f-Елементи - це елементи, в атомах яких заповнюються орбіталі 4f-або 5f- підрівня. Оскільки максимальне число електронів семи f-орбіталей дорівнює 14, у шостому та сьомому періодах міститься по 14 f-елементів: лантоноїди - 4f-елементи з Z=58 - 71 та актиноїди - 5f-елементи з Z=90 - 103. f-Елементи знаходяться в побічній підгрупі третьої групи. Їх, як і d-елементи, називають перехідними. Всі вони у вільному стані є металами.

Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні атомів елементів головних підгруп (крім Не) дорівнює номеру групи, в якій містяться елементи.

До елементів головних підгруп належать s- і р-елементи. Загальне число електронів на s - і р - підрівні дорівнює восьми. У періодичній системі вісім груп.

Таким чином, електронна теорія будови атома пояснила структуру періодичної системи елементів - число груп, підгруп, періодів, елементів у групах і періодах. Завдяки їй було з'ясовано положення в періодичній системі калію, аргону, кобальту, нікелю, телуру, йоду та ін. Отже, ця теорія підтверджує, що періодична система елементів Д. Менделєєва відображає об'єктивні зв'язки, які існують у природі.

Тема 8. Залежність властивостей елементів від будови їх атомів

Залежність властивостей елементів від будови їх атомів

Сучасна електронна теорія будови атома пояснила залежність властивостей елемента від будови його атома та положення в періодичній системі.

Вплив будови зовнішнього енергетичного рівня на хімічні властивості елементів. Енергетичні рівні та підрівні, орбіталі яких заповнені максимально, називаються завершеними.

Вони - найбільш стабільні, стабільними є також напівзаповнені підрівні р³ і d³. Тому деякі елементи мають аномальні конфігурації (Сr, Мо, Рd). Зовнішній енергетичний рівень з електронною конфігурацією s²p⁶- завершений. Перший енергетичний рівень є завершеним за конфігурації 1s².

Атоми інертних елементів мають завершені енергетичні рівні і тому не вступають у хімічні реакції (за винятком ксенону).

У атомів усіх інших елементів зовнішні енергетичні рівні незавершені, атоми металів, вступаючи в хімічну реакцію, втрачають електрони зовнішніх енергетичних підрівнів, які слабо зв'язані з ядром. Здатність елемента віддавати електрони можна вважати мірою металічності. Для порівняння металічних властивостей елементів використовують спеціальну величину - енергію іонізації.

8. 1. Енергія іонізації - це кількість енергії, необхідна для відриву від атома найбільш слабо зв 'язаного з ним електрона.

Цю величину виражають у електрон-вольтах на атом (еВ/атом) або в кілоджоулях на моль (кДж/моль). Енергія іонізації атомів виявляє періодичну залежність від порядкового номера елемента. Атоми неметалів у зовнішньому енергетичному рівні мають чотири й більше електронів, які міцно зв'язані з ядром. Атоми неметалів, вступаючи в хімічну реакцію, як правило, приєднують електрони.

Для порівняння неметалічних властивостей використовують спеціальну величину - спорідненість до електрона.

Спорідненість до електрона - це кількість енергії, яка виділяється або поглинається під час приєднання одного електрона до нейтрального атома.

Спорідненість до електрона теж вимірюють у електрон-вольтах на атом або в кілоджоулях на моль. Найбільше значення спорідненості до електрона мають елементи головної підгрупи сьомої групи - типові неметали.

8. 2. Зміни в межах одного періоду. Розглянемо, як змінюються будова атомів і хімічні властивості елементів у межах одного періоду, наприклад, третього. Атом кожного елемента цього періоду має три енергетичні рівні. Зі збільшенням заряду ядер атомів елементів одного періоду зменшується радіус атома і зростає число зовнішніх електронів. Притягання зовнішніх електронів до ядра посилюється, енергія іонізації та спорідненість до електрона збільшуються. Відхилення від цієї тенденції у магнію, фосфору та аргону пояснюється підвищеною стабільністю заповнених 3s-підрівня у магнію, 3р-підрівня в аргону та напівзаповненого 3р-підрівня у фосфору. Тому в ряду у кожного нового елемента поступово посилюються неметалічні властивості та послаблюються металічні.

Так, третій період починається типовим лужним металом -натрієм. За ним знаходиться другий типовий метал - магній, металічні властивості якого слабкіші, ніж у натрію. Наступний метал - алюміній у деяких сполуках виявляє неметалічні властивості. Елементи Sі, Р, S, Сl також мають неметалічні властивості, які посилюються від Sі до Сl. Хлор - типовий неметал. Період закінчується інертним елементом -аргоном. Такі зміни хімічних властивостей елементів спостерігаються в усіх періодах. У великих періодах металічні властивості послаблюються, а неметалічні посилюються повільніше, ніж у малих. Це пояснюється тим, що періоди містять (d- або f-елементи.

Таким чином, хімічні властивості елементів змінюються періодично зі зміною їхнього порядкового номера та будови електронної оболонки.

8. 3. Зміни в межах однісїї групи. Розглянемо, як змінюються будова атома і хімічні властивості елементів головних підгруп на прикладі І А групи.

Елементи однієї підгрупи мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівняння та подібні хімічні властивості. В атомах усіх елементів І А групи зовнішній енергетичний рівень містить один електрон на s-підрівні. Але радіус атома і число енергетичних рівнів зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (заряду ядра). При цьому притягнення зовнішніх електронів до ядра послаблюється, енергія іонізації зменшується. Тому в головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елементів (тобто згори донизу) їхні металічні властивості посилюються, а неметалічні послаблюються.

Таким чином, число електронів зовнішнього енергетичного рівня атомів змінюється періодично із зростанням зарядів ядер атомів (повторюється через період). Тому властивості хімічних елементів змінюються періодично (повторюються через період).

