- •Методичні вказівки
- •Зміст модуля I
- •1. Основні хімічні поняття і стехіометричні закони
- •1.1. Предмет хімії і основні хімічні поняття
- •1.2. Основні закони хімічної взаємодії
- •1.3. Запитання для самоконтролю
- •1.4. Задачі для самоконтролю
- •2. Основні класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди
- •2.2. Гідрати оксидів
- •2.2.1. Основи
- •2.2.2. Амфотерні гідроксиди
- •2.2.3. Кислоти
- •2.4. Запитання для самоконтролю
- •2.4. Задачі для самоконтролю
- •3. Будова атома. Періодичний закон д.І.Менделєєва
- •3.1. Загальні уявлення про будову атома, природа електрона і характеристики його стану в атомі
- •3.2. Квантові числа
- •3.3. Розподіл електронів в атомі, електронні й електронно-графічні формули елементів
- •3.4. Періодичний закон та періодична система елементів д.І.Менделєєва
- •3.5. Радіуси атомів та йонів елементів
- •3.6. Закономірності зміни енергетичних характеристик елементів.
- •Енергія йонізації
- •Енергія спорідненості до електрона
- •Електронегативність атомів
- •3.7. Запитання для самоконтролю
- •3.8. Задачі для самоконтролю
- •4. Хімічний зв’язок. Кристалічний стан речовин
- •4.1. Основні типи хімічного зв’язку. Ковалентний зв’язок
- •4.2. Іонний зв'язок
- •4.3. Металічний зв'язок
- •4.4. Водневий зв'язок
- •4.5. Міжмолекулярна взаємодія
- •4.6. Тверді тіла. Типи кристалічних граток
- •4.7. Запитання та задачі для самоконтролю
- •5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.1. Основні термодинамічні поняття
- •5.2. Термохімія.
- •5.3. Напрям перебігу хімічних процесів.
- •5.4. Питання для самоконтролю
- •5.5. Задачі і вправи для самостійної роботи
- •6.Хімічна кінетика і рівновага
- •6.1. Загальні уявлення про швидкість хімічних реакцій
- •6.3. Закон діючих мас
- •6.4. Енергія активації
- •6.5. Вплив температури на швидкість реакції
- •6.6. Каталіз
- •6.7. Хімічна рівновага
- •6.8. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу. Принцип ле Шательє
- •6.9. Запитання та задачі для самоконтролю
- •Список рекомендованої літератури
Електронегативність атомів
Електронегативність атомів (æ, кДж/моль; еВ/атом) — умовна величина, що характеризує здатність атома в хімічних сполуках приєднувати електрони, які беруть участь в утворенні хімічного зв'язку.
Фізичну суть електронегативності æ можна уявити як питому густину валентних електронів, тобто як електронну густину, яка припадає на одиницю поверхні зовнішньої оболонки (сфери) атома. Чим менший радіус атома, тим менша його сфера. Однак чим більшою є кількість електронів, що знаходяться на зовнішньому рівні, і чим меншою є поверхня сфери атома, тим більшою буде електронна густина, а отже, й електронегативність æ атома елемента.
Зауважимо, що хімічні елементи за своєю природою двоїсті, тому поділ їх на метали і неметали умовний. Із посиленням в елементів неметалічних властивостей спостерігається послаблення металічних властивостей і навпаки. Тому для характеристик загальної хімічної активності будь-якого з елементів потрібна кількісна характеристика, яка враховувала б обидві тенденції: як відщеплення, так і приєднання електронів.
Такою характеристикою запропоновано вважати енергію, яка є сумою енергії йонізації I1 та енергії спорідненості до електрона (Есп), і називається електронегативністю (æ):
æ = I1 + Есп
Користуватися абсолютними значеннями æ не зовсім зручно, тому вводять простіші та зручніші для зіставлення значення відносної електронегативності елементів æ, які є співвідношеннями абсолютних значень æ цього елемента та æ елемента, що має найменше значення серед усіх елементів системи.
Значення відносних електронегативностей елементів, які розраховані за методом Л. Полінга, наведено в табл. 3.3.
Із даних таблиці випливає, що значення æ змінюються закономірно, підпорядковуючись періодичному закону, від æCs = 0,86 до æf =4,1:
у періодах (—>) значення æ зростають зі збільшенням порядкових номерів елементів, досягаючи найбільших значень в елементів VIIA групи;
у групах елементів зверху вниз значення æ зменшуються;
аналізуючи характер зміни значень æ у групах і періодах, можна зробити висновок, що у верхній правій частині системи елементів знаходяться найбільш електронегативні елементи (найбільше значення æ у Флуору), які досить активно виявляють неметалічні (окислювальні) властивості.
Електронегативність, як одна з фундаментальних величин у хімії, досить широко використовується при вирішенні багатьох практичних і теоретичних питань як науки, так і технологічних процесів. Зокрема, різницю відносних електронегативностей (Δæ) атомів різних елементів, що утворюють хімічний зв'язок між собою, використовують для встановлення типу зв'язку. Якщо Δæ має значення від 1,9 до 3,24, то зв'язок між атомами йонний; якщо Δæ = 0 — ковалентний неполярний; у проміжних випадках, якщо 0 < Δæ < 1,9, зв'язок — ковалентний полярний.
Таблиця 3.3.
Відносні електронегативності деяких елементів.
|
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
VIII |
|||
1 |
H |
|
|
|
|
|
|
|
He |
||
2,10 |
|
|
|
|
|
|
- |
||||
2 |
Li |
Be |
B |
C |
N |
O |
F |
|
Ne |
||
0,97 |
1,47 |
2,01 |
2,50 |
3,07 |
3,50 |
4,10 |
- |
||||
3 |
Na |
Mg |
Al |
Si |
P |
S |
Cl |
|
Ar |
||
1,01 |
1,23 |
1,47 |
1,74 |
2,10 |
2,60 |
2,83 |
- |
||||
4 |
K |
Ca |
Sc |
Ti |
V |
Cr |
Mn |
Fe |
Co |
Ni |
|
0,91 |
1,04 |
1,20 |
1,32 |
1,45 |
1,56 |
1,60 |
1,64 |
1,70 |
1,75 |
|
|
Cu |
Zn |
Ga |
Ge |
As |
Se |
Br |
|
Kr |
|||
1,75 |
1,66 |
1,82 |
2,02 |
2,20 |
2,48 |
2,74 |
- |
||||
5 |
Rb |
Sr |
Y |
Zr |
Nb |
Mo |
Tc |
Ru |
Rh |
Pd |
|
0,89 |
0,99 |
1,11 |
1,22 |
1,23 |
1,30 |
1,36 |
1,42 |
1,45 |
1,35 |
|
|
Ag |
Cd |
In |
Sn |
Sb |
Te |
In |
|
Xe |
|||
1,42 |
1,45 |
1,49 |
1,72 |
1,82 |
2,01 |
2,21 |
- |
||||
6 |
Cs |
Ba |
La* |
Hf |
Ta |
W |
Re |
Os |
Ir |
Pt |
|
0,86 |
0,97 |
1,08 |
1,23 |
1,33 |
1,40 |
1,46 |
1,52 |
1,55 |
1,44 |
|
|
Au |
Hg |
Tl |
Pb |
Bi |
Po |
At |
|
Rh |
|||
1,42 |
1,44 |
1,44 |
1,55 |
1,67 |
1,76 |
1,90 |
- |
||||
7 |
Fr |
Ra |
Ac** |
*Лантаноїди 1,08 – 1,14 **Актиноїди 1,11 – 1,20 |
|||||||
0,89 |
0,97 |
1,00 |