24.Понятие «электроотрицательность » хим. Элементов и изменение её величины по периодам и группам псэ.

Энергия, выделяющаяся при присоединении моля электронов к молю нейтральных атомов называется сродством к электрону Еср, кДж/моль или эВ. Сродство к электрону зависит от положения элемента в ПСЭ, возрастает по периодам и имеет max значение для атомов галогенов.

Для сравнительной оценки окислительно-восстановительных свойств атомов введено понятие электроотрицательность (ЭО) – это количественное выражение способности атома притягивать электрон(электронную пару) при образовании соединений с другими атомами. ЭО измеряется по шкале Л. Полинга (США) в относительных литиевых единицах (ЭОLi = 1).

ВПРАВО(по периоду) ------- ЭО возрастает!!! ВНИЗ( по группам) ----------ЭО убывает!!!

25.Образование хим.Связи между атомами в молекулах по методу валентных связей.

Метод валентных связей (МВС), разработанный на основе теории химической связи Гейтлера и Лондона, дал теоретические объяснения важнейших свойств химической связи, позволил понять строение большого числа молекул и является наглядным, однако приближенным и упрощенным.

В основе метода лежат следующие положения.

1. Сближение атомов с противоположными спинами валентных электронов приводит к перекрытию их электронных облаков (рис. 5).

Рис. 5. Схема образования химической связи в молекуле водорода по МВС

2. Плотность электронных облаков в межъядерном пространстве возрастает. Положительно заряженные ядра двух связывающихся атомов притягиваются к области повышенной плотности электронных облаков.

3. Валентные электроны атомов занимают место на орбиталях обоих атомов одновременно.

Для наглядности электронная структура молекулы изображается в виде валентной схемы, где электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне, обозначаются точками, располагаемыми вокруг химического символа атома: Н• + •Н → Н׃Н. Схема показывает, что при соединении двух атомов водорода в молекулу каждый из атомов приобретает устойчивую 2-электронную оболочку, подобную электронной оболочке атома инертного газа (гелия).

Валентность Z – это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химических связей. Количественной мерой валентности по МВС считают число неспаренных электронов в основном (нормальном) или возбужденном состоянии атома.

Пример: в основном состоянии атом проявляет валентность равную 1, так как имеет один неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне: [Ne]3s23p53d0 или

При образовании химической связи атом хлора может переходить в возбужденное состояние в результате передачи атому энергии и распаривания электронов на 3р- и 3s-подуровнях и переходе неспаренных электронов на свободные орбитали 3d-подуровня. При этом атом хлора может проявлять валентность Z, равную 3, 5 и 7:

26.Ковалентная хим. Связь: определение, характеристики (Энергия, длина, угол связи, полярность).

Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью.

Прочность ковалентной связи характеризуется величиной энергии связи , кДж/моль – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Чем в большей степени перекрываются электронные облака атомов, тем прочнее ковалентная связь. Степень перекрытия зависит от радиуса взаимодействующих атомов, чем больше радиус атома, тем меньше степень перекрытия электронных облаков.

Пример: при образовании молекулы метана СН4 из одиночных атомов выделяется 1647 кДж на моль образовавшегося вещества:

С + 4Н = СН4 + 1647 кДж. Так как в молекуле метана 4 ковалентные связи С – Н, = 1647: 4 = 412 кДж/моль.

Ковалентная химическая связь характеризуется также длиной, полярностью, для многоатомных молекул существует понятие – угол связи.

Под длиной химической связи d, Ǻ понимается расстояние между центрами ядер взаимодействующих атомов в молекуле, ионе или кристалле, когда энергия образовавшейся системы min.

Пример: в молекуле водорода Н2 dH-H = 0,74 Ǻ, в молекуле воды H2O dO-H = 0,96 Ǻ.

В многоатомных молекулах между двумя соседними химическими связями может образовываться угол 180° (CO2, HgCl2 др.), тогда молекулы будут иметь линейное строение. Такие же молекулы, как H2O, SO2 – угловые. В молекуле H2O угол между двумя связями (О – Н) ≈ 104,5°. Существуют молекулы и более сложной конфигурации. Форма молекул зависит от формы перекрывающихся электронных облаков, их ориентации в пространстве, типа гибридизации электронных облаков атомов при образовании химической связи, а также видом образующейся ковалентной связи (σ, π), более подробно эти вопросы освещены в п. 2.2.2.

Ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

Неполярная ковалентная связь возникает при перекрытии электронных облаков однотипных атомов (H2, Cl2) с одинаковой электроотрицательностью, либо между атомами с близкой электроотрицательностью (PH3, AsH3 и др., см. табл. 5 приложения). Электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов:

Полярная ковалентная связь образуется при связывании атомов с различной электроотрицательностью (HCl, H2O, H2S). Более электроотрицательный атом перетягивает на себя электронное облако повышенной плотности, образованное в результате перекрытия электронных облаков атомов, что приводит к поляризации химической связи:

Мерой полярности такой связи является длина диполя L, Ǻ и дипольный момент μ, D. Длина диполя – расстояние между центрами (+) и (–) зарядов связи (молекулы, в случае 2 атомных молекул), дипольный момент – произведение длины диполя и заряда: μ = L ∙ g. Дипольный момент – векторная величина и имеет направление от (–) к (+).

Для многоатомных молекул дипольный момент является суммарной векторной величиной дипольных моментов отдельных связей: μР = ∑μi. Если μР = 0, то молекула – симметричная неполярная, если μР ≠ 0 – молекула полярная (диполь) (рис. 6). Следовательно, суммарный дипольный момент молекулы характеризует не только полярность молекулы, но и расположение атомов в пространстве при образовании молекулы.

Рис. 6. Результирующие дипольные моменты в молекулах различных типов

Ковалентная связь может образоваться за счет пары электронов, первоначально принадлежащей одному атому (донору электронной пары), и свободной орбитали другого атома (акцептора электронной пары). Такой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.

Р

2

1

ассмотрим электронно-графическую структуру атома азота и валентную схему молекулы аммиака:

Точками обозначены электроны, первоначально принадлежащие атому азота, а крестиками – атомам водорода. Согласно валентной схеме молекулы аммиака из восьми электронов атома азота, находящихся на внешнем энергетическом уровне, шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и трех атомов водорода. Но два электрона 2s2 принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании ковалентной связи с другими атомами, если на внешнем энергетическом уровне этого атома есть свободная орбиталь. Такая свободная 1s-орбиталь имеется, например у иона водорода Н+, вообще лишенного электронов:

Поэтому при взаимодействии молекулы аммиака с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному типу; неподеленная пара электронов атома азота встает на свободную орбиталь иона водорода и становится общей для двух атомов:

Экспериментально установлено, что четыре ковалентные связи N – H в ионе аммония равноценны.

Таким образом, атомы обладают разными возможностями для образования ковалентных связей. Тем не менее, общее число ковалентных связей, которые способен образовывать данный атом, ограничено и определяется общим числом валентных орбиталей атома, это получило название – насыщаемость ковалентной связи.

Суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному типу.