Как узнать ионную связь

Ионная связь.

Ионная связь – химическая связь, образованная электростатическим притяжением между катионами и анионами.

Катионы – положительно заряженные ионы, образующийся в результате отдачи атомом электрона (например, K (ион калия), Fe 2 (ион железа), NH₄ (ион аммония), [Cu(NH₃)₄] 2 (ион тетраамминмеди).

Анион – отрицательно заряженный ион, образующийся в результате приобретения атомом электрона (Cl (хлорид-ион), N 3 (нитрид-ион), PO₄ 3 (фосфат-ион), [Fe(CN)₆] 4 (гексацианоферрат-ион).

По значению заряда ионы подразделяются на:

В образовании ионной связи участвуют атомы металлов и неметаллов. Образование таких соединений получается из атомов, резко отличающихся по значению электроотрицательности в результате перехода электронов от атомов одних элементов, к другим.

При образовании ионной связи атом неметалла принимает электроны на внешний энергетический уровень и достраивает его до устойчивой конфигурации с восьмью электронами (правило октета).

Рассмотрим механизм образования ионной связи на примере. Реакция образования хлорида натрия: атом щелочного металла теряет электрон (образуется катион натрия), а атом галогена – приобретает (образуется хлорид-ион). Ионы образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.

Для ионной связи характерно:

Пример. Схема образования ионного соединения:

,

,

,

Источник

Химические связи

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl₂, Br₂, O₂), органических веществ (C₂H₂), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH₃, H₂O, HBr).

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Ионная связь

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO₄, Na₃PO₄. Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH₄I, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Металлическая связь

«Облако» электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Химическая связь

Статья находится на проверке у методистов Skysmart.
Если вы заметили ошибку, сообщите об этом в онлайн-чат (в правом нижнем углу экрана).

Химическая связь и строение вещества

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Механизм образования химической связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

обменный — предполагает выделение по одному внешнему электрону от каждого атома и соединение их в общую пару;

донорно-акцепторный — происходит, когда один атом (донор) выделяет два электрона, а второй атом (акцептор) принимает их на свою свободную орбиталь.

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Также на прочность влияют следующие показатели:

Длина связи — расстояние между ядрами атомов. С уменьшением этого расстояния растет энергия связи и увеличивается ее прочность.

Кратность связи — количество электронных пар, появившихся при взаимодействии атомов. Чем больше это число, тем выше энергия и, соответственно, прочность связи.

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.

Основные типы химических связей

Различают четыре вида связей в химии: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Но в чистом виде они встречаются редко, обычно имеет место наложение нескольких типов химических связей. Например, в молекуле фосфата аммония (NH₄)₃PO₄присутствует одновременно ионная связь между ионами и ковалентная связь внутри ионов.

Также отметим, что при образовании кристалла от типа связи между частицами зависит, какой будет кристаллическая решетка. Если это ковалентная связь — образуется атомная решетка, если водородная — молекулярная решетка, а если ионная или металлическая — соответственно, будет ионная или металлическая решетка. Таком образом, влияя на тип кристаллической решетки, химическая связь определяет и физические свойства вещества: твердость, летучесть, температуру плавления и т. д.

Основные характеристики химической связи:

насыщенность — ограничение по количеству образуемых связей из-за конечного числа неспаренных электронов;

полярность — неравномерная электронная плотность между атомами и смещение общей пары электронов к одному из них;

направленность — ориентация связи в пространстве, расположение орбиталей атомов под определенным углом друг к другу.

Ковалентная связь

Как уже говорилось выше, этот тип связи имеет два механизма образования: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме объединяются в пару свободные электроны двух атомов, а при донорно-акцепторном — пара электронов одного из атомов смещается к другому на его свободную орбиталь.

Как вы помните, сила притяжения электронов определяется электроотрицательностью атома. Если у двух атомов она одинакова, между ними будет неполярная связь, а если один из атомов имеет большую ЭО — к нему сместится общая электронная пара и получится полярная химическая связь.

Ковалентная неполярная связь образуется в молекулах простых веществ, неметаллов с одинаковой ЭО: Cl₂, O₂, N₂, F₂ и других.

Посмотрим на схему образования этой химической связи. У атомов водорода есть по одному внешнему электрону, которые и образуют общую пару.

Ковалентная полярная связь характерна для неметаллов с разным уровнем ЭО: HCl, NH₃,HBr, H₂O, H₂S и других.