Тема 9. Хімічний зв'язок і будова речовини ковалентний зв'язок

Типи зв'язків. Електронна теорія будови атомів пояснила, як атоми з'єднуються в молекули, тобто природу та механізм утворення хімічного зв'язку.

9. 1. Хімічний зв'язок - це взаємодія двох або кількох атомів, у результаті якої утворюється хімічно стійка дво- або багатоатомна система (молекула чи кристал).

Отже, під час формування кристалів або молекул утворюються хімічні зв'язки, а в процесі розпаду кристалів або молекул вони руйнуються. Утворення хімічного зв'язку супроводжується зменшенням повної енергії системи.

В основі теорії хімічного зв'язку лежать уявлення про електронну взаємодію. Найбільш стійкими угрупованнями електронів є завершені зовнішні електронні шари атомів інертних елементів (двоелектронний у гелію і восьмиелектронний у решти інертних елементів). Незавершені зовнішні електронні шари всіх інших елементів є нестійкими угрупованнями електронів. Під час з'єднання атомів з незавершеними зовнішніми електронними шарами перебудовуються їхні електронні оболонки - неспарені електрони різних атомів утворюють електронні пари, які є спільними для двох чи більшої кількості атомів або зміщуються до одного атома Відомі такі типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний, водневий, металічний.

9.2.Ковалентний зв'язок. Зв 'язок атомів за допомогою спільних електронних пар називається ковалентним.

Механізм утворення. Розглянемо утворення молекули водню із атомів. Електронна конфігурація атома водню - 1s¹, тобто у зовнішньому енергетичному рівні знаходиться один неспарений електрон. Під час утворення молекули водню з двох атомів, що містять неспарені електрони з антипаралельними спінами, перекриваються s-орбіталі та формується спільна електронна пара.

Спільна електронна пара належить обом атомам, кожний атом одержує стійку двоелектронну оболонку. Найбільшою електронна густина спільної електронної хмари є між ядрами атомів. Молекула водню утворюється за рахунок взаємодії спільної електронної пари з ядрами обох атомів.

У молекулах фтору F2, хлору Сl2, кисню O2, азоту N2 зв'язок між атомами ковалентний. Він утворюється в молекулах фтору та хлору за допомогою однієї пари електронів, у молекулі азоту - за допомогою трьох спільних електронних пар.

У всіх цих випадках кожний атом формує завершений стійкий зовнішній восьмиелектронний рівень.

Розглянемо утворення молекули хлороводню. Електронні конфігурації атомів водню (1s¹) та хлору (1s²2s²2р⁶3s²3р⁵) свідчать, що їхні зовнішні енергетичні рівні містять по одному неспареному електрону. У разі наближення орбіталі цих електроні" перекриваються, утворюючи спільну електронну пару.

Ковалентний зв'язок може виникати між двома атомами, один з яких має пару електронів, а другий - вакантну (вільну) орбіталь. Під час взаємодії аміаку NH3 з хлороводнем НСІ пара електронів 2s-підрівня атома азоту, що не бере участі в утворенні зв'язків у молекулі аміаку (иеподілена електронна пара), стає спільною для водню (з хлороводню) та азоту і утворюється іон амонію NН4⁺.

Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним. У нашому прикладі донором електронної пари є атом азоту, а акцептором - іон водню (він має вільну орбіталь).

Донорно-aкцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку спостерігається в комплексних сполуках, тобто сполуках, до складу яких входять комплексні іони [Аg(NH3) 2]ОН, К4Fе(СN) 6 тощо.

9. 3. Валентні електрони. Електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків, називаються валентними.

У елементів головних підгруп валентні електрони містяться на s- і р-орбіталях зовнішнього енергетичного рівня. У елементів побічних підгруп валентні електрони знаходяться на s-орбіталі зовнішнього рівня та на d-орбіталях передостаннього рівня (у d-елементів) або на f-орбіталях третього від кінця рівня (у лантаноїдів і актиноїдів).

Валентними можуть бути не тільки неспарені, але й спарені електрони. Так, атом вуглецю в незбудженому стані має на зовнішньому енергетичному рівні пару електронів на 2s-орбіталі, два неспарених електрони на 2р-підрівні та вакантну р-орбіталь. У процесі поглинання енергії (420 кДж/моль) пара електронів розпаровується, один електрон з 2s-орбіталі переходить на вакантну 2р-орбіталь.

Такий збуджений атом вуглецю має чотири неспарених електрони і може утворювати чотири ковалентні зв'язки.

В атомі азоту, електронна конфігурація якого 1s²2s²2рx¹2py¹2рz¹, валентними є п'ять електронів зовнішнього енергетичного рівня: три неспарених на 2р-підрівні та пара електронів на 2s-підрівні. За допомогою цієї пари електронів під час приєднання протона Н⁺ до аміаку NН3 утворюється амоній -- іон NН4⁺.

Гібридизація. Незважаючи на те, що в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь електрони різних орбіталей (s-, р-, d-орбіталі мають різноманітну) форму та орієнтацію в просторі), в багатьох сполуках ці зв'язки виявляються рівноцінними. Так, експериментальнo встановлено, що в метані СН4, тетрахлорметані ССl4, амоній -- іоні NН4⁺ центральні атоми вуглецю або азоту поєднані з атомами водню або хлору чотирма рівноцінними зв'язками, кути ніж якими становлять 109,5° (або 109^o28' ), тобто зв'язки спрямовані до вершин тетраедра. Для пояснення цього явища американський вчений Л. Полінг запровадив у 1931 р. поняття "гібридизація". Він назвав гібридизацією процес змішування та вирівнювання орбіталей за формою та енергією. Оскільки під час утворення чотирьох зв'язків у СH4, ССl4, NH4⁺ вихідними є одна s- і три р-орбіталі атома вуглецю або азоту, така гібридизація має назву sр³. Залежно від виду (s, р, d) і кількості орбіталей, які беруть участь у гібридизації, розрізняють такі її типи: sр³, sр², sр, dsр², d²sр². У результаті гібридизації утворюються однакові за формою та енергією гібридні орбіталі, число яких дорівнює числу атомних орбіталей, що зазнали гібридизації. Слід зазначити, що в гібридизації не беруть участі орбіталі, які утворюють р - зв'язки.

Тема 10. Характеристика ковалентного зв'язку

Характеристики ковалентного зв'язку. Ковалентний зв'язок характеризується кратністю, насиченістю, напрямленістю у просторі, довжиною, енергією, полярністю.

Зв 'язок між двома атомами за допомогою однієї спільної електронної пари називається простим, двох електронних пар -подвійним, трьох - потрійним.

Так, у молекулі водню Н2 - простий зв'язок, у молекулі азоту N2 -потрійний. В етані між атомами вуглецю існує простий зв'язок, у етилені - подвійний, а в ацетилені - потрійний.

10. 1. Кратність зв'язку обумовлена утворенням у- і р- зв'язків.

у-Зв'язок. Якщо орбіталі перекриваються по лінії, що сполучає центри двох атомів, тобто по осі зв'язку, такий ковалентний зв'язок називається у - зв'язком. Простий зв'язок - це завжди у-зв'язок. Так, у молекулах Н2O, Н2, СН4, NH3, С2Н6 атоми зв'язані у-зв'язком. В утворенні у-зв'язків можуть брати участь s-, р-, d-орбіталі, гібридні sр³-, sр²-, sр-орбіталі тощо.

р-Зв'язок. Внаслідок перекривання р-орбіталей, розташованих перпендикулярно до осі у -зв'язку, утворюються дві зони перекривання по обидва боки осі зв'язку, паралельно до неї. Такий ковалентний зв'язок називається р-зв'язком. У разі утворення р-зв'язку орбіталі перекриваються менше, ніж у разі утворення у-зв'язку. Тому р -зв'язок, як правило, слабкіший за у-зв'язок. Орбіталі, які утворюють р-зв'язок, в гібридизації участі не беруть. Подвійний зв'язок складається з одного у- і одного р-зв'язку, потрійний - з одного у- і двох р-зв'язків.

Так, у молекулах азоту та ацетилену атоми азоту або атоми вуглецю з'єднані одним у-зв'язком ідвома р-зв'язками.

10. 2. Насиченість. Атом кожного елемента утворює з іншими атомами певне, обмежене число ковалентних зв'язків, яке обумовлене числом орбіталей, що беруть участь у виникненні цих зв'язків. Так, атоми елементів другого періоду, що мають на зовнішньому енергетичному рівні чотири орбіталі (одну s- і три р-), утворюють зв'язки, число яких не перевищує чотирьох. Атоми елементів інших періодів з більшим числом орбіталей на зовнішньому рівні можуть формувати більше зв'язків.

Атом азоту та атом фосфору, незважаючи на однакові електронні конфігурації зовнішнього енергетичного рівня (s²p³), тобто однакове число (п'ять) валентних електронів, утворюють у сполуках різне максимальне число зв'язків: азот - чотири, фосфор - п'ять. Це пояснюється тям, що на зовнішньому енергетичному рівні атома фосфору є вільні d-орбіталі 3s²3р³3d⁰, на одну з яких може переходити розпарований електрон з 3s-орбіталі: 3s ¹3р ³3d ¹.

У атомі азоту на зовнішньому (другому) енергетичному рівні немає вакантних орбіталей, на які міг би перейти електрон з 2s-орбіталі. Тому атом може утворювати не більше чотирьох зв'язків і один з них - за донорно-aкцепторним механізмом за допомогою неподіленої пари електронів s-орбіталі.

Слід зауважити, що всі чотири зв'язки атома азоту в амоній -- іоні виявляються рівноцінними, що пояснюють явищем sр³-гібридизації. В інших сполуках (наприклад, у нітрат -- іоні NO3) відбувається sр²-гібридизація.

10 3. Напрямленість у просторі. Атомні орбіталі (крім s-орбіталей) орієнтовані у просторі, між ними утворюються певні кути.

Так, три р-орбіталі будь * якого атома орієнтовані в просторі по х, у, z-осях координат, кути між ними дорівнюють 90°.

Чотири sр³-гібридні орбіталі атома в збудженому стані спрямовані до вершин тетраедра, кути між ними дорівнюють 109,28'.

Три sр²-гібридні орбіталі атома розташовані в одній площині під кутом 120° одна до одної.

Дві sр-орбіталі знаходяться на одній прямій під кутом 180° одна до одної.

Під час утворення хімічних зв'язків гібридні орбіталі стабілізуються. у-Зв'язки, які є результатом перекривання aтомних орбіталей, теж мають певну напрямленість у просторі і між ними утворюються кути, що називаються валентними. Розміри валентних кутів залежать від типу гібридизації (якщо вона є), розмірів атомів, що сполучаються, та від деяких інших факторів (зокрема виповненості вихідних орбіталей електронами).

Зв'язки, в утворенні яких беруть участь sр³-гібридні орбіталі, знаходяться здебільшого під кутом 109,5° (або близьким до нього), sр²-орбіталі - 120°, sр-орбіталі - 180°. Трапляються випадки, коли зв'язки, утворені за допомогою sр³-гібридних орбіталей, розташовані під кутами, які відрізняються від тетраедричних. Так, у молекулах води та аміаку, де, як вважається, відбувається sр³-гібридизація орбіталей центрального атома кисню та азоту, валентні кути становлять 104,5° і 107,5°. Це пояснюється дією двох неподілених пар електронів, що розташовуються на двох гібридних sр³-орбіталях атома кисню у воді, та однієї неподіленої пари електронів, яка займає одну гібридну sр³-орбіталь атома азоту в аміаку.

