Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Электроотрицательность

Если нейтральные атомы двух элементов сильно различаются значения­ми энергии ионизации и сродства к электрону, то они способны легко взаимодействовать друг с другом с образованием прочной химической связи.

Однако использование указанных характеристик ограничено тем, что они относятся к изолированным нейтральным атомам. Если же атомы находятся в составе химического соединения, то для характеристики их способности притягивать к себе общие электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО)*.

 

Электроотрицательность – величина, характеризующая способность атома в молекуле или притягивать электроны, участвующие в образовании ковалентной связи.

И хотя электроотрицательность атома, зависящая от валентного состояния атома и типа химического соединения, в котором он находится, имеет условный характер, её использование полезно для характеристики как отдельных ковалентных связей, так и химического соединения в целом.

Электроотрицательность атома равна полусумме значений его энергии ионизации и сродства к электрону:

 

ЭО =

 

На практике обычно пользуются величиной относительной электроотрицательности, принимая за её единицу величину электроотрицательности атома лития.

Относительная электроотрицательность атома какого–либо элемента, обозначаемая греческой буквой χ (хи), определяется отношением равна ЭОА/ЭОLi.

Наибольшую относительную электроотрицательность имеет атом фтора – 4,0, наименьшую – атомы цезия и франция – 0,7. В сравнении с ними рассматриваются относительные электроотрицательности атомов остальных элементов (табл. 7). Наименьшие значения относительной электроотрицательности имеют нейтральные атомы s-элементов I группы, наибольшие –p-элементов VI и VII групп. Чем больше относительная электроотрицательность, тем сильнее атом данного элемента проявляет окислительные свойства и тем сильнее притягивает общую (не)электронную()ые пару(ы) ковалентной связей в соединении.

У нейтральных атомов элементов в пределах периода с увеличением заряда ядер происходит увеличение электроотрицательности (наименьшие значения имеют атомы щелочных метал­лов – элементов группы IA, наибольшие – атомы галогенов – элементов группы VIIA). Это обусловлено тем, что число электронных слоёв в атомах не изменяется, а заряд их ядер по периоду растёт, и поэтому взаимодействие электронов с ядром усиливается, и, как следствие, уменьшается размер (радиус) атомов. В этом же направлении увеличиваются энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность нейтральных атомов элементов. В соответствии с этим восстановительные свойства нейтральных атомов элементов ослабевают в периоде слева направо, а окислительные свойства – усиливаются. Самые сильные окислители в периоде – атомы галогенов.



В группах А значения электроотрицательности нейтральных атомов элементов, а следовательно, и окислительные свойства уменьшаются сверху вниз, а в группах Б (за исключением III группы), наоборот, увеличиваются.

Таким образом, самым сильным окислителем является нейтральный атом фтора (группа VIIA), а самым сильным восстановителем –нейтральный атом франция (группа IA) (рис. 12).

В большинстве случаев связи в молекулах имеют промежуточный характер между двумя предельными случаями – ковалентным или ионным типамихимической связи. Например, в молекуле иодистого водорода HI связь не является ни чисто ковалентной, ни чисто ионной.



По разности значений относительных электроотрицательностей нейтральных атомов элементов судят о степени ионности связей. При разности значений χ больше 2,0 связь может считаться ионной, при разности от 0,4– до 2,0 - ковалентной с частично ионным характером, и при разности меньше 0,4 ковалентной.

По значению относительной электроотрицательности атомов элементы условно делят на металлы и неметаллы, граница между которыми в Периодической системе Д.И. Менделеева (в её полудлинном, 18-клеточном варианте) проводится по элементам главных подгрупп по диагонали от бора до астата. Значения χ атомов граничных – амфотерных* – элементов близка к 2 (они выделены в табл. 7 жирным шрифтом и затемнением клеток).

