Пособие по неорганической химии

Атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних уровнях число электронов, равное номеру группы. Побочные же подгруппы включают элементы, атомы которых имеют на внешнем уровне по два или по одному электрону.

У элементов побочных подгрупп валентными электронами являются не только электроны внешнего уровня, но и предпоследнего. В этом их отличие.

7. У атомов элементов главных подгрупп с возрастанием относительных атомных масс сверху вниз увеличивается расстояние между валентными электронами и ядром, поэтому способность к отдаче электронов все увеличивается, и металлические свойства усиливаются.

8. У актиноидов и лантаноидов заполняются соответственно 4f- и 5f-подуровни. Лантаноиды и актиноиды помещены в одну клетку таблицы, потому что с ростом заряда атомных ядер идет заполнение электронами предпредвнешнего уровня.

Химическая связь

Природа и типы химической связи

Химическая связь возникает при взаимодействии частиц и определяется как взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные системы, такие как молекулы, радикалы, кристаллы и др.

Природа сил химической связи электростатическая. При образовании химической связи общая энергия системы, составленной из многоатомной структуры, меньше энергии составных частей. Поэтому условием образования химической связи является понижение системы энергии. В образовании химической связи между атомами участвуют валентные электроны. В зависимости от способа образования устойчивых структур различают основные типы химической связи: ковалентную, ионную, металлическую и водородную.

Ионная связь

Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами, образованными путем практически полного смещения электронной пары к одному из них. Эта связь образуется, если разность электроотрицательностей атомов велика (больше 1,7 по шкале Полинга).

Электроотрицательность характеризует способность атомов притягивать к себе валентные электроны. Значения электроотрицательностей атомов элементов также подчиняются периодическому закону.

Шкала Полинга – это шкала относительных атомных электроотрицательностей, т.е. значения электро-отрицательностей элементов приведены по отношению к электроотрицательности фтора, которая принята равной 4,0.

Большинство бинарных соединений, содержащих атомы металлов, являются ионными или гетерополярными. Типичный пример ионной связи – образование хлорида натрия NaCl:

Na – e^– = Na⁺

Cl + e^– = Cl^-

Как видно из электронных формул атомов натрия (₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹) и хлора (₁₇Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵) – это атомы с незавершенными внешними электронными уровнями. Для завершения внешнего уровня атому натрия легче отдать 1 электрон, чем присоединить 7. Атому хлора легче присоединить 1 электрон, чем отдать 7. В результате образуются два иона Na⁺ и Cl^-, между которыми возникают силы электростатического притяжения, после чего образуется соединение NaCl.

Ионные соединения при обычных условиях – твердые вещества. Они имеют высокую температуру кипения и плавления. В расплавленном состоянии обладают электропроводностью, в воде диссоциируют на ионы.

Ковалентная связь

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется атомной или ковалентной.

Ковалентная связь возникает преимущественно между атомами различных неметаллов и одинаковыми атомами.

Ковалентно построенные соединения могут быть как простые (H₂, O₂, Ne, галогены – F₂, Cl₂, Br₂,), так и сложные (HCL, CO₂, CH₄).

Электроны, которые в виде общей пары связывают атомы друг с другом в молекуле, называются спаренными электронами.

Пример:

Cl₂ -> Cl ? Cl

Различают следующие разновидности ковалентной связи: неполярную, полярную и донорно-акцепторную.

В случае неполярной ковалентной связи электронная пара одинаково принадлежит обоим соединяющимся атомам (простые вещества H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂) – электроотрицательность у атомов этих молекул одинакова

H₂ -> H ? H;

N₂ -> ?N ??? N?

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков атомов.

Эти вещества имеют низкую температуру плавления и кипения, при обычных условиях эти вещества газообразные и легколетучие (С1₂ – газ, температура кипения – 34°C, плавления – 101 °C).

В случае полярной ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому.

Пример типичной полярной связи – молекула хлористого водорода:

Н· + ·С1-> Н?С1

Молекулы с несимметрическим распределением электронов называются полярными. Это наиболее распространенный тип химической связи, который встречается как в неорганических, так и в органических соединениях (HCl, HBr, NH₃, H₂S, CH₄ и др.).