Глава 3. Химическая связь Валентность и степень окисления

Способность атома химического элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента с образованием химической связи называется валентностью элемента.

Валентность выражается целым положительным числом, лежащим в интервале от I до VIII. Валентности, равно 0 или больше VIII нет. Постоянную валентность проявляют водород (I), кислород (II), щелочные металлы – элементы первой группы главной подгруппы (I), щелочноземельные элементы – элементы второй группы главной подгруппы (II). Атомы других химических элементов проявляют переменную валентность. Так, переходные металлы – элементы всех побочных подгрупп – проявляют от I до III. Например, железо в соединениях может быть двух- или трехвалентным, медь – одно- и двухвалентна. Атому остальных элементов могут проявлять в соединениях валентность, равную номеру группы и промежуточные валентности. Например, высшая валентность серы равна IV, низшая – II, а промежуточные – I, III и IV.

Валентность равна числу химических связей, которыми атом химического элемента связан с атомами других элементов в химическом соединении. Химическая связь обозначается черточкой (–). Формулы, которые показывают порядок соединения атомов в молекуле и валентность каждого элемента называются графическими.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычис­ленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе полностью одну электронную пару, приобретает заряд 1–. Не­полярная ковалентная связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления.

Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1) степени окисления элементов в простых веществах принимается равными нулю (Na⁰; О₂⁰);

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона;

3) постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов, цинка, кадмия (+2);

4) степень окисления водорода в соединениях +1, кроме гидридов металлов (NaH и т.п.), где степень окисления водорода –1;

5) степень окисления кислорода в соединениях –2, кроме пероксидов (–1) и фторида кислорода OF₂ (+2).

Максимальная положительная степень окисления элемента обычно совпадает с номером его группы в периодической системе. Максимальная отрицательная степень окисления элемента равна максимальной положительной степени окисления минус восемь.

Исключение составляют фтор, кислород, железо: их высшая сте­пень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они и относятся к I группе.

Атомы химических элементов (кроме благородных газов) могут взаимодействовать между собой или с атомами других элементов образуя б.м. сложные час­тицы – молекулы, молекулярные ионы и свободные радикалы. Химическая связь обусловлена элек­тростатическими силами между атомами, т.е. силами взаимодействия электронов и ядер атомов. В образовании химической связи между атомами главную роль играют валентные электроны, т.е. электроны, расположенные на внешней оболоч­ке.

Химическая связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

Согласно теории химической связи, при образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочки.

Образование устойчивой электронной конфигурации может про­исходить несколькими способами и приводить к молекулам (и веществам) различного строения, поэтому различают несколько типов химической связи – ионная, ковалентная, металлическая, во­дородная и ван-дер-ваальсова связи.

Важной характеристикой химической связи является длина связи, под которой понимают расстояние между центрами ядер атомов в молекуле или кристалле, когда силы притяжения уравновешены силами отталкивания и энергия системы минимальна. Длина связи в рядах однотипных соединений увеличиваются с возрастанием атомарного номера элемента.

Химическая связь характеризуется определенной пространственной направленностью. Если двухатомные молекулы всегда линейны, то формы многоатомных молекул различны.

Между взаимодействующими атомами, которые различаются по электроотрицательности, возникают полярные связи. В результате смещения электронной плотности в сторону более электроотрицательного атома происходит образование положительных и отрицательных зарядов, и возникает диполь, представляющий собой систему из двух равных и противоположных по знаку зарядов + и ^–, находящихся на определенном расстоянии друг от друга.

Li^+F^– l = 0,21 нм

Диполь выражается через электрический момент диполя , представляющий собой произведение заряда  на длину диполя l:

 = l ∙

При наличии нескольких связей в молекуле, их электрические моменты складываются по правилу параллелограмма.

В 1916 г. Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам – эта идея послужила основой для разработки современной теории ковалентной связи. В том же году В. Коссель предположил, что химическая связь возникает при взаимодействии двух атомов, один из них отдает электроны, превращаясь в положительно заряженный ион (катион), а второй атом принимает электрон, превращаясь в отрицательно заряженный ион (анион). Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию представлений об ионной связи.