Тип гібридизації орбіталей центрального атома та її просторове розташування визначають геометричну будову молекул і складних іонів.

Двоатомні молекули (F 2, НСl, N 2 тощо) завжди мають лінійну будову, триатомні - лінійну (СO 2) або кутово-площинну, а саме -трикутну (Н 2S, Н 2О, SO2 тощо). Багатоатомні- лінійну, кутово-площинну або просторову.

Довжина зв'язку. Довжина зв 'язку - це відстань між ядрами атомів, які утворюють зв'язок. Довжину зв'язку вимірюють у нанометрах (1 нм = 1x10^-9 м). Зі збільшенням радіусів атомів, між якими виникає зв'язок, зростає його довжина. Підвищення кратності зв'язку зменшує його довжину.

Наприклад, довжина С-С зв'язку в етані - 0,154 нм; у етилені -0,134 нм; у ацетилені - 0,120 нм.

10. 4. Енергія зв'язку. Енергія зв 'язку - це фізична величина, що визначається енергією, яку треба витратити, щоб розірвати зв 'язок, або енергією, яка виділяється під час утворення зв 'язку.

Одиниці вимірювання: кілоджоуль на моль (кДж/моль). Енергія зв'язку характеризує його міцність. Чим більша енергія зв'язку, тим він міцніший. З підвищенням кратності зв'язку його міцність зростає, зі збільшенням міцності- довжина зменшується.

Наприклад, енергія С-С зв'язку у етані - 347 кДж/моль; у етилені -606 кДж/моль; у ацетилені- 831 кДж/моль.

Полярність зв'язку. Полярність зв 'язку - ця характеристика зв'язку визначається асиметричним розподілом спільної електронної хмари щодо ядер обох атомів у напрямку осі зв 'язку.

Ковалентний зв 'язок називається неполярним, якщо спільні електронні пари розташовані симетрично щодо обох ядер, і полярним, коли розміщені несиметрично щодо цих ядер.

Так, у молекулах простих речовин (водень Н2. кисень O2 , азот N2, галогени F2, Сl2, Вr2, J2) і таких складних, як SіH4, GеH4, атоми поєднані неполярним ковалентним зв'язком, а у молекулах інших складних речовин (хлороводень НСl, вода Н2O, аміак NН3) - полярним ковалентним.

Неполярні зв'язки утворюються між однаковими атомами або атомами, близькими за електронегативністю. Полярні зв'язки поєднують атоми, що відрізняються за електронегативністю.

Тема 11. Електронегативність та полярність молекул

11. 1. Електронегативність.

Здатність атома хімічного елемента притягувати до себе спільні електронні пари називається електронегативністю.

Електронегативність елемента визначається сумою його енергій іонізації та спорідненості до електрона.

Чим більша електронегативність атома, тим сильніше він притягує спільну електронну пару. Під час утворення ковалентного зв'язку спільні електронні пари змішуються в бік більш електронегативного атома -хлору у молекулі НСl, кисню - в молекулі Н2O, азоту - в молекулі NН3

тощо. Внаслідок цього зв'язки поляризуються: на атомі з вищою електронегативністю (Сl, О, N) виникає від'ємний заряд (-q), а на атомі з нижчою (Н) - позитивний (+q). Такі заряди атомів у молекулі називаються ефективними. Експериментально встановлено, що в молекулі НСl q (Сl) = - 0,18; q (Н) = + 0,18.

Електронегативність елемента та періодичний закон Електронегативність підлягає періодичному закону. У періоді електронегативність зростає із збільшенням порядкового номера елемента, тобто зліва направо. На початку періоду містяться елементи, електронегативність яких низька (метали), а в кінці - найбільш електронегативні (неметали). У групі електронегативність елементів зменшується із зростанням порядкового номера, тобто згори донизу. Найбільш електронегативним у періодичній системі є фтор. Інертні елементи електронегативності не мають.

За зростанням електронегативності хімічні елементи можна розташувати в такій послідовності:

Rb, К, Na, Li, Sr, Са, Мg, Ве, In, Al, Sn, Gа, Sb, Gа, Sb, Sі, В, Аs, Н, Те, Р, С, Sе, J, S, Вr, Сl, N, О, F.

Електронегативність застосовують як якісну характеристику для визначення напрямку зміщення спільних електронних пар під час утворення молекул, тобто для оцінки полярності хімічного зв'язку в різних сполуках і пояснення їхньої хімічної поведінки. Чим більшою є різниця електронегативностей атомів, що з'єднані, тим полярніший зв'язок ніж ними.

11. 2. Полярність молекул. Полярність молекул залежить від полярності окремих зв'язків і їхнього положення в молекулі, тобто від будови молекул.

Молекули простих речовин (Н2, N2, F2 Сl2), утворені неполярними ковалентними зв'язками, неполярні. Молекули складних речовин можуть бути полярними та неполярними.

У неполярних молекул "центри тяжіння" електронної хмари та позитивних зарядів ядер збігаються, а у полярних - ні. Тому полярні молекули можна розглядати як електричні диполі, де заряди, різні за знаком, але однакові за значенням, знаходяться на певній відстані один від одного.

До речовин з неполярними молекулами належать: діоксид вуглецю СО2, метан СH4, бензол С6Н6, а полярними молекулами - діоксид сірки SO2, вода Н2O, аміак NH3, етиловий спирт С2Н5ОН тощо.

Електричний момент диполя. Електричний момент диполя - це фізична величина, що визначається добутком заряду q і відстані l між центрами позитивного та негативного зарядів у молекулі:

P = ql,

де р - електричний момент диполя, одиниця вимірювання: Кл х м (кулон на метр).

Електричний момент диполя в молекулі залежить від її будови. За наявністю чи відсутністю електричного моменту диполя можна робити висновки щодо геометричної будови молекули. Так, молекула СO₂ неполярна, хоча зв'язки С = 0 - полярні, тому що вона має лінійну будову (0=С=0). Молекули SO2 та Н2O мають електричний момент диполя, оскільки будова їхня є кутовою.

Фізичні властивості молекулярних сполук з ковалентними зв'язками. Молекулярні сполуки з ковалентними зв'язками за звичайних умов можуть мати різний агрегатний стан: твердий (йод J2, сахароза С12Н22О11 тощо), газоподібний (хлор Сl2, кисень O2, аміак NН3 тощо). Температура кипіння та плавлення цих молекулярних сполук низькі (порівняно зі сполуками з іонним та металічним зв'язком).

Тому молекулярні сполуки, як правило, леткі. Речовини, молекули яких полярні, мають вищі температури кипіння та плавлення, ніж речовини з неполярними молекулами. Вони розчиняються в полярних розчинниках, наприклад, у воді. Це пояснюється взаємним притяганням полярних молекул. Речовини, молекули яких неполярні, як правило, розчиняються в неполярних розчинниках (бензині, чотирихлористому вуглеці), але можуть розчинятися і в полярних розчинниках. Так, йод не розчиняється у воді, але розчиняється в ССl4 і спиртах

Тема 12. Іонний зв'язок

12. 1. Іонний зв'язок. Під час утворення сполук з елементів, значення електронегативностей яких дуже відрізняються, спільні електронні пари повністю зміщуються до більш електронегативного атома. У результаті утворюються іони. Наприклад, під час горіння натрію в хлорі неспарені електрони s-орбіталі атома натрію та р-орбіталей атома хлору утворюють спільну електронну пару, яка повністю зміщується до атома хлору і приєднує цей електрон. Внаслідок цього виникають нетрій-іон Nа⁺ та хлорид-іон Сl.

Іони - це заряджені частки, на які перетворюються атоми в результаті втрати або приєднання електронів .

Заряд негативного іона (аніона) дорівнює числу електронів, які атом приєднав, заряд позитивного іона (катіона) - числу електронів, що атом втратив. Протилежно заряджені іони притягуються один до одного і утворюють іонні сполуки.

Сполуки, які утворюються з іонів, називаються іонними. Зв'язок між іонами - це іонний зв'язок.

Процес віддачі електронів називається окисленням, приєднання - відновленням. Таким чином, іонний зв'язок виникає за рахунок електростатичного притягання протилежно заряджених іонів, які утворилися внаслідок процесів окислення та відновлення атомів.

Форми існування іонних сполук.

Утворені сполучення іонів NаСl, Lі2O, Са3Р2 - це іонні асоціати. У вигляді молекул вони існують тільки в газоподібному стані (за високих температур). Форма існування сполук за звичайних умов - це тверді кристалічні речовини. В їхніх кристалічних ґратках знаходяться іони. Кожний іон оточений певним числом протилежно заряджених іонів. Це число називається координаційним числом іона. Іонні речовини утворюються під час сполучення не лише одноатомних, а й багатоатомних іонів. Формули NаОН, Li2O, Са3Р2 тощо - це емпіричні формули, що відображають молярне співвідношення іонів у кристалі. Однак між іонами і ковалентним зв'язком немає різкої межі. Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. У багатьох сполуках зв'язок ніж атомами має проміжний характер між іонним і ковалентним. Чим більша різниця електронегативностей елементів, тин більший ступінь іонності зв'язку. Вважається, що коли різниця електронегативності елементів дорівнює 2,1, ступінь іонності зв'язку становить 50%. Зв'язки вважають іонними, якщо різниця електронегативностей елементів, що утворюють цей зв'язок, більша за 2,1.

12. 2. Характеристики іонного зв'язку.

На відміну від ковалентного зв'язку іонний не має напрямленості в просторі та кратності. Енергія іонного зв'язку визначається кулонівськими силами притягання протилежно заряджених іонів. Вона залежить від значень енергії іонізації атома металу та спорідненості до електрона атома неметалу. Чим менша перша величина і більша друга, тим енергетично вигіднішим є утворення іонної сполуки, тим вищою є енергія зв'язку. За звичайних умов іонні сполуки існують у вигляді твердих кристалічних речовин. Ці речовини мають високі температури плавлення та кипіння, тому вважаються нелеткими. Вони добре розчиняються у воді і погано або не розчиняються в неполярних розчинниках. У твердому стані іонні сполуки не проводять електричний струн.

Тема 13. Водневий і металічний зв'язок.

Водневий зв'язок - це трицентровий зв 'язок типу X - Н ^…. Y, який виникає через атом водню між двома електронегативними атомами X та У (най частіше атомами фтору (F), кисню (О) та азоту N)).

13. 1. Механізм утворення.

Наприклад, у молекули води атоми водню зв'язані з атомами кисню за допомогою полярного ковалентного зв'язку. Спільні електронні пари зміщуються до атома кисню. Атом водню має позитивний заряд, а атом кисню - негативний. Позитивно заряджений атом водню однієї молекули води притягується до негативно зарядженого атома кисню іншої молекули води. Між двома атомами кисню виникає зв'язок за допомогою атома водню.

Молекула води, яка має два полярних зв'язки О - Н і дві неподільні пари електронів (на кисні), може утворювати чотири водневих зв'язки з іншими молекулами. Тому в кристалі льоду кожна молекула води тетраедрично сполучена водневими зв'язками з чотирма іншими молекулами води. Водневі зв'язки утворюються в багатьох речовинах органічних (спирти, кислоти) і неорганічних (рідких аміаку, фтороводню тощо).

13. 2. Характеристика. Водневий зв'язок слабший за іонний і ковалентний, наприклад, енергія водневого зв'язку льоду О - Н ^…. О дорівнює 20 кДж/моль^-1, що становить лише 4,3% енергії ковалентного зв'язку Н - О.

Атоми, що утворюють водневий зв'язок, звичайно розташовані вздовж прямої лінії. Атом водню ноже займати такі положення: несиметричне (у димері води (Н2О) 2) і симетричне (у димері фтороводню H2F2). Водневий зв'язок може бути міжмолекулярним (у воді, спиртах, водних розчинах спиртів) і внутрішньомолекулярним (у амінокислотах, білках). Водневий зв'язок відіграє важливу роль у природі, фізіологічних і біохімічних процесах живих організмів. Він обумовлює аномально високі температури кипіння та плавлення таких речовин, як вода, аміак, фтороводень, спирти, сольватацію іонів, процеси розчинення речовин, формування структур білків, полісахаридів, утворення подвійної спіралі ДНК.

13. 3. Металічний зв'язок

Металічний зв 'язок - це багатоцентровий зе 'язок, який існує у металах та їхніх сплавах між позитивними іонами і валентними електронами, що є спільними для всіх іонів.

У металів енергія іонізації є нижчою, ніж у неметалів. Тому в них валентні електрони легко відриваються від окремих атомів і стають спільними для всього кристала. Так утворюються позитивні іони металу та електронний газ - сукупність рухливих електронів. У кристалі металу спільні електрони зв'язують багато іонів.

Металічний зв'язок існує в кристалах і розплавах усіх металів і сплавів. У чистому вигляді він характерний для лужних і лужноземельних металів. У перехідних металах зв'язок між атомами частково є ковалентним.

Металічний зв'язок є ненапрямленим, оскільки валентні електрони розподілені по всьому кристалі майже рівномірно. Незважаючи на те, що у вузлах ґраток знаходяться позитивні іони, кристалічні ґратки металів досить стабільні. Ця стабільність зумовлена електростатичним притяганням іонів і узагальнених електронів, що неперервно рухаються між іонами. Енергія металічного зв'язку менша за енергію ковалентного.

Металічний зв'язок внаслідок наявності вільних електронів обумовлює характерні загальні властивості металів і сплавів, зокрема теплову та електричну провідності. Температури плавлення та кипіння різних металів мають широкий діапазон значень: від -39,9°С (ртуть) до 3240°С (вольфрам). Температура плавлення та кипіння перехідних металів з незавершеними (d-підрівнями вищі за температури плавлення та кипіння лужних і лужноземельних металів, а також перехідних металів із завершеними d-підрівнями внаслідок більшої частки ковалентності зв'язку в перших.

Тема 14. Валентність та ступінь окислення

14. 1. Поняття "валентність" було уведено в хімію у середині XIX ст. Його класичне визначення: валентність - це здатність атома певного елемента приєднувати певне число атомів інших елементів.

Електронна теорія будови атома пояснила фізичний зміст валентності та структурних формул.

Валентність елемента визначається числом спільних електронних пар. які зв 'язують атом одного елемента з іншими атомами.

Так, валентність азоту в сполуці N2 дорівнює трьом, а в NН4Сl -чотирьом. Валентність хлору в Сl2 - дорівнює одиниці. Валентність не буває від'ємною і не може дорівнювати нулю. Поняття "валентність" можна застосувати тільки для сполук з ковалентним зв'язком (складних і простих). Вона не завжди дорівнює номеру групи періодичної системи, в якій знаходиться елемент. Це стосується, в першу чергу, елементів другого періоду: адже на зовнішньому енергетичному рівні їхніх атомів не може знаходитися більше чотирьох пар електронів, тому, наприклад, максимальна валентність азоту (елемента V групи) дорівнює чотирьом. Поняття "валентність" не можна застосувати щодо сполук з іонним і металічним зв'язком.

14. 2. Ступінь окислення.

Для характеристики стану атома в сполуці використовують формальне поняття "ступінь окислення".

Ступінь окислення - це умовний заряд атома в речовині, який виник би на атомі за умови, що спільні електронні пари повністю змістилися до більш електронегативного атома (тобто атоми перетворилися на іони).

Ступінь окислення позначається арабською цифрою (із знаком + або - перед нею) над символом елемента.

1. Ступінь окислення одноатомного іона дорівнює його заряду. Наприклад, у хлориді натрію ступінь окислення натрію становить +1, хлору -1. У сполуці NаН ступінь окислення натрію дорівнює +1, а водню -1.

2. Ступінь окислення водню в усіх сполуках, за винятком гідридів металів (NаН, СаН2 та ін.), становить +1. У гідридах металів його ступінь окислення дорівнює -1.

3. Ступінь окислення фтору в усіх його сполуках становить -1.

4. Лужні метали (Li, Na, К, Rb, Сs, Fr) в усіх сполуках мають ступінь окислення +1, а елементи головної підгрупи другої групи (Ве, Мg, Са, Sr, Ва, Rа) +2.

5. Ступінь окислення кисню в більшості сполук дорівнює -2. У фториді кисню ОF2 кисень має ступінь окислення +2. У пероксиді водню Н2О2 ступінь окислення кисню дорівнює -1, а валентність (Н-О-О-Н) дорівнює 2.

6. Ступінь окислення атомів у простих речовинах дорівнює нулю: Сl2, Вr2, Н2, Р4, S8.

