Электроотрицательность c элементов

Элемент	Al			B	C	Cd	Cl	F	Ga	H
c	1,5			2,0	2,5	1,7	3,0	4,0	1,6	2,1
Элемент	Hg			N	P	Pb	Si	Sn	Zn	О
c	1,9			3,0	2,1	1,9	1,8	1,8	1,6	3,5

Решение. В молекуле CO₂(О=С=О) атомы кислорода равноценны и связаны с углеродом двойной связью.

1.  Электронные конфигурации внешних уровней атомов, образующих молекулу, приведены на рис. 8.

 

С …2 s ²2 p ²                                  O …2 s ²2 p ⁴

2 s	2 px	2 py	2 pz		2 s	2 px	2 py	2 pz
	­	­				­	­	¯­
¯­					¯­

 

Рис. 8

2. Определяем электроны, за счет которых будет образовываться химическая связь: С – все четыре электрона (2 s ²2 p ²Þ 2 s ¹2 p ³), О – по два р -электрона (2 p_x, 2 p_y).

3. Определяем необходимость гибридизации и ее тип. Поскольку С имеет две двойные связи, одна из них должна быть p-связью (р_y - и p_z -электроны) и атомы О равноценны, то оставшиеся s - и p_x -элект-роны гибридизуются (sp -гибридизация). Определяем пространственную ориентацию гибридных орбиталей: sp -гибридные орбитали имеют линейную симметрию, угол связи 180°.

4. Определяем пространственное расположение атомов и характер связей. Молекула CO₂ линейна. Атом С по оси x связан с каждым О одной s-связью (перекрывание sp -гибридных орбиталей С и p_x -орбиталей О), а р_y - и p_z -орбитали перекрываются с р -орбиталями атомов кислорода по p-типу.

5. Из приведенных значений электроотрицательностей атомов элементов cО = 3,5 и cС = 2,5 (табл. 2) следует, что связи поляризованы. На атоме углерода С избыточный положительный +d-заряд, на атоме О отрицательный -d-заряд.

6. Вследствие симметричного линейного строения молекулы
CO₂ центры тяжести +d и -d зарядов совпадают, она не является диполем.

Пример 5. Используя принципы метода молекулярных орбиталей (ММО), составить энергетическую диаграмму молекулы Cl₂, написать электронную конфигурацию и определить кратность связи.

Решение. 1. Электронные конфигурации внешних уровней атомов Сl, образующих молекулу Cl₂: Сl…3 s ²3 p ⁵. Определяем АО, образующие молекулярные орбитали (МО).

2.  Составляем энергетическую диаграмму МО молекулы хлора (рис. 9, а). Молекулы атомов второго периода с зарядом ядра Z £ 7 за счет взаимодействия s - и p_x -орбиталей имеют другой энергетический порядок расположения МО – рис. 9, б.

3.  Заполняем молекулярные орбитали электронами АО. Суммарное число электронов распределяют по МО с учетом принципов заполнения электронных орбиталей:

 

s -электроны      4 шт. (2 + 2) s_св – 2 s_р – 2

р -электроны     10 шт. (5 + 5) p_св – 4 s_св – 2 p_р – 4.

б)

а)

Рис. 9

 

4. Электронная конфигурация молекулы:

 

s_св²s_р²p_св⁴s_св²p_р⁴.

 

5. Кратность связи: восемь электронов на связывающих орби-талях, шесть – на разрыхляющих КС = (8 − 6)/2 = 1. КС = (число е
на связывающих МО минус число электронов на разрыхляющих МО)/2.

6. Молекула хлора диамагнитна − отсутствие неспаренных электронов на МО (при наличии неспаренных электронов молекула парамагнитна).

 

4. Валентность и степень окисления химических элементов.
Типы химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса

 

Валентность − это число связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Валентность не имеет знака. Например, валентность азота в молекуле N₂ или в молекуле аммиака NH₃ равна 3, так как в образовании связи участвуют три валентных (неспаренных) электрона.

