Что такое относительная электроотрицательность. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Полярность химической связи, полярность молекул и ионов

Электроотрицательность - это характеристика атома, показывающая, насколько высока его способность притягивать к себе электроны. Когда химическая связь образована двумя разными элементами, электроны у одного из них всегда расположены более плотно, чем у другого. Тот атом, у которого электронная плотность выше, называется электроотрицательным, тот, у кого ниже - соответственно, электроположительным.

Существует несколько шкал, ориентируясь на которые, можно определить электроотрицательность того или иного элемента. Попробуем их перечислить:

1. Таблица Менделеева.
2. Шкала Малликена.
3. Шкала Полинга.
4. Шкала Олреда-Рохова.

Чтобы определить параметр «электроотрицательность» по таблице Менделеева, нужно всего лишь знать, что наиболее электроотрицательные свойства имеют те элементы, которые располагаются вверху таблицы и в правой ее части. То есть, чем выше и правее э лемент находится в таблице Менделеева, тем выше у него электроотрицательность и наоборот, чем ниже и левее - тем выше у него электроположительность.

Шкала Полинга - наиболее часто используемая таблица электроотрицательности. Названа она в честь американского химика Лайнуса Полинга, который впервые ввел понятие электроотрицательности. Согласно шкале Поллинга, электроотрицательность всех имеющихся в природе элементов лежит в интервале от 0,7 (таковой она является у щелочного металла франция) до 4,0 (у газа-галогена фтора). В таблице приводятся относительные и неточные величины.

Шкала Малликена рассматривает электроотрицательность как величину энергии связи между валентными электронами. Приводятся максимально точные расчеты.

Расположение элементов в каждой из таблиц является идентичным, несмотря на то, что методы определения отличаются друг от друга, и величины тоже.

Самые высокие значения электроотрицательности

Фтор, один из галогенов - это элемент, обладающий наивысшей электроотрицательностью, а точнее - 3,98. Его химическая активность невероятно высока, настолько, что химики называют его не иначе как «все разгрызающий» .

Следом за фтором идет кислород. Электроотрицательность кислорода немного пониже - 3,44, но тоже достаточно высока.

Следом за ними (спускаясь все ниже по правой части таблицы Менделеева) идут:

• хлор (3,16);
• азот (3,04);
• бром (2,96);
• йод (2,66);
• ксенон (2,60);
• и так далее.

Большая часть неметаллов имеет электроотрицательность, колеблющуюся между значениями 2 и 3. У отличающихся наиболее высокой активностью металлов, от франция до бериллия, она колеблется от значения 0,7 до 1,57.

Как определить валентные электроны

Валентностью называют способность атома вступать во взаимодействие с другими атомами, образуя с ними определенные химические связи. Валентными электронами именуются электроны, непосредственно участвующие в образовании химической связи. Основными создателями, внесшими в теорию валентности наибольший вклад, являются русский ученый Бутлеров и немецкий ученый Кекуле. Электроны, которые принимают участие в образовании химической связи, называют валентными.

Атом, как мы все знаем из школьного курса, устроен таким образом, что довольно-таки напоминает по своему устройству Солнечную систему. В центре атома находится огромное ядро, чья масса чуть менее, чем полностью равняется массе всего атома, а вокруг него по орбиталям вращаются мелкие электроны, неодинаковые по своим внутренним характеристикам. Ядро атома окажется не таким уж и большим, если сравнить его размеры с длиной расстояния до орбиталей, по которым вращаются атомы. Чем дальше от ядра и чем ближе к внешней электронной оболочке находится электрон конкретно взятого атома, тем быстрее он вступает во взаимодействие с электронами других атомов.

Итак, перед нами таблица Менделеева. Найти на ней нужно третий период. Последовательно перебираем элементы главных подгрупп в нем. Существует правило, согласно которому валентность элемента определяется по номеру его группы и равняется количеству электронов на внешней оболочке его атома.

• У щелочного металла натрия на внешней оболочке всего только один электрон, принимающий участие в химической связи между элементами. Исходя из этого, мы определяем, что он одновалентен.
• У щелочноземельного металла на внешней оболочке уже два электрона. Это означает, что его валентность равна двум.
• У амфотерного металла алюминия ровно три электрона на внешней оболочке. Его валентность так же, как и у предыдущих элементов, соответствует этому числу.
• У кремния четыре электрона, он четырехвалентен.
• Фосфор может образовывать различные связи и иметь разные валентности, но высшая валентность фосфора равна пяти.
• Сера точно так же, как и фосфор, может иметь разные валентности, но высшая равняется шести.
• Возьмем хлор. Когда, к примеру, он состоит в молекуле соляной кислоты (HCl), он находится в одновалентном состоянии. А вот в молекуле хлорной кислоты (HClO4) он сразу же становится семивалентным.