7.Якщо відомий ступінь окислення одних елементів, можна визначити ступінь окислення інших елементів у сполуці. Для цього слід пам'ятати, що алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів у сполуці завжди дорівнює нулю.

8. Багато елементів мають змінний ступінь окислення. Наприклад, у сірки в сірководні Н2S він дорівнює -2, у діоксиді S02 - +4, у триоксиді сірки SO3 - +6.

9. Вищий позитивний ступінь окислення елемента в його сполуках дорівнює номеру групи періодичної системи, в якій знаходиться цей елемент. Наприклад, магній, що міститься у другій групі, має ступінь окислення +2, марганець (сьома група) - +7.

10.У сполуках неметалів з воднем їхні ступені окислення змінюються від - 4 (у елементів IV групи) до -1 (у елементів VII групи), що визначається числом електронів, які атом неметалу відтягує від атомів водню. Наприклад, ступінь окислення вуглецю у метані СН4 дорівнює - 4, азоту в аміаку NН3 - 3, кисню у воді Н2O -2, фтору у фтороводні НF -1.

Властивості твердих речовин залежно від типу зв'язку.

У твердих речовинах відстані ніж частками (молекулами, атомами, іонами) малі, а сили взаємодії між ними - великі. Тверде тіло має певний об'єм і форму, більшу густину, ніж гази і рідини (виняток -вода), його частки не рухаються вільно, як у газах і рідинах, а розташовані у просторі певним чином. Частки твердої речовини коливаються навколо рівноважних положень. Розрізняють дві форми твердої речовини - кристалічну та аморфну. У кристалічній речовині частки мають упорядковане просторове розташування - утворюють кристалічні ґратки, в аморфній - розміщені безладно. Деякі речовини можна одержати у кристалічній та аморфній формах. Кристалічні гратки - це розташування в просторі іонів, атомів або молекул у певному систематичному порядку. Кристали кожної кристалічної речовини мають характерну форму. Наприклад, кристали хлориду натрію мають форму куба, нітрату кальцію - правильних октаедрів.

Число часток (атомів, молекул, іонів), які оточують частку в кристалічних гратках або молекулі, називається координаційним числом.

У кристалі хлориду натрію координаційне число іонів натрію та хлору дорівнює шести. Залежно від природи часток, що утворюють кристалічні ґратки, розрізняють такі їхні типи: іонні, атомні, молекулярні та металічні.

Речовини з різними типами кристалічних ґраток мають різні властивості. Речовини молекулярної будови характеризуються сталим складом - це дальтоніди. Вони підлягають закону сталості складу речовин.

Речовини немолекулярної будови - атомної, іонної, металічної здебільшого мають змінний склад і належать до бертолідів.

Тема 15. Класифікація хімічних реакцій

Класифікація хімічних реакцій.

Хімічні реакції класифікують за різними ознаками.

· За зміною числа вихідних і кінцевих речовин розрізняються такі реакції:

15. 1.Реакції сполучення, під час яких з двох або кількох речовин утворюється одна нова: А + В + ... = С.

В органічній хімії такі реакції називаються реакціями приєднання. До них належать реакції гідрування, гідратації, полімеризації тощо.

15. 2. Реакції розкладу, під час яких з однієї речовини утворюється декілька нових: С А + В+...

В органічній хімії до них відносяться реакції дегідрування, або дегідрогенізації та реакції дегідратації.

15. 3. Реакції заміщення, під час яких проста речовина заміщує частину складної речовини і в результаті утворюються нова проста та нова складна речовини: АВ + С АС + В.

В органічній хімії такими реакціями називають реакції, під час яких атоми простих речовин або групи атомів складних речовин займають місце якогось атома в складній речовині з утворенням двох складних речовин.

15. 4. Реакції обміну, під час яких молекули складних речовин обмінюються складовими частками: АВ + СВ АС + ВД.

· За зміною ступенів окислення елементів, які входять до складу реагуючих речовин, розрізняють окисно-відновні реакції та реакції, що відбуваються без зміни ступенів окислення-відновлення.

· За виділенням або поглинанням енергії реакції поділяють на екзотермічні та ендотермічні.

· Залежно від реагентів розрізняють реакції галогенування, нітрування, гідрування (або гідрогенізації), гідратації.

· Залежно від природи часток, які беруть участь у реакції (молекули, іони або радикали) реакції поділяють на молекулярні, іонні та ланцюгові або радикальні.

· За типом енергетичної дії на речовину розрізняють такі реакції: термохімічні, електрохімічні (електроліз) фотохімічні (фотосинтез) тощо.

· Залежно від фазового стану середовища реакції поділяють на гомогенні та гетерогенні.

· За наявністю каталізатора розрізняють каталітичні та некаталітичні реакції. Одна й таж реакція за різними ознаками може належати до різних типів.

Тема 16. Окисно - відновні реакції

Окислювально-відновні реакції.

Реакції, під час яких змінюються ступені окислення елементів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окислювально-відновними.

Процес віддачі електронів - це окислення, приєднання електронів - відновлення. Елементи, а отже, й речовини, які віддають електрони - відновники, які їх приєднують - окислювачі.

Відновна властивість елемента - це здатність віддавати електрони, окисна властивість - приєднувати їх. Окислення завжди супроводжується відновленням і навпаки.

Відновники, віддаючи електрони, окислюються, а окислювачі, приєднуючи їх, відновлюються.

Окислювально-відновні реакції - це єдність двох протилежних процесів - окислення та відновлення.

Окислювально-відновні властивості елементів залежать від їхньої електронегативності: чим більша електронегативність елемента, тим сильніші його окислювальні властивості і, навпаки, чим менша електронегативність елемента, тин сильніші його відновні властивості.

