Справочники / Врублевский А.И. Химия. Теоретический курс для подготовки к ЕГЭ

Высшая ковалентность атомов по периоду изменяется от

I до VII (иногда и до VIII), а высшая степень окисления из­

меняется слева направо по периоду от +1 до +7 (иногда до +8). Однако есть исключения:

•фтор, как самый электроотрицательный элемент, в со­ единениях проявляет единственную степень окисления, равную -1;

•высшая ковалентность (с. 149—150) атомов всех элемен­ тов 2-го периода равна IV;

•для некоторых элементов (медь, серебро, золото) высшая степень окисления превышает номер группы;

•высшая степень окисления атома кислорода меньше но­ мера группы и равна +2.

3.4. ПЕРИОДИЧЕСКОЕ ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ ВЕЩЕСТВ

Периодически изменяются следующие свойства простых и сложных веществ:

•строение простых веществ (вначале немолекулярное, например от Li к С, а затем молекулярное: N2 — Ne);

•температуры плавления и кипения простых веществ: при

движении слева направо по периоду / и /кип вначале в целом возрастают (алмаз — самое тугоплавкое вещество),

азатем уменьшаются, что связано с изменением строения простых веществ (см. выше);

•металлические и неметаллические свойства простых ве­ ществ. По периоду с ростом Z способность атомов от­ давать электрон уменьшается (ЕИ растет), соответственно металлические свойства простых веществ ослабевают (неметаллические усиливаются, поскольку увеличивает­ ся Еср атомов). Сверху вниз по группам А, напротив, металлические свойства простых веществ усиливаются,

анеметаллические ослабевают;

•состав и кислотно-основные свойства оксидов и гидрок­ сидов (табл. 3.2, 3.3).

Таблица 3.2

Состав высших оксидов и простейших водородных соединений элементов А-групп

Таблица 3.3

Оксиды и гидроксиды, образованные элементами 3-го периода, и их классификация

Группа, элемент

Веще-

сид

Как видно из табл. 3.2, состав высших оксидов изменяет­ ся плавно в соответствии с постепенным возрастанием кова­ лентности (степени окисления) атома.

С ростом заряда ядра атома в периоде основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.

Переход от основных оксидов и гидроксидов к кислотным в каждом периоде происходит постепенно, через амфотерные оксиды и гидроксиды. В качестве примера в табл. 3.3 показа­ но изменение свойств оксидов и гидроксидов элементов 3-го периода.

В группах А с ростом заряда ядра атома происходит уси­ ление основных свойств оксидов и гидроксидов. Например, для ПА-группы имеем:

1.ВеО, Ве(ОН)2 — амфотерные (слабые основные и кис­ лотные свойства).

2.MgO, Mg(OH)o — слабые основные свойства.

3.СаО, Са(ОН)2 — выраженные основные свойства (ще­

лочи).

4.SrO, Sr(OH)9 — выраженные основные свойства (щелочи).

5.ВаО, Ва(ОН)2 — выраженные основные свойства (ще­

лочи).

6. RaO, Ra(OH)2 — выраженные основные свойства (ще­ лочи).

Такие же тенденции в составе и кислотно-основных свой­ ствах оксидов и гидроксидов прослеживаются и для элементов

других групп.

Состав бинарных водородных соединений приведен в табл. 3.2. В целом с ростом атомного номера по периоду основные свой­

ства водородных соединений ослабевают, а кислотные свойства их растворов усиливаются: гидрид натрия растворяется в воде с образованием щелочи:

NaH + Н20 = NaOH + Н2,

а водные растворы H2S и НС1 — кислоты, причем более силь­ ной является хлороводородная кислота.

1.В группах А с ростом заряда ядра атома сила бес­ кислородных кислот также возрастает.

2.В водородных соединениях число атомов водорода в молекуле (или формульной единице) сначала воз­

растает от 1 до 4 (группы IA—IVA), а затем умень­ шается от 4 до 1 (группы IVA—VIIA).

3.Летучими (газообразными) или легко испаряющи­ мися при н. у. являются только водородные соеди­ нения элементов IVA—VIIA-rpynn.

Описанные тенденции в изменении свойств атомов хими­ ческих элементов и их соединений суммированы в табл. 3.4.

Таблица 3.4

Изменение свойств атомов элементов и их соединений с ростом заряда ядра атома

Тенденция изменения

Свойства

Ем

АБ

\АБ /

Поскольку ЕДБ < ЕА + ЕБ, то при образовании химической связи энергия всегда выделяется (экзотермический процесс).

Напротив, для разрыва химической связи энергию необходимо затратить (эндотермический процесс).

Образование химической связи — процесс самопроизвольный. Инертность благородных газов, в атомах которых внешний электронный слой завершен, т. е. содержит дублет (атом Не) или октет (атомы Ne, Аг, Хе, Кт) электронов, позволяет пред­ положить, что в процессе образования химической связи ато­ мы других элементов также стремятся завершить свой внеш­

ний электронный слой.

Согласно одной из ранних теорий химической связи (Г. Лью­ иса), устойчивый электронный дублет или октет формируется за счет того, что каждый из взаимодействующих атомов дает на образование химической связи один или несколько элект­ ронов внешнего электронного слоя. В дальнейшем установили, что взаимодействуют в первую очередь неспаренные электроны.

На рис. 4.1. показано формирование дублета или октета электронов на примере некоторых простейших молекул (не­ спаренные электроны разных атомов обозначены точками и звездочками, а черточка при атоме N показывает неподеленную пару валентных электронов 2s2).

Рис. 4.1. Образование устойчивого дублета или октета электронов для молекул: а — Н2; б — N2; в — СН4

Другая модель образования химической связи (В. Косселя) предполагает, что устойчивые завершенные электронные обо­ лочки формируются за счет полного перехода электрона (элект­ ронов) от одного атома к другому, как это происходит при взаимодействии атомов типичных металла и неметалла; на­ пример, в случае NaCl имеем:

Na.QxClS -> [Na]+[icij]-

Врезультате образуются катион Na+ с электронной обо­ лочкой благородного газа неона (1л’22л’22у?6) и анион С1“ с элект­ ронной оболочкой благородного газа аргона (Ls22s22p63.y23/?6).

Рассмотренные выше модели в дальнейшем легли в основу теорий ковалентной связи Г. Льюиса и ионной связи В. Кос­ селя.

4.2.ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ. КОВАЛЕНТНАЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Внастоящее время разделяют три основных типа химиче­ ской связи: ковалентную, ионную и металлическую. Такое деление основано на различном характере распределения электронной плотности в системе взаимодействующих атомов.

Ковалентная связь образуется за счет формирования общих электронных пар, связывающих два соседних атома. В этом случае электронная плотность в межъядерном пространстве распределяется между обоими взаимодействующими атомами.

Таким образом, ковалентную связь можно рассматривать как двухэлектронную (образуется парами электронов) и двух­ центровую, локализованную (объединяет два атома). Форми­ рование области повышенной электронной плотности (заря­ жена отрицательно) в межъядерном пространстве компенси­ рует отталкивание положительно заряженных ядер (рис. 4.2).

Расстояние между ядрами определяется равновесием меж­

ду силами межъядерного отталкивания и силами притяжения

электронов связи и ядер.