Помимо главных, есть еще и побочные подгруппы. Когда дело касается их, учитываются еще и d-электроны на предыдущем подуровне. В таблице Менделеева все эти значения легко можно отыскать. Попробуем определить высшую валентность хрома. На внешнем уровне у хрома находится 1 электрон, на d-подуровне - 5. Следовательно, его высшая валентность равна 6. У марганца на внешнем уровне 2 электрона, на d-подуровне - 5. Значит, его высшая валентность - 7.

Все вышеописанное, за некоторыми исключениями, действительно для элементов всех других побочных подгрупп (помимо тех, в которые включены марганец и хром). Вот исключения:

• кобальт;
• платина;
• палладий;
• родий;
• иридий.

Видео

Это видео поможет вам лучше усвоить такое понятие, как электроотрицательность.

Не получили ответ на свой вопрос? Предложите авторам тему.

При взаимодействии элементов образуются электронные пары за счёт принятия или отдачи электронов. Способность атома оттягивать электроны была названа Лайнусом Полингом электроотрицательностью химических элементов. Полинг составил шкалу электроотрицательности элементов от 0,7 до 4.

Что такое электроотрицательность?

Электроотрицательность (ЭО) - количественная характеристика элемента, показывающая, с какой силой притягиваются электроны ядром атома. ЭО также характеризует способность удерживать валентные электроны на внешнем энергетическом уровне.

Рис. 1. Строение атома.

Возможность отдавать или принимать электроны определяет принадлежность элементов к металлам или неметаллам. Ярко выраженными металлическими свойствами обладают элементы, легко отдающие электроны. Элементы, принимающие электроны проявляют неметаллические свойства.

Электроотрицательность проявляется в химических соединениях и показывает смещение электронов в сторону одного из элементов.

Электроотрицательность увеличивается слева направо и уменьшается сверху вниз в периодической таблице Менделеева.

Как определить

Определить значение можно с помощью таблицы электроотрицательности химических элементов или шкалы Полинга. За единицу принята электроотрицательность лития.

Наибольшей ЭО обладают окислители и галогены. Значение их электроотрицательности больше двух. Рекордсменом является фтор с электроотрицательностью 4.

Рис. 2. Таблица электроотрицательности.

Наименьшую ЭО (меньше двух) имеют металлы первой группы периодической таблицы. Активными металлами считаются натрий, литий, калий, т.к. им легче расстаться с единственным валентным электроном, чем принять недостающие электроны.

Некоторые элементы занимают промежуточное положение. Их электроотрицательность близка к двум. Такие элементы (Si, B, As, Ge, Te) проявляют металлические и неметаллические свойства.

Для удобства сравнения ЭО используется ряд электроотрицательности элементов. Слева располагаются металлы, справа - неметаллы. Чем ближе к краям, тем активнее элемент. Самый сильным восстановителем, легко отдающим электроны и имеющим наименьшую электроотрицательность, является цезий. Активным окислителем, способным притягивать электроны, является фтор.

Рис. 3. Ряд электроотрицательности.

В неметаллических соединениях притягивают электроны элементы с большей ЭО. Кислород с электроотрицательностью 3,5 притягивает атомы углерода и серы с электроотрицательностью 2,5.

Что мы узнали?

Электроотрицательность показывает степень удержания ядром атома валентных электронов. В зависимости от значения ЭО элементы способны отдавать или принимать электроны. Элементы с большей электроотрицательностью оттягивают электроны и проявляют неметаллические свойства. Элементы, атомы которых легко отдают электроны, обладают металлическими свойствами. Некоторые элементы имеют условно нейтральную ЭО (около двух) и могут проявлять металлические и неметаллические свойства. Степень ЭО увеличивается слева направо и снизу вверх в таблице Менделеева.

Если нейтральные атомы двух элементов сильно различаются значения­ми энергии ионизации и сродства к электрону , то они способны легко взаимодействовать друг с другом с образованием прочной химической связи.

Однако использование указанных характеристик ограничено тем, что они относятся к изолированным нейтральным атомам. Если же атомы находятся в составе химического соединения, то для характеристики их способности притягивать к себе общие электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО)*.

Электроотрицательность – величина, характеризующая способность атома в молекуле или притягивать электроны, участвующие в образовании ковалентной связи.

И хотя электроотрицательность атома, зависящая от валентного состояния атома и типа химического соединения, в котором он находится, имеет условный характер, её использование полезно для характеристики как отдельных ковалентных связей, так и химического соединения в целом.

Электроотрицательность атома равна полусумме значений его энергии ионизации и сродства к электрону:

На практике обычно пользуются величиной относительной электроотрицательности, принимая за её единицу величину электроотрицательности атома лития.

Относительная электроотрицательность атома какого–либо элемента, обозначаемая греческой буквой χ (хи), определяется отношением равна ЭО А /ЭО Li .

Наибольшую относительную электроотрицательность имеет атом фтора – 4,0, наименьшую – атомы цезия и франция – 0,7. В сравнении с ними рассматриваются относительные электроотрицательности атомов остальных элементов (табл. 7). Наименьшие значения относительной электроотрицательности имеют нейтральные атомы s-элементов I группы, наибольшие –p -элементов VI и VII групп. Чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее атом данного элемента проявляет окислительные свойства и тем сильнее притягивает общую (не)электронную()ые пару(ы) ковалентной связей в соединении.

У нейтральных атомов элементов в пределах периода с увеличением заряда ядер происходит увеличение электроотрицательности (наименьшие значения имеют атомы щелочных метал­лов – элементов группы IA, наибольшие – атомы галогенов – элементов группы VIIA). Это обусловлено тем, что число электронных слоёв в атомах не изменяется, а заряд их ядер по периоду растёт, и поэтому взаимодействие электронов с ядром усиливается, и, как следствие, уменьшается размер (радиус) атомов. В этом же направлении увеличиваются энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность нейтральных атомов элементов. В соответствии с этим восстановительные свойства нейтральных атомов элементов ослабевают в периоде слева направо, а окислительные свойства – усиливаются. Самые сильные окислители в периоде – атомы галогенов.

В группах А значения электроотрицательности нейтральных атомов элементов, а следовательно, и окислительные свойства уменьшаются сверху вниз, а в группах Б (за исключением III группы), наоборот, увеличиваются.

Таким образом, самым сильным окислителем является нейтральный атом фтора (группа VIIA), а самым сильным восстановителем –нейтральный атом франция (группа IA) (рис. 12).

В большинстве случаев связи в молекулах имеют промежуточный характер между двумя предельными случаями – ковалентным или ионным типамихимической связи. Например, в молекуле иодистого водорода HI связь не является ни чисто ковалентной, ни чисто ионной.

По разности значений относительных электроотрицательностей нейтральных атомов элементов судят о степени ионности связей. При разности значений χ больше 2,0 связь может считаться ионной, при разности от 0,4– до 2,0 - ковалентной с частично ионным характером, и при разности меньше 0,4 ковалентной.

По значению относительной электроотрицательности атомов элементы условно делят на металлы и неметаллы , граница между которыми в Периодической системе Д.И. Менделеева (в её полудлинном, 18-клеточном варианте) проводится по элементам главных подгрупп по диагонали от бора до астата. Значения χ атомов граничных – амфотерных* – элементов близка к 2 (они выделены в табл. 7 жирным шрифтом и затемнением клеток).

Таблица 7 Относительные электроотрицательности атомов, элементов эВ		F 4,0	Cl 3,0	Br 2,8	I 2,5	At 2,2
	O 3,5	S 2,5	Se 2,4	Te 2,1	Po 2,0
	N 3,0	P 2,1	As 2,0	Sb 1,9	Bi 1,9
	C 2,5	Si 1,8	Ge 1,8	Sn 1,8	Pb 1,9
	B 2,0	Al 1,5	Ga 1,6	In 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	Pt 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	La-Lu 1,0-1,2
	Be 1,5	Mg 1,2	Ca 1,0	Sr 1,0	Ba 0,9
H 2,1	Li 1,0	Na 0,9	K 0,8	Rb 0,8	Cs 0,7

Главные подгруппы

		I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	H							He
	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
	K	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
	Rb	Sr	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
	Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
	Fr	Ra

Рис. 12. Изменение окислительно-восстановительных свойств

нейтральныхатомов элементов главных подгрупп (А-групп)

Слово ″кислота″ и ″основание″ – это функциональные определения, а не этикетки с названиями. Они скорее указывают на что способно вещество, чем что оно собой представляет.

Р. фон Хандлер (1931).

2.5. Кислотно-оснóвные свойства химических соединений

Периодичность свойств элементов, связанная с изменением строения электронных оболочек их атомов при возрастании заряда атомных ядер, проявляется и в их однотипных соединениях.

