Найактивніший неметал – Флуор, він є найбільш сильним окисником; найактивніші метали – Рубідій, Цезій, Францій, вони є найбільш сильними відновниками, а їх гідроксиди – найсильніші основи.
Номер групи, в якій знаходиться елемент, дорівнює значенню вищого ступеня оксидації його атома. Такого ступеня оксидації можуть досягати не всі елементи даної групи (наприклад, Оксиген, Флуор). Для деяких елементів (Купрум, Аргентум, Аурум) відомі сполуки, в яких вони проявляють ступінь оксидації більший, ніж номер групи. Для неметалів нижчий ступінь оксидації відповідає числу електронів, які атому необхідно приєднати для утворення стійкої восьмиелектронної конфігурації. Так, для p-елементів VII, VI, V і IV груп вона дорівнює відповідно -1, - 2, - 3, - 4.
Форма і властивості сполук, що утворені даним елементом, визначає ступінь окиснення його атомів. Так, наприклад, формула селенової кислоти H2SeO4 аналогічна формулі сульфатної кислоти H2SO4. Властивості оксидів і гідроксидів залежать від ступеня окиснення елементів, що їх утворюють. Якщо даний елемент проявляє змінну ступінь окиснення, то із збільшенням ступеня окиснення властивості останніх змінюються від основних через амфотерні до кислотних.
Приклад. В якомуперіоді і в якій групі знаходяться елементи, атоми яких мають таку будову зовнішнього та передостаннього електронних шарів: а) 2s22p63s23p1; б) 3s23p63d54s2? До якого електронного сімейства відносяться ці елементи? Який їх вищий ступінь окиснення? Складіть формули оксидів, що відповідають вищим ступіням окиснення цих елементів.
Розв’язання. Кількість енергетичних рівнів у атомі дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться даний елемент.
а) Електрони атома розташовані на трьох енергетичних рівнях, таким чином, цей елемент знаходиться у третьому періоді. Загальне число електронів s- і p-підрівнів останнього (зовнішнього) електронного шару дорівнює трьом, це означає, що елемент розташований у третій групі, головній підгрупі. У 3-му періоді, третій групі головної підгрупи знаходиться елемент Алюміній. У атома Алюмінію останній електрон розташований на p-підрівні, отже, елемент належить до p-електронного сімейства. Віддаючи три електрони із зовнішнього рівня, атом Алюмінію перетворюється в іон зі ступенем окиснення +3. Формула оксиду – AI2O3.
б) Електрони атома розташовані на чотирьох квантових рівнях, отже, даний елемент знаходиться у четвертому періоді. Загальне число s-електронів зовнішнього рівня і d-підрівня незавершеного рівня дорівнює семи, отже, елемент розташований у сьомій групі, побічній підгрупі. У четвертому періоді, VII групі побічній підгрупі знаходиться Манган. Останній електрон займає d-підрівень, Манган – d-елемент. Вищий ступінь окиснення +7. Формула оксиду, що відповідає такому ступеню окиснення, Mn2O7.
Зв’язок, що утворений загальними електронними парами, називають ковалентним. Це зв’язок двоцентровий, двоелектронний. Основні властивості ковалентного зв’язку: насичуваність, напрямленість, поляризованість.
Насичуваність ковалентного зв’язку пояснюється наявністю у атому того чи іншого елемента певного числа неспарених електронів. Валентність, що визначається загальним числом неспарених електронів у атомі, або числом неспарених електронів, що утворюються при послідовному збудженні атому, називають спін-валентністю.
В атомах більшості елементів число валентних електронів може змінюватися в залежності від того, знаходиться атом у нормальному або збудженому стані. Наприклад, атом Сульфуру може проявляти змінну валентність. Схема розподілу електронів зовнішнього рівня атома Сульфуру по квантовим коміркам має вигляд:
16S
3s2 3p4
Число неспарених електронів 2, валентність 2.
Атоми Сульфуру мають вільні d-орбіталі, для них можливі збуджені стани, що супроводжуються переходом одного 3p- і одного 3s-електрону на d-підрівень із збільшенням числа валентних електронів:
3s2 3p3 3d1
Число неспарених електронів 4, валентність 4.
16S
**
3s1 3p3 3d2
Число неспарених електронів 6, валентність 6.
На відміну від атома Сульфуру в атомі Оксигену як елемента другого періоду відсутній d-підрівень, збудженого стану немає. Схема розподілу електронів зовнішнього рівня атома Оксигену:
8О
Число неспарених електронів 2, валентність 2.
Напрямленість ковалентного зв’язку обумовлена тим, що електронні хмари атома мають певну конфігурацію і розташування в просторі.
При взаємодії атомів між ними виникає хімічний зв’язок, що приводить до утворення стійких багатоатомних систем – молекул, молекулярних іонів, кристалів.
Причина виникнення хімічного зв’язку обумовлена тим, що утворення молекул супроводжується виграшем енергії.
