Материал: Химия. учебное пособие. Вострикова Г.Ю., Хорохордина Е.А

Сродством атома к электрону Е_ср называется энергетический эффект присоединения электронов к 1 моль нейтральных атомов с превращением их в отрицательные ионы. Сродство к электрону зависит от электронной конфигурации. Его не проявляют атомы с конфигурацией s², s²p⁶ или с наполовину заполненным р-подуровнем s²p³ (N, P, As). В целом Е_ср возрастает в периодах от металлов к неметаллам, то есть слева направо и снизу вверх в подгруппах.

Электроотрицательность ЭО – условная величина, характеризующая способность атомов в химическом соединении притягивать к себе электроны. Эта способность зависит от энергии ионизации Е_ион и сродства к электрону Е_ср. По относительной шкале электроотрицательностей Полинга наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать химические соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным – франций.

Как правило, в периоде с увеличением порядкового номера элемента ЭО возрастает, а в группе убывает.

Характеристики химических связей

Химическая связь – явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающих частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, кристалла, комплекса и т.п.).

Химическая связь характеризуется энергетическими и геометрическими параметрами. Важнейшей характеристикой служит энергия химической связи. Это мера прочности связи. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании связи (кДж/моль). Для определения энергии единичной связи необходимо энергию образования 1 моль вещества разделить на число Авогадро.

К геометрическим параметрам относятся длина химической связи, углы между связями в молекулах, кристаллах, комплексах и т.п.

Длина химической связи. Под длиной связи понимают расстояние между центрами ядер атомов в молекуле (или кристалле), когда силы притяжения уравновешены силами отталкивания и энергия системы минимальна. Чем связь прочнее, тем она короче.

В зависимости от распределения электронной плотности химическая связь может быть ковалентной, ионной и металлической (рис. 2.1).

Рис. 2.1. Основные виды химической связи

Ковалентная связь – это химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Согласно методу валентных связей ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, то есть она локализована между двумя атомами. Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая.

Ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака. Полярность связи (полярная и неполярная) определяется разностью электроотрицательностей атомов. Чем выше электроотрицательность одного из атомов, тем более вероятно смещение общей электронной пары в сторону ядра этого атома.

Способы образования ковалентной связи

Обменный механизм. Ковалентная связь образуется парой одиночных электронов с антипараллельными спинами, принадлежащих двум взаимодействующим атомам: НCl и NH₃

Н 1	↓		1	↓	↓	↓
	s			s	s	s
				Н	Н	Н

Таким образом, ковалентность (число ковалентных связей) атомов в этих соединениях определяется числом неспаренных электронов на последнем электронном уровне атома в невозбужденном состоянии.

Однако известны и другие случаи. Например

		s	p
	2	↑↓	↑	↑
С	1	↑↓

В невозбужденном состоянии атом углерода может образовать две ковалентные связи. Но для углерода более типичны соединения, где он образует 4 связи: CO₂, CH₄ и др. Этот процесс возможен в результате возбуждения атома углерода:

		s	p
	2	↑	↑	↑	↑
С*	1	↑↓

Теперь на внешнем электронном уровне атома углерода 4 неспаренных электрона и он может участвовать в образовании 4-х ковалентных связей, при этом выделяется большое количество энергии, которое значительно перекрывает расход энергии на перевод атома в возбужденное состояние. Распаривание электронов происходит только в пределах одного электронного уровня. Энергетически невыгоден переход электрона из одного уровня в другой, поэтому у кислорода и фтора строение внешнего электронного уровня одинаково в нормальном и возбужденном состояниях:

У этих элементов нет свободных орбиталей во втором электронном слое и электроны не могут распариться при возбуждении, поэтому они проявляют постоянную ковалентность, равную 2 и 1 соответственно. Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют свободный или незавершенный d-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s- и р-электроны внешнего слоя, вследствие чего здесь появляются дополнительные возможности образования неспаренных электронов.

s

p

d

Cl 3

↑↓

↑↓

↑↓

↑

Cl* 3

↑↓

↑↓

↑

↑

↑