Один і той же елемент може виявляти різні властивості: окислювальні (у високих ступенях окислення) і відновні (у нижчих ступенях окислення).

Один і той же елемент в одному і тому ж ступені окислення залежно від умов реакції може виявити як окислювальні, так і відновні властивості.

Гальванічний елемент.

Процес взаємодії цинку з сульфатом міді складається з двох процесів, що відбуваються одночасно, - окислення цинку і відновлення іонів міді:

Zn + СuSО4 = ZnSО4 + Сu

(молекулярне рівняння)

Zn + Сu⁺² = Zn⁺² + Сu

(іонне рівняння)

Ці два процеси можуть відбуватися окремо один від одного у спеціальному приладі, який називається гальванічним елементом.

Гальванічний елемент можна скласти з двох нерозчинних у воді металів (наприклад, цинку та міді), занурених у розчин їхніх солей (сульфату цинку та сульфату міді). Посудини з розчином з'єднують трубкою, заповненою нейтральним електролітом (наприклад, KNO3). Якщо пластинки з'єднати дротом, від цинку до міді піде електричний струм, тобто почнуть рухатись електрони. Цинк розчиняється, а іони міді відновлюються на пластинці.

У замкненому гальванічному елементі відбувається взаємодія між двома компонентами, які не торкаються один одного - металом і розчином солі іншого металу. Позитивні іони знаходяться в розчині, електрони - на пластинці, утворюючи подвійний електричний шар. Пластинка металу одержує негативний заряд щодо розчину, розчин -позитивний заряд щодо металу. Між металом і розчином його солі виникає різниця потенціалів, яку називають електродним потенціалом металу. Значення електродного потенціалу металу визначають щодо нормального водневого електрода, потенціал якого вважають рівням нулю.

Нормальний водневий електрод - це платинова пластинка, занурена в розчин сірчаної кислоти, молярна концентрація якого 0,5 моль/л, з молярною концентрацією водень-іонів, що дорівнює 1 моль/л. Через цей розчин пропускають газоподібний водень під тиском 101 325 Па.

Електродний потенціал.

Різниця потенціалів між металом, зануреним у розчин його солі з молярною концентрацією солі 1 моль/л, і водневим електродом називається нормальним. або стандартним електродним потенціалом.

Вимірюючи електродні потенціали металів, одержали ряд стандартних електродних потенціалів - електрохімічний ряд напруг, або ряд витіснення металів.

Ряд стандартних електродних потенціалів металів характеризує їхні окислювально-відновні властивості лише у водних розчинах. За допомогою цього ряду можна визначити напрямок окислювально-відяовних реакцій між окремими металами та їхніми іонами.

У гальванічному елементі окисником є електрохімічна система з вищим електродним потенціалом. Метал з нижчим електродним потенціалом розчиняється. Електрони рухаються від металу з меншим електродним потенціалом до металу з більшим.

Електрорушійна сила (ЕРС) гальванічного елемента дорівнює різниці потенціалів його електродів. Чим далі знаходяться метали один від одного у ряду стандартних електродних потенціалів, тим більша електрорушійна сила гальванічного елемента, який з них складається.

Тема 17. Електроліз

17. 1. Електроліз.

Якщо у розчин електроліту занурити два електроди та з'єднати їх джерелом постійного струну, рух іонів стане напрямленим: позитивні іони будуть рухатися до катода, негативні - до анода. Ланцюг замкнеться, через розчин піде електричний струм. Катіони біля катода приєднують електрони, перетворюючись на нейтральні атоми. На катоді відбувається відновлення. Аніони біля анода віддають електрони. На аноді протікає процес окислення. На електродах і в розчині хімічні реакції відбуваються за допомогою електричного струму.

Розглянемо електроліз водного розчину хлориду міді (II) з вугільними електродами. У водному розчині хлорид міді дисоціює на іони:

СuСl2Сu²⁺+ 2Сl^-.

Під час пропускання через цей розчин постійного електричного струму катіони міді рухаються до катода, а аніони хлору - до анода. На катоді має місце надлишок електронів. Катіони міді захоплюють з катода електрони, відновлюються та перетворюються на електронейтральні атоми міді:

Сu²⁺+2е^- Сu.

Іони хлору на зарядженому позитивно аноді віддають електрони, окислюються та перетворюються на електронейтральні атоми хлору, які утворюють молекули:

2Сl^- - 2е^- Сl2.

Катод покривається червоним шаром міді, а біля анода виділяється газоподібний хлор, який легко визначити за запахом.

Таким чином, під дією електричного струму хлорид міді (II) розкладається на мідь і хлор.

Окисно-відновні реакції, що відбуваються на електродах під час пропускання електричного струну через розчин або розплав електроліту, називаються електролізом.

Багато факторів (густина струму на електродах, матеріал електродів, природа розчинника, концентрація іонів у розчині та ін.) впливають на процес і кінцеві продукти електролізу.

17. 2. Під час електролізу водних розчинів солей металів, які в ряду стандартних електродних потенціалів знаходяться після водню, на катоді виділяється метал.

Електроліз водних розчинів солей металів, що в ряду стандартних електродних потенціалів розташовані перед марганцем, супроводжуються виділенням водню на катоді.

Під час електролізу водних розчинів солей металів, які в ряду стандартних електродних потенціалів знаходяться між алюмінієм і воднем, на катоді одночасно виділяються метал і водень.

Якщо в розчині знаходяться катіони кількох металів, під час електролізу першими відновлюються катіони металу, який має більші значення електродного потенціалу.

При електролізі використовують нерозчинні та розчинні аноди Нерозчинні аноди виготовляють здебільшого з вугілля або платини, розчинні - з цинку, міді, нікелю та інших металів.