Читать онлайн Пособие по неорганической химии бесплатно

Явления физические и химические

Происходящие с телами изменения называются явлениями.

Явления, при которых состав вещества остается неизменным – это физические явления. При физических явлениях происходит изменение формы, агрегатного состояния, температуры вещества.

Пример. При нагревании воды она будет испаряться, а при температуре ниже 0°C – превращаться в лед, однако ее состав при этих превращениях не изменяется.

Явления, при которых вещество претерпевает глубокие изменения, в результате чего получается вещество с новыми свойствами, называются химическими явлениями.

Химические явления составляют основу жизни всей природы.

Химические процессы (вместе с физическими) определяют состав нашей планеты. Эти же процессы создают почву, ткани растений и животных.

Химические изменения поддерживают жизнь всех организмов. В результате химических явлений происходит превращение одних веществ в другие, т.е. изменяется состав молекул – образуются молекулы новых веществ.

Примеры химических явлений. Железо во влажном воздухе покрывается ржавчиной – образуется оксид железа (Fe₂O₃). Медные пластины при нагревании теряют свой блеск и покрываются налетом черного цвета: оксидом меди (CuO). Лента металлического магния горит ослепительно ярким светом, образуя порошок белого цвета – оксид магния (MgO).

Процесс превращения одних веществ в другие, отличающиеся составом и свойствами от исходных веществ – называется химической реакцией.

Химическая реакция – это процесс превращения одних веществ в другие без изменения общего числа и природы атомов, из которых эти вещества состоят.

Способ выражения химической реакции, его качественной и количественной сторон – это уравнение химической реакции, где отражены химические формулы и уравнения, описывающие состав и их химическое строение.

Пример химической реакции:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Уравнения химических реакций основаны на законе массы реагирующих веществ (М. В. Ломоносов). Поскольку при химических реакциях атомы сохраняются, масса атомов, вступивших в реакцию, в точности равна массе атомов, содержащихся в продуктах реакции – это количественная сторона химической реакции.

Атомно-молекулярное учение в химии

Атомно-молекулярное учение в химии окончательно утвердилось в середине XIX в. На международном съезде химиков г. Карлсруэ в 1860 г. были приняты определения понятий молекулы и атома.

Молекула – это наименьшая частица данного вещества, способная существовать самостоятельно и обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением.

Атом – мельчайшая химически неделимая электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атомы находятся в природе в различных формах: входят в состав простых и сложных веществ, существуют в виде ионов или одиночных атомов.

Химические элементы

Химическим элементом называется каждый отдельный вид атомов. Важнейшей характеристикой атома является положительный заряд его ядра. Таким образом, химический элемент – это определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Простые и сложные вещества. Аллотропия

Простые вещества – это вещества, образованные из атомов одного элемента.

Простое вещество отличается от понятия "химический элемент" тем, что простое вещество имеет определенный химический состав, строение, физические и химические свойства.

Пример. Простое вещества железо образовано атомами элемента железа, простое вещество азот – атомами элемента азота. Молекулы простых веществ могут состоять из одного (He, Ne), двух (О₂, N₂, Н₂) и большего числа атомов (О₃ – озон) одного элемента.

Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией, а образующиеся вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями.

Пример. Элемент кислород образует две аллотропные модификации – кислород О₂ и озон О₃; элемент углерод – три: алмаз, графит и карбин.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

1. Различным числом атомов в молекуле (например, кислород О₂ и озон О₃);

2. Образованием различных кристаллических форм (например – алмаз, графит, карбин).

Сложные вещества, или химические соединения – это вещества, образованные атомами разных элементов, т.е. это устойчивая совокупность частиц (атомов, молекул, ионов), обладающая определенным составом, физическими и химическими.

Пример. Поваренная соль (NaCl) образована атомами элементов натрия и хлора, вода (Н₂О) – атомами элементов водорода и кислорода.

Относительная атомная масса

Относительная атомная масса элементов – физическая величина, которая показывает, во сколько раз средняя масса атомов данного химического элемента больше 1/12 части массы атома углерода-12.

Относительные атомные массы (сложившийся термин – атомная масса) обозначается как А_r, где индекс r – начальная буква английского слова – relative – относительный.

Относительная молекулярная масса

Относительная молекулярная (формульная) масса – физическая величина, равная отношению средней массы структурной единицы данного химического вещества к 1/12 части массы атома углерода-12.

Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы углерода-12.

Моль. Молярная масса

Моль – это количество вещества, пропорциональное числу элементарных структурных единиц, составляющих данную порцию вещества. Зная массу одного атома углерода 1,993·10–²⁶ кг, можно вычислить число атомов (N_A) в 0,012 кг углерода:

N_A = 0,012 кг / 1,993·10–²⁶ кг = 6,02·10²³

Величина N_A называется постоянной Авогадро.

Химические уравнения записывают с помощью химических формул и знаков. Они служат для изображения химических реакций и отражают закон сохранения массы веществ.

В каждом уравнении имеется две части, соединенных знаком равенства. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым.

Пример:

2 Са + О₂ = 2СаО.

Основные законы химии

1. Закон сохранения массы вещества – масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Пример. При взаимодействии двух атомов молекул водорода и хлора образуется две молекулы хлористого водорода:

Н₂ + Cl₂ = 2HCl

Поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции.

2. Закон постоянства состава – всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Пример. Углекислый газ можно получить различными способами:

– из углерода и кислорода:

С + О₂ = СО₂;

– из оксида углерода и кислорода:

2 СО + О₂ = 2СО₂;

– действием кислот на карбонаты:

СаСО₃ + 2HCl = СО₂ + CaCl₂ + H₂O и др.

Независимо от способа получения, во всех случаях чистый оксид углерода будет иметь приведенный выше состав.

3. Газовые законы. Закон Авогадро. Молекулярный объем газа.

Закон объемных отношений – объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа.

Пример. 1 л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлористого водорода:

Н₂ + Cl₂ = 2HCl,

или 2 л оксида серы (IV) соединяются с 1 л кислорода, образуя 2 л оксида серы (VI):

2 SO₂ + O₂ = 2SO_3.

Закон Авогадро – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул, т.е. 1 моль любого газа занимает одинаковый объем – 22,4 л/моль.

Пример расчета. При нормальных условиях, т.е. температуре 273 К и давлении 101 325 Па, масса 1 л водорода равна 0,09 г.

Молекулярная масса его равна

1,008×2 = 2,016 г/моль,

тогда объем, занимаемый 1 моль водорода, равен

2,016 г/моль:0,09 г/л = 22,4 л/моль.

При тех же условиях, масса 1 л кислорода равна 1,429 г, а его молекулярная масса – 32 г/моль, тогда объем газа равен

32 г/моль:1,429 г/л = 22,4 л/моль.

Следовательно, при нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа.

Молярный объем газа – это отношение объема газа при данных условиях к количеству вещества этого газа:

V_M = V(В)/n(В),

где V_M и V(В) – соответственно молярный объем и объем газа В при данных условиях; n(В) – количества вещества газа В.

Строение атома

Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг ядра электронов. Атом электронейтрален, поэтому суммарный заряд электронов равен Состав атомных ядер

Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов. Массы протона (1,673×10–²⁷кг) и нейтрона (1,675×10–²⁷кг) практически равны и равны примерно одной атомной единице массы (1,66×10–²⁷). Протон обладает зарядом +1, заряд нейтрона равен 0 – частица электронейтральна.

Число протонов в атоме носит название протонного числа. Оно равно атомному номеру элемента. Атомный номер элемента называют также порядковым номером, говоря о месте элемента в периодической системе. Сумма чисел протонов (Z) и нейтронов (N) соответствуют массовому числу (А). Эти параметры связаны между собой соотношениями:

А=Z+N; Z=A-N; N=A-Z.

Пример:

²³₁₁Na 23–11=12 нейтронов;

³⁹₁₉K 39–19=20 нейтронов.

Атом с определенным значением атомного номера (протонного числа) и массового числа (нуклонного числа) называется нуклидом. Нуклиды с одинаковым зарядом ядра, но различными массовыми числами (А), т.е. числом нейтронов, называются изотопами (³⁵₁₇Cl и ³⁷₁₇Cl; ¹⁶₈O и ¹⁷₈О).

Состояние электрона в атоме

Большинство свойств атома определяются его электронным строением. Согласно квантово-механическим представлениям, движущемуся электрону присуща двойственная природа – дуализм. Электрон – это частица, которая имеет определённую массу и заряд. Его движение вокруг ядра носит волновой характер. Состояние электрона в атоме описывается с помощью квантово-механической модели – электронного облака. Электронная плотность облака неравномерна. По мере удаления от ядра электронная плотность возрастает и достигает максимального значения на расстоянии 0,053 нанометров (нм).

Электроны в атоме находятся лишь в определенных квантовых состояниях, соответствующих определенным значениям его энергии связи с ядром.

Значение энергии электрона является главным квантовым числом, которое может принимать только целостные значения n = 1,2,3 ….∞.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной электронной орбиталью, или просто орбиталью. В зависимости от энергии электронов, орбитали имеют различные формы и размеры. Орбиталь, имеющая сферическую форму, обозначается буквой s, а электроны, образующие эту орбиталь, называются s-электронами.

Орбитали, имеющие форму объемной восьмерки (гантелей) называются р-орбиталями, а электроны, которые на них размещаются – р-электронами. Существуют d- и f-орбитали, которые имеют сложную форму, им соответствуют d- и f-электроны. На одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположный момент вращения вокруг оси (спин1). В этом случае два электрона называются спаренными.

Электроны с близкими значениями энергии составляют в атоме электронный слой, или энергетический уровень. Число энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода, в котором находится химический элемент в периодической системе.

Каждый энергетический уровень обозначается своим номером: n = 1, 2, 3, 4 и т.д. или K, L, M, N, O, P, Q.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату номера уровня:

N = 2n²

где N – число электронов;

n – номер уровня.

Значения энергии электронов одного и того же энергетического уровня могут несколько различаться, образуя подуровни (подслои). Они обозначаются буквами s, p, d, f.

Число энергетических подуровней на любом конкретном энергетическом уровне равно его номеру.

Электронное состояние атомов элементов 1–4 периодов показано в таблице

Строение электронных оболочек атомов

(Электронная структура атома)

Электроны, кроме движения вокруг ядра, обладают еще и внутренним движением, которое можно упрощенно представить как вращение вокруг собственной оси. Это явление получило название «спин» (от англ. Spin – волчок).

Электронные облака одинаковой формы могут перекрываться, если электроны обладают противоположными спинами, т.е. один как бы вращается вокруг оси по часовой стрелке, а другой против часовой стрелки ↑↓.

Энергетические уровни (слои) подразделяются на подуровни (подслои), отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней в слое зависит от его номера.

Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй – два, третий – три и т.д.

Подуровни в свою очередь состоят из орбиталей и соответственно называются s p d f.

Электронные формулы

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням изображают в виде электронных формул.

Положение электронов в атоме принято обозначать так:

– сначала цифрой указывается номер слоя;

– затем буквой подуровень;

– сверху справа от буквы число электронов на данном подуровне.

Для правильного изображения электронных конфигураций атомов необходимо соблюдать следующие правила:

– каждый электрон занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией (принцип минимума энергии);

– с увеличением порядкового номера элемента электроны заполняют орбитали и уровни в порядке возрастания их энергий

– на каждой орбитали максимально может находиться не более двух электронов, причем с противоположными спинами.

Электроны располагаются на орбиталях и уровнях в порядке возрастания их энергий: уровни заполняются от первого к седьмому, а подуровни – в последовательности s-p-d-f. Последовательность возрастания энергии называется шкалой энергии.

Последовательность заполнения электронами орбиталей можно представить следующим рядом:

Примеры электронных формул:

₁Н 1s¹;

₃Li 1s²2s¹;

₆C 1s²2s²2p²;

₇N 1s²2s²2p³;

₉F 1s²2s²2p⁵;

₁₀Ne 1s²2s²2p⁶;

₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹;

₁₃Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹;

₁₅P 1s²2s²2p⁶3s²3p³;

₁₇Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵;

₁₉K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹.

Орбиталь с минимальной энергией – это s-орбиталь. У атома водорода она занята его единственным электроном.

На одной орбитали могут находиться два электрона, поэтому оба электрона атома гелия размещаются на 1s-орбитали. Электронная оболочка завершена и очень устойчива – это благородный газ.

У элементов второго периода заполняется L-уровень (n = 2), причем сначала орбиталь s-подуровня, а затем три орбитали р-подуровня. Третий электрон в атоме ₃Li занимает 2s-орбиталь. Электрон 2s¹ намного слабее связан с ядром атома, чем 1s-электроны, поэтому атом лития может его свободно терять, образуя ион лития Li⁺.

Далее у атомов C, N, F идет заполнение 2р-орбиталей, которое заканчивается у атома Ne.

