Электроотрицательность

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

Электроотрицательность (ЭО)  — это способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами.

Электроотрицательность зависит от расстояния между ядром и валентными электронами, и от того, насколько валентная оболочка близка к завершенной. Чем меньше радиус атома и чем больше валентных электронов, тем выше его ЭО.

Фтор является самым электроотрицательным элементом. Во-первых, он имеет на валентной оболочке 7 электронов (до октета недостает всего 1-го электрона) и, во-вторых, эта валентная оболочка (…2s2 2p5) расположена близко к ядру.

Менее всего электроотрицательны атомы щелочных и щелочноземельных металлов. Они имеют большие радиусы и их внешние электронные оболочки далеки от завершения. Им гораздо проще отдать свои валентные электроны другому атому (тогда предвнешняя оболочка станет завершенной), чем «добирать» электроны.

Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом.

Разность электроотрицательностей элементов в соединении (ΔX) позволит судить о типе химической связи. Если величина Δ X = 0  –  связь ковалентная неполярная.

Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,0 считаются ионными. Например: связь Na—Cl в соединении NaCl: Δ X = (3,16 — 0,93) = 2,23.

 Степень окисления

Степень окисления (СО) — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

При образовании ионной связи происходит переход электрона от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному, атомы теряет свою электронейтральность, превращается в ионы. возникают целочисленные заряды.

При образовании ковалентной полярной связи электрон переходит не полностью, а частично, поэтому возникают частичные заряды (на рисунке ниже HCl).

Представим, что электрон перешел полностью от атома водорода к хлору, и на водороде возник целый положительный заряд +1, а на хлоре -1. такие условные заряды и называют степенью окисления.

На этом рисунке изображены степени окисления, характерные для первых 20 элементов.
Обратите внимание. Высшая СО как правило равна номеру группы в таблице Менделеева.

У металлов главных подгрупп – одна характерная СО, у неметаллов, как правило, наблюдается разброс СО.

Поэтому неметаллы образуют большое количество соединений и обладают более «разнообразными» свойствами, по сравнению с металлами.

Примеры определения степени окисления

Определим степени окисления хлора в соединениях:

Те правила, которые мы рассмотрели не всегда позволяют рассчитать СО всех элементов, как например в данной молекуле аминопропана.

Здесь удобно пользоваться следующим приемом:

1)Изображаем структурную формулу молекулы, черточка – это связь, пара электронов.

2) Черточку превращаем в стрелку, направленную к  более ЭО атому. Эта стрелка символизирует переход электрона к атому. Если связаны два одинаковых атома, оставляем черту как есть – нет перехода электронов.

3) Считаем сколько электронов «пришло» и «ушло».

Второй атом углерода: водород отдал ему электрон, а азот забрал один электрон. Заряд не поменялся, равен нулю. И т.д.

Валентность

Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

В основном, под валентностью  понимается способность  атомов к образованию определённого числа ковалентных связей.  Если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами, т.е.

его валентность будет равна n + m. При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации «возбуждённого»  состояния.

Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4 (например, в Be(OH)42-, BF4— и NH4+), фосфора — 5 (PCl5), серы — 6 (H2SO4), хлора — 7 (Cl2O7).

В ряде случаев, валентность может численно совпадать со степенью окисления, но ни коим образом они не тождественны друг другу. Например, в молекулах  N2 и CO реализуется тройная связь (то есть валентность каждого атома равна 3), однако степень окисления азота равна 0, углерода +2, кислорода −2.

В азотной кислоте степень окисления азота равна +5, тогда как азот не может иметь валентность выше 4, т.к имеет только 4 орбитали на внешнем уровне (а связь можно рассматривать как перекрывание орбиталей). И вообще, любой элемент второго периода по этой же причине не может иметь валентность большую 4.

Ещё несколько «коварных» вопросов, в которых часто делают ошибки.

Электроотрицательность

Электроотрицательность (χ) — фундаментальная химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.

1. Электроотрицательность по Полингу

Современное понятие о электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом. Л. Полинг использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомных связи AB (A, B — символы любых химических элементов) в общем случае больше среднего геометрического значения гомоатомних связей AA и BB.

