19. Металлическая связь.

Атомы большинства металлов достаточно легко отдают свои валентные электроны, в результате чего превращаются в положительно заряженные ионы. Это присходит не только при взаимодействии мелталлов с другими атомами, но и при образовании металлических кристаллов из одних и тех же атомов. В кристалле металла неприрывно протекают два противоположных процесса — образование ионов металла из нейтральных атомов в результате отрыва от них валентных электронов и присоединение валентных электронов к ионам металла с образованием нейтральных атомов. Образующиеся электроны свободно перемещаются внутри кристалла и компенсируют взаимное отталкивание между положительно заряженными катионами металла, а также удерживают атомы в составе кристалла. Они становятся общими для всех атомов и ионов металла, связывая их между собой. Итак, химическая связь между атомами в металлическом кристалле посредством обобществления валентных электронов называется металлической связью. Она не имеет направленности в пространстве. Она сходна с ковалентной связью тем, что при её образовании так же, как и при образовании ковалентной связи, электроны обобществляются. Однако в случае металлической связи эти электроны связывают все атомы металлического кристалла. Металлическая связь является коллективной, как и ионная, в ней принимают участи все атомы кристалла металла.

20. Понятие степени окисления и валентности.

Атомы способны образовывать ковалентные связи различным образом. Количественно эта способность атомов оценивается с помощью характеристики, называемой валентностью. Валентность — мера способности атомов данного элемента соединяться с другими атомами. В современной химии валентность химического элемента определяется числом ковалентных связей, которыми данный атом связан с другими атомами. Ковалентные связи могут быть образованы как с помощью орбитали атома, так и с помощью неподелённой пары электронов (если атом — донор) или свободной орбитали (если атом — акцептор). Следовательно, можно сказать, что валентность химического элемента также равна числу электронных орбиталей, которые данный атом использует для образования ковалентных связей. Т. о. Валентность химического элемента определяется как числом ковалентных связей, которыми его атом связан с другими атомами, так и числом орбиталей, используемых этим атомом для образования связей. Зная электронное строение атома того или иного элемента можно определить его валентные возможности. Так, атом водорода всегда проявляет валентность, равную единице, поскольку у него всего одна орбиталь. Анализируя сроение простых и сложных веществ, образованных атомами элементов второго периода, нетрудно убедиться, что большинство этих элементов могут проявлять переменную валентность. Например, в молекулах простых веществ N2, O2. F2 атом азота имеет валентность, равную трём, кислорода — двум, а фтора — единице. Просты вещества бора и углерода являются немолекулярными соединениями, однако атомы этих элементов связаны в кристаллах ковалентными сязями: бор — тремя, а углерод — четырьмя. Поэтому их валентности равны соответственно III и IV. В то же время в соединениях с атомами других элементов кислород, азот и фтор способны проявлять и другие валентности. В любом случае у элементов второго периода максимальная валентность не может быть больше четырёх, так как на внешнем электронном слое у атомов этих элементов всего четыре орбитали, и, следовательно, атомы могут образовать только четыре ковалентные связи. У атомов элементов третьего периода в связи с проявлением d-подуровня валентные возможности увеличиваются, так ка в результате распаривания 3р- и 3s- электронов может образоваться от четырёх до семи неспаренных электронов. Наприер, сера, помимо валентности II в основном состоянии может проявлять также валентности IV и VI. Такое распаривание электронов проявляется обычно под действием атома более электрооотрицательного элемента. Т.о. валентность является численной характеристикой способности атомов данного элемента образовывать ковалентные связи и поэтому может относить только к соединениям с таким типом связи.

Более универсальной характеристикой состояния атома в химическом соединении является степень окисления. Ст.о. - это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов. При определении степени окисления предполагают, что условно все связывающие электронные пары перешли к более электрооотрицательному атому. Численное значение этой харктеристики выражается в единицах заряда электрона и может иметь положительное, отрицательное и нулевое значения. Количественно степень окисления определяется числом валентных электронов, смещённых от атома данного элемента в химическом соединении (положительная степень окисления) или к нему (отрицательная степень окисления). В основу расчёта степени окисления атомов положен принцип, согласно которому алгебраическая сумма степени окисления атомов в соединении равна нулю, а в сложном ионе — заряду иона. При расчётах надо знать несколько основных положений: 1. Металлы во сех сложных соединениях имеют только положительные степени окисления; 2. Неметаллы могут проявлять как положительные, так и отрицальные степени окисления; 3. элементы, проявляющие постоянную степень окисления: а) щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs) - +1, б) металлы второй группы (А и В) - +2, в) алюминий - +3, г) фтор - -1. Кислород практически во сез своих соединениях проявляет степень окисления -2, исключая его фторид OF2 и пероксид H2O2; 4. Высшая положительная степень окисления, как правило, равно номеру группы периодической системы; 5. Низшая отрицательная степень окисления обычно равна разности №группы-8. Степень окисления не стоит отождествлять с валентностью элемента, хотя их численные значения часто совпадают. Степень окисения характеризует состояние атомов элемента в сложном веществе независимо от типов связей его атомов. Особенно важна эта характеристика при составлении окислительно-восстановительных реакций.