Материал: полезная метода

2.Энергия ионизации. Еи – это энергия отрыва электрона от атома элемента с образованием катиона: Э – ē → Э+ (кДж/моль). В периоде наибольшую Еи имеют элементы IA группы (щелочные металлы), т.к. в атомах этих элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон, который значительно удалён от ядра. Поэтому характерной особенностью щелочных металлов является склонность к отдаче электронов (металлические свойства). В пределах каждой группы А энергия ионизации уменьшается сверху вниз, что свидетельствует о большем взаимодействии между ядром и электронами. В группах Б (d- элементы), за исключением IIIБ, изменение энергии ионизации носит обратный характер – она увеличивается сверху вниз.

Различают первую, вторую, третью и т. д. энергии ионизации атома. Первая энергия ионизации – это минимальная энергия, необходимая для удаления первого электрона из основного состояния атома. Вторая энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для удаления второго электрона из основного состояния однозарядного катиона.

Аналогично определяются третья и последующие энергии ионизации атома. Очевидно, что для удаления второго электрона необходимо затратить больше энергии, чем для удаления первого электрона. Этот факт объясняется тем, что второй электрон приходится удалять уже из однозарядного катиона.

Анализ первых энергий ионизации атомов показывает, что в целом наблюдается закономерность роста этих величин в периодической таблице при движении слева направо и снизу вверх. Имеются и объяснимые исключения. Например, энергия ионизации атома Be (0,90) выше аналогичной характеристики атома B (0,80). Этот факт легко объяснить, если принять во внимание, что третий электрон во втором электронном слое атома В помещается уже на 2р-орбиталь. Здесь сказывается взаимное отталкивание этого электрона и находящихся в предыдущем электронном подслое. Аналогичное исключение наблюдается и при переходе от Mg к Al.

3.Энергия сродства к электрону. Еср – это энергия присоединения электрона к электронейтральному атому элемента с образованием аниона: Э + ē → Э– (кДж/моль).

Она возрастает у элементов в пределах периода слева направо, достигая максимума у галогенов. У элементов группы А сверху вниз наблюдается уменьшение энергии сродства вследствие существенного увеличения радиуса. У элементов группы Б наобарот.

При анализе данных в таблицы 4 можно заметить как положительные, так и отрицательные значения сродства атомов к электрону. Отрицательные значения сродства показывают, что для присоединения еще одного электрона к атому энергию необходимо затратить.

126

4. Относительная электроотрицательность (ОЭО). Это величина, характеризующая относительную способность атома элемента притягивать к себе общие электроны в молекуле. Используют различные количественные оценки электроотрицательности атома, например полусумму его сродства к электрону и потенциала ионизации (метод Малликена) (таблица 5).

E Е Э.O = и ср

2

Существуют и другие подходы к определению электроотрицательности. Так, первой и наиболее известной является шкала Л.Полинга, полученная из термохимических данных. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, (F) = 4,0 (таблица 6).

Электроотрицательность элементов периодической системы, как правило, последовательно возрастает слева направо в каждом периоде. В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз. С помощью электроотрицательностей можно охарактеризовать химическую связь. Чем больше разница электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем больше степень ионности этой связи. Связи при разности электроотрицательностей атомов больше 2,1 могут считаться чисто ионными (по данным других научных источников, 50%-й ионности связи соответствует разность электроотрицательностей атомов, равная 1,7).

Связи с меньшей разностью электроотрицательностей атомов относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем меньше степень ионности этой связи. Нулевая разность электроотрицательностей атомов указывает на отсутствие ионного характера у образованной ими связи, т. е. на ее сугубую ковалентность.

Электроотрицательность атома, по-видимому, зависит и от степени его окисления.

