomów, ponieważ są tworzone przez przyjmowanie elektronów.
W wodorotlenkach E–O–H, w grupach od góry do dołu, na skutek wzrostu promienia atomów pierwiastków zwiększa się odległość między atomami pierwiastka i tlenu, co oznacza, że siła ich oddziaływania maleje . Zgodnie z tym wzrasta stopień dysocjacji elektrolitycznej wodorotlenków wzdłuż wiązania E–O:
mi + + OH – E – O – N EO – + H +
a zasadowy charakter wodorotlenków jest wzmocniony, podczas gdy stopień dysocjacji wzdłuż wiązania О–H maleje, a ich właściwości kwasowe słabną (ryc. 13).
Na przykład:
Be (OH) 2 - wodorotlenek amfoteryczny, Mg (OH) 2 - słaba zasada, Ca (OH) 2 - mocna zasada;
kwas metafosforowy HPO 3 jest znacznie słabszy niż kwas azotowy HNO 3 .
W wodorkach związków niemetali z wodorem właściwości kwasowe rosną wraz ze wzrostem promienia atomów pierwiastków; rosną w grupach A od góry do dołu od HF do HI i od H 2 O do H 2 Te .
Główne podgrupy
| I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||
| H | On | |||||||||
| Li | Być | B | C | N | O | F | Nie | |||
| Na | mg | Glin | Si | P | S | Kl | Ar | |||
| k | ok | Ga | Ge | Jak | Se | br | kr | |||
| Rb | Sr | W | sn | Śr | Te | I | Xe | |||
| Cs | Ba | Tl | Pb | Bi | Po | Na | Rn | |||
| ks | Ra | |||||||||
 |
Ryż. 13. Zmiana właściwości kwasowo-zasadowych tlenków i wodorotlenków pierwiastków głównych podgrup (grup A)
Klasyfikacja wiązań chemicznych
Rozdział 3
Pytania do samokontroli
1. Czym jest transformacja osądu?
2. Czym różni się przekształcenie wyroku od przekształcenia wyroku?
3. Jakim zasadom podlega prawdziwość (fałszywość) sądu?
4. Jaką funkcję pełni tablica prawdy (fałszu) sądu?
Ćwiczenia
Przekształć sądy, korzystając z reguł transformacji, inwersji i opozycji orzeczeń.
1) Niektórzy uczniowie osiągają słabe wyniki. 2) Wszystkie działki leśne zostały wykarczowane. 3) Ani jedna wiertnica nie była w tym roku bezczynna. 4) Wśród uczniów są sportowcy. 5) Trudności go nie przerażają.
Przykład: Wszystkie metale przewodzą prąd elektryczny. Żaden metal nie przewodzi prądu; (transformacja).
Wszyscy studenci są studentami. Niektórzy studenci są studentami; (odwołanie).
Wszyscy studenci są studentami. Niektórzy studenci nie są studentami; (w przeciwieństwie do predykatu).
Jednym z najważniejszych zagadnień w chemii jest kwestia wiązania chemicznego, która wymaga wyjaśnienia przyczyn i identyfikacji wzorców powstawania wiązań między atomami, jonami, cząsteczkami w oparciu o teorię budowy atomu i okresowości prawo D.I. Mendelejewa, a także charakterystyka tych wiązań poprzez interpretację właściwości fizycznych i chemicznych substancji. Obecnie do badania wiązań chemicznych stosuje się głównie dwie metody:
1) wiązania walencyjne;
2) orbitale molekularne.
W ramach pierwszej metody rozpatrywane są poszczególne atomy, które oddziałują na siebie, w oparciu o zasadę kompletności powłoki elektronowej (reguła oktetu). Wiązanie kowalencyjne z punktu widzenia metody wiązań walencyjnych powstaje w wyniku uspołecznienia pary elektronów.
Prosta metoda wiązań walencyjnych dla chemika jest najbardziej zrozumiała, wygodna i wizualna, najlepiej spełnia cele edukacji podstawowej. Wadą metody wiązań walencyjnych jest to, że niektórych danych eksperymentalnych nie można wyjaśnić w jej ramach.
Bardziej wydajna jest metoda orbitali molekularnych, która uwzględnia elektrony znajdujące się w polu przyciągania tworzonym przez wszystkie jądra atomowe cząsteczki. Z punktu widzenia metody orbitali molekularnych w cząsteczce nie ma atomów jako takich, ale są wzajemnie odpychające się jądra i elektrony oddziałujące z nimi i między sobą. Metoda orbitali molekularnych umożliwia pełniejsze wyjaśnienie danych eksperymentalnych.
Podczas charakteryzowania wiązania chemicznego zwykle stosuje się takie pojęcia, jak „wartościowość”, „stan utlenienia” i „krotność wiązań”.
Wartościowość
- zdolność atomu pierwiastka chemicznego do tworzenia wiązań z innymi atomami. W przypadku związków jonowych za wartość wartościowości przyjmuje się liczbę oddanych lub otrzymanych elektronów. W przypadku związków kowalencyjnych wartościowość jest równa liczbie uspołecznionych par elektronów.
Stan utlenienia
- jest to ładunek warunkowy, jaki byłby na atomie w przypadku, gdy wszystkie polarne wiązania kowalencyjne byłyby jonowe.
Wielość komunikacji
między tymi atomami jest równa liczbie ich uspołecznionych par elektronowych.