Периодическая система химических элементов построена так, что в левой части ее таблицы располагаются элементы, гидроксиды которых проявляют основные свойства. Особенно ярко проявляются эти свойства у гидрооксидов щелочных металлов. Наоборот, в правой части таблицы периодической системы расположены элементы, оксиды которых под действием воды превращаются в гидроксиды, обладающие кислотными свойствами, то есть в кислоты. Оксидам и гидроксидам многих элементов – тех, что оказались в середине таблицы периодической системы, – присуща двойственность поведения. Взаимодействуя с сильными кислотами, они проявляют основные свойства, а в реакциях со щелочами – кислотные.

В периодах при переходе слева направо свойства оксидов и гидроксидов с оснόвных, у элементов групп IA–IIА постепенно сменяются на амфотерные и элементов групп VA–VIIA становятся кислотными.

Для оксидов и гидроксидов элементов, значения относительных электроотрицательностей атомов которых находятся в интервале 1,5–2,2, обычно характерны амфотерные свойства. При этом чем меньше значения χ, тем сильнее оксиды и гидроксиды про­являют оснóвные свойства, и, наоборот, чем больше значения χ, тем сильнее они проявляют кислотные свойства оксиды и гидроксиды. Например, у элемента группы IIIА галлия (χ = 1,7) кислотные и оснóвные свойства Ga 2 O 3 и Ga(OH) 3 выражены в одинаковой степени.

Радиусы катионов меньше радиусов нейтральных атомов, так как они образуются путём отдачи электронов, а радиусы анионов – больше радиусов нейтральных атомов, так как они образуются путём принятия электронов.

В гидроксидах Э–О–Н по группам сверху вниз за счет увеличения радиуса атомов элементов увеличивается расстояние между атомами элемента и кислорода, а значит уменьшается сила их взаимодействия. В соответствии с этим увеличивается степень электролитической диссоциации гидрооксидов по связи Э–О:

Э + + ОН – Э–О–Н ЭО – + Н +

и усиливается оснóвный характер гидроксидов, а степень диссоциации по связи О–Н уменьшается, и их кислотные свойства ослабевают (рис. 13).

На­пример:

Be(ОH) 2 – амфотерный гидрооксид, Mg(OH) 2 – слабое основание, Ca(OH) 2 – сильное основание;

метафосфорная кислота НРО 3 значительно слабее, чем азотная кислота НNО 3 .

У гидридов соединений неметаллов с водородом кислотные свойства увеличиваются при увеличении радиуса атомов элементов возрастают в группах А сверху вниз от HF к HI и от H 2 O к H 2 Te.

Главные подгруппы

		I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	H							He
	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
	K	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
	Rb	Sr	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
	Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
	Fr	Ra

Рис. 13. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов элементов главных подгрупп (А-групп)

Электроотрицательность атомов элементов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи,полярность молекул и ионов.

Электроотрицательность (э.о.)- это способность атома смещать к себе электронные пары.
Мерой э.о. является энергия равняя арифметически ½ сумме энергии ионизации I и энергии сходства к электронц Е
Э.О. = ½ (I+E)

Относительная электроотрицательность. (ОЭО)

Фтору как самому сильному э.о элементу присваивается значение 4.00 относительно которого рассматриваются остальные элементы.

Изменения в периодах и группах Периодической системы.

Внутри периодов с увеличением заряда ядра слева направо увеличивается электроотрицательность.

Наименьшее значение наблюдается у щелочных и щелочноземельных металлов.

Наибольшее - у галогенов.

Чем выше электроотрицательность, тем сильнее у элементов выражены неметаллические свойства.

Электроотрицательность (χ) - фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.

Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом. Л. Полинг использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи A-B (A, B - символы любых химических элементов) в общем случае больше среднего геометрического значения гомоатомных связей A-A и B-B.

Самое выское значение э.о. у фтора,а самое низкое –цезий.

Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским физиком Р. Малликеном. Исходя из очевидного положения о том, что способность атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону, Р. Малликен ввёл представление об электроотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных электронов при ионизации валентных состояний (например, от А− до А+) и на этой основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома:

где J1A и εA - соответственно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности, от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.Одним из наиболее развитых в настоящее время подходов является подход Сандерсона. В основу этого подхода легла идея выравнивания электроотрицательностей атомов при образовании химической связи между ними. В многочисленных исследованиях были найдены зависимости между электроотрицательностями Сандерсона и важнейшими физико-химическими свойствами неорганических соединений подавляющего большинства элементов периодической таблицы. Очень плодотворной оказалась и модификация метода Сандерсона, основанная на перераспределении электроотрицательности между атомами молекулы для органических соединений.

2)Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.

То,что есть в конспекте и в учебнике-Полярность связана с дипольным моментом.Проявляется в результате смещения общей электронной пары к одному из атомов.Полярность так же зависит от разности электроотрицательности связываемых атомов.Чем выше значение э.о. двух атомов,тем более полярной является хим.связь между ними.В зависимости от того,как происходит перераспределение электронной плотности при образовании химической связи,различают несколько ее типов.Предельный случай поляризации хим.связи – полный переход от одного атома к другому.

При этом образуется два иона, между которыми возникает ионная связь.Для того чтобы два атома смогли создать ионную связь,необходимо, чтобы их э.о. очень сильно различались.Если э.о. равны,то образуется неполярная ковалентная связь.Чаще всего встречается полярная ковалентная связь- она образуется между любыми атомами,имеющими разное значение э.о.

Количественной оценкой полярности связи могут служить эффективные заряды атомов.эффективный заряд атома характерезует разность между числом электоронов,принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома.атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее,поэтому электроны оказываются ближе к нему,и он получает некоторый отрицательный заряд,который называют эффективным,а у его партнера появляется такой же положительный эффективный заряд.Если электроны,образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени,эффективные заряяды равны нулю.

Для двухатомных молекул охарактеризовать полярность связи и определить эффективные заряды атомов можно на основе измерения дипольного момента M=q*r где q-заряд полюса диполя,равный для двухатомной молекулы эффективному заряду, r-межъядерное расстояние.Диполный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно зарядной части молекулы к ее отрицательной части.Эффектичный заряд на атоме элемента не совпадает со степенью окисления.

Полярность молекул в значительной мере определяет свойства веществ. Полярные молекулы поворачиваются друг к другу разноимённо заряженными полюсами, и между ними возникает взаимное притяжение. Поэтому вещества, образованные полярными молекулами, имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем вещества, молекулы которых неполярны.

Жидкости, молекулы которых полярны, имеют более высокую растворяющую способность. При этом чем больше полярность молекул растворителя, тем выше растворимость в ней полярных или ионных соединений. Эта зависимость объясняется тем, что полярные молекулы растворителя за счет диполь-дипольного или ион-дипольного взаимодействия с растворяемым веществом способствуют распаду растворяемого вещества на ионы. Например, раствор хлороводорода в воде, молекулы которой полярны, хорошо проводит электрический ток. Раствор хлороводорода в бензоле не обладает заметной электропроводностью. Это указывает на отсутствие ионизации хлороводорода в бензольном растворе, так как молекулы бензола неполярны.

Ионы, подобно электрическому полю, оказывают поляризующее действие друг на друга. При встрече двух ионов происходит их взаимная поляризация, т.е. смещение электронов внешних слоев относительно ядер. Взаимная поляризация ионов зависит от зарядов ядра и иона, радиуса иона и других факторов.

Внутри групп э.о. уменьшается.

Металлические свойства элементов возрастают.

Металлические элементы на внешнем энергетическом уровне содержат 1,2,3 электрона и характеризуются низким значением ионизационных потенциалов и э.о. потому что металлы проявляют выраженную тенденцию к отдаче электронов.
Неметаллические элементы отличаются более высоким значением энергии ионизации.
По мере заполнения наружной оболочки у неметаллов внутри периодов уменьшается радиус атомов. На внешней оболочке число электронов равно 4,5,6,7,8.

Полярность химической связи. Полярность молекул и ионов.

Полярность химической с вязи – определяется смещением связей электронной пары к одному из атомов.

Химическая связь возникает за счет перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая электронная конфигурация благородного газа, за счет образования ионов или образования общих электронных пар.
Химическая связь характеризуется энергией и длиной.
Мерой прочности связи служит энергия, затрачиваемая на разрушение связи.
Например. Н – Н = 435 кДжмоль-1

Электроотрицательность атомово элементов
Электроотрицательность - химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов.
Относительная электроотрицательность

Первой и наиболее известной шкалой относительной электроотрицательности является шкала Л.Полинга, полученная из термохимических данных и предложенная в 1932 г. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, (F) = 4,0.

Элементы VIII группы периодической системы (благородные газы) имеют нулевую электроотрицательность;
Условной границей между металлами и неметаллами считается значение относительной электроотрицательности равное 2.

Электроотрицательность элементов периодической системы, как правило, последовательно возрастает слева направо в каждом периоде. В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз. С помощью электроотрицательностей можно охарактеризовать химическую связь.
Связи с меньшей разностью электроотрицательностей атомов относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем меньше степень ионности этой связи. Нулевая разность электроотрицательностей атомов указывает на отсутствие ионного характера у образованной ими связи, т. е. на ее сугубую ковалентность.

Полярность химической связи, полярность молекул и ионов
Полярность химических связей, характеристика химической связи, показывающая перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.