В настоящее время для определения электроотрицательности атомов существует много различных методов, результаты которых хорошо согласуются друг с другом, за исключением относительно небольших различий, и во всяком случае внутренне непротиворечивые.

Первая и широко известная шкала относительных атомных электроотрицательности Полинга охватывает значения от 0,7 для атомов цезия до 4,0 для атомов фтора.

Активные щелочные и щелочноземельные металлы имеют наименьшие значения электроотрицательности, лежащие в интервале 0,7-1,2, а галогены — наибольшие значения, находящихся в интервале 4,0-2,5.

Электроотрицательность типичных неметаллов находится в середине общего интервала значений и, как правило, близка к 2 или чуть больше 2. Электроотрицательность водорода принята равной 2,0.

Для большинства переходных металлов значения электроотрицательности лежат в интервале 1,5-2,0. Близкие до 2,2 значение электроотрицательности тяжелых элементов главных подгрупп.

Существует также несколько других вариантов шкалы электроотрицательности, в основу которых положены разные свойства веществ. Но относительное расположение элементов в них примерно одинаково.

Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским физиком Р. Малликен.

Исходя из очевидного положения о том, что способность атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону, Р.

Малликен ввел представление о электроотрицательность атома А как о среднюю величину энергии связи внешних электронов при ионизации валентных состояний (например, от А-до А +) На этой основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома:

где и — Согласно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.

Строго говоря, элемента нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, что составляют окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других.

Последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависит от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от ее электронной заселенности, то есть от того, занята атомная орбиталь неподеленной электронной парой, однократно заселена неспаренными электронами или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остается необходимой для качественного описания и прогнозирования природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.

В период бурного развития квантовой химии как средства описания образований молекул (середина и вторая половина XX века) плодотворным оказался подход Л.

вклад структуры, при которой более электроотрицательным атом полностью «забирает» себе валентные электроны, в общую резонансную «картину», в этой теории определяется как

где — Разница электроотрицательности образуют связь атомов.

2. Электроотрицательности Сандерсона

Одним из самых в наше время [ Когда? ] подходов является подход Р. Сандерсона [1]. В основу этого подхода легла идея выравнивания электроотрицательности атомов при образовании химической связи между ними.

В многочисленных исследованиях были найдены зависимости между электроотрицательностью Сандерсона и важнейшими физико-химическими свойствами неорганических соединений подавляющего большинства элементов периодической таблицы.

Весьма плодотворной оказалась и модификация метода Сандерсона, основанная на перераспределении электроотрицательности между атомами молекулы для органических соединений.

3. Значение электроотрицательности

Тема №4 «Электроотрицательность, степень окисления и валентность химических элементов» | CHEM-MIND.com

В химии широко применяется понятие электроотрицательности (ЭО) — свойство атомов данного элемента оттягивать на себя электроны от атомов других элементов в соединениях называют электроотрицательностью. Электроотрицательность лития условно принимается за единицу, ЭО других элементов вычисляют соответственно. Имеется шкала значений ЭО элементов.

Числовые значения ЭО элементов имеют приблизительные значения: это безразмерная величина. Чем выше ЭО элемента, тем ярче проявляются его неметаллические свойства. По ЭО элементы можно записать следующим образом:

F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs

Наибольшее значение ЭО имеет фтор. Сопоставляя значения ЭО элементов от франция (0,86) до фтора (4,1), легко заметить, что ЭО подчиняется Периодическому закону.

В Периодической системе элементов ЭО в периоде растет с увеличением номера элемента (слева направо), а в главных подгруппах — уменьшается (сверху вниз).

В периодах по мере увеличения зарядов ядер атомов число электронов на внешнем слое увеличивается, радиус атомов уменьшается, поэтому легкость отдачи электронов уменьшается, ЭО возрастает, следовательно, усиливаются неметаллические свойства.

Разность электроотрицательностей элементов в соединении (ΔX) позволит судить о типе химической связи.

Если величина Δ X = 0  –  связь ковалентная неполярная.

При разности электроотрицательностей до 2,0 связь называют ковалентной полярной, например: связь H—F в молекуле фтороводорода HF: Δ X = (3,98 – 2,20) = 1,78

Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,0 считаются ионными. Например: связь Na—Cl в соединении NaCl: Δ X = (3,16 – 0,93) = 2,23.