При определении валентности следует учитывать возможность электронов при возбуждении атома занимать имеющиеся свободные орбитали. Например, электронное строение атома хлора, как известно1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁵. Атом хлора имеет один неспаренный (валентный) электрон и, следовательно, должен быть одновалентным. Наличие у хлора свободных d -орбиталей позволяет атому в «возбужденном» состоянии занимать как р -, так и s -электроны. При этом атом хлора последовательно становится трех, пяти- и семивалентным.

Таким образом, максимальная валентность атома хлора равна количеству неспаренных электронов на внешнем уровне в возбужденном состоянии, т.е. семи:

 

 

Степень окисления − условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный исходя из предположения, что все атомы в молекуле являются ионами, а сама молекула электронейтральна. В отличие от валентности степень окисления может быть (+), (−) и равной нулю − Са⁺², Cl^-, N₂ ⁰.

При определении степени окисления нужно помнить следующее:

1. Атомы более электроотрицательных элементов имеют отрицательную степень окисления, а менее отрицательных − положительную.

2. Степень окисления атомов в молекулах простых веществ (Н₂, С, О₂, N₂, Cl₂) равна нулю.

3. Металлы во всех соединениях имеют только положительные степени окисления.

4. Высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент.

5. Сумма степеней окисления элементов в ионе равна заряду иона.

Химическая реакция – это взаимодействие молекул, атомов и
ионов, которое приводит к изменению их физическо-химических свойств без изменения природы химических элементов. В ходе хи-мической реакции исходные реагенты превращаются в продукт реакции.

Химические реакции делятся на следующие виды:

· необратимые, когда исходное вещество полностью превращается в продукты:

2H₂+O₂→2H₂O (гремучая смесь);

 

· обратимые, в ходе которых устанавливается равновесие между исходными веществами и продуктами:

 

N₂+3H₃ ↔ 2NH₃– синтез аммиака;

 

· экзотермические, идущие с выделением тепла:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂ – гашение извести;

 

·

t

эндотермические, в ходе которых происходит поглощение энергии:

CaCО₃ → CaО + CO₂ – термическая реакция разложения CaCO₃;

 

· гомогенные, когда все участники реакции находятся в одной фазе (например, газы):

2CO + О₂ → CO₂;

 

· гетерогенные, когда участники реакции находятся в разных фазах:

С (тв.) + О₂ (газ) = СО₂ (газ) – горение графита;

 

· обмена, когда участники реакции обмениваются своими составными частями:

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃;

 

· нейтрализации − взаимодействия гидроксидов и кислот с образованием соли и воды:

 

NaOH + HCl → NaCl + H₂O.

 

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, идущие с изменением степени окисления атомов химических элементов.

Окислитель – участник ОВР, принимающий электроны. В результате реакции окислитель восстанавливается. Типичным окислителем является кислород. Например, в реакции О₂ + 2Н₂О + 4 4ОН^--О₂⁰ – окислитель, восстанавливается до О⁻².

Восстановитель – участник ОВР, отдающий электроны. В результате реакции восстановитель окисляется. Например, Al⁰+O₂⁰ → → Al₂⁺³O₃⁻², Al⁰ – восстановитель, отдает 3 е и окисляется до (+3).

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода [4]: метод электронного баланса и метод полуреакций (электронно-ионного баланса). В обоих методах следует соблюдать баланс по электронам и по массе.

Баланс по электронам означает равенство электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем.

Баланс по массе означает, что количество атомов любого химического элемента, участвующего в реакции слева и справа в уравнении реакций, должно быть одинаковым.

В методах электронного баланса, сравнивая степени окисления элементов слева и справа уравнения реакций, определяют окислитель и восстановитель. Затем записывают реакцию окислителя и реакцию восстановителя, после чего уравнивают количества отданных и принятых электронов.