 

 

Таблица 7 Относительные электроотрицательности атомов, элементов эВ     F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,2
  O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2,0
  N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb 1,9 Bi 1,9
  C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,8 Pb 1,9
  B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8
      Zn 1,6 Cd 1,7 Hg 1,9
      Cu 1,9 Ag 1,9 Au 2,4
      Ni 1,9 Pd 2,2 Pt 2,2
      Co 1,9 Rh 2,2 Ir 2,2
      Fe 1,8 Ru 2,2 Os 2,2
      Mn 1,5 Te 1,9 Re 1,9
      Cr 1,6 Mo 1,8 W 1,7
      V 1,6 Nb 1,6 Ta 1,5
      Ti 1,5 Zr 1,4 Hf 1,3
      Sc 1,3 Y 1,2 La-Lu 1,0-1,2
  Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 0,9
H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7

 

Главные подгруппы

 

  I II III IV V VI VII VIII
H             He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra              
       

 

  Неметалл   Металл   Амфотерный элемент

 

Рис. 12. Изменение окислительно-восстановительных свойств

нейтральныхатомов элементов главных подгрупп (А-групп)

 

 

Слово ″кислота″ и ″основание″ – это функциональные определения, а не этикетки с названиями. Они скорее указывают на что способно вещество, чем что оно собой представляет.

Р. фон Хандлер (1931).

 

2.5. Кислотно-оснóвные свойства химических соединений

 

Периодичность свойств элементов, связанная с изменением строения электронных оболочек их атомов при возрастании заряда атомных ядер, проявляется и в их однотипных соединениях.

Периодическая система химических элементов построена так, что в левой части ее таблицы располагаются элементы, гидроксиды которых проявляют основные свойства. Особенно ярко проявляются эти свойства у гидрооксидов щелочных металлов. Наоборот, в правой части таблицы периодической системы расположены элементы, оксиды которых под действием воды превращаются в гидроксиды, обладающие кислотными свойствами, то есть в кислоты. Оксидам и гидроксидам многих элементов – тех, что оказались в середине таблицы периодической системы, – присуща двойственность поведения. Взаимодействуя с сильными кислотами, они проявляют основные свойства, а в реакциях со щелочами – кислотные.

В периодах при переходе слева направо свойства оксидов и гидроксидов с оснόвных, у элементов групп IA–IIА постепенно сменяются на амфотерные и элементов групп VA–VIIA становятся кислотными.

Для оксидов и гидроксидов элементов, значения относительных электроотрицательностей атомов которых находятся в интервале 1,5–2,2, обычно характерны амфотерные свойства. При этом чем меньше значения χ, тем сильнее оксиды и гидроксиды про­являют оснóвные свойства, и, наоборот, чем больше значения χ, тем сильнее они проявляют кислотные свойства оксиды и гидроксиды. Например, у элемента группы IIIА галлия (χ = 1,7) кислотные и оснóвные свойства Ga2O3 и Ga(OH)3 выражены в одинаковой степени.

Радиусы катионов меньше радиусов нейтральных атомов, так как они образуются путём отдачи электронов, а радиусы анионов – больше радиусов нейтральных атомов, так как они образуются путём принятия электронов.

В гидроксидах Э–О–Н по группам сверху вниз за счет увеличения радиуса атомов элементов увеличивается расстояние между атомами элемента и кислорода, а значит уменьшается сила их взаимодействия. В соответствии с этим увеличивается степень электролитической диссоциации гидрооксидов по связи Э–О:

 

Э+ + ОН Э–О–Н ЭО + Н+

и усиливается оснóвный характер гидроксидов, а степень диссоциации по связи О–Н уменьшается, и их кислотные свойства ослабевают (рис. 13).

На­пример:

Be(ОH)2 – амфотерный гидрооксид, Mg(OH)2 – слабое основание, Ca(OH)2 – сильное основание;

метафосфорная кислота НРО3 значительно слабее, чем азотная кислота НNО3.

У гидридов соединений неметаллов с водородом кислотные свойства увеличиваются при увеличении радиуса атомов элементов возрастают в группах А сверху вниз от HF к HI и от H2O к H2Te.

Главные подгруппы

 

  I II III IV V VI VII VIII
H             He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra              
       

 

Li Оснóвные оксиды и гидрооксиды Be Амфотерные оксиды и гидрооксиды B Кислотные оксиды и гидрооксиды

 

Рис. 13. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов элементов главных подгрупп (А-групп)


Дата добавления: 2014-12-30; просмотров: 89; Нарушение авторских прав


<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Энергия ионизации | Атомов элементов
lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2018 год. (0.01 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты