Общая и неорганическая химия (стр. 2 )

Ниже показано строение молекул аммиака, воды, углекислого газа и метана.

При записи графических (структурных) формул химическую связь обозначают чёрточкой, которая заменяет обозначение общей электронной пары.

Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, называется ковалентностью (или просто валентностью) элемента в химическом соединении. Таким образом, валентность – это число химических связей, образуемых атомом данного элемента. Валентность азота в молекулах N2 и NH3 равна трём, валентность кислорода в молекулах CO2 и H2O – двум, валентность углерода в молекулах CO2 и CH4 – четырём.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, например, N2 , H2 , O2 , Cl2 , то электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. В подобном случае образуется неполярная ковалентная связь. Если же связь образована атомами различных элементов, то общая электронная пара смещена в сторону одного из атомов, который вследствие этого приобретает отрицательный заряд, а атом, от которого смещена общая пара электронов, приобретает заряд положительный. Образующаяся в этом случае химическая связь называется полярной ковалентной связью.

Для оценки способности атома данного элемента в химическом соединении перетягивать к себе общую электронную пару пользуются величиной относительной электроотрицательности. По величине относительной электроотрицательности элементы можно расположить в определённом порядке, например, F > O > N > Cl > Br > I»S > C > P > H >> щелочные и щелочноземельные металлы.

В большинстве случаев относительная электроотрицательность неметаллов больше относительной электроотрицательности металлов.

Общая пара электронов смещена к атому с большей электроотрицательностью; это смещение тем значительнее, чем сильнее различаются электроотрицательности взаимодействующих атомов. Смещение общего электронного облака приводит к тому, что плотность отрицательного заряда оказывается более высокой вблизи более электроотрицательного атома; этот атом приобретает избыточный отрицательный заряд, а второй атом – избыточный положительный заряд.

Если общая электронная пара окажется полностью перетянутой от одного атома к другому, то в этом случае один атом превратится в положительно заряженный ион, а другой – в отрицательно заряженный.

Химическая связь между образовавшимися ионами возникает в результате электростатического притяжения и называется ионной связью. Таким образом, ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярно-ковалентной связи. Ионная связь образуется между атомами, сильно отличающимися по электроотрицательности, например, атомами щелочных металлов и атомами галогенов.

Следует заметить, что далеко не все вещества состоят из молекул. Подавляющее большинство солей имеет ионную структуру; в узлах ионной кристаллической решетки находятся положительно и отрицательно заряженные ионы. С другой стороны, многие вещества (например, алмаз) имеют атомную кристаллическую решётку, в узлах которой находятся атомы, связанные друг с другом ковалентными связями. В случае веществ с ионной или атомной кристаллической решёткой невозможно выделить отдельную молекулу, которая, как было сказано ранее, представляет собой относительно изолированную группировку атомов.

Неравномерность распределения электронов между атомами в соединении отражается понятием степень окисления. Атом, который перетягивает к себе общую электронную пару и приобретает в результате этого отрицательный заряд, характеризуется отрицательной степенью окисления. Другой атом, от которого смещается общая электронная пара и который, вследствие этого, приобретает положительный заряд, имеет положительную степень окисления. Таким образом, степень окисления – это тот условный заряд, который имел бы данный атом в соединении, если бы всё соединение состояло из ионов. Следует особо подчеркнуть, что речь идёт об условном заряде. Если бы, например, молекула хлороводорода, состояла из ионов, то атом водорода имел бы заряд +1, а атом хлора – минус 1. На самом же деле атомы хлора и водорода в молекуле HCl связаны не ионной, а полярноковалентной связью, поэтому их истинные заряды отличаются от единицы. Понятно, что в простых веществах, с неполярными связями, например, H2, Cl2, O2, степень окисления элементов равна нулю.

Некоторые элементы проявляют постоянную степень окисления, но для большинства элементов она в различных соединениях различна. Постоянную степень окисления в соединениях с другими элементами имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Водород в большинстве соединений имеет степень окисления +1, а кислород – минус 2.

Для элементов с непостоянной степенью окисления, её величину легко рассчитать, зная формулу соединения и учитывая, что суммарный заряд всех атомов равен заряду частицы. Заряд электронейтральных частиц, каковыми являются молекулы, равен нулю.

Например, для определения степени окисления хрома в молекуле H2Cr2O7 обозначим через x степень окисления каждого атома хрома. Степень окисления каждого атома водорода равна +1, каждого атома кислорода – минус 2. Из условия электронейтральности молекулы получаем: 2·(+1) + 2·x + 7·(-2) = 0; x = + 6.

Расчёт степени окисления атома в сложном ионе проводится аналогично, с тем лишь отличием, что суммарный заряд всех атомов в ионе равен заряду иона. Например, для определения степени окисления мышьяка в ионе H2AsO4– обозначим через x степень окисления атома мышьяка и учтём, что степень окисления каждого атома водорода равна +1, каждого атома кислорода – минус 2, а заряд всего иона равен минус 1. Следовательно, 2·(+1) + x + 4·(-2) = -1; x = +5.

Очень часто степень окисления по модулю равна валентности (т. е. числу химических связей, которые образует данный атом). Например, в молекуле аммиака NH3 степень окисления азота – минус 3, и валентность азота по числу образованных связей также равна 3. Однако так бывает не всегда. Например, в молекуле пероксида водорода H2O2 (графическая формула H–O–O–H) степень окисления каждого атома кислорода равна минус 1, а валентность – двум.

Высшая степень окисления элемента определяется максимальным числом электронов, которое может отдать электронейтральный атом при его полном окислении.

Низшая степень окисления элемента определяется числом электронов, которое должен присоединить нейтральный атом для образования устойчивого восьмиэлектронного внешнего слоя, характерного для атомов инертных газов.

Если степень окисления элемента находится в интервале между высшим и низшим значениями, то в этом случае говорят о промежуточной степени окисления.

Характерные и устойчивые степени окисления атомов определяются положением элемента в периодической таблице . Для элементов главных подгрупп нужно иметь в виду следующее.

1) Для любого элемента, за исключением фтора и кислорода, высшая степень окисления элемента равна номеру группы N. Например, высшая степень окисления углерода равна +4, фосфора +5, серы +6, хлора +7.

2) Низшая степень окисления неметаллов (элементов IV – VII) групп равна номеру группы минус восемь (N-8): именно столько электронов должен присоединить атом, чтобы образовать устойчивую восьмиэлектронную конфигурацию. Например, в соединениях CH4, NH3, H2S, HCl, атомы углерода, азота, серы и хлора находятся в низших степенях окисления (-4; -3; -2; -1 соответственно). Для металлов нехарактерны отрицательные степени окисления: металлы тем и отличаются от неметаллов, что отдают электроны, а не принимают, вследствие чего низшая степень окисления типичных металлов равна нулю.

3) Для элементов IV – VII групп характерны промежуточные степени окисления, равные номеру группы минус два (N-2). Например, CO, SnO, PbO (степень окисления + 2 у элементов четвёртой группы); N2O3, P2O3, As2O3, Sb2O3, Bi2O3 (степень окисления +3 у элементов пятой группы); SO2, SeO2, TeO2 (степень окисления +4 у элементов 6 группы); Cl2O5, HBrO3, HIO3 (степень окисления +5 у элементов седьмой группы).

Следует также запомнить, что азот образует соединения со степенями окисления -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, а хлор, бром и йод могут иметь степени окисления равные -1, 0, +1, +3, +5, +7.

У элементов побочных подгрупп нет такой простой связи между номером группы и степенью окисления. Поэтому в начальный период обучения следует просто запомнить наиболее устойчивые степени окисления часто встречающихся d-элементов.

Cu +1, +2 Zn +2 Cr +2, +3, +6 Fe +2, +3

Ag +1 Cd +2 Mn +2, +4, +6, +7 Co +2

Au +1, +3 Hg +2 Ni +2

Л Е К Ц И Я 2

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

2.1 Введение

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, кис­лоты, основания и соли.

Оксиды – это бинарные соединения, т. е. соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления минус 2.

Кислоты – это соединения, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка и диссоциирующие в водных растворах с отщеплением ионов водорода H+.

Основания – это соединения, состоящие из атомов (ионов) металла и гидроксогрупп OH и диссоциирующие в водных растворах на катионы металла и гидроксид-ионы OH–.

Соли – это соединения, состоящие из катионов металла (аммония и др.) и анионов кислотного остатка и диссоциирующие в водных растворах на эти катионы и анионы.

2.2 Оксиды

Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несолеобразующие. Большинство оксидов – солеобразующие, т. к. при определённых условиях они могут вступать в химические реакции с образованием солей. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на кислотные, основные и амфотерные.