Посмотрим схему такой связи в молекуле хлороводорода. У водорода имеется один свободный электрон, а у хлора — семь. Таким образом, всего есть два неспаренных электрона, которые соединяются в общую пару. Поскольку в данном случае ЭО выше у хлора, эта пара смещается к нему.

Другой пример — молекула сероводорода H₂S. В данном случае мы видим, что каждый атом водорода имеет по одной химической связи, в то время как атом серы — две. Количество связей определяет валентность атома в конкретном соединении, поэтому валентность серы в сероводороде — II.

Число связей, которые могут быть у атома в молекуле вещества, называется валентностью.

Характеристики ковалентной связи:

Ионная связь

Как понятно из названия, данный тип связи основан на взаимном притяжении ионов с противоположными зарядами. Он возможен между веществами с большой разницей ЭО — металлом и неметаллом. Механизм таков: один из атомов отдает свои электроны другому атому и заряжается положительно. Второй атом принимает электроны на свободную орбиталь и получает отрицательный заряд. В результате этого процесса образуются ионы.

Разноименно заряженные ионы стремятся друг к другу за счет кулоновского притяжения, которое одинаково направлено во все стороны. Благодаря этому притяжению образуются ионные кристаллы, в решетке которых заряды ионов чередуются. У каждого иона есть определенное количество ближайших соседей — оно называется координационным числом.

Обычно ионная связь появляется между атомами металла и неметалла в таких соединениях, как NaF, CaCl2, BaO, NaCl, MgF2, RbI и других. Ниже схема ионной связи в молекуле хлорида натрия.

Характеристики ионной связи:

не имеет направленности.

Ковалентная и ионная связь в целом похожи, и одну из них можно рассматривать, как крайнее выражение другой. Но все же между ними есть существенная разница. Сравним эти виды химических связей в таблице.

Характеризуется появлением электронных пар, принадлежащих обоим атомам.

Характеризуется появлением и взаимным притяжением ионов.

Общая пара электронов испытывает притяжение со стороны обоих ядер атомов.

Ионы с противоположными зарядами подвержены кулоновскому притяжению.

Имеет направленность и насыщенность.

Ненасыщенна и не имеет направленности.

Количество связей, образуемых атомом, называется валентностью.

Количество ближайших соседей атома называется координационным числом.

Образуется между неметаллами с одинаковой или не сильно отличающейся ЭО.

Образуется между металлами и неметаллами — веществами со значимо разной ЭО.

Металлическая связь

Отличительная особенность металлов в том, что их атомы имеют достаточно большие радиусы и легко отдают свои внешние электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы). В итоге получается кристаллическая решетка, в узлах которой находятся ионы, а вокруг беспорядочно перемещаются электроны проводимости, образуя «электронное облако» или «электронный газ».

Свободные электроны мигрируют от одного иона к другому, временно соединяясь с ними и снова отрываясь в свободное плавание. Этот механизм по своей природе имеет сходство с ковалентной связью, но взаимодействие происходит не между отдельными атомами, а в веществе.

Наличие такого «электронного облака», которое может прийти в направленное движение, обусловливает электропроводность металлов. Другие их качества — пластичность и ковкость, объясняются тем, что ионы в кристаллической решетке легко смещаются. Поэтому металл при ударном воздействии способен растягиваться, но не разрушаться.

Характеристики металлической связи:

Металлическая связь присуща как простым веществам — таким как Na, Ba, Ag, Cu, так и сложным сплавам — например, AlCr₂, CuAl₁₁Fe₄, Ca₂Cu и другим.

Схема металлической связи:

M — металл,

n — число свободных внешних электронов.

К примеру, у железа в чистом виде на внешнем уровне есть два электрона, поэтому его схема металлической связи выглядит так:

Обобщим все полученные знания. Таблица ниже описывает кратко химические связи и строение вещества.

Водородная связь

Данный тип связи в химии стоит отдельно, поскольку он может быть как внутри молекулы, так и между молекулами. Как правило, у неорганических веществ эта связь происходит между молекулами.

Объясним подробнее механизм этого вида химической связи. Есть молекулы А и В, содержащие водород. При этом в молекуле А есть электроотрицательные атомы, а в молекуле В водород имеет ковалентную полярную связь с другими электроотрицательными атомами. В этом случае между атомом водорода в молекуле В и электроотрицательным атомом в молекуле А образуется водородная связь.

Такое взаимодействие носит донорно-акцепторный характер. Донором электронов в данном случае выступают электроотрицательные элементы, а акцептором — водород.

Графически водородная связь обозначается тремя точками. Ниже приведена схема такого взаимодействия на примере молекул воды.

Характеристики водородной связи:

Кратко о химических связях

Итак, самое главное. Химической связью называют взаимодействие атомов, причиной которого является стремление системы приобрести устойчивое состояние. Во время взаимодействия свободные внешние электроны атомов объединяются в пары либо внешний электрон одного атома переходит к другому.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии. Эта энергия растет с увеличением количества образованных электронных пар и с сокращением расстояния между ядрами атомов.

Основные виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная. В отличие от всех остальных водородная ближе к молекулярным связям, поскольку может быть как внутри молекулы, так и между разными молекулами.

Как определить тип химической связи:

Ковалентная полярная связь образуется в молекулах неметаллов между атомами со сходной ЭО.

Ковалентная неполярная связь имеет место между атомами с разной ЭО.

Ионная связь ведет к образованию и взаимному притяжению ионов. Она происходит между атомами металла и неметалла.

Металлическая связь бывает только между атомами металлов. Это взаимодействие положительных ионов в кристаллической решетке и свободных отрицательных электронов. Масса рассеянных по всему объему свободных электронов представляет собой «электронное облако».

Водородная связь появляется при условии, что есть атом с высокой ЭО и атом водорода, связанный с другой электроотрицательной частицей ковалентной связью.

Химическая связь и строение молекулы: типом химической связи определяется кристаллическая решетка вещества: ионная, металлическая, атомная или молекулярная.

Определить тип химической связи в 8 классе поможет таблица.

Источник

Содержание:

Ионная связь:

Ионы образуются в результате отдачи или присоединения электронов атомами. Атомы, отдающие свои валентные электроны, превращаются в положительно заряженные ионы, а атомы, принимающие эти электроны в отрицательно заряженные ионы. Ионы это заряженные частицы. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы анионами. Катионы в основном образуются от металлов и ионов аммония. Неметаллы в одиночку не образуют катионов (кроме H + ). Из курса физики известно, что положительно и отрицательно заряженные ионы взаимно притягивают друг друга. Следовательно, между положительно и отрицательно заряженными ионами существуют взаимные силы притяжения.

Химическая связь, образованная между ионами в результате действия электростатических сил притяжения, называется ионной связью. Полученное при этом соединение носит название ионного или гетерополярного соединения. Ионная связь образуется между металлами и неметаллами, т.е. между атомами элементов с резко отличающимися электроотрицательностями. Самая сильная ионная связь возникает в солях кислородсодержащих и бескислородных кислот (например, между металлами (щелочные и щелочноземельные металлы) и галогенами), в основаниях. Следовательно, молекула хлорида натрия состоит из ионов натрия (Na + ) и хлорид-ионов (Cl).

Свойства ионной связи

Ионной связи присущ целый ряд характерных свойств:

В солях, образованных щелочными металлами с одинаковыми галогенами, по мере возрастания порядкового номера металла, ионная связь усиливается, что объясняется активностью металла (например, в ряду LiF, NaF, K.F, RbF, CsF ). В различных галогенидах одних и тех же металлов по мере возрастания порядкового номера галогена, ионная связь ослабляется (например, NaF, NaCl, NaBr, NaI). Это объясняется ослаблением окислительных способностей (неметаллических свойств) галогена. В солях аммония также между ионом аммония (NH ) и кислотным остатком существует ионная связь.

В соединениях с ионной связью число ионных связей равно произведению числа катионов на валентность.
В солях, в составе которых содержится кислород и ион аммония, в том числе и в основаниях, имеются как ионная, так и полярная ковалентная связи.

В основаниях число полярных ковалентных связей равно числу гидроксильных групп.

В нормальных солях число полярных ковалентных связей равно произведению валентности центрального элемента на его индекс. В кислых же солях число полярных ковалентных связей равно произведению суммы валентности центрального элемента и количества H на индекс кислотного остатка.

Вещества	Число ионных связей в молекуле	Число полярных ковалентных связей в молекуле
	3	3-4=12
	2- 3=6	3-6=18

Металлическая связь

Химическая связь, образованная между положительно заряженными ионами металлов и относительно свободными электронами кристаллических решеток, называется металлической связью. Атомы металлов легко отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Огносительно свободные электроны, оторвавшись от атомов, движутся между положительными ионами металлов, образуя металлическую связь, те. электроны словно цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов.

Металлическая связь обладает целым рядом характерных свойств:

Водородная связь

Химическая связь, образованная между атомом водорода одной молекулы и атомом более сильного электроотрицательного элемента (O,N,F) другой или же аналогичной молекулы, называется водородной связью.

Характерные свойства водородной связи:

Вода, HF, спирты, водные растворы спиртов образуют межмолекулярные водородные связи. Для белков и многих органических соединений характерна внутримолекулярная водородная связь.

Радиус атома водорода очень маленький и при перемещении или отдаче своего единственного электрона другому атому он становится положительно заряженным. За счет этого водород одной молекулы взаимодействует с находящимися в составе других молекул (HF, Н₂О) атомами электроотрицательных элементов с частично отрицательным зарядом.

Образование водородной связи

За счет водородной связи действительная формула воды имеет следующий вид: (H₂O)_n

При переходе того или иного вещества, образующего водородную связь, из жидкого состояния в газообразное состояние, водородная связь разрывается, а в обратном процессе вновь восстанавливается.

Вода, находясь в твердом (лед) и жидком состояниях, образует водородную связь. При переходе же в газообразное состояние водородная связь разрывается.

Одна из причин того, что фтористая кислота является слабой кислотой, заключается в ассоциации друг с другом молекул HF посредством водородной связи. Вот почему действительная формула фтороводородной кислоты следующая: (HF)_n.

Типы кристаллических решеток

Кристаллические и аморфные вещества:

При механическом раздроблении кусочка хлорида натрия или другого твердого вещества образуются кристаллы определенной формы. Такие вещества называют кристаллическими веществами. Однако существуют и такие твердые вещества (стекло, куски смолы), которые при раздроблении под действием удара образуют осколки неопределенной формы. Такие вещества называют аморфными, т.е. бесформенными веществами.

Частицы (атомы, ионы и т.д.) твердых веществ, располагаясь в строгом порядке, образуют различного типа кристаллические решетки. Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки.

В графите атомы углерода на одной плоскости расположены близко друг к другу, а на разных плоскостях на отдаленном расстоянии друг от друга. Расположение атомов углерода, находящихся на разных плоскостях, в отдалении друг от друга приводит к расслоению графита на чешуйки. Свидетельством тому являются оставленные карандашом следы на бумаге (чешуйки графита).

В зависимости от вида частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними, различают четыре типа кристаллической решетки.

В отличие от кристаллических веществ, в аморфных веществах частицы расположены не в такой закономерности, а неупорядоченно.

Профессор Худу Мамедов (1927 1988) являлся член корреспондентом НАНА, доктором геолого минералогических наук, почетным членом Коралевской Академии Великобритании. Его основные научные труды от носятся к области ристаллохимии. Исследовал молекулярное и кристаллическое строения более 50 ти органических комплексных соединений слигандами.

Ионная кристаллическая решетка. Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся соединенные ионными связями положительно и отрицательно заряженные ионы, называются ионными кристаллическими решетками. Ионные кристаллические решетки характерны для оксидов металлов, оснований и солей: NaCl, KCl, NaBr, KBr, N₂CO₃, Na₂SO₄, Fe₂O₃, Ca(OH)₂ и др.

Строение кристаллической решетки поваренной соли

Строение кристаллической решетки графита

Из-за сильного притяжения между ионами веществ с ионной кристаллической решеткой, эти вещества отличаются относительной тугоплавкостью, малой летучестью и определенной твёрдостью.

Атомные кристаллические решетки

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся отдельные атомы, связанные друг с другом ковалентной связью, называются атомными кристаллическими решетками.

В атомных кристаллических решетках атомы, как и ионы, располагаются в пространстве в различных положениях, образуя в результате различной формы кристаллы. Например, в узлах кристаллической решетки как алмаза, так и графита содержатся атомы углерода. Однако вследствие их различного расположения, кристаллы алмаза обладают формой тетраэдра, а кристаллы графита слоистой формой.

Хотя тип кристаллической решетки аллотропических видоизменений углерода и одинаковый, однако у них различное строение. Примерами веществ, образующих атомную кристаллическую решетку, являются В, С, Si, SiC (карборунд), SiO₂, красный и черный фосфор.

Так как в атомных кристаллических решетках этих веществ ковалентные связи между атомами обладают прочностью, для них характерны большая твердость и высокая температура плавления.

Молекулярная кристаллическая решетка

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся полярные и неполярные молекулы, связанные между собой межмолекулярными силами, называются молекулярными кристаллическими решетками. Молекулярные вещества образуют кристаллические решетки молекулярного типа.

Строение кристаллической решетки йода

Вещества, находящиеся при комнатной температуре в твердом состоянии и образованные только посредством ковалентной связи, в обычных условиях имеют молекулярную кристаллическую решетку, а газообразные, жидкие вещества образуют молекулярную кристаллическую решетку лишь в определенных условиях. В качестве примера веществ с молекулярными кристаллическими решетками в обычных условиях можно привести белый фосфор (Р₄), кристаллическую серу (S₈), Н₃РО₄, иод (I₂), НРО₃, Р₂О₅, глюкозу (C₆H₁₂O₆), сахарозу (C₁₂H₂₂O₁₁) и др.

В молекулярных кристаллических решетках веществ с неполярными ковалентными связями (H₂, N₂, О₂, О₃, F₂, Сl₂, Вr₂, l₂, Р₄, S₈) связи между молекулами создаются лишь слабыми межмолекулярными силами. В веществах с неполярной ковалентной связью межмолекулярное притяжение слабое. Вследствие этого они обладают очень низкой температурой плавления.

В кристаллических решетках веществ с полярной ковалентной связью (кроме SiC и SiO₂) действуют межмолекулярные и электростатические силы притяжения. Значит, только вещества, образованные посредством полярной ковалентной и неполярной ковалентной связи, создают молекулярную кристаллическую решетку. Например, H₂O, HCl, HBr, HI, CO₂, HNO₃, H₂SO₄, большинство органических веществ и др.

Металлические кристаллические решетки

Кристаллические решетки, в узлах которых содержатся отдельные атомы или ионы металлов, связанные общими электронами, называются металлическими кристаллическими решетками. Большинство металлов (Na, Ca, Fe, Al, Cu и др.), а также расплавов, образуют металлические кристаллические решетки.

Многие свойства металлов электрическая проводимость, теплопроводность, ковкость и др. объясняются свободным движением электронов, образующих металлическую связь.

Некоторые физические свойства веществ зависят от типов кристаллических решеток. В этой связи существует такая закономерность: при известном строении веществ можно заранее предсказать их свойства, и наоборот, если известны свойства веществ, то можно определить их строение.

Вещества, обладающие молекулярной кристаллической решеткой, называются молекулярными (состоят из молекул), а обладающие ионной, атомной и металлической кристаллическими решетками немолекулярными (состоят из атомов или ионов) веществами.

Валентность

Валентность элементов относится к основным понятиям химии.

Валентность — это свойство атомов элементов присоединять или замещать определенное число атомов других элементов. Понятие валентности было введено в науку в 1852 году Эдуардом Франклендом.

Данное определение валентности носит несколько формальный характер, так как не дает представления о природе, свойствах вещества. C развитием учения о химической связи содержание понятия «валентность» в настоящее время обычно выражается так:
Валентность это свойство атомов элементов создавать определенное число ковалентных химических связей.

Валентность определяется числам ковалентных связей, посредством которых в соединениях один атом связывается с другими атомами.

Согласно представлениям о ковалентной связи, независимо от способа образования общих электронных пар, валентность определяется числом общих электронных пар, связывающих атомы в молекуле.

Как вам известно, числовое значение валентности связано с положением элемента в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева. Высшая валентность элемента по числовому значению равна номеру его группы в периодической системе. Некоторые элементы не подчиняются этой закономерности (например, N, О, F). Это связано с тем, что из-за отсутствия в их атомах незаполненных орбиталей, они не могут возбуждаться. Максимальная валентность в соответствующем соединении того или иного элемента определяется числом орбиталей, участвующих в образовании связей в его атоме.

Образование связи в соответствии с валентностью элемента

В образовании иона аммония (NH ) участвуют 3 одиночных электрона (в 2p 3 ) и одна электронная пара (в 2s 2 ) атома азота. Т.е., поскольку в образовании связей участвуют 4 орбитали (2s и 2р), максимально азот бывает четырехвалентным. Точно так же при образовании иона гидроксония (Н₃О + ) из 2p4 электронов наружного слоя атома кислорода в создании ковалентной связи два одиночных электрона участвуют по механизму обмена, а парный электрон по донорно-акцепторному механизму, т.е. в создании связи задействованы 3 орбитали кислорода. Вот почему в ионе гидроксония кислород трехвалентен. Во всех органических соединениях в образовании связи участвуют все 4 орбитали внешнего электронного слоя атома углерода.

Степень окисления

Степень окисления это условный заряд, который приходится на долю каждого атома в молекуле. Степень окисления может принимать отрицательные, нулевые, положительные и дробные значения. Значение степени окисления определяется числом электронов, отданных атому другого элемента или полученных от атома данного элемента.

Для определения степени окисления каждого элемента в соединениях используются нижеприведенные данные. В таблице даны элементы с постоянной степенью окисления в соединениях.

Степень окисления у других элементов бывает переменной.

Степень окисления водорода в его соединениях с металлами и кремнием равна 1 (например: ВН₃, SiH₄, NaH, CaH₂ и др.), а во всех других соединениях+1.

Вот почему в периодической таблице водород записан как в подгруппе 1А, так и в подгруппе VIIA.

Степень окисления кислорода в пероксидах равна 1 (H₂O₂, Na₂O₂, CaO₂ и др), в супероксидах 1 /2 (КО₂), фтористых соединениях () +2 и +1, во всех остальных соединениях 2.

Из галогенов хлор, бром и йод только в соединениях с металлами проявляют степень окисления 1, а в кислородсодержащих соединениях +l÷+-7.

Степень окисления элементов в простых веществах всегда равна нулю.

Алгебраическая сумма значений степени окисления элементов в сложных веществах всегда равна нулю. Следуя этому правилу, можно легко вычислить степень окисления любого химического элемента, если известны степень окисления других химических элементов в соединении. Неизвестная степень окисления элемента всегда принимается за х.

В сложных ионах алгебраическая сумма степеней окисления элементов равна заряду иона. Неизвестная степень окисления элемента в сложном ионе принимается за х. Записав в скобках формулу иона, за скобками (справа сверху) отмечают его заряд.

У большинства элементов самая высокая степень окисления соответствует номеру группы, в которой данный элемент размещается (кроме F, О, Fe, Си, Ag, Au). Самая низкая степень окисления любого неметалла (кроме H и В) определяется путем вычитания числа 8 от номера группы, где он расположен.

Металлы никогда не проявляют отрицательной степени окисления. Самая низкая степень окисления у них равна нулю.

В большинстве случаев степень окисления элемента по своему численному значению совпадает с его валентностью. Но такое бывает не всегда. Например: углерод трехвалентный только в угарном газе (СО), во всех остальных соединениях он четырехвалентный. Кислород трехвалентный только в ионе гидроксония (Н₃О + ) и угарном газе, во всех остальных соединениях он двухвалентный. В таких соединениях, как Аl₄С₃, CO₂, CCl₄, CF₄, CS₂, численные значения степени окисления и валентности у углерода совпадают.

При определении степени окисления посредством общего баланса отданных и полученных электронов ее среднее значение иногда может быть выражено дробным числом.

При разных степенях окисления атомов одного элемента в соединении степени окисления выражаются дробными числами. Среднее значение вычисляется способом электронного баланса.

Значение степени окисления, в отличие от заряда иона, проставляется над химическим знаком элемента (вначале ставится знак заряда, а затем число).

Сколько процентов от числа валентных электронов азота (₇N 2s 2 2p 3 ) создают связь по механизму обмена?

Решение: В атоме азота из 5-ти валентных электронов 3 одиночные.
Значит, (3/5) ∙ 100%=60% участвуют в механизме обмена.

Каждая электронная пара, образующая химическую связь, обозначается по одной валентной линии, формулы молекул изображаются графически.

Определите отношения между а, b, с.

Решение: Число донорноакцепторных связей в солях аммония равно числу ионов аммония.
Тогда: a=2; b=l; с=3
Ответ: bac

Определите количество а) полярных ковалентных и b) неполярных ковалентных связей в молекуле соединения:

Решение: Полярная ковалентная связь образуется между атомами двух разных неметаллов. В таком случае, в данном соединении N_{(пол.ков.связь)} N(C Н)_связь N(H) 6

А неполярная ковалентная связь образуется между атомами одного вида (в представленном соединении это линии между атомами углерода). Тогда N_{(κeпoл.ков.связь.)} = 3
Ответ: а=6; b=3

Определите общее число орбиталей, участвующих в образовании химических связей в соединении Н₃С CH₂ СН₃.

Решение: Кроме угарного газа (СО), во всех соединениях углерода все 4 орбитали внешнего электронного слоя участвуют в образовании связи. Поскольку атом H имеет 1 орбиталь, его орбиталь тоже участвует в образовании связи. В таком случае, общее число орбиталей, участвующих в образовании связи: N_{(оpб.)o6щ.} N(C) • 4 + N(H) 3•4 + 8 20

Определите в данном соединении гибридное состояние углерода.

Решение:

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Источник