1.3.4. Относительная электроотрицательность

Удобной величиной для характеристики способности атома элемента притягивать к себе общие электроны в молекуле яв­ляется электроотрицательность.

Относительной электроотрицательностью СОЭО)

атома элемента называют величину, характеризующую относительную способность атома элемента притяги­вать к себе общие электроны в молекуле.

За единицу 0Э0 принята электроотрицательность атома ли­тия, у фтора этот показатель равен 4,0. Относительно данных ве­личин рассматриваются электроотрицательности остальных элементов (табл. 1.3).

У элементов в пределах периода с увеличением заряда атом­ного ядра наблюдается увеличение ОЭО: наименьшие значения характерны для элементов группы I A, т. е. щелочных метал­лов, а наибольшие - для галогенов, элементов группы VIIA. В соответствии с этим элементы становятся все более слабыми восстановителями и все более сильными окислителями. Самые сильные окислители в периоде - элементы группы VII A.

Внутри группы электроотрицательность элементов уменьша­ется сверху вниз. Чем выше электроотрицательность, тем сильнее выражены у элемента неметаллические свойства и окислитель­ная способность, а при малой электроотрицательности элемент обладает металлическими свойствами и высокой восстановитель­ной способностью. Таким образом, самым сильным окислителем является фтор ₉F (группа VIIA), а самым сильным восстановителем - франций ₈₇Fr (группа IA). Разность ОЭО соседних ато­мов в соединениях позволяет судить о полярности химической связи между ними (см. разд. 2.1.3).

Периодичность в свойствах элементов, связанная с изменени­ем строения электронных оболочек при возрастании заряда ядра их атомов, наблюдается и для однотипных соединений. В периоде слева направо основные свойства оксидов и гидроксидов групп IA, 2А постепенно сменяются амфотерными и для соединений элементов групп VA-VIIA становятся кислотными. В группах А, кроме VIII, сверху вниз усиливается основный характер ок­сидов и гидроксидов, а их кислотные свойства ослабевают. На­пример: CsOH - более сильное основание, чем LiOH, а кислота НР0₃ значительно слабее, чем HN0₃. В то же время для вод­ных растворов бинарных соединений неметаллов с водородом типа HF, НСl, НВг, HI или Н₂0, H₂S, H₂Se, Н₂Те кислотные свойства возрастают от HF к HI, а также от Н₂0 к Н₂Те.

Для оксидов и гидроксидов элементов, ОЭО которых нахо­дится в интервале 1,5-2,2, обычно характерны амфотерные свойства, при этом чем меньше значение ОЭО, тем больше про­являются основные свойства их оксидов и гидроксидов. По ме­ре увеличения ОЭО элементов возрастает кислотность их окси­дов и гидроксидов. Для галлия ₃₁Ga (ОЭО = 1,82) кислотные и основные свойства его оксида Ga₂0₃ и гидроксида Ga(OH)₃ вы­ражены в одинаковой степени.

Глава 2 химическая связь

После изучения этой главы вы должны:

• понимать природу и знать характерные свойства ковалентной, ионной и металлической связи;

• знать основные типы молекулярных ореиталей:

• механизмы возникновения ковалентныхсвязей;

• особенности ковалентной связи (краткость, насыщаемость, направленность, сопряжение связей, полярнссть, поляризуемость);

• иметь представление о влиянии, которое оказывает гибриди­зация атомных орбиталей на пространственную структуру молекул и ионов;

• знать, в каких системах имеет место сопряжение связей, что такое ароматические соединения;

• иметь понятие о поляризуемости атомов, молекул и ионов и подразделении их на "жесткие" и "мягкие";

• знать особенности ионной и металлической связи.

В природе элементы в виде изолированных атомов практи­чески не встречаются. Обычно атомы элемента взаимодейству­ют либо друг с другом, либо с атомами других элементов, обра­зуя химические связи с возникновением молекул. В то же вре­мя и молекулы вещества взаимодействуют друг с другом.

Химическая связь - это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в новые устойчивые структуры.

Сущность природы химической связи была объяснена лишь после открытия законов квантововолновой механики, управ­ляющих микромиром. Современная теория отвечает на вопросы: почему возникает химическая связь и какова природа сил, обусловливающих ее?

Возникновение химических связей - процесс самопроиз­вольный, в противном случае в природе не существовало бы сложных молекул белков и нуклеиновых кислот. С точки зре­ния термодинамики (разд. 4.3, 4.4) причиной образования хи­мической связи между частицами является уменьшение энер­гии системы. Следовательно, образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии, а разрыв химиче­ской связи всегда требует затраты энергии.

Энергия связи — энергия, выделяющаяся в процессе обра­зования связи и характеризующая прочность этой связи (Е_св, кДж/моль).

В зависимости от типа соединяемых частиц различают внут­римолекулярные связи, за счет которых образуются молекулы, и межмолекулярные связи, приводящие к образованию ассоциатов из молекул или к связыванию отдельных групп в молекуле биополимера, что обеспечивает ее конформацию (разд. 3.1). Эти виды связей резко отличаются по величине энергии: для внутримолеку­лярных связей энергия составляет 100-1000 кДж/моль, а энергия межмолекулярных связей обычно не превышает 40 кДж/моль. Рассмотрим образование и типы внутримолекулярной химиче­ской связи.

Согласно современным представлениям при сближении атомов между их внешними электронами с противоположными спинами происходит сильное обменное взаимодействие, приводящее к по­явлению общей электронной пары. При этом возрастает элек­тронная плотность в межъядерном пространстве, что способст­вует притяжению ядер взаимодействующих атомов (см. рис. на стр. 31). В результате энергия системы уменьшается и между атомами возникает химическая связь. В зависимости от того, каким образом взаимодействует общая электронная пара с ядра­ми соединяемых атомов, различают три вида химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.