Розпізнають ковалентний, іонний і металічний зв’язки. Для опису хімічних зв’язків у наш час найбільше поширення одержали методи – метод валентних зв’язків (ВЗ) і метод молекулярних орбіталей (МО). В основі цих методів лежать уяви квантової механіки.
Метод валентних зв’язків передбачає участь в утворенні ковалентних зв’язків не тільки “чистих” атомних орбіталей, але й “змішаних”, так званих гібридних атомних орбіталей. При гібридизації первісна форма і енергія орбіталей (електронних хмар) взаємно змінюються і утворюються орбіталі нової однакової форми і однакової енергії. Число гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних. Наприклад, при змішуванні однієї s- і однієї p-орбіталі відбувається sp-гібридизація, за рахунок якої утворюється дві так звані q-орбіталі, що розташовані під кутом 1800. При змішуванні однієї s-орбіталі і двох p-орбіталей (sp2-гібридизація) утворюється три гібридних q-орбіталі, що розташовані в одній площині під кутом 1200. При sp3-гібридизації утворюється чотири q-орбіталі, що розташовані під кутом 109028¢ (тетраедр), а при sp3d2-гібридизації – шість q-орбіталей, що розташовані під кутом 900 (октаедр).
Поляризуємість ковалентного зв’язку пояснюється різною електронегативністю атомів, що утворюють молекулу. Електронна хмара зв’язку (електронна пара) зміщується до більш електронегативного атома, і у молекулі відбувається зміщення центрів ваги позитивних і негативних зарядів. Такі молекули називають диполями. Відстань між центрами ваги позитивних і негативних зарядів називають довжиною диполя. Полярність молекули, як і полярність зв’язку, оцінюють величиною її дипольного моменту, що являє собою добуток довжини диполя на абсолютне значення заряду: m=le.
Чим більше різниця в електронегативності двох елеменнтів, тим більш полярний хімічний зв’язок між їх атомами. Іонний тип зв’язку можна розглядати як крайній випадок полярного зв’язку. Так, при взаємодії лужних і лужно-земельних металів із типовими неметалами (наприклад, з галогенами) утворюються сполуки (галогеніди), що відносяться до сполук з іонним типом зв’язку (NaCI, CsF тощо). Зв’язок такого типу здійснюється в результаті взаємного електростатичного притягання протилежно заряджених іонів. При цьому слід мати на увазі, що навіть у таких сполуках не відбувається повного відокремлювання негативного і позитивного зарядів, тобто повного переходу від одного атому до другого.
За способом перекривання електронних хмар розпізнають s-, p- та d-зв’язки. Якщо перекривання електронних хмар йде вздовж лінії, що з’єднує центри взаємодіючих атомів, то такий зв’язок називають s-зв’язком. Якщо перекривання електронних хмар йде перпендикулярно лінії, що з’єднує ядра атомів по обидві боки від неї, то зв’язок називають p-зв’язком. Якщо d-електронні хмари, що розташовані у паралельних площинах, перекриваються всіма чотирма пелюстками, то такий зв’язок називають d-зв’язком. У молекулах, що містять подвійні та потрійні зв’язки, є p- та s-зв’язки.
Ковалентний зв’язок може утворюватися також за донорно-акцепторним механізмом. Зв’язок, що здійснюється за рахунок неподіленої електронної пари однієї з частин (донора) і вільної квантової комірки іншого атому (акцептора), називають донорно-акцепторним або координаційним. Розглянемо утворення складного комплексного іона [Zn(NH3)4]2+, Zn – d-елемент. Будова зовнішнього і передостаннього d-підрівня атому Zn і двозарядного іона Zn2+ має вигляд:
3d 4s 4p
Zn0
Zn2+
¾¾¾¾¾¾® sp3 -гібридизація
Кожна з чотирьох молекул амоніаку дає по одній неподіленій парі електронів ((NH3), які займають чотири гібридні sp3-орбіталі Zn2+. Комплекс має тетраедричну будову. Zn2+ – акцептор, Нітроген молекул амоніаку – донор.
Між деякими молекулами виникає водневий зв’язок. Він обумовлений тим, що атом Гідрогену, що хімічно зв’язаний в одній молекулі з атомом елемента з високою електронегативністю (наприклад, Флуору, Оксигену, Нітрогену), може з’єднуватися ще з атомом цього ж елемента або іншим подібним атомом з другої молекули. Водневий зв’язок позначається пунктиром, наприклад, H-F···H-F···H-F. Водневий зв’язок займає проміжне положення між електростатичним притяганням і донорно-акцепторною взаємодією, він менш міцний, ніж звичайний хімічний, але впливає на багато властивостей речовин. Наприклад, є причиною асоціації молекул води, фтороводню, оцтової кислоти, що утруднює їх відрив один від одного і є причиною аномально високих температур плавлення і кипіння цих речовин.
Вчення про хімічний зв’язок - центральна проблема сучасної хімії. Не знаючи природи взаємодії атомів у речовині, не можна зрозуміти причини різноманіття хімічних сполук, їх властивостей, будови і реакційної здатності. За звичайними умовами атоми і молекули не існують індