Химия как раздел естествознания Основные задачи современной химии (стр. 52 из 68)

Таблица 15.1. Относительные электроотрицательности некоторых атомов в виде полусуммы сродства к электрону и потенциала ионизации, эВ

Период	Группы элементов
	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
1	Н 2,1	He
2	Li 0,97	Be 1,47	B 2,01	C 2,50	N 3,07	O 3,50	F 4,10	Ne
3	Na 1,01	Mg 1,23	Al 1,47	Si 1,47	P 2,1	S 2,6	Cl 2,83	Ar
4	K 0,91	Ca 1,04	Sc 1,20	Ti 1,32	V 1,45	Cr 1,56	Mn 1,60	Fe 1,64 Co 1,70 Ni 1,75
5	Cu 1,75 Rb 0,89	Zn 1,66 Sr 0,99	Ga 1,82	Ge 2,02	As 2,20	Se 2,48	Br 2,74	Kr

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. Электроотрицательность атома зависит и от степени его окисления. Так, для трех оксидов хрома наблюдается изменение свойств от основного характера (CrO) через амфотерный (Сr₂O₃) до кислотного (СrO₃). Один и тот же элемент хром в соединении СrO ведет себя как типичный металл, в Сr₂O₃ – как амфотерный металл, а в СrO₃ как типичный неметалл.

При составлении химических формул соединений более электроотрицательные элементы помещаются правее, чем менее электроотрицательные, например, H₂S, OF₂, SCl₂O, Br₃N, SiBr₂F₂

Химическая связь возникает при электромагнитном взаимодействии атомов с образованием химически устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы). Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух или более атомов полная энергия системы (сумма кинетической и потенциальной энергии) понижается. При сближении двух атомов между ними возникают электростатические силы двух типов - сила притяжения электрона к обоим ядрам и сила отталкивания между ядрами (и электронами). Молекула образуется в том случае, если равнодействующая сил притяжения и отталкивания равна нулю, то есть взаимное отталкивание ядер должно быть скомпенсировано притяжением электронов к ядрам. Химическая связь образуется в том случае, если электрон оказывается между ядрами.

15.2. Валентность

Валентностью элемента называют способность его атома к образованию химической связи. Это свойство атомов одного элемента соединяться с определенным количеством атомов другого элемента или замещать их. Количественной мерой валентности принято считать число различных атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. Теория валентных связей локализованных электронных пар (ВС) исходит из положения, что одна химическая связь образуется двумя неспаренными электронами с антипараллельными спинами. При этом происходит обобществление электронов и образуется электронная пара, принадлежащая одновременно двум атомам.

Спаренные электроны на атомных орбиталях могут при возбуждении их разъединяться (распариваться) при наличии свободных ячеек того же уровня. Распаривание электронов на другой уровень невозможно. Например, валентность элементов первой группы равна 1, так как на внешнем уровне эти атомы имеют один электрон. Валентность элементов второй группы в невозбужденном состоянии равна 0, так как на внешнем уровне у них нет неспаренных электронов. При возбуждении этих атомов спаренные электроны распариваются в свободные ячейки р - подуровня того же уровня, и их валентность становится равной 2. Кислород и фтор во всех соединениях проявляют постоянную валентность, равную 2 для кислорода и 1 для фтора, так как валентные электроны этих элементов находятся на втором энергетическом уровне, где нет свободных квантовых ячеек. В то же время сера - аналог кислорода - проявляет переменную валентность, равную 2, 4 и 6; хлор - аналог фтора - проявляет переменную валентность, равную 1, 3, 5 и 7. Это объясняется наличием на третьем энергетическом уровне свободных d - ячеек.

Валентная связь (пара электронов) схематически обозначается черточкой между двумя атомами, вступающими в связь. Например, двухатомная молекула водорода обозначается так: Н - Н; молекула воды: Н - О - Н; молекула кислорода: О = О

15.3. Виды химической связи

Химическая связь характеризуется следующими характеристиками:

Длина связи равна расстоянию между ядрами атомов в молекуле.

Энергия связи равна количеству энергии, выделяющемуся при образовании связи (так как полная энергии молекулы меньше суммы энергий составляющих ее атомов). Эта величина является важнейшей характеристикой прочности связи (и измеряется в кДж/моль).

Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания электронных облаков. Поскольку атомные орбитали имеют определенную форму, их максимальное перекрывание возможно при определенной пространственной ориентации области перекрывания электронных облаков. Поэтому химическая связь характеризуется направленностью. Различают

(сигма), (пи) и (дельта)-связи. Сигма - связь возникает при перекрывании орбиталей, направленных вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (в простейшем случае двух s - орбиталей в молекуле водорода Н₂). Пи - связь образуется при перекрывании атомных орбиталей, расположенных по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов (в основном, при перекрывании облаков р-электронов). Дельта - связь возникает при перекрывании всех четырех лопастей двух d - орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях. При наложении пи - и дельта - связей на сигма -связи образуются двойные и тройные связи ( например, молекула этилена СН₂ = СН₂; молекула О=С=О; молекула ацетилена СН СН и т.д.). Число связей между атомами называется кратностью, или порядком связи.

Если общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов, она называется ковалентной неполярной. Такие связи образуют атомы, которые почти не отличаются по своей электроотрицательности. Это, например, молекулы водорода, кислорода, азота (состоящие из одинаковых атомов) или молекула кристаллического карбида кремния SiC, а также связи С-Н в органических молекулах.

Если взаимодействующие атомы имеют различную электроотрицательность, то общая пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома. Такая связь называется ковалентной полярной. Например, электроотрицательность фтора (4,0эВ) больше электроотрицательности водорода (2,1 эВ), поэтому в молекуле фтористого водорода общая электронная пара смещена в сторону фтора. Вследствие смещения электронной пары средняя электронная плотность у одного атома будет выше, чем у другого, и молекула будет полярной.

При больших различиях в электроотрицательности элементов возникает ионная связь. Более электроотрицательный атом «отрывает» электронную пару и становится отрицательно заряженным ионом, тогда как менее электроотрицательный атом превращается в положительно заряженный ион. К типичным соединениям с ионной связью относятся соединения активных щелочных металлов с галогенами (например, CsF, CsCl, NaCl).

Химическую связь можно охарактеризовать при помощи понятия «электроотрицательность». Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы, образующих химическую связь, тем