Относительная электроотрицательность атомов
| H 2,1 | ||||||
| Li | Be | B | C | N | O | F |
| 0.92 | 1.47 | 2.01 | 2.5 | 3.07 | 3.60 | 4.1 |
| Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl |
| 1.01 | 1.025 | 1.41 | 1.34 | 2.10 | 2.60 | 2.83 |
| K | Ca | Ga | Ge | As | Se | Br |
| 0.91 | 1.04 | 1.82 | 2.02 | 2.20 | 2.48 | 2.74 |
Исходя из представления об электроотрицательности элементов, для количественной оценки состояния атома в соединении часто используют понятие степени окисления.
Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный при допущении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, притягивая к себе полностью одну электронную пару, приобретает заряд -1, а другой атом +1. Степень окисления атомов в ионных соединениях показывает заряд ионов.
Совсем формальным понятием степень окисления становится, когда оно используется при рассмотрении ковалентного соединения. Если два атома отличаются величинами электроотрицательности, то электронная пара смещается в сторону атома с большей электроотрицательностью и приобретает отрицательный заряд, а другой атом – положительный.
При разности ЭО:
а) больше 2 – связь можно считать ионной (ионная связь - электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов);
б) 0,4-2,0 – возникает ковалентная связь с частично ионным характером;
в) меньше 0,4 – связь считается чисто ковалентной.
Например, в молекуле HF ЭО атомов водорода и фтора соответственно равны 2,1 и 4,1. Следовательно, при образовании связи в молекуле HF электронная пара смещается в сторону атома фтора (более электроотрицательного). Эту ситуацию условно можно изобразить Нδ+ - Нδ-, т.е. атом водорода в молекуле HF несет некоторый положительный заряд, а атом фтора – такой же по величине отрицательный.
Для удобства систематики химических свойств соединений прибегают к упрощенному подходу и приписывают обобщенную пару электронов полностью более электроотрицательному атому – фтору. Атому водорода, лишенному своего электрона, приписывают заряд +1, а атому фтора -1, т.е. а в полярных соединениях степень окисления означает число электронов, смещенных от одного атома к другому.
В соединениях более электроотрицательным элементам приписывают отрицательные степени окисления, а менее электроотрицательным элементам – положительные степени окисления. Например, когда атом водорода связан с менее электроотрицательным элементом - натрием (в гидриде натрия NaH), его степень окисления равна -1, когда водород связан с более электроотрицательным элементом - (в хлористом водороде HCl) – водороду приписывается степень окисления +1, а хлору -1. Таким образом, в соединениях с ковалентной связью степени окисления не соответствуют реальным зарядам на атомах, за исключением соединений с ионной связью. Тем не менее, они представляют собой удобное средство для систематизации химических свойств и составления номенклатуры неорганических соединений.
При использовании степенями окисления необходимо придерживаться следующих правил:
1. Сумма степеней окисления атомов в любой частице равна ее электрическому заряду, степень окисления элемента в его простом веществе равна нулю.
2. В соединениях фтор всегда проявляет степень окисления -1.
3. Степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами (H2O) и -1 в соединениях с металлами (LiH, CaH2).
4. Степень окисления кислорода в соединениях обычно равна -2 ( кроме OF2, H2O2 и т.д.).
Максимальная положительная степень окисления элемента обычно совпадает с номером его группы в периодической системе. Максимальная отрицательная степень окисления элемента равна максимальной положительной степени окисления, минус восемь. Исключения составляют фтор, кислород, железо. Их высшая степень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они относятся к I группе.
Итак, способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной конфигурацией их атомов. Существуют одноатомные ионы, состоящие из одного атома, и многоатомные ионы, образованные двумя или несколькими атомами.
Простые катионы чаще всего образуются металлическими элементами. Они получают названия от самого элемента, например, Ca2+ - ион кальция, K+ ион калия. Если атом проявляет степени окисления, то их обозначают римской цифрой в скобках, после названия металла.
Fe2+ - ион железа (II).
Fe3+ - ион железа (III).
Сложным катионом является NH+4 – ион аммония.
Простые анионы состоят из атомов неметаллических элементов. Их названия образуют от названия элемента, отбрасывая окончание и заменяя его суффиксом – -ид.
Н а п р и м е р:
H- - гидрид – ион O2- - оксид - ион
F- - гидрид – ион S2- - сульфид - ион
P3- - фосфид ион
В состав сложных анионов входят атом неметалла, а также несколько атомов кислорода.
Сложные анионы, как правило, содержат кислород, анионы такого вида называют оксоанионами. Их рассматривают как единое целое образование, поскольку они образуют соединение точно таким же образом, как и обычные одноатомные ионы и сохраняют свою индивидуальность во многих химических реакциях. Некоторые элементы способны образовывать больше одного оксоаниона (сера, азот, хлор).
Название оксоаниона составляется из корня латинского названия центрального элементами суффикса – -ат, если число атомов кислород максимально, а также суффикса – -ит, если число атомов кислорода меньше.
Н а п р и м е р:
NO-3 - нитрат – ион SO42- - сульфат - ион
NO-2 - нитрит – ион SO32- - сульфит – ион
Многие сложные ионы, имеющие большой электрический заряд, легко присоединяют один или несколько ионов водорода, образуя анионы с меньшим зарядом. К названию образующего аниона при этом добавляют приставку – гидро- или –дигидро-.
CO32- - карбонат –ион HCO3- - гидрокарбонат - ион
SO32- - сульфит – ион HSO3- - гидросульфит – ион
В таблице 3 представлены простые и сложные ионы некоторых элементов.
Таблица 3.