Основные химические понятия

В 1741 году М.В. Ломоносовым впервые были изложены основы атомно-молекулярного учения, которое базируется на принципе дискретности (прерывности строения) вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных частиц, находящихся в непрерывном движении.

Для большинства веществ эти частицы представляют собой молекулы. Молекула – это наименьшая электронейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и представляющая собой относительно изолированную группировку атомов.

Атом представляет собой сложную микросистему находящихся в движении элементарных частиц. Он электронейтрален и состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Носителем положительного заряда ядра является протон. В состав ядер атомов также входят нейтроны – элементарные частицы, не имеющие электрического заряда. Число протонов в ядре равно числу электронов, движущихся в пространстве около ядра; этим и объясняется электронейтральность атомов.

Масса протона практически равна массе нейтрона. Масса электрона пренебрежимо мала по сравнению с массой атомного ядра. Поэтому суммарная масса протонов и нейтронов составляет массу атома. Суммарное количество протонов и нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома.

Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризующийся определённой величиной заряда ядра. Ядра всех атомов данного элемента имеют одинаковый заряд, т.к. содержат одинаковое число протонов. Но число нейтронов в ядрах этих атомов может быть различным. Такие атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра (и, следовательно, тождественными химическими свойствами), но разным числом нейтронов (а значит и разной массой) называются изотопами. Для обозначения изотопов к символу элемента слева вверху добавляют индекс, указывающий массовое число изотопа: ³⁵Cl, ³⁷Cl; ¹H, ²H, ³H. Изотопы водорода имеют специальные названия и обозначения: ¹H – протий (H); ²H – дейтерий (D); ³H – тритий (T).

При соединении друг с другом атомов одного и того же химического элемента образуются простые вещества; в состав сложных веществ, или химических соединений, входят атомы различных элементов. Некоторые простые вещества, отличающиеся друг от друга по своим химическим и физическим свойствам (например, молекулярный кислород и озон, белый и красный фосфор, алмаз и графит) состоят из атомов одного и того же вида. Существование химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией, а различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропными модификациями этого элемента.

Согласно современным представлениям электроны в многоэлектронных атомах располагаются на нескольких электронных слоях (уровнях), находящихся на различных расстояниях от ядра атома. Электроны наиболее удалённого от ядра наружного слоя могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам. При потере одного или нескольких электронов атом превращается в положительно заряженный ион (катион), т.к. в этом случае заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот, атомы, присоединившие к себе электроны, превращаются в отрицательные ионы (анионы). Ионы обозначают теми же символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд: Al³⁺, Cl^–, Fe²⁺, S^2–.

Для отрыва электрона от атома и превращения атома в катион необходимо затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. При отрыве первого электрона от нейтрального атома говорят о первой энергии ионизации; если затем отрывается второй электрон – о второй энергии ионизации и т.д. Энергия, выделяющаяся или затрачивающаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону.

В

Рис.1.1 – Схема перекрывания электронных облаков атомов водорода при образовании молекулы H₂ .

настоящее время общепризнанно, что внешние электроны атома имеют непосредственное отношение к образованию химических связей, которые, как считает современная наука, являются результатом взаимопроникновения (перекрывания) электронных облаков при сближении взаимодействующих атомов. Вследствие такого взаимопроникновения возрастает плотность отрицательного заряда в пространстве между ядрами атомов. Положительно

заряженные ядра атомов притягиваются к облас-

ти перекрывания электронных облаков, что при-

водит к образованию химической связи (рис. 1.1).

Х имическая связь, образованная общей

для двух атомов парой электронов, называется

ковалентной связью.

Возникновение ковалентной связи при образовании молекул водорода и хлороводорода можно схематически показать следующим образом.

Эти схемы показывают, что при соединении двух атомов водорода в молекулу, каждый из атомов приобретает устойчивую двухэлектронную оболочку, подобную электронной оболочке атома гелия; атом хлора в молекуле хлороводорода имеет устойчивую восьмиэлектронную оболочку, подобную электронной оболочке атома аргона.

Связь, образованная одной общей электронной парой, называется простой или одинарной. Если атомы имеют несколько внешних неспаренных электронов, например, атом азота, то они могут образовать несколько электронных пар химической связи. Такая связь называется кратной. При соединении двух атомов азота в молекулу общими становятся три пары электронов (т.е. образуется тройная связь); благодаря этому внешняя оболочка каждого атома азота дополняется до устойчивой восьмиэлектронной оболочки неона.

Ниже показано строение молекул аммиака, воды, углекислого газа и метана.

При записи графических (структурных) формул химическую связь обозначают чёрточкой, которая заменяет обозначение общей электронной пары.

Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, называется ковалентностью (или просто валентностью) элемента в химическом соединении. Таким образом, валентность – это число химических связей, образуемых атомом данного элемента. Валентность азота в молекулах N₂ и NH₃ равна трём, валентность кислорода в молекулах CO₂ и H₂O – двум, валентность углерода в молекулах CO₂ и CH₄ – четырём.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, например, N₂ , H₂ , O₂ , Cl₂ , то электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. В подобном случае образуется неполярная ковалентная связь. Если же связь образована атомами различных элементов, то общая электронная пара смещена в сторону одного из атомов, который вследствие этого приобретает отрицательный заряд, а атом, от которого смещена общая пара электронов, приобретает заряд положительный. Образующаяся в этом случае химическая связь называется полярной ковалентной связью.

Для оценки способности атома данного элемента в химическом соединении перетягивать к себе общую электронную пару пользуются величиной относительной электроотрицательности. По величине относительной электроотрицательности элементы можно расположить в определённом порядке, например, F > O > N > Cl > Br > IS > C > P > H >> щелочные и щелочноземельные металлы.

В большинстве случаев относительная электроотрицательность неметаллов больше относительной электроотрицательности металлов.

Общая пара электронов смещена к атому с большей электроотрицательностью; это смещение тем значительнее, чем сильнее различаются электроотрицательности взаимодействующих атомов. Смещение общего электронного облака приводит к тому, что плотность отрицательного заряда оказывается более высокой вблизи более электроотрицательного атома; этот атом приобретает избыточный отрицательный заряд, а второй атом – избыточный положительный заряд.

Если общая электронная пара окажется полностью перетянутой от одного атома к другому, то в этом случае один атом превратится в положительно заряженный ион, а другой – в отрицательно заряженный.

Химическая связь между образовавшимися ионами возникает в результате электростатического притяжения и называется ионной связью. Таким образом, ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярно-ковалентной связи. Ионная связь образуется между атомами, сильно отличающимися по электроотрицательности, например, атомами щелочных металлов и атомами галогенов.

Следует заметить, что далеко не все вещества состоят из молекул. Подавляющее большинство солей имеет ионную структуру; в узлах ионной кристаллической решетки находятся положительно и отрицательно заряженные ионы. С другой стороны, многие вещества (например, алмаз) имеют атомную кристаллическую решётку, в узлах которой находятся атомы, связанные друг с другом ковалентными связями. В случае веществ с ионной или атомной кристаллической решёткой невозможно выделить отдельную молекулу, которая, как было сказано ранее, представляет собой относительно изолированную группировку атомов.

Неравномерность распределения электронов между атомами в соединении отражается понятием степень окисления. Атом, который перетягивает к себе общую электронную пару и приобретает в результате этого отрицательный заряд, характеризуется отрицательной степенью окисления. Другой атом, от которого смещается общая электронная пара и который, вследствие этого, приобретает положительный заряд, имеет положительную степень окисления. Таким образом, степень окисления – это тот условный заряд, который имел бы данный атом в соединении, если бы всё соединение состояло из ионов. Следует особо подчеркнуть, что речь идёт об условном заряде. Если бы, например, молекула хлороводорода, состояла из ионов, то атом водорода имел бы заряд +1, а атом хлора – минус 1. На самом же деле атомы хлора и водорода в молекуле HCl связаны не ионной, а полярноковалентной связью, поэтому их истинные заряды отличаются от единицы. Понятно, что в простых веществах, с неполярными связями, например, H₂, Cl₂, O₂, степень окисления элементов равна нулю.