Wszystkie wiązania rozpatrywane w chemii można podzielić na wiązania prowadzące do powstania nowych substancji oraz wiązania międzycząsteczkowe.
W wyniku parowania elektronów powstają wiązania prowadzące do powstania nowych substancji. Sparowane elektrony znajdują się w polu przyciągania wszystkich jąder cząsteczek. Taka redystrybucja gęstości elektronowej daje wzrost energii w porównaniu z niezwiązanymi atomami. To właśnie obecność tego wzmocnienia determinuje tworzenie wiązania chemicznego. W zależności od metody redystrybucji elektronów emitują wiązania kowalencyjne, jonowe
I metal
. W zależności od obecności lub braku polaryzacji wiązania kowalencyjne dzielą się na polarny
– między atomami różnych pierwiastków – i niepolarny
między atomami tego samego pierwiastka. Zgodnie z metodą tworzenia wiązania kowalencyjne dzielą się na zwykły
, akceptujący dawcę
I celownik
.
Wiązanie między atomami można scharakteryzować na podstawie elektroujemności.
Elektroujemność
- zdolność atomu związanego z innym atomem do przyciągania do siebie chmury elektronów, powodując w ten sposób polaryzację wiązania. Stosowane są różne ilościowe oszacowania elektroujemności atomu, na przykład połowa sumy jego powinowactwa elektronowego i potencjału jonizacji (metoda Mulliken) (Tabela 3.1).
Tabela 3.1
Względna elektroujemność atomów w postaci
połowa sumy powinowactwa elektronowego i potencjału jonizacji
| Okres | Grupy elementów | |||||||
| I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |
| 2.1 | On | |||||||
| Li 0,97 | Mieć 1,47 | B2.01 | C 2,50 | N 3.07 | Około 3,50 | F4.10 | Nie | |
| Na 1.01 | Mg 1,23 | Al 1.47 | Si 1,47 | 2.1 | S 2.6 | KL 2.83 | Ar | |
| K 0,91 | około 1,04 | sc 1.20 | Ti 1.32 | V 1.45 | 1,56 kr | 1,60 mln | Fe 1,64 Co 1,70 Ni 1,75 | |
| Cu 1,75 Rb 0,89 | Zn 1,66 Sr 0,99 | Ga 1,82 | 2.02 | Jak 2.20 | Se2.48 | Br2,74 | kr |
Istnieją inne podejścia do definicji elektroujemności. Tak więc pierwszą i najbardziej znaną jest skala L. Paulinga, uzyskana z danych termochemicznych i zaproponowana w 1932 r. Wartość elektroujemności najbardziej elektroujemnego pierwiastka fluoru (F) = 4,0 (Tabela 3.2) jest arbitralnie traktowana jako odniesienie punkt w tej skali.
Tabela 3.2
Elektroujemność atomów
w stabilnych stopniach utlenienia Paulinga
| Okres | Grupy elementów | |||||||
| I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |
| 2.1 | On | |||||||
| Li 1.0 | Mieć 1,5 | B2.0 | C2.5 | N 3.0 | O 3,5 | F4.0 | Nie | |
| Na 0,9 | Mg 1,2 | Al 1,5 | Si 1.8 | 2.1 | S 2.5 | kl 3.0 | Ar | |
| K 0,8 | około 1,0 | sc 1.3 | Ti 1,5 | V 1.6 | Cr 1.6 | 1,5 tys | Fe 1,8 Co 1,8 Ni 1,8 | |
| Cu 1,9 Rb 0,8 | Zn 1.6 Sr 1.0 | Ga 1,6 | 1.8 | Jako 2.0 | Patrz 2.4 | Br2.8 | kr |
Elektroujemność elementów układu okresowego z reguły wzrasta sekwencyjnie od lewej do prawej w każdym okresie. W każdej grupie, z kilkoma wyjątkami, elektroujemność konsekwentnie maleje od góry do dołu. Elektroujemność służy do scharakteryzowania wiązania chemicznego. Im większa różnica elektroujemności atomów tworzących wiązanie chemiczne, tym większy stopień jonowości tego wiązania. Wiązania o różnicy elektroujemności atomów większej niż 2,1 można uznać za czysto jonowe (według innych źródeł naukowych 50% wiązanie jonowe odpowiada różnicy elektroujemności atomów równej 1,7).
Wiązania o mniejszej różnicy elektroujemności atomów nazywane są polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi. Im mniejsza różnica elektroujemności atomów tworzących wiązanie chemiczne, tym niższy stopień jonowości tego wiązania. Zerowa różnica elektroujemności atomów wskazuje na brak charakteru jonowego w tworzonym przez nie wiązaniu, tj. Czystą kowalencyjność.
Najwyraźniej elektroujemność atomu zależy również od stopnia jego utlenienia. I tak dla trzech tlenków chromu: , - następuje zmiana ich charakteru z zasadowego (CrO) przez amfoteryczny (Cr 2 O 3) na kwaśny (CrO 3). Ten sam pierwiastek - chrom - w CrO zachowuje się jak typowy metal, w Cr 2 O 3 - jak metal amfoteryczny, aw CrO 3 - jak typowy niemetal.
Zestawiając wzory chemiczne związków, należy wziąć pod uwagę, że więcej pierwiastków elektroujemnych znajduje się po prawej stronie, na przykład H 2 S, OF 2, SCl 2 O, Br 3 N, SiBr 2 F 2.