2.3. Геометрические и энергетические характеристики атомов
Атомный радиус. Атом не имеет строго определенных границ. За его радиус принимается расстояние от ядра до главного максимума плотности внешних электронных оболочек. С увеличением заряда ядра в периодах атомный радиус немонотонно уменьшается, а в группах увеличивается.
Энергия ионизации Еi – это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома, количественно выражается в кДж/моль или эВ. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон при образовании химической связи, т.е. элемент является более сильным восстановителем. Поэтому восстановительная способность нейтральных атомов с ростом заряда ядра в периоде уменьшается, в главных подгруппах растет.
Энергия сродства к электрону Еср – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому, количественно выражается в кДж/моль или эВ. Она определяет окислительные свойства несвязанных атомов. Чем больше электронное сродство, тем более сильным окислителем является данный элемент. Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями s2, s2р6. У остальных элементов в таблице Д.И. Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх.
Электроотрицательностью элемента (ЭО) называют меру относительной способности атомов оттягивать на себя электроны при образовании химической связи. Она пропорциональна как энергии ионизации, так и энергии сродства к электрону. Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, абсолютная электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и сродства к электрону:
,
Л. Полинг ввел относительную шкалу электроотрицательности (ОЭОR):
С ростом заряда в периодах электроотрицательность в общем растет, а в подгруппах падает.
2.4. Химическая связь.
Под химической связью понимают результат взаимодействия двух и более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы.
Важнейшими видами химической связи являются: ковалентная, ионная водородная, металлическая, межмолекулярная.
При образовании ковалентной связи между атомами их электроны обобщаются и локализуются между ними.
Число общих электронных пар, соединяющих два атома, определяеткратность химической связи.
Длина химической связихарактеризует межъядерное расстояние в молекуле. Чем больше кратность связи, тем меньше ее длина при прочих равных условиях.
Прочность химической связи(энергия разрыва или диссоциации) – это количество энергии, необходимой для ее разрыва. Чем короче связь, тем больше энергия ее разрыва в том случае, если сравниваются однотипные связи.
Химическая связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей (АО), расположенных вдоль прямой линии, проведенной через ядра взаимодействующих атомов, называется σ (сигма)-связью. Между двумя атомами в молекуле возможна только одна σ–связь. Углы между σ–связями называютсявалентными углами.
При перекрывании АО, расположенных перпендикулярно или под иными углами к σ-связи и параллельно друг к другу происходит образование π (пи) и δ (дельта)-связей.Перекрывание АО при этом меньше, чем при σ, поэтомуπ- и δ-связи, как правило, слабее σ-связи.
Под направленностью химической связипонимают валентные углы, которые образуются между химическими связями в молекулах, состоящих из трех и более атомов. Для предсказания геометрического строения молекул типа АВn, где n>1, и значений валентных углов применяют идеюгибридизации атомных орбиталей.
Под полярностью химической связи понимают асимметрию в распределении электронной плотности между атомами, образующими химическую связь.
В двухатомных молекулах простых веществ(таких, как Н2, О2, Cl2и др.) электронная плотность около обоих атомов одинакова, а самасвязь является неполярной.
Если связь образована атомами разных элементов, то один из них, как правило, притягивает общую электронную пару сильнее. Тогда симметрия распределения зарядов нарушается и полюс отрицательных зарядов не совпадает с положительным полюсом. Вследствие этогосвязь становится полярной.
С увеличением разности электроотрицательностей (Δ ЭО), участвующих в образовании связи атомов, возрастает эффективный заряд на атомах, т.е. возрастает степень ионности связи. Для 100% степени ионности связи ΔЭО, рассчитанная по относительной шкале электроотрицательностей элементов, должна быть равной 3,5. При ΔЭО>1,9,когда эффективный заряд атомов становится больше ±0,5, вполне допустимо рассматривать атомы как ионы с целочисленными зарядами, асвязь между ними считать ионной.
Химическая связь считается локализованной(ограниченной определенным местом), если осуществляющие ее электроны принадлежат только двум связываемым атомам. Связь являетсянелокализованной, если электрон или электроны осуществляют связь более, чем между двумя атомами. Типичным примеромнелокализованной связиявляетсяметаллическая химическая связь, т.к. электроны, осуществляющие связь, обобществлены («электронный газ») и перемещаются по всему объему металла, в целом электронейтральному.
Водородная связьхарактерна для атома водорода, связанного непосредственно с наиболее электроотрицательными элементами F, N, O и другими. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. В первом случае связь возникает между водородом и электроотрицательным элементом другой молекулы, а внутримолекулярная – между атомами этих элементов в одной молекуле.
Пример 3. Определите тип химической связи в молекулах Cl2, НCl, КCl, ЅО2, Н2Ѕ.
Решение. Молекула Cl2 – двухатомная молекула простого вещества. Такие молекулы являются неполярными и химические связи в них также неполярные.
Для определения типа внутримолекулярной химической связи в других веществах находим разности относительных электроотрицательностей входящих в них элементов, используя прил. 2, и сравниваем полученный результат с нормируемым значением для ионной связиΔЭО>1,9.
НCl: Δ ЭО = 3,0-2,1=0,9 (результат меньше 1,9, следовательно для данного соединения характерна ковалентная полярная связь);
КCl: Δ ЭО = 3,0-0,8=2,2 (>1,9, связь ионная);
ЅО2: Δ ЭО =3,5-2,5 =1,0 (<1,9, ковалентная полярная связь)
Н2Ѕ: Δ ЭО =2,5-2,1=0,4 (<1,9, ковалентная полярная связь)