Некоторые элементы проявляют постоянную степень окисления, но для большинства элементов она в различных соединениях различна. Постоянную степень окисления в соединениях с другими элементами имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Водород в большинстве соединений имеет степень окисления +1, а кислород – минус 2.

Для элементов с непостоянной степенью окисления, её величину легко рассчитать, зная формулу соединения и учитывая, что суммарный заряд всех атомов равен заряду частицы. Заряд электронейтральных частиц, каковыми являются молекулы, равен нулю.

Например, для определения степени окисления хрома в молекуле H₂Cr₂O₇ обозначим через x степень окисления каждого атома хрома. Степень окисления каждого атома водорода равна +1, каждого атома кислорода – минус 2. Из условия электронейтральности молекулы получаем: 2·(+1) + 2·x + 7·(-2) = 0; x = + 6.

Расчёт степени окисления атома в сложном ионе проводится аналогично, с тем лишь отличием, что суммарный заряд всех атомов в ионе равен заряду иона. Например, для определения степени окисления мышьяка в ионе H₂AsO₄^– обозначим через x степень окисления атома мышьяка и учтём, что степень окисления каждого атома водорода равна +1, каждого атома кислорода – минус 2, а заряд всего иона равен минус 1. Следовательно, 2·(+1) + x + 4·(-2) = -1; x = +5.

Очень часто степень окисления по модулю равна валентности (т.е. числу химических связей, которые образует данный атом). Например, в молекуле аммиака NH₃ степень окисления азота – минус 3, и валентность азота по числу образованных связей также равна 3. Однако так бывает не всегда. Например, в молекуле пероксида водорода H₂O₂ (графическая формула H–O–O–H) степень окисления каждого атома кислорода равна минус 1, а валентность – двум.

Высшая степень окисления элемента определяется максимальным числом электронов, которое может отдать электронейтральный атом при его полном окислении.

Низшая степень окисления элемента определяется числом электронов, которое должен присоединить нейтральный атом для образования устойчивого восьмиэлектронного внешнего слоя, характерного для атомов инертных газов.

Если степень окисления элемента находится в интервале между высшим и низшим значениями, то в этом случае говорят о промежуточной степени окисления.

Характерные и устойчивые степени окисления атомов определяются положением элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева. Для элементов главных подгрупп нужно иметь в виду следующее.

1) Для любого элемента, за исключением фтора и кислорода, высшая степень окисления элемента равна номеру группы N. Например, высшая степень окисления углерода равна +4, фосфора +5, серы +6, хлора +7.

2) Низшая степень окисления неметаллов (элементов IV – VII) групп равна номеру группы минус восемь (N-8): именно столько электронов должен присоединить атом, чтобы образовать устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию. Например, в соединениях CH₄, NH₃, H₂S, HCl, атомы углерода, азота, серы и хлора находятся в низших степенях окисления (-4; -3; -2; -1 соответственно). Для металлов нехарактерны отрицательные степени окисления: металлы тем и отличаются от неметаллов, что отдают электроны, а не принимают, вследствие чего низшая степень окисления типичных металлов равна нулю.

3) Для элементов IV – VII групп характерны промежуточные степени окисления, равные номеру группы минус два (N-2). Например, CO, SnO, PbO (степень окисления + 2 у элементов четвёртой группы); N₂O₃, P₂O₃, As₂O₃, Sb₂O₃, Bi₂O₃ (степень окисления +3 у элементов пятой группы); SO₂, SeO₂, TeO₂ (степень окисления +4 у элементов 6 группы); Cl₂O₅, HBrO₃, HIO₃ (степень окисления +5 у элементов седьмой группы).

Следует также запомнить, что азот образует соединения со степенями окисления -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, а хлор, бром и йод могут иметь степени окисления равные -1, 0, +1, +3, +5, +7.

У элементов побочных подгрупп нет такой простой связи между номером группы и степенью окисления. Поэтому в начальный период обучения следует просто запомнить наиболее устойчивые степени окисления часто встречающихся d-элементов.

Cu +1, +2 Zn +2 Cr +2, +3, +6 Fe +2, +3

Ag +1 Cd +2 Mn +2, +4, +6, +7 Co +2

Au +1, +3 Hg +2 Ni +2

Л Е К Ц И Я 2