Электроотрицательность зависит от расстояния между ядром и валентными электронами,и от того, насколько валентная оболочка близка к завершенной. Чем меньше радиус атома и чем больше валентных электронов, тем выше его ЭО.

Фтор является самым электроотрицательным элементом. Во-первых, он имеет на валентной оболочке 7 электронов (до октета недостает всего 1-го электрона) и, во-вторых, эта валентная оболочка расположена близко к ядру.

Менее всего электроотрицательны атомы щелочных и щелочноземельных металлов. Они имеют большие радиусы и их внешние электронные оболочки далеки от завершения. Им гораздо проще отдать свои валентные электроны другому атому (тогда предвнешняя оболочка станет завершенной), чем “добирать” электроны.

Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом.

Степень окисления

Сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, называют бинарными (от лат. би — два), или двухэлементными (NaCl, HCl).

В случае ионной связи в молекуле NaCl атом натрия передает свой внешний электрон атому хлора и превращается при этом в ион с зарядом +1, а атом хлора принимает электрон и превращается в ион с зарядом —1.

Схематически процесс превращения атомов в ионы можно изобразить так:

При химическом взаимодействии в молекуле HCl общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. Например,, т. е.

электрон не полностью перейдет от атома водорода к атому хлора, а частично, обусловливая тем самым частичный заряд атомов δ: Н+0.18Сl-0.18.

Такие услов­ные заряды называют степенью окисления. При определении этого понятия условно предполагают, что в ковалентных полярных соединениях связую­щие электроны полностью перешли к более элек­троотрицательному атому, а потому соединения со­стоят только из положительно и отрицательно заряженных атомов.

Степень окисления — это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные, и ковалентно-полярные) состоят только из ионов. Степень окисления может иметь отрицательное, положительное или нулевое значение, которое обычно ставится над символом элемента сверху, например:

Отрицательное значение степени окисления имеют те атомы, которые приняли электроны от других атомов или к которым смещены общие электронные пары, т. е. атомы более электроотрицательных элементов.

Положительное значение степени окисления имеют те атомы, которые отдают свои электроны другим атомам или от которых оттянуты общие электронные пары, т. е. атомы менее электроотрицательных элементов.

Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ и атомы в свободном состоянии, например:

В соединениях суммарная степень окисления всегда равна нулю.

Валентность

Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.

Валентные возможности атомов определяются:

• числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей);

• наличием свободных орбиталей;

• наличием неподеленных пар электронов.

В органической химии понятие «валентность» замещает понятие «степень окисления», с которым привычно работать в неорганической химии. Однако это не одно и то же. Валентность не имеет знака и не может быть нулевой, тогда как степень окисления обязательно характеризуется знаком и может иметь значение, равное нулю.

В основном, под валентностью понимается способность  атомов к образованию определённого числа ковалентных связей.

  Если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами, т.е. его валентность будет равна n + m.

При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации «возбуждённого»  состояния. Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4.

Постоянные валентности:

• H, Na, Li, К, Rb, Cs — Степень окисления I
• О, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd — Степень окисления II
• B, Al, Ga, In — Степень окисления III

Переменные валентности:

• Сu — I и II
• Fe, Со, Ni —II и III
• С, Sn, Pb — II и IV
• P— III и V
• Cr — II, III и VI
• S — II, IV и VI
• Mn—II, III, IV, VI и VII
• N—II, III, IV и V
• Cl—I, IV, VI и VII

Используя валентности можно составить формулу соединения.

Химическая формула — это условная запись состава вещества посредством химических знаков и индексов.

Например: Н2O-формула воды, где Н и О-химические знаки элементов, 2 — индекс, который показывает число атомов данного элемента, входящих в состав молекулы воды.

При названии веществ с переменной валентностью обязательно указывается его валентность, которая ставится в скобки. Например, Р205— оксид фосфора (V)

II. В сложном веществеалгебраическая сумма СО всех атомов с учётом их индексов равна нулю = 0. а в сложном ионеего заряду.

Например:

Разберем для примера несколько соединений и узнаем валентность хлора:

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева Таблица растворимости