Практически все химические связи, за исключениям связей в двухатомных гомоядерных молекулах - в той или иной степени полярны. Обычно ковалентные связи слабо полярны, ионные связи сильно полярны.

Например:
ковалентная неполярная: Cl2, O2, N2, H2,Br2

ковалентная полярная: H2O, SO2, HCl, NH3 и т.д.

Периоды	Группы
I	II	III	IV	V	VI	VII
	H 2,1
	Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0
	Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
	K 0,8	Ca 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
	Rb 0,8	Sr 1,0	In 1,7	Sn 1,8	Sb 1,9	Te 2,1	I 2,5
	Cs 0,7	Ba 0,9	Tl 1,8	Pb 1,6	Bi 1,9	Po 2,0	At 2,2

Примеры решения задач

Пример 1 . Объясните, почему алюминий и скандий находятся в одной группе, но в разных подгруппах?

Р е ш е н и е. 1) Запишем электронные конфигурации атомов и выделим валентные уровни: Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1

2) Обоснуем расположение элементов Al и Sc в одной группе, но в разных подгруппах. Атомы алюминия и скандия имеют одинаковое число валентных электронов – три. Следовательно, Al и Sc – это элементы одной группы (III). Однако характер заполнения валентного уровня у этих атомов различен. Алюминий – это p – элемент, у него последним заполняется p – подуровень внешнего энергетического уровня, поэтому валентными являются электроны 3s 2 3p 1 . Скандий – это d - элемент, у которого в последнюю очередь заполняется d – подуровень предпоследнего энергетического уровня, поэтому валентные электроны – 4s 2 3d 1 . Именно это является причиной расположения атомов Al и Sc в разных подгруппах: Al (IIIА) – в главной, а Sc (IIIB) – в побочной подгруппе.

Пример 2 . Руководствуясь положением элементов в Периодической системе, определите, какой из атомов – сера или теллур проявляет более сильные неметаллические свойства.

Р е ш е н и е. 1) Определяем координаты этих элементов в Периодической системе: S (3, VIA) и Те (5, VIA), т.е. эти элементы являются электронными аналогами, так как расположены в одной (главной) подгруппе VI группы.

2) Составляем электронные формулы атомов этих элементов и выделяем строение внешних уровней (именно они ответственны за химические свойства любого атома):
S – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 , Те – 1s 2 2s 2 3s 2 Зр 6 3d 10 4s 2 4р 6 4d 10 5s 2 5р 4

Действительно, атомы S и Те имеют сходное строение внешнего уровня, который можно представить в виде ns 2 nр 4 , т.е. на внешнем уровне находится 6 валентных электронов.

3) Сравним неметаллические свойства атомов S и Те . Неметаллические свойства определяются способностью атома присоединять электроны при их химическом взаимодействии. Неметаллические свойства атомов зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (г ат) и величины энергии сродства к электрону (Е е ).

Как уже отмечалось, элементы S и Те расположены в одной группе, имеют сходное строение внешнего уровня - ns 2 nр 4 . Однако атом S имеет три энергетических уровня, а атом Те – пять, поэтому валентные электроны у S расположены ближе к ядру. Радиус атома S меньше, чем радиус атома Те , а энергия сродства к электрону больше, чем Е е атома Te (в главной подгруппе сверху вниз г ат увеличивается, а Е е уменьшается). Поэтому атом S обладает большей способностью присоединять электроны. Следовательно, атом S по сравнению с атомом Те проявляет более сильные неметаллические свойства.

Пример 3 . Руководствуясь Периодической системой, определите какой из элементов – магний или алюминий обладает более выраженными металлическими свойствами.

Р е ш е н и е. 1) Химические свойства элементов определяются электронным строением внешних уровней их атомов. Запишем электронные конфигурации атомов магния и алюминия. Они расположены в третьем периоде (имеют одинаковое число энергетических уровней, равное трем). Магний – элемент второй группы, имеет два валентных ē . Алюминий – элемент третьей группы, имеет три валентных ē . Оба элемента расположены в главных подгруппах, т.е. все валентные электроны находятся на внешнем уровне. Отсюда электронные конфигурации внешних уровней: Mg 2s 2 , Al 3s 2 3p 1 .

2) Сравним металлические свойства атомов этих элементов – способность отдавать электроны при химическом взаимодействии. Металлические свойства зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (r ат ) и энергии ионизации (Е и ). Магний и алюминий находятся в одном периоде. При переходе от Mg к Al происходит увеличение заряда ядра и числа ē на внешнем уровне, которые все сильнее удерживаются ядром атома вследствие уменьшения r ат . При этом Е и возрастает и способность атома к отдаче электронов уменьшается. Следовательно, магний обладает более сильными металлическими свойствами, чем алюминий.

