ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ

Формульная единица (с.26).

Простое, или элементарное вещество [5] – вещество, образованное атомами одного химического элемента. Например, с.16.

Основоположник: французский химик Жозеф Луи Пруст (1799-1808).

Формулировка закона: «Химическое соединение, независимо от способа его получения, имеет один и тот же состав».

Этот закон справедлив для веществ молекулярного строения, однако большинство неорганических веществ в обычных условиях не имеет молекулярного строения и в кристаллах этих веществ молекул нет.

Так, состав оксидов титана(IV) и ванадия(II) не следует изображать химическими формулами ТiО₂ (более точная формула ТiО_{1, 9} – ТiО₂) и VO (в зависимости от условий получения состав этого оксида может быть от VО_{0, 9} до VО_{1, 3}). Отклонения от закона постоянства состава незначительные и при составлении химических формул они, как правило, не учитываются.

Эти отклонения были обнаружены русским химиком Н.С. Курнаковым (1912-1913). Вещества молекулярного строения, которые подчиняются закону постоянства состава, он назвал дальтонидами (по имени английского химика и физика Д. Дальтона ), а вещества немолекулярного строения – бертоллидами (по имени французского химика К. Бертолле, который предвидел существование таких веществ).

Более точная формулировка закона: «Всякое чистое (индивидуальное) вещество молекулярного строения имеет постоянный состав, независимо от способа его получения. Состав вещества немолекулярного строения зависит от способа и условий его получения».

Необходимо также учитывать изотопный состав химических элементов: в обычной воде, например, массовая доля элемента водорода составляет 11, 19 %, а в тяжёлой воде – 20 %.

ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ

Основоположник: английский химик и физик Джон Дальтон (1803).

Формулировка закона: «Если два химических элемента А и В могут связываться между собой, образуя несколько разных химических соединений, то весовые (массовые) количества элемента А, которые связываются с постоянным весовым (массовым) количеством элемента В, пропорциональны небольшим целым числам».

Пример: вода – Н₂О и пероксид водорода – Н₂ О₂. Так как

Относительные атомные массы водорода и кислорода соответственно

равны 1 и 16, то массовое отношение Н: О для воды равно 2: 16, или

1: 8, а для пероксида водорода – 2: 32, или 1: 16.

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Основоположники: немецкий химик - технолог Иеремия Вениамин Рихтер (1791) и английский химик Уильям Волластон (1807).

Химический эквивалент – это условная частица, в целое число раз меньшая или равная соответствующей ей формульной единицы: атома, молекулы, иона, радикала и др.

Число, обозначающее долю формульной единицы, называется фактором эквивалентности (безразмерная величина, обозначаемая f_экв). Фактор эквивалентности не является величиной постоянной, и его рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов данной реакции.

Например, если в кислотно-оснó вной (обменной) реакции между сероводородной кислотой и гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH = Na₂S + H₂O

участвуют оба атома водорода H₂S и образуется сульфид натрия, то формульной единице NaOH эквивалентна условная частица, равная ½ молекулы H₂S, и, следовательно, f_экв (H₂S) = ½.

Если же H₂S и NaOH взяты в таких отношениях, что в результате реакции образуется гидросульфид натрия:

H₂S + NaOH = NaНS + H₂O,

то в молекуле H₂S замещается лишь один атом водорода. И, следовательно, формульной единице NaOH эквивалентна условная частица, равная молекуле H₂S, и f_экв (H₂S) = 1.

В окислительно-восстановительной реакции горения сероводорода в кислороде:

2H₂S + 3О₂ = 2H₂O + 2SO₂

степень окисления атомов серы меняется с –2 до +4, и, следовательно, молекула H₂S теряет 6 электронов, т. е. одному электрону эквивалентна условная частица, равная ¹/₆ молекулы H₂S, и f_экв (H₂S) = ¹/₆.

Таким образом, в зависимости от того, в какую реакцию вступает вещество, его эквивалент будет разным, причём фактор эквивалентности может быть меньше или равен единице:

f_экв ≤ 1.

Количество вещества химического эквивалента измеряется в молях.

Молярная масса эквивалента, или эквивалентная масса (М_экв) – это масса 1 моль химических эквивалентов. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества. Например, для вышеприведённых реакций молярные массы эквивалентов H₂S вычисляются по формуле

М_экв (H₂S) = f_экв (H₂S) · М(H₂S):

М_экв (H₂S) = ½ · 34, 06 = 17, 03 г/моль;

М_экв (H₂S) = 1 · 34, 06 = 34, 06 г/моль;

М_экв (H₂S) = ¹/₆ ·34, 06 = 5, 68 г/моль.

Из определения молярной массы химического эквивалента следует формулировка закона эквивалентов: «Массы (объёмы) реагирующих и образующихся веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов».

Вывод: в химические реакции вступают или образуются в результате реакции эквивалентные количества веществ, или количества, пропорциональные молярным массам (объёмам) их эквивалентов:

m(А)/М_экв(А) = m(В)/М_экв(В) = V(B)/V_экв(B).

Для примера вычислим, чему равна молярная масса эквивалента атома хлора в НСl. Согласно определению, молярная масса химического эквивалента – это масса одного моля эквивалентов, которая присоединяет или замещает молярную массу атомов водорода. Поэтому молярная масса эквивалента атома хлора в НС1 равна молярной массе атомов хлора – 35, 453 г/моль.

Рассмотрим реакцию кислорода с водородом:

По закону эквивалентов, отношения масс веществ, вступающих в химическую реакцию или образующиеся в качестве её продуктов, равны или кратны молярным массам их эквивалентов:

где m_экв(Н) и m_экв(О) –эквивалентные массы водорода и кислорода соответственно, а А_r(Н) и А_r(О) – их относительные атомные массы [9].

Таким образом, водород может взаимодействовать с кислородом с образованием воды только в массовом соотношении 1: 8 и ни в каком другом.

ЗАКОН АВОГАДРО

Основоположник: итальянский химик и физик Амедео Авогадро (1811).

Формулировка закона: «В равных объёмах различных газов при одинаковых внешних условиях (температура, давление) содержится одинаковое число молекул (или атомов, в случае благородных газов)».

Следствие из закона Авогадро: при одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объёмы.

При нормальных условиях (н. у.): при температуре Т =273, 15 К (0 °С) и давлении р = 101 325 Па (1 атм, 760 мм рт. ст.) – любой газ (близкий по свойствам к идеальному газу, т. е. газу, отвечающему следующим условиям: отсутствие взаимодействий между молекулами; размеры молекул гораздо меньше расстояний между ними, идеально упругие столкновения молекул между собой и со стенками сосуда), количество которого равно одному молю, занимает объём 22, 4 л. Эта физическая постоянная называется молярным объёмом газа при нормальных условиях. Единица молярного объёма газа – л/моль; при н. у. V_m= 22, 4 л/моль.

3. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА [10]

ИСТОРИЯ СИСТЕМАТИЗАЦИИ

ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Немецкий химик И.В. Деберейнер (1816) разделил химические элементы в группы по три ( на триады )на основе сходства в свойствах образуемых ими веществ. Пример триад: Li, Nа, К; С1, Вr, I.

Американский химик Д.А.Р.Ньюлендс (1865) пытался расположить химические элементы в порядке возрастания их атомных масс и обнаружил сходство между каждым восьмым по счёту элементом, начиная с любого, подобно строению музыкальной октавы, состоящей из восьми звуков (закон октав). Однако ему не удалось удовлетворительно объяснить найденную закономерность.

Немецкий химик Л.Мейер (1864) расположил химические элементы в порядке увеличения их атомных масс в виде таблицы, в которую поместил 27 элементов (меньше половины известных в то время), расположение других элементов было неясным.

Д.И. Менделеев (1869) открыл периодический закон: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов».

До Менделеева исследователи преследовали только классифи-кационные цели и не шли дальше объединения отдельных химических элементов в группы на основании сходства их химических свойств. При этом каждый новый элемент рассматривался как нечто обособленное, не состоящее в связи с другими элементами. Менделеев был убеждён, что между всеми химическими элементами должна существовать закономерная связь, объединяющая их в единое целое, и пришёл к заключению, что в основу систематики элементов должен быть положен их относительный атомный вес. Расположив все элементы в порядке возрастающих атомных весов (масс), Менделеев обнаружил, что сходные в химическом отношении элементы встречаются через определённые интервалы, соответственно, в ряду элементов многие их свойства периодически повторяются.