Начиная с элементов третьего периода у атомов идет заполнение третьего M-уровня (n = 3), состоящего из 3s-, 3p-, 3d-подуровней.

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней теоретически обосновывает периодическую систему элементов Д. И. Менделеева.

Теоретическое обоснование периодического закона

Современная формулировка периодического закона следующая:

свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Сущность закона в свете современных представлений о строении атома

Период представляет собой последовательный ряд элементов, заряд ядер которых возрастает каждый раз на единицу. Очередной период начинается щелочным элементом (s-элементом) и заканчивается инертным (благородным) газом (р-элементом) с завершенной конфигурацией р-уровня.

В периодах с увеличением заряда ядра металлические свойства убывают и нарастают неметаллические свойства.

Первый период содержит два элемента: водород и гелий, у них заполняется первый электронный слой: ₁Н 1s¹, ₂Не 1s².

Во 2 периоде 8 элементов, и заполняется второй электронный слой:

₆С 1s²2²2p²; ₈O 1s²2s²2p⁴; ₁₀Ne 1s²2s²2p⁵; ₉F 1s²2s²2p⁵.

Третий период начинается с натрия (Na), электроны заполняют третий энергетический уровень: ₁₁Na1s²2s²2p⁶3s¹. Завершается его заполнение у инертного газа аргона: ₁₈Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Четвертый период начинается калием (₁₉К 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹), его 19-й электрон занял 4s-подуровень, энергия которого ниже энергии 4d-подуровня.

В конце периода находится элемент, у которого внешний электронный слой атома заполнен. Его конфигурация включает восемь электронов.

Таким образом, с увеличением заряда ядра наблюдается периодическая повторяемость электронных конфигураций внешнего слоя атомов s- и р-элементов.

Малые периоды отличаются от больших прежде всего числом элементов, а значит и их строением. Разное число элементов в периодах объясняется закономерностью заполнения электронных оболочек атомов.

Первые три периода малые (1–2 электрона, 2 и 3–8 электронов).

В 4-ом периоде 18 элементов, два первых – это s-элементы (К, Са), в атомах которых заполняется внешний электронный слой (4 s-орбиталь). Последние 6 элементов – это р-элементы. В их атомах заполняется внешний слой (4р-орбиталь). Между s- и р-элементами расположены 10 d-элементов. В их атомах заполняются d-орбитали предвнешнего электронного слоя.

Подобная же картина наблюдается в 5-ом периоде, состоящем из 18 элементов. В нем также 2 s-элемента, 10 d-элементов и 6 р-элементов.

Шестой период состоит из 32 элементов. Это 2 s-элемента, 10 d-элементов, 6 р-элементов и 14 f-элементов, которые вынесены за пределы таблицы.

Седьмой период незавершенный. Заполнение электронами электронных уровней аналогично 6-ому периоду. После заполнения 7s-подуровня у франция (Z=87) и радия (Z=88) электрон актиния поступает на 6d-подуровень, после которого начинается заполнение 5f-подуровня 14 электронами. Это происходит у атомов элементов актиноидов с Z=90…103. После 103-го элемента идет заполнение 6d-подуровня: у резерфордия (Z=104), дубния (Z=105), сиборгия (Z=106), бория (Z=107) и т.д. Актиноиды, как и лантоноиды, обладают многими сходными химическими свойствами.

От всех других групп отличается VIII группа. Помимо главной подгруппы имеется побочная подгруппа, состоящая и из 9 элементов: семейство железа (Fe, Co, Ni) и семейство платины (Ru, Rh, Pb, Os, Ir, Pt).

В главную подгруппу входят s- и р-элементы, а в побочную d-элементы.

Таким образом, структура периодической системы связана с электронной структурой элементов. В периодической системе все химические элементы располагаются в порядке возрастания атомных номеров элементов. Величина атомного номера соответствует положительному заряду ядра атома соответствующего элемента. В периодической системе 7 периодов и 18 групп (8 групп А и 10 групп В). С увеличением зарядов ядер происходит постепенное заполнение электронных структур атомов в соответствии с принципами заполнения. Следовательно, структура периодической системы связана с электронной структурой элементов.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа элементов:

1) s-элементы (завершается s-подуровень),

2) р-элементы (заполняется р-подуровень),

3) d-элементы (заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня) и

4) f-элементы (заполняется предпредвнешний энергетический уровень, f-подуровень).