Так, для трех оксидов хрома: Cr+2O, Cr2+3O3, Cr+6O3 – наблюдается изменение их характера от основного (CrO) через амфотерный (Сr2O3) до кислотного (СrO3). Один и тот же элемент – хром – в СrO ведет себя как типичный металл, в Сr2O3 – как амфотерный металл, а в СrO3 – как типичный неметалл. При составлении химических формул соединений следует учитывать, что более электроотрицательные элементы помещаются правее, например, H2S, OF2, SiBr2F2.

127

§6. Химическая связь

Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.

Основным условием образования химической связи является понижение общей энергии Е многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов, т.е.

А + В → АВ

атом атом молекула

ЕАВ < EA + EB

Различают 3 типа химической связи: ковалентная, ионная и металлическая.

Соединения с металлической связью имеют два важных отличия от ионно-ковалентных соединений:

1.Высокая электро– и теплопроводность,

2.Металлы – кристаллические вещества (исключение – ртуть). Межмолекулярные связи (взаимодействия) носят как

электростатический, так и донорно-акцепторный характер (орбитальное связывание). Среди межмолекулярных взаимодействий можно выделить диполь-дипольное. Очевидно, что два диполя будут ориентироваться относительно друг друга противоположными полюсами (рисунок 3).

Рис.3. Схема диполь-дипольного взаимодействия

Наиболее ярким примером диполь-дипольного взаимодействия является водородная связь: Н2О…Н–О–Н.

Другой тип межмолекулярного взаимодействия – индукционное. Любой диполь, безусловно, оказывает электростатическое воздействие на рядом находящиеся неполярные молекулы, вызывая их поляризацию (рисунок 4).

Рис.4. Схема индукционного взаимодействия

Например, неполярная молекула брома, подходя к -облаку молекулы этилена, поляризуется так, что атакующим центром оказывается атом брома с частично положительным зарядом на нем. Об этом свидетельствует образование промежуточного бромониевого катиона:

128

§7. Свойства химической связи

1.Энергия связи. Это та энергия, которая необходимая для её разрыва; она всегда больше нуля. Энергия разрыва равна по величине, но противоположна по знаку энергии образования. Наиболее прочная связь в молекулах N2 (945,3 кДж/моль) и СО (107,0 кДж/моль). Самая слабая связь между атомами азота в N2O3 (40,6 кДж/моль).

Экспериментально энергия разрыва определяется по закону Гесса.

2.Длина связи. Это расстояние между ядрами атомов, соединенных связью. Её можно экспериментально измерить с помощью рентгеноструктурного метода. Обычно длина ковалентной связи составляет

0,1 – 0,2нм. Самая короткая связь в молекуле дейтероводорода НD (0,074нм). Рекорд в длине связи принадлежит атомам гелия Не…Не –

6,2нм.

3.Кратность (порядок) связи. В различных теориях строения химической связи кратность определяют по-разному. В теории электронных пар Льюиса порядок связи – это число электронных пар, осуществляющих химическую связь. Порядок может быть целым и

дробным.

Так порядок связи в О2 равен 2, в молекулярном ионе О2– = 2,5, а в ионе О2+ = 1,5. Чем выше кратность связи, тем большее число электронов обеспечивает связь, и тем труднее её разорвать. Так, энергия тройной связи НС ≡ СН 962 кДж/моль, двойной связи Н2С = СН2 712кДж/моль и одинарной Н3С – СН3 369кДж/моль. Чем выше кратность, тем короче связь.

4.Полярность связи. Она показывает, насколько электронная плотность смещена к одному из атомов. Способность атома смещать к себе электронную плотность химической связи называется электроотрицательностью. Самые электроотрицательные элементы – активные неметаллы: F, O, N, Cl; самые электроположительные – щелочные металлы. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, участвующих в химической связи, тем более полярна связь. Предельный случай полярной связи – ионная. Количественно величина полярности определяется дипольным моментом (μ), который равен

[D = 3.3·10–30Кл·м]. Чем больше дипольный момент, тем более полярна молекула.

HCl HBr HI

130