Классификацию химических элементов Менделеев выразил в виде периодической системы в форме таблицы.Ко времени открытия периодического закона было известно 63 химических элемента, описаны состав и свойства многих их соединений.

ОСНОВНАЯ ЗАКОНОМЕРНОСТЬ

ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА

Рассмотрим подряд по возрастающей относительной атомной массе первые 20 химических элементов, начиная с лития (пропустим водород и гелий).

Литий – активный металл, энергично разлагающий воду с образованием щёлочи.

Бериллий – тоже металл, но менее активный, медленно разлагающий воду при обычной температуре.

Бор – трёхвалентный элемент со слабо выраженными неметаллическими свойствами, проявляющий, однако, некоторые свойства металла.

Углерод – четырёхвалентный неметалл.

Азот – элемент с довольно резко выраженными свойствами неметалла.

Кислород – типичный неметалл.

Фтор – самый активный из неметаллов, принадлежащий к группе галогенов.

Таким образом, металлические свойства, ярко выраженные у лития, постепенно ослабевают при переходе от одного химического элемента к другому, уступая место неметаллическим свойствам, которые наиболее сильно проявляются у фтора. В то же время по мере увеличения относительной атомной массы степень окисления атомов элементов, начиная с лития, увеличивается на единицу для каждого следующего элемента до азота. Исключение из этой закономерности представляет атом фтора, степень окисления которого равна минус единице, а валентность – единице, и атом азота, степень окисления которого равна плюс пяти, а валентность не превышает четырёх, что связано с особенностями строения этих атомов.

Если бы изменение свойств и дальше происходило также, то после фтора следовал бы химический элемент с ещё более ярко выраженными неметаллическими свойствами. В действительности же следующий за фтором элемент неон представляет собой благородный (инертный) газ, не соединяющийся с атомами других элементов, то есть не проявляющий ни металлических, ни неметаллических свойств.

За неоном идёт натрий – металл, похожий на литий. За натрием следует магний – аналог бериллия, потом алюминий, хотя и металл, но также, как бор, обнаруживающий некоторые неметаллические свойства. После него идут кремний – четырёхвалентный неметалл, во многих отношениях сходный с углеродом; пятивалентный фосфор, по химическим свойствам похожий на азот; сера – элемент с резко выраженными неметаллическими свойствами; хлор – очень энергичный неметалл, принадлежащий к той же группе галогенов, что и фтор, и, наконец, опять благородный газ аргон.

Если проследить изменение свойств остальных химических элементов, то окажется, что оно происходит в таком же порядке, как и у первых шестнадцати (не считая водорода и гелия) элементов: за аргоном опять идёт калий, затем металл кальций, сходный с магнием, и т. д.

Таким образом, изменение свойств химических элементов по мере возрастания их относительной атомной массы не совершается непрерывно, а имеет периодический характер. Через определённое число происходит как бы возврат элементов к исходным свойствам, после чего в определённой мере вновь повторяются свойства предыдущих элементов в той же последовательности, но с некоторыми качественными и количественными отличиями.

ЭЛЕМЕНТОВ: ГРУППЫ И ПЕРИОДЫ

Период – горизонтальная последовательность химических элементов, расположенных по возрастанию заряда ядер их атомов, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся благородным газом (особый случай – первый период, состоящий из двух элементов – Н и Не).

В первом ряду находятся только два элемента – водород и гелий. Эти элементы составляют первый период. Второй и третий ряды состоят из восьми элементов и образуют два периода по восемь элементов в каждом. Эти периоды начинаются со щелочного металла и заканчиваются благородным (инертным) газом. Первые три периода называются малыми периодами.

Четвёртый ряд также начинается со щелочного металла – калия. В отличие от двух предыдущих периодов на седьмом месте находится не галоген, а марганец – металл, образующий как основные, так и кислотные оксиды, из которых лишь высший оксид Мn₂О₇ аналогичен соответствующему оксиду хлора – С1₂О₇. После марганца в том же ряду находятся ещё три металла – железо, кобальт и никель, очень сходные по свойствам друг с другом. И только следующий, пятый ряд, начинающийся с меди, заканчивается благородным газом криптоном. Шестой ряд снова начинается со щелочного металла и т. д. Таким образом, у элементов, следующих за аргоном, более или менее полное повторение свойств наблюдается только через 18 элементов, а не через 8, как было во втором и третьем периодах. Эти 18 элементов образуют четвёртый период, состоящий из двух рядов (большой период).

