Правило электронейтральности

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

Правило электронейтральности

Электроотрицательность (ЭО)  — это способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами.

Электроотрицательность зависит от расстояния между ядром и валентными электронами, и от того, насколько валентная оболочка близка к завершенной. Чем меньше радиус атома и чем больше валентных электронов, тем выше его ЭО.

Фтор является самым электроотрицательным элементом. Во-первых, он имеет на валентной оболочке 7 электронов (до октета недостает всего 1-го электрона) и, во-вторых, эта валентная оболочка (…2s2 2p5) расположена близко к ядру.

Менее всего электроотрицательны атомы щелочных и щелочноземельных металлов. Они имеют большие радиусы и их внешние электронные оболочки далеки от завершения. Им гораздо проще отдать свои валентные электроны другому атому (тогда предвнешняя оболочка станет завершенной), чем «добирать» электроны.

Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом.

Разность электроотрицательностей элементов в соединении (ΔX) позволит судить о типе химической связи. Если величина Δ X = 0  –  связь ковалентная неполярная.

При разности электроотрицательностей до 2,0 связь называют ковалентной полярной, например: связь H—F в молекуле фтороводорода HF: Δ X = (3,98 — 2,20) = 1,78

Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,0 считаются ионными. Например: связь Na—Cl в соединении NaCl: Δ X = (3,16 — 0,93) = 2,23.

 Степень окисления

Степень окисления (СО) — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

При образовании ионной связи происходит переход электрона от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному, атомы теряет свою электронейтральность, превращается в ионы. возникают целочисленные заряды.

При образовании ковалентной полярной связи электрон переходит не полностью, а частично, поэтому возникают частичные заряды (на рисунке ниже HCl).

Представим, что электрон перешел полностью от атома водорода к хлору, и на водороде возник целый положительный заряд +1, а на хлоре -1. такие условные заряды и называют степенью окисления.

На этом рисунке изображены степени окисления, характерные для первых 20 элементов.
Обратите внимание. Высшая СО как правило равна номеру группы в таблице Менделеева.

У металлов главных подгрупп – одна характерная СО, у неметаллов, как правило, наблюдается разброс СО.

Поэтому неметаллы образуют большое количество соединений и обладают более «разнообразными» свойствами, по сравнению с металлами.

Примеры определения степени окисления

Определим степени окисления хлора в соединениях:

Те правила, которые мы рассмотрели не всегда позволяют рассчитать СО всех элементов, как например в данной молекуле аминопропана.

Здесь удобно пользоваться следующим приемом:

1)Изображаем структурную формулу молекулы, черточка – это связь, пара электронов.

2) Черточку превращаем в стрелку, направленную к  более ЭО атому. Эта стрелка символизирует переход электрона к атому. Если связаны два одинаковых атома, оставляем черту как есть – нет перехода электронов.

3) Считаем сколько электронов «пришло» и «ушло».

Например, посчитаем заряд первого атома углерода. Три стрелки направленны к атому, значит, 3 электрона пришло, заряд -3.

Второй атом углерода: водород отдал ему электрон, а азот забрал один электрон. Заряд не поменялся, равен нулю. И т.д.

Валентность

Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

В основном, под валентностью  понимается способность  атомов к образованию определённого числа ковалентных связей.  Если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами, т.е.

его валентность будет равна n + m. При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации «возбуждённого»  состояния.

Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4 (например, в Be(OH)42-, BF4— и NH4+), фосфора — 5 (PCl5), серы — 6 (H2SO4), хлора — 7 (Cl2O7).

В ряде случаев, валентность может численно совпадать со степенью окисления, но ни коим образом они не тождественны друг другу. Например, в молекулах  N2 и CO реализуется тройная связь (то есть валентность каждого атома равна 3), однако степень окисления азота равна 0, углерода +2, кислорода −2.

В азотной кислоте степень окисления азота равна +5, тогда как азот не может иметь валентность выше 4, т.к имеет только 4 орбитали на внешнем уровне (а связь можно рассматривать как перекрывание орбиталей). И вообще, любой элемент второго периода по этой же причине не может иметь валентность большую 4.

Ещё несколько «коварных» вопросов, в которых часто делают ошибки.

Источник: http://himege.ru/stepen-okisleniya-valentnost/

Принцип Полинга электронейтральности • ru.knowledgr.com

Правило электронейтральности

Принцип Полинга электронейтральности заявляет, что у каждого атома в стабильном веществе есть обвинение близко к нолю. Это было сформулировано Линусом Полингом в 1948 и позже пересмотрено.

Принцип использовался, чтобы предсказать, какой из ряда молекулярных структур резонанса будет самым значительным, чтобы объяснить стабильность неорганических комплексов и объяснить существование π-bonding в составах и многоатомных анионах, содержащих кремний, фосфор или серу, соединенную с кислородом; это все еще призвано в контексте комплексов координации.

Однако современные вычислительные методы указывают, что у многих стабильных составов есть большее распределение обвинения, чем принцип предсказывает (они содержат связи с большим ионным характером).

История

Pauling сначала заявил его «постулат существенной электронейтральности атомов» в 1948 в лекции Liversidge (в широко располагающейся газете, которая также включала его идеи о вычислении степеней окисления в молекулах):

: “…

электронная структура веществ такая, которая заставляет каждый атом иметь по существу нулевое проистекающее электрическое обвинение, сумму дрейфа быть не больше, чем о +/-½, и эти проистекающие обвинения находятся в собственности, главным образом, большей частью electropositive и electronegative атомами и распределены таким способом как, чтобы соответствовать электростатической стабильности».

Немного исправленная версия была издана в 1970:

: “У стабильных молекул и кристаллов есть электронные структуры, таким образом, что электрический заряд каждого атома близко к нолю. Близко к нулевым средствам между-1 и +1. ”\

Полинг сказал в своей лекции Liversidge в 1948, что его вело к принципу рассмотрение ионного соединения. В газовой фазе у молекулярного фторида цезия есть полярная ковалентная связь. Значительные различия в electronegativity дают расчетный ионный характер 9%.

В кристалле (у CsF есть структура NaCl с обоими ионами, являющимися с 6 координатами), если бы у каждой связи есть 9%-й ковалентный характер, общее количество covalency Cs и F составило бы 54%.

Это было бы представлено одной связью, резонирующей между этими шестью положениями, и полный эффект будет состоять в том, чтобы уменьшить обвинение на Cs к приблизительно + 0.5 и фторид к-0.5. Казалось разумным ему, что такое сокращение будет общим.

Объяснение структуры принято водородным цианидом

Есть две возможных структуры для водородного цианида, HCN и CNH, отличаясь только относительно положения водородного атома.

Структура с водородом, приложенным к азоту, CNH, приводит к формальным обвинениям-1 на углероде и +1 на азоте, за который частично дал бы компенсацию electronegativity азота, и Pauling вычислил чистые обвинения на H, N и C как-0.79, +0.75 и +0.04 соответственно.

По контрасту у структуры с водородом, соединенным с углеродом, HCN, есть формальные обвинения на углероде и азоте 0, и эффект electronegativity азота сделал бы обвинения на H, C и N +0.04, +0.17 и-0.21. Тройная структура хранящаяся на таможенных складах поэтому одобрена.

Относительный вклад структур резонанса (canonicals)

Как пример cyanate иону (OCN) можно назначить три резонанса structures: –

У

самой правой структуры в диаграмме есть обвинение-2 на атоме азота. Применяя принцип электронейтральности это может быть идентифицировано как только незначительный участник. Дополнительно, поскольку большая часть electronegative атома должна нести отрицательный заряд, тогда тройная структура хранящаяся на таможенных складах предсказана, чтобы быть крупным участником.

Стабильность комплексов

hexaammine кобальт (III) комплекс [у Ко (Нью-Хэмпшир)] было бы все обвинение на центральном атоме Ко, если бы соединение с молекулами аммиака было электростатическим. С другой стороны, ковалентная связь привела бы к обвинению-3 на металле и +1 на каждом из атомов азота в молекулах аммиака.

Используя принцип электронейтральности предположение сделано этим, у ОБМАННОЙ связи будет 50%-й ионный характер, таким образом приводящий к нулевому обвинению на атоме кобальта. Из-за различия в electronegativity связь N-H была бы 17%-й ионный характер и поэтому обвинение 0,166 на каждом из 18 водородных атомов.

Это по существу распространяет 3 + обвинение равномерно на «поверхность» сложного иона.

π-bonding в oxo составляет составы Си, P, и S

Полинг призвал принцип электронейтральности в газете 1952 года, чтобы предположить, что соединение пи присутствует, например, в молекулах с 4 связями Си-O.

Атомы кислорода в таких молекулах создали бы полярные ковалентные связи с кремниевым атомом, потому что их electronegativity (власть удаления электрона) был выше, чем тот из кремния. Полинг вычислил, обвинение растут на кремниевом атоме из-за различия в electronegativity, чтобы быть +2.

Принцип электронейтральности привел Полинга к заключению, что передача обвинения от O до Си должна произойти, используя d orbitals формирование π-bond, и он вычислил, что этот π-bonding составлял сокращение связи Си-O.

Смежное правило обвинения

«Смежное правило обвинения» было другим принципом Полинга для определения, сделает ли структура резонанса значительный вклад. Сначала изданный в 1932, это заявило, что структуры, которые поместили обвинения того же самого знака на смежных атомах, будут неблагоприятны.

Источник: https://ru.knowledgr.com/19723172/%D0%9F%D1%80%D0%B8%D0%BD%D1%86%D0%B8%D0%BF%D0%9F%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D0%BD%D0%B3%D0%B0%D0%AD%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BD%D0%B5%D0%B9%D1%82%D1%80%D0%B0%D0%BB%D1%8C%D0%BD%D0%BE%D1%81%D1%82%D0%B8

Доктор-про
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: