Окислительно-восстановительные свойства атомов

Первая энергия ионизации I1(кДж/моль, эВ/моль) - энергия, необходимая для отрыва и удаления одного моля электронов от одного моля атомов элемента. Э – ē → Э+. Она характеризует восстановительную способность элемента: чем меньше I1, тем выше восстановительная способность. Энергия ионизации возрастает по периоду и несколько уменьшается по подгруппе. Наибольшая восстановительная активность у Cs, Fr, Ra.

Еср - сродство к электрону (КДж/моль или эВ/ моль)– энергетический эффект присоединения моля ē к молю атомов Э + ē → Э¯. Еср характеризует окислительную способность элемента: чем выше Еср., тем больше окислительные свойства. Изменение Еср по периодам и группам аналогично I1. Наибольшая окислительная активность у O,F,Cl. В молекуле MgCl2:

Mg – элемент 3 периода 2А подгруппы, Cl – элемент 3 периода 7А подгруппы.

У Mg меньше энергия ионизации, выше восстановитеьные свойства. У Cl выше сродство к электрону, сильнее окислительные свойства.

Обобщенная характеристика окислительно-восстановительных свойств элементов - электроотрицательность (ЭО). ЭО – способность атомов в соединениях смещать к себе ē при взаимодействии атомов друг с другом. Чем больше ЭО, тем сильнее атом притягивает ē при образовании химической связи. По периоду ЭО возрастает, по подгруппе сверху вниз – для s- и p-элементов ЭО уменьшается, для d- и f- элементов зависимость более сложная.

ЭО(F) по Полингу принята равной 4:

H 2,1                              
Li 1,0 Be 1,5                   B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0
Na 0,9 Mg 1,2                   Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0
K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,3 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,6 Mn 1,5 Fe 1,8 Co 1,9 Ni 1,9 Zn 1,6 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,1 Br 2,8
Rb 0,8 Sr 1,0 Y 1,2 Zr 1,4 Nb 1,6 Mo 1,8 Te 1,9 Ru 2,2 Rh 2,2 Pd 2,2 Ag 1,9 In 1,7 Sn 1,8 Sb 1,9 Te 2,0 I 2,5
Cs 0,7 Ba 0,9 La-Lu 1,0-1,2 Hf 1,3 Ta 1,5 W 1,7 Re 1,9 Os 2,2 Ir 2,2 Pt 2,2 Au 2,4 Tl 1,8 Pb 1,9 Bi 1,9 Po 2,0 At 2,2

ЭО(Mg) = 1,2 ˂ ЭО(Cl) =3,0. Mg – восстановитель, Cl – окислитель.

Вывод:Восстановительная активность элементов определяется способностью атомов отдавать электроны. Частицы, отдающие электроны, называют восстановителями (наименьшая Еи).

Окислительная способность элементов определяется способностью их атомов присоединять электроны; вещества, присоединяющие электроны – окислители (наибольшая Еср).

Наиболее сильные окислители – вещества с большой ЭО.

Современная формулировка Периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева (ПСЭ) – графическое выражение закона. Структура ПСЭ однозначно определена электронным строением атомов элементов.

Элементы расположены в ПСЭ в порядке возрастания заряда ядра от № 1 до 115. Заряд ядра определяется числом протонов (p+). Число электронов (ē) в нейтральном атоме равно числу протонов (p+).

Периодическое повторение свойств элементов обусловлено повторением электронного строения их внешних энергетических уровней.

Период (горизонтальные строки) – совокупность элементов, имеющих одинаковое количество энергетических уровней. Номер периода совпадает с n (главное КЧ) внешнего энергетического уровня

Группа (вертикальные столбцы) – совокупность элементов, имеющих одинаковое число электронов на внешних подуровнях, номер группы равен максимальному числу электронов на них. Главные подгруппы (А) - это s - и p-элементы, а побочные - (подгруппы Б) это d- и f-элементы.

В молекуле MgCl2:

Mg …3s2 – порядковый № 12: заряд ядра +12 (12p+) и 12 ē в атоме. Элемент 3 периода – 3 энергетических уровня, для внешнего энергетического уровня n=3 и 2А подгруппы – 2 ē на внешнем с n=3 (2 валентных s-электрона.

Cl – 3s23p5 - порядковый № 17: заряд ядра +17 (17p+) и 17 ē в атоме. Элемент 3 периода – 3 энергетических уровня, для внешнего энергетического уровня n=3 и 7А подгруппы – 7 ē на внешнем с n=3 (2 валентных s-электрона и 5 валентных p-электрона).

Mg и Cl – элементы главных подгрупп, т.к Mg - s-элемент, а Cl - р-элемент.

Основные виды химической связи:

  • Ковалентная

· ионная- образуется при взаимодействии элементов значительно отличающихся по ЭО. При ∆ЭО > 1.7 - связь ионная, при ∆ЭО < 1.7 - связь ковалентная полярная. Ионная химическая связь – это электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Свойства: ненаправленность и ненасыщенность

· металлическая - притяжение между ионами в узлах кристалла и обобществленными (нелокализованными) валентными электронами. В кристалле металла каждый атом (узлы кристалла) связан с 8 - 12 соседними атомовами металлической связью (МС), а обобществленные ē образуют электронный газ. Свойства МС – ненаправленна.

Ковалентная связь - химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Виды ковалентной связи:

· σ-связь (сигма)- образуется перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (любые АО)

· π-связь (пи) - образуется перекрыванием АО над и под воображаемой линией, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (р-р, d-р, d-d, f-p, f-d, f-f АО)

· δ-связь (дельта) - образуется перекрыванием d-орбиталей, лежащих в параллельных плоскостях (при наложении друг на друга и перекрывании всеми четырьмя лепестками d-облаков в 4-х областях)

Прочность связи уменьшается в ряду: s > p > d, т.к. уменьшается степень перекрывания.

Существует два квантовомеханических подхода к описанию ковалентной связи:

ü Метод молекулярных орбиталей (МО) (образование химической связи – это результат перехода ē с АО на молекулярную (МО), охватывающую все атомы)

ü Метод валентных связей (ВС)

В рамках метода валентных связей (ВС) химическая связь рассматривается как локализованная, двухцентровая, двухэлектронная связь. Каждый из двух атомов предоставляет для формирования связи по одной атомной орбитали (АО), который перекрываются и в области связывания появляются два электрона с антипараллельными спинами. Связывающие электронные пары (СП) могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму

Механизмы образования ковалентной связи по методу ВС

· Обменный (по одному электрону от каждого атома) – связь образуется за счет перекрывания АО, имеющих по одному неспаренному валентному электрону

· Донорно-акцепторный -образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Особенности ковалентной связи:

ü Насыщаемость (образование атомами ограниченного число связей - образование общей пары е насыщает одну и другую орбитали). По принципу Паули запрещается использование дважды одной и той же АО для образования связи. Формирует состав молекул.

ü Направленность (перекрывание АО по определенным направлениям) – АО пространственно ориентированы вокруг ядра атома, поэтому их перекрывание происходит по определенным направлениям. Количественно выражается величиной валентных углов между направлениями химических связей. (Валентный угол - это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов). Формирует пространственную структуру молекул.

ü Полярность - общая пара е смещается в сторону атома с большей ЭО, образуется диполь.

Неполярная ковалентная связь – в молекулах простых веществ: Н2, О2, N2,Cl2, и др., связывающая электронная пара равномерно распределена между атомами(∆ЭО = 0 и µсв=0)Связь образована атомами одного элемента (простое вещество) - ∆ЭО = 0.

Полярная ковалентная связь – в молекулах сложных веществ связывающая электронная пара смещена к атому с большей ЭО, например: HCl ЭО(Н) = 2,1 ˂ ЭО(Cl) = 3 (∆ЭО≠0 µсв≠0), электронная пара смещена к атому хлора и на нем возникает эффективный отрицательный заряд –q, а у атома Н - эффективный положительный заряд +q. В результате образуется электрический диполь – система из двух равных и противоположных по знаку зарядов. Длина диполя lд - расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (δ-и δ+)

Электрический момент диполя связи (количественная мера полярности) µсв= q∙ lд (Кл∙м) . µсв - вектор, направленный к отрицательному полюсу. Чем больше DЭО, тем больше mсв и, следовательно, связь более полярная

Полярность молекулы определяется геометрической структурой молекулы и полярностью связей, их числом и направленностью и характеризуется значением µм - электрического момента диполя молекулы, µм = ∑ µсв . Векторную сумму определяют сложением векторов µсв по правилу параллелограмма сил. Чем больше µм, тем полярнее молекула.

Молекула неполярная ∑ µсв= 0. Молекула полярная ∑ µсв≠ 0

Двухатомные молекулы имеют линейную структуру, в простом веществе связи неполярны и молекула неполярна, двухатомная молекула сложного вещества всегда полярна.

Полярность многоатомной молекулы сложного вещества определяется ее геометрической структурой.

Гибридизация АО- смешение АО с разными (s-, p-, d- или f-АО), но близкими энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей, симметрично расположенных в пространстве. При гибридизации химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», или гибридных АО, электронная плотность в которых смещена в сторону образования связи. Поэтому перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей, химические связи прочнее и молекула более устойчива.

Окислительно-восстановительные свойства атомов - student2.ru

Гибридная АО

Наши рекомендации