Пятый – большой – период составляют следующие два ряда, шестой и седьмой; этот период начинается щелочным металлом рубидием и заканчивается благородным газом ксеноном.

В восьмом ряду после лантана находятся 14 элементов – лантаниды, которые сходны по свойствам с лантаном и между собой (общий принцип строения атомов). Поэтому лантаниды обычно помещают вне общей таблицы, отмечая лишь в клетке для лантана их положение в периодической системе.

Поскольку следующий за ксеноном благородный газ радон находится только в конце девятого ряда, то восьмой и девятый ряды образуют один большой период – шестой, содержащий 32 химических элемента.

В больших периодах наблюдается ещё одна особенность в изменении свойств химических элементов. Так, высшая валентность атомов вначале равномерно растёт при переходе от одного элемента к другому, но затем, достигнув максимума в середине периода, падает до одного-двух, после чего опять возрастает до семи к концу периода. Поэтому большие периоды разделены каждый на два ряда.

Десятый ряд, составляющий седьмой период, содержит 32 химических элемента, из которых первый – франций (Fr) и последние 26 элементов получены сравнительно недавно искусственным путём. Следующие за актинием 14 химических элементов сходны по строению их атомов; поэтому их под названием актиниды, также как и лантаниды, помещают вне общей таблицы.

Группы (всего 8) – вертикальные столбцы таблицы, в которых располагаются химические элементы, обладающие сходными свойствами. Номера групп обычно отмечают вверху римской цифрой.

Химические элементы, входящие в первую группу, образуют оксиды с общей формулой Э₂О, во вторую – ЭО, в третью – Э₂О₃ и т. д. Таким образом, наибольшая степень окисления атомов элементов каждой группы соответствует почти всегда номеру группы.

Особенности изменения свойств в группах. Начиная с пятого ряда (четвёртый период) каждый химический элемент в одной группе обнаруживает наибольшее сходство не с элементом, расположенным непосредственно под или над ним, а с элементами, отделёнными от него одной клеткой. Например, в седьмой группе бром не примыкает непосредственно к хлору и иоду, а отделён от хлора марганцем, а от иода – технецием; находящиеся в шестой группе сходные элементы – селен и теллур разделены молибденом, сильно отличающимся от них по свойствам; находящийся в первой группе рубидий обнаруживает большое сходство с цезием, стоящим в восьмом ряду, но мало похож на расположенное непосредственно под ним серебро и т. д.

Объяснение: с четвёртого ряда начинаются большие периоды, состоящие каждый из двух рядов, расположенных один над другим. Поскольку в пределах периода восстановительные свойства химических элементов ослабевают в направлении слева направо, то в каждом большом периоде у элементов верхнего (чётного) ряда они выражены сильнее, чем у элементов нижнего (нечётного) ряда. Чтобы отметить различие между рядами, элементы первых рядов больших периодов сдвинуты в таблице периодической системы влево, а элементы вторых – вправо.

Таким образом, начиная с четвёртого периода, каждую группу периодической системы можно разбить на две подгруппы: «чётную», состоящую из химических элементов верхних рядов, и «нечётную», образованную элементами нижних рядов. Элементы малых – второго и третьего – периодов (названных Д.И. Менделеевым типическими) в первой и второй группах ближе примыкают по своим свойствам к элементам чётных рядов, в других – к элементам нечётных рядов. Поэтому типические элементы обычно объединяют со сходными с ними элементами чётных или нечётных рядов в одну главную подгруппу (группа А), другая подгруппа называется побочной (группа В).

Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

Периодическая система Д.И. Менделеева стала первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что элементы образуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с другом.

Во время разработки периодической системы многие химические элементы были ещё неизвестны (всего было известно 63 элемента). Был неизвестен элемент четвёртого периода скандий. По относительной атомной массе за кальцием шёл титан, но его нельзя было поставить сразу после кальция, так как титан попал бы в третью группу, тогда как он образует высший оксид ТiО₂, и по другим свойствам должен быть отнесён к четвёртой группе. Поэтому Менделеев пропустил одну клетку, оставив свободное место между кальцием и титаном. На том же основании в четвёртом периоде между цинком и мышьяком были оставлены две свободные клетки, занятые теперь элементами галлием и германием. Свободные места были оставлены и в других рядах.

Менделеев был не только убеждён, что должны существовать неизвестные ещё химические элементы, но и заранее предсказал и описал свойства некоторых из них (скандий Sс, галлий Ga, германий Gе), основываясь на определённых для них положений среди других элементов периодической системы.

Велико значение периодической системы также в установлении и исправлении относительных атомных масс и валентности атомов некоторых химических элементов.

Важную роль периодический закон сыграл в создании теории строения вещества.

СТРОЕНИЕ АТОМА

ЭЛЕКТРОН

Долгое время считалось, что атомы неделимы (не содержат составных частей) и неизменны (атом данного химического элемента не может превращаться в атом другого элемента). В конце XIX в. был установлены факты, свидетельствовавших о сложном строении атомов элементов и о возможности взаимопревращений атомов разных элементов.

В 1897 г. английский физик Джозеф Томсон открыл электрон – элементарную частицу, обладающую наименьшим существующим в природе отрицательным электрическим зарядом (1, 602· 10^-19 Кл). Его масса покоя (9, 1095· 10^–31 кг) в 1836 раз меньше массы покоя протона (1, 6726· 10^–27 кг). Было установлено, что электроны могут быть выделены из атомов любого элемента: так как они служат носителями электричества в металлах, испускаются многими веществами при нагревании, освещении или рентгеновском облучении, обнаруживаются в пламени.

Электроны содержатся в атомах всех элементов, но они заряжены отрицательно, а атомы не обладают электрическим зарядом – электронейтральны. Следовательно, в атомах, кроме электронов, содержатся другие, положительно заряженные частицы, то есть атомы– сложные образования, построенные из более мелких структурных единиц.

Большую роль в установлении сложной природы атома и расшифровке его структуры сыграло открытие и изучение радиоактивности – явления испускания атомами некоторых химических элементов излучения, способного проникать через вещества, ионизировать воздух, вызывать почернение фотографических пластинок.

Значение теории Резерфорда

Был установлен физический смысл порядкового (атомного) номера химического элемента в периодической системе Д.И. Менделеева: порядковый номер оказался важнейшей константой химического элемента, выражающей положительный заряд ядра его атомов. Из электронейтральности атома следует, что и число вращающихся вокруг ядра электронов равно порядковому номеру химического элемента.

Это открытие дало новое обоснование расположению химических элементов в периодической системе и устранило кажущееся противоречие – расположение некоторых элементов с большей относительной атомной массой впереди элементов с меньшей относительной атомной массой (теллур и иод, аргон и калий, кобальт и никель). Место химического элемента в периодической системе определяется зарядом ядер его атомов. Было экспериментально установлено, что заряд ядер атомов теллура равен 52, а атомов иода – 53; поэтому теллур, несмотря на бó льшую относительную атомную массу, должен находиться в таблице периодической системы до иода. Заряд ядер атомов аргона и калия, никеля и кобальта полностью отвечают последовательности расположения этих элементов в периодической системе.

Таким образом, современная формулировка периодического закона Менделеева такова: «Свойства химических элементов (в образуемых ими простых и сложных веществах) находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов».

Определение порядковых номеров химических элементов по заряду ядер их атомов позволило установить общее количество мест в периодической системе элементов между водородом, имеющим порядковый номер 1, и ураном (порядковый номер 92), считавшимся во времена Менделеева последним членом этой системы. Когда создавалась теория строения атома, оставались незанятыми места 43, 61, 72, 75, 85 и 87, что указывало на возможность существования ещё неоткрытых химических элементов. В 1922 г. был открыт элемент гафний (72 место), в 1925 г. – рений (75 место). Элементы, которые должны занять остальные четыре свободных места таблицы периодической системы, оказались радиоактивными и в природе не найдены, однако их удалось получить искусственным путём. В настоящее время все клетки таблицы периодической системы химических элементов между водородом и ураном заполнены, но сама система не является завершённой, хотя уже открыто 26 трансурановых элементов и ожидается открытие элементов, которые будут формировать восьмой период.

4.4 УРАВНЕНИЕ ШРЁДИНГЕРА [11].

Атомов химических элементов

• по таблице периодической системы Д.И. Менделеева определяют

порядковый (атомный) номер химического элемента, который равен количеству электронов в электронейтральном атоме;

• записывают (п, l)-последовательность;

• заполняют (" заселяют" ) атомные орбитали в соответствии с их максимальной ёмкостью.

Например, определим электронную конфигурацию атома хлора. Согласно периодической системе химических элементов, его порядковый (атомный) номер равен 17. Следовательно, количество электронов в электронейтральном атоме хлора равно 17. Записываем (п, l)-последо-вательность:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 3d – …

Заполняем (" заселяем" ) атомные орбитали:

₁₇С1: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁰ .

Электронная формула описывает электронную конфигурацию атомов химических элементов.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

ПОНЯТИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Учение о природе химической связи даёт ответы на следующие вопросы.

Почему одни атомы соединяются в молекулы, а другие такой способностью не обладают?

Почему у молекулы появляются свойства, отличающиеся от свойств образующих её атомов?

Почемуодни молекулы очень устойчивы, а другие распадаются на атомы уже в обычных условиях?

Почему некоторые вещества состоят из ионов, а другие – из молекул?

По современным представлениям химическая связь имеет электрическое происхождение. В её образовании участвуют преимущественно внешние электроны атомов. Между электронами и ядрами атомов возникают электростатические силы притяжения, удерживающие атомы друг около друга в виде молекул или кристаллов.

Обычно условно выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. Ковалентная связь по своей природе представляет собой универсальный тип химической связи. Ионную же связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи между атомами, резко отличающимися по электроотрицательности. Металлическая связь характерна только для металлов и их сплавов и имеет ту же природу, что и ковалентная связь, отличаясь только некоторыми особенностями.

Для объяснения природы ковалентной связи и механизма её образования используют обычно две теории, известные под названием метод валентных связей (метод ВС) и метод молекулярных орбиталей (метод МО). В теоретической химии доминирует метод МО.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

Под электроотрицательностью (Л. Полинг [15] ) (ЭО) понимается способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать электроны, участвующие в образовании связи.

Это понятие используется для оценки различных свойств химической связи. Однако электроотрицательность не является сродством атома к электрону, поскольку она относится не к изолированным, а к химически связанным атомам. Электроотри-цательность атома в молекуле представляет способность конкурировать с другими, связанными с ним атомами, в притяжении общих электронов, участвующих в образовании между ними химических связей.

Электроотрицательность связана со склонностью изолированного атома удерживать свои внешние электроны (энергия ионизации атома – Е_и), а также со склонностью изолированного атома притягивать дополнительные электроны (сродство к электрону – Е_ср). Поэтому электроотрицательность атома часто рассматривается как функция (полусумма значений) этих двух видов энергии:

.

Чем больше химических связей у атома, тем большей способностью он обладает к передаче электронов, и электроотрицательность его должна изменяться с изменением степени окисления. Так, атом серы в молекуле SС1₂, несомненно, должен иметь бό льшую ЭО, чем атом серы в молекуле SF₆, в которой он теряет большее число электронов. Тем не менее допускается, что значение ЭО для первого атома в молекуле не зависит от числа химических связей с другими атомами. За ЭО i-го атома элемента принимают некоторую эмпирическую, усреднённую величину.

Шкала относительных электроотрицательностей (ОЭО) Полинга рассчитана на основе термохимических данных. В этой шкале произвольно принята величина ОЭО наиболее электроотри-цательного электронейтрального атома фтора, равная 4, 0. Электронейтра-льному атому каждого химического элемента приписывается вполне определённое значение ОЭО, не зависящее от партнёров, с которыми данный атом вступает в химические связи.

В каждом периоде периодической системы химических элементов ОЭО возрастает слева направо, т. е. с увеличением порядкового (атомного) номера элемента, а в каждой группе убывает, как правило, сверху вниз. Таким образом, с увеличением электроотрицательности электронейтральных атомов элементов их восстановительные свойства ослабевают. Чем дальше отстоят атомы элементов друг от друга по шкале ОЭО, тем бό льшую склонность они обнаруживают к образованию ионной связи.

При составлении химических формул соединений из атомов элементов - неметаллов более электроотрицательные из них указываются правее, например: BN₁, BCl₃, CH₄, NH₃, H₂O, HCl, Cl₂O, ClO, ОF₂, BrCl, Вr₃N и т. д.

ПРИРОДА И МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