Номер периода указывает на число энергетических уровней, на которых находятся электроны в атомах конкретного элемента, и именно в этом заключается физический смысл номера периода. В периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к неметаллическим. Такое изменение свойств объясняется увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне атомов. Первые три периода содержат только s- и р-элементы, последующие три включают в свой состав также также d-и f-элементы, которые образуют В-группы (побочные).

В группах объединены элементы, которые имеют сходное электронное строение внешнего энергетического уровня.

Номер группы, в которой находится элемент, указывает на максимальное число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей, т.е. валентных электронов. В этом состоит физический смысл номера группы.

Связь периодической системы элементов с теорией строения атомов

1. Порядковый номер элемента соответствует значению заряда ядра (количество протонов) и числу электронов на энергетических уровнях в его атоме.

Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 приводит к периодическому повторению строения электронных оболочек атомов, от чего зависят химические свойства элементов.

2. Номер периода соответствует числу энергетических уровней в атомах данного элемента.

3. Периодичность изменения химических свойств элементов зависит от периодичности расположения электронов по энергетическим уровням.

4. Возрастание высших степеней окисления в соединениях с кислородом и уменьшение степеней окисления в соединениях с водородом в периодах слева направо объясняется увеличением числа электронов на внешних энергетических уровнях.

5. В периодах слева направо заряд ядра постепенно увеличивается, и расстояние между ядром и внешними электронами сокращается. В связи с этим отдача электронов постепенно затрудняется, и металлические свойства ослабевают.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее – в четных рядах с ростом положительного заряда ядра число электронов во внешнем уровне остается постоянным и равно 2, редко 1, идет заполнение предпоследнего уровня, и свойства элементов изменяются очень медленно.

6. Номер группы указывает на число электронов, которые могут участвовать в образовании химической связи. Высшая степень окисления с кислородом соответствует числу электронов, находящихся на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов соответствует номеру группы). Baлентность в соединении с водородом определяется числом электронов, недостающих до числа 8.

Деление на подгруппы основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней.

У элементов главных подгрупп заполняются или s-подуровни, или р-подуровни внешних уровней.

У элементов побочных подгрупп заполняются d-подуровни второго снаружи уровня.

В каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего электронного уровня.

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.

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.).

Донорно-акцепторная связь – это вид ковалентной связи, которая осуществляется за счет пары электронов, принадлежащих одному из соединяющихся атомов. Атом, который отдает свою пару электронов для образования связи, называется донором; атом, который использует эту пару электронов, называется акцептором.

NH₃ + H⁺ = NH₄⁺

В данном соединении азот, имеющий свободную электронную пару, является донором, а ион водорода – акцептором, при этом заряд иона водорода становится общим (он рассредоточен между всеми атомами), а неподеленная пара электронов, принадлежащая азоту, становится общей с водородом.

Следует заметить, что это не особый вид связи, а лишь иной механизм образования ковалентной связи.

Металлическая связь

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называется металлической связью.

Атомы металлов в наружном электронном слое имеют мало валентных электронов по сравнению с общим числом внешних энергетически близких орбиталей, а валентные электроны из-за небольшой энергии ионизации слабо удерживаются в атоме. Электроны в металлах свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляя связь между всеми атомами металла, и принадлежат всем его атомам.

Химическая связь в металлических кристаллах сильно делокализована, т.е. электроны, осуществляющие связь, обобществлены («электронный газ») и перемещаются по всему куску металла, в целом электронейтрального.

Металлическая связь обусловливает высокую температуру плавления и кипения, тепло- и электропроводность, пластичность, способность отражению света и др.

Водородная связь

Водородная связь – это разновидность межмолекулярного и внутримолекулярного взаимодействия. Она осуществляется между поляризованными атомами водорода и отрицательно поляризованным атомом другой молекулы. Примерами существования межмолекулярной водородной связи являются ассоциированные молекулы воды, фтористого водорода, спиртов, карбоновых кислот.

Внутримолекулярная связь возникает в молекулах органических веществ – белков, углеводов и др.

Межмолекулярная водородная связь приводит к ассоциации молекул одного или разных соединений. В молекуле воды связь Н…О имеет полярный характер, причем на атоме водорода имеется избыточный положительный заряд, а на атоме кислорода – отрицательный. Это способствует взаимодействию атома водорода одной молекулы воды и атома кислорода другой молекулы, что и приводит к возникновению водородной связи между молекулами.

Водородная связь оказывает влияние на свойства многих веществ. Так, благодаря водородной связи, фтороводород в обычных условиях существует в жидком состоянии. Наличием водородных связей объясняется более высокая температура кипения воды по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (H₂S, H₂Se, H₂Te).

Энергия водородной связи во много раз меньше энергии обычных ковалентных связей. Водородная связь легко разрушается при нагревании и кипении вещества.

Классификация химических реакций

Сущность химических реакций состоит в превращении одних веществ в другие.

I. По признаку соотношения числа исходных веществ и продуктов химические реакции можно разделить на реакции разложения, соединения, замещения и обмена.

1. Реакциями разложения называются такие реакции, в которых из одного вещества получаются два или более веществ – например, разложение нитрата калия:

2 KNO₃ = 2KNO₂ + O₂

или карбоната кальция:

СаСО₃ = СаО + СО₂

2. Реакциями соединения называются такие реакции, в результате которых из двух или более веществ образуется новое вещество:

СаО + СО₂ = СаСО₃

2Cu + O₂ = 2CuO

2 Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Fe + S = FeS

3. Реакциями замещения называются реакции, протекающие между простыми и сложными веществами, при которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе:

Fe⁰ + CuCl₂ = Cu⁰ + Fe⁺Cl₂;

2KJ + C1₂ = 2KC1 + J₂.

4. Реакции обмена – это реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества. При этом степень окисления элементов сохраняется:

Al₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 2AlCl₃ + 3BaSO₄ ↓;

FeSO₄ + BaC1₂ = BaSO₄↓ + FeC1₂;

AlC1₃ + 3AgNO₃ = 3AgC1↓ + Al(NO₃)₃

II. По признаку изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реакции делятся на протекающие без изменения степени окисления атомов и с изменением степеней окисления – окислительно-восстановительные.

Реакции, протекающие без изменения степени окисления.

Пример:

В первой химической реакции степень окисления кальция, углерода и кислорода остались неизменными. Во второй – степень окисления меди не меняется.

Реакции окислительно-восстановительные – это реакции, при которых происходит обмен электронами между реагирующими компонентами (атомами, ионами, молекулами), в результате чего происходит изменение степеней окисления атомов. Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны – не бывает окисления без восстановления.

Пример:

Здесь железо – восстановитель, который окисляется, а хлор – окислитель, который восстанавливается.

III. По признаку поглощения или выделения тепловой энергии в ходе химических превращений реакции делятся на экзотермические и эндотермические. Такие реакции характеризуются тепловым эффектом.

Тепловым эффектом называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается в химической реакции. Тепловой эффект химических реакций обозначается буквой латинского алфавита Q и изменяется в кДж.

1. Экзотермические реакции – это реакции, протекающие с выделением теплоты или с положительным тепловым эффектом. К экзотермическим реакциям относятся большинство реакций соединения, горения, обмена и некоторые реакции разложения.

Пример:

С + О₂ = СО₂ + 402кДж;

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О + 892 кДж.

2. Эндотермичекские реакции – это реакции, протекающие с поглощением₁ теплоты из окружающей среды. Иначе эти реакции можно назвать реакциями с отрицательным тепловым эффектом.

Пример:

N₂ + O₂ = 2NO – 180,8 кДж.

Образование оксида азота (II) из азота и кислорода протекает с поглощением тепла и поэтому осуществимо только при высокой температуре.

IV. По признаку изменения направления протекания реакции делятся на обратимые и необратимые.

Обратимые химические реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях, при этом знак равенства в уравнениях заменяется двумя стрелками, направленными в противоположные стороны.

Пример:

1. Образование аммиака из водорода и кислорода

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + 92,4 кДж

2. Образование серной кислоты

SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₄

Необратимые реакции протекают до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

Пример:

BaCl₂ + H₂SO₄ = 2HCl + BaSO₄ ↓

AgNO₃ +HCl = HNO₃ + AgCl ↓

V. По наличию фаз в реакционной зоне реакции подразделяются на гомогенные и гетерогенные.

Фазой называется однородная по составу и свойствам часть системы, отделенная от других фаз границей раздела.

Гомогенные (гомо – одинаковый) – это реакции, где вещества находятся в одинаковом агрегатном состоянии (жидком или газообразном).

Пример:

CH_4(газ) + Cl_2(газ)