1.3. Химическая связь

Выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь – химическая связь, осуществляемая общими электронными парами. В соответствии с методом валентных связей (ВС) ковалентная связь между двумя атомами осуществляется общей для этих атомов парой электронов с противоположными спинами . В момент образования связи атомные орбитали перекрываются, что приводит к увеличению электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов и к взаимному притяжению ядер к области повышенной электронной плотности. В результате этого происходит выделение энергии и потенциальная энергия системы уменьшается.

Общая для двух атомов электронная пара может образовываться по двум механизмам: обменному или донорно-акцепторному.

При обменном механизме два связываемых атома (А и В) предоставляют для образования связи по одному неспаренному электрону, как бы обмениваясь ими:

↓

↓

А +В→ А В А

Донорно-акцепторный механизм образования связи заключается в том, что один атом А (донор) на образование связи предоставляет пару электронов, а другой атом В (акцептор) – вакантную атомную орбиталь.

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

Ковалентная неполярная связь – это связь, при которой область повышенной электронной плотности расположена симметрично относительно ядер обоих атомов. Такая связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью (ЭО ), например, в молекулах Cl 2 , O 2 , H 2 и др.

Ковалентная полярная связь – это связь, при которой область повышенной электронной плотности смещена к ядру атома с большей ЭО . В результате этот атом приобретает эффективный отрицательный заряд, а на другом менее электроотрицательном атоме возникает равный по величине эффективный положительный заряд. Такая система представляет собой электрический диполь. Полярная связь образуется между атомами с разной ЭО , например, в молекулах HCl, HI, H 2 O, H 2 S, CO и др. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих связь (∆ЭО А – В ), тем выше полярность связи.

Важнейшие свойства ковалентной связи – насыщаемость и направленность. Насыщаемость – это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. В случае обменного механизма число связей равно числу неспаренных валентных электронов атома. Способность атома к образованию химических связей характеризуется валентностью.

Валентность определяется как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами. Она зависит от того, в каком состоянии - основном или возбужденном находится атом. Основное состояние – это устойчивое состояние с наименьшей энергией. При возбуждении спаренные валентные электроны разъединяются и переходят с одного подуровня на свободные АО другого, энергетически более высокого подуровня в пределах внешнего энергетического уровня. В результате число неспаренных электронов увеличивается, и атом данного элемента образует максимально возможное для него число химических связей, проявляя при этом высшую валентность и высшую положительную степень окисления, равную номеру группы в Периодической системе (см. примеры решения задач).

Ковалентная связь имеет направленность , которая обусловливает пространственную структуру молекулы, т.е. ее геометрическую форму. В зависимости от способа перекрывания АО различают σ (сигма)- , π (пи)- и
δ (дельта)- связи.

σ – связь обладает осевой симметрией относительно межъядерной оси, и область перекрывания АО лежит на межъядерной оси. Ее могут образовывать s – АО, p – АО и d – АО. Именно σ – связи определяют пространственную конфигурацию молекул:

π – связь образуется при перекрывании АО, расположенных параллельно друг другу. Область перекрывания лежит по обе стороны от межъядерной оси. В образовании π – связи могут участвовать p – и d – АО:

δ – связи образуют толькоd – АО.

Сигма – связь является самой прочной связью и всегда образуется в первую очередь. Между двумя атомами в молекуле возможна лишь одна σ – связь.

Для объяснения геометрической структуры молекул (или направленности ковалентной связи) используют представление о гибридизации атомных орбиталей центрального атома в молекуле АВ n .

Гибридизация – это выравнивание энергии различных АО у атома А в результате их смешения перед химическим взаимодействием, что приводит к образованию гибридных орбиталей. В гибридизации участвуют только АО одного уровня, например, 2s и 2p . Каждому виду гибридизации АО соответствует определенная геометрическая форма молекулы. Например, sp – гибридизации (две связи) соответствует линейная форма молекулы (BeCl 2 ), sp 2 – гибридизации (три связи) – плоская треугольная (BCl 3 ), sp 3 - гибридизации (четыре связи) – тетраэдрическая (CH 4 ).

Ионная связь – связь между ионами, осуществляемая их электростатическим взаимодействием. Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов, резко отличающимися по своей электроотрицательности. Механизм образования ионной связи заключается в переходе электронов от одного атома к другому (более электроотрицательному), в результате чего атомы превращаются в противоположно заряженные ионы (катион и анион) и происходит их электростатическое взаимодействие. Свойства ионной связи – ненаправленность и ненасыщаемость.

Металлическая связь – это связь, образованная в результате перекрывания валентных орбиталей атомов металлов, в результате чего электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните механизм образования ковалентной химической связи в молекуле HBr и оцените степень ее полярности.

Р е ш е н и е. 1) Для объяснения механизма образования ковалентной химической связи необходимо определить, какие электроны участвуют в образовании этой связи. Запишем электронные конфигурации атомов и электронные схемы строения их валентных уровней; изобразим форму АО, участвующих в образовании связи.

Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5

↓

↓

↓

↓

Для образования ковалентной связи атомы водорода и брома предоставляют по одному неспаренному электрону с антипараллельными спинами: атом Н – электрон, находящийся на s – АО (форма АО – сфера), а атом Br – электрон с
p – АО (форма АО – гантель).

2) Покажем механизм образования ковалентной связи в молекуле HBr .

В молекуле HBr связь создается за счет перекрывания двух атомных орбиталей: s – АО и p – АО с образованием между ядрами атомов H и Br зоны повышенной электронной плотности:

H Br

3) Для определения степени полярности связи рассчитаем разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу: ЭО Н = 2,2; ЭО Br = 2,8; т.е. ЭО H − Br = 0,6, поэтому связь в молекуле HBr ковалентная полярная.

4) Определим вид химической связи в зависимости от способа перекрывания АО взаимодействующих атомов. В молекулах с одинарной химической связью (а именно таковой является молекула HBr ) всегда образуется σ – связь как более прочная. В случае σ – связи область перекрывания АО расположена на линии, соединяющей ядра двух атомов.

Пример 2. Определите химические свойства, валентность и возможные степени окисления атома углерода в основном и возбужденном состояниях.

Р е ш е н и е. 1) Рассмотрим основное состояние атома углерода. Так как химические свойства атома определяются его электронным строением, составим электронную конфигурацию атома С и выделим строениевалентного уровня:

С Z = +6 , 1s 2 2s 2 2p 2

2) Составим электронную схему валентного уровня и определим химические свойства атома С , его валентность и степень окисления.

↓

Валентность атома определяется числом неспаренных электронов валентного уровня. Из данной схемы видно, что атом углерода имеет два неспаренных валентных электрона, значит в основном состоянии валентность атома углерода равна двум (В=II), т.е. атом углерода может образовывать две химические связи. Вступая во взаимодействие с другими атомами, атом С стремится завершить свой внешний уровень. Поэтому он может отдать эти два неспаренных электрона, проявляя при этом восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +2: С 0 − 2 ē = С +2

2s 2 2p 2 2s 2 (типа He)

Но атом углерода, как неметалл, может принимать недостающие до завершения внешнего уровня четыре электрона, проявляя окислительные свойства и превращаясь в отрицательно заряженный ион со степенью окисления – 4:

С 0 + 4 ē = С -4

2s 2 2p 2 2s 2 2p 6 (типа Ne)

3) Рассмотрим возбужденное состояние атома углерода. Для возбуждения атома необходимо наличие свободной АО внутри валентного уровня и спаренных электронов. Из электронной схемы строения внешнего уровня атома углерода видно, что атом С имеет вакантную АО на 2p – подуровне, а из четырех валентных электронов два электрона (2s 2 ) спарены. Следовательно, атом углерода может находиться в возбужденном состоянии. При возбуждении происходит распаривание 2s 2 - электронов и переход их с 2s - на 2p – подуровень:

С 0 …2s 2 2p 2 → С* … 2s 1 2p 3

↓

Основное состояние Возбужденное состояние

При возбуждении число неспаренных электронов увеличивается до четырех. Значит в возбужденном состоянии атом углерода проявляет валентность В=IV и образует четыре химические связи. В возбужденном состоянии атом С может только отдать на связь свои 4ē , проявляя восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4:

С 0 – 4 ē = С +4

2s 2 2p 2 1s 2 (типа He)

Пример 3. Определите, какая связь C−N или C−H является более полярной. Укажите, к ядру какого атома происходит смещение общей электронной пары.

Р е ш е н и е. Для определения полярности связи необходимо найти разность электроотрицательностей атомов (∆ЭО ), образующих эти связи. Из табл.1 выписываем значения ЭО этих атомов и находим ∆ЭО:
ЭО С = 2,5; ЭО N = 3,0; ЭО H = 2,1; ∆ЭО C − N = 3,0 – 2,5 = 0,5; ∆ЭО C − H = 2,5 – 2,1 = 0,4.

Известно, что чем больше ∆ЭО атомов, образующих связь, тем выше полярность связи. Поэтому более полярной является связь C–N . При образовании ковалентной связи общая электронная пара смещается к ядру атома с большей ЭО . В химической связи C−N общая электронная пара смещена к атому N , а в химической связи C−H – к атому С .