ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Химическая связь и свойства веществ из "Практикум по общей химии" Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии. Напротив, разрыв связи требует затраты энергии. [c.67] Если связующая пара электронов окажется на равном расстоянии от обоих ядер, ковалентная связь считается неполярной. При смещении электронной пары в сторону атома, более склонного к их присоединению (более электроотрицательного), связь становится полярной, и если это смещение выражено весьма резко, связь считается ионной. Примеры строго неполярных связей (С—С, Н — Н, С1—С1), полярных (С —С1, Н—С1, Н —Вг), ионных (Ыа—С1, К — Вг) показывают, что чем больше различие в природе соединяющихся атомов, тем более их связь является полярной и, наконец, ионной. Однако целиком ионных связей нет, так как атом, отдавая электрон, получает способность притягивать его обратно и, следовательно, отрицательный заряд в молекуле не строго локализован около другого, более электроотрицательного атома. Это ограничение ионного характера связи имеет существенное значение для оценки различных свойств соединений. Огромному большинству соединений свойственны связи различной степени полярности — слабополярные (8 — С1, С — О), более полярные Н — С1, Н — Р. Ионные связи встречаются сравнительно редко (в галидах и оксидах щелочных и щелочноземельных металлов), но и в этих случаях с вышеуказанным ограничением. В молекулах, составленных из одинаковых атомов На, Ог, За ИТ. П., связи неполярные. [c.67] Природа межмолекулярных связей (их не принято называть химическими) также электрическая, однако эти связи значительно менее прочны (в 10—100 раз), чем межатомные. [c.67] Валентность. Окислительное число. Валентность — это мера способности атома элемента к образованию химических связей с атомами других или того же самого элемента. Так, хлор в НС1 одновалентен, кислород в HjO двухвалентен и т. д. В пособиях по химии не всегда однозначно указываются валентные числа атомов элементов из-за трудности всей проблемы химической связи в целом. В настоящем посрбии авторы пользуются как понятием валентность , так и окислительное число . Под валентностью элемента подразумевается число одиночных электронов, которые атом выделил для образования химических связей. Азот в NH, трехвалентен, но в HNO3 не пятивалентен, так как атом азота не имеет пяти одиночных электронов (см. стр. 213). В молекуле Nj азот трехвалентен (а не нульвалентен), так как каждый из атомов азота выделил по три электрона для создания трех связующих электронных пар. Углерод во всех лучаях четырехвалентен, кислород двухвалентен. Для интерметаллических соединений обычное понятие валентности неприменимо и этот вопрос в практикуме не рассматривается. Валентность указывается без знака плюс или минус. [c.68] Чтобы оценить электрическую поляризацию атома, а именно приближение к нему электронов от других атомов или отдаление от него его собственных электронов, употребляется понятие окислительного числа со знаком плюс или минус. [c.68] Окислительное число указывает, сколько электронов отдалено от атома или притянуто к нему от другого атома. Мера удаления или приближения электронов к атому в окислительном числе не отражена. [c.68] Для определения знака окислительного числа пользуются такими физическими характеристиками, как энергия ионизации атомов I и сродство к электрону Е. [c.69] При соединении двух атомов перемещение электронов происходит в сторону того из них, у которого величина ЭО больше. Очевидно, атом с большей ЭО будет иметь в соединении отрицательное окислительное число, и напротив. Так, в окислительное число мышьяка +5, а в MgзAs2 оно —3. Окислительное число водорода в НзО + 1, а в ЫаН оно —1. [c.69] Таким образом, значение ЭО используется для решения многих вопросов, но считать ее единственным критерием при оценке химических свойств элементов не следует. Возможности использования ЭО ограничены, так как ее величина вычислена для идеально изолированных атомов, тогда как реально реагирующие вещества состоят из атомов, связанных между собой. И, конечно, нужно иметь в виду, кроме того, что атомы элементов в различных валентных состояниях имеют различную электроотрицательность. [c.69] Таким образом, определение температуры плавления служит одним из указаний на степень чистоты вещества. [c.70] Опыт 2. Электропроводность расплавов и растворов, а. Поместите в тигель немного нитрата натрия, установите тигель в прибор для обнаружения электропроводности (рис. 42), включите полностью реостат и нагревайте тигель на сильном пламени горелки. При первом появлении признаков плавления соли уменьшите нагревание и постепенно выключайте реостат. Как только расплав начнет проводить ток, прекратите опыт (выньте электроды), чтобы не пережечь прибор. Заметьте, что расплавы ионных веществ обладают хорошей электропроводностью. [c.71] Для опытов а и б используйте тигель, для опыта в—стакан. [c.71] Опыт 3. Электропроводность растворов уксусной и хлор-уксусной кислот. Составьте структурные формулы кислот уксусной СНдСООН, монохлоруксусной СН2С1СООН, дихлоруксусной СНО СООН и трихлоруксусной СС1зСООН. [c.71] Пользуясь прибором для определения электропроводности, сравните электропроводность указанных кислот. Для этого возьмите децимолярный раствор каждой кислоты. Измерение силы тока производите при одинаковых условиях. Перед погружением электродов в каждый новый раствор ополаскивайте их дистиллированной водой. Напишите уравнения электролитической диссоциации каждой из четырех кислот, зная, что молекулы кислот диссоциируют на ион водорода и анион кислоты. [c.71] Как видим, присоединение брома происходит за счет разрыва пи-связи, менее прочной, чем сигма-связь. Объясните различия в свойствах а- и я-связи (см. учебник). [c.72] Опыт 5. Ионность связи и цветность неорганических соединений. В области неорганической химии найдена зависимость, за некоторыми исключениями, между окраской веществ и ионным характером связи между атомами в их составе. Можно заметить, что уменьшение в различии природы атомов, а следовательно, ослабление ионного характера связи способствуют появлению и усилению окраски веществ. [c.72] Обратите внимание, что в растворах ионы натрия, калня, цинка и многих других, имеющих законченную и, следовательно, стабильную электронную оболочку, бесцветны. Сопоставьте эту особенность с окраской комплексных ионов Ni(H20) +, Сг(Н20)а и др., имеющих менее стабильные электронные оболочки. [c.72] Окраска соединений зависит от поглощения электронами света в видимой части спектра. Наблюдения окраски ряда сухих веществ и их растворов показали, что такое поглощение света характерно для электронов менее стабильных электронных оболочек, тогда как электроны более стабильных оболочек поглощают свет в ультрафиолетовой части спектра, почему вещества остаются бесцветными. [c.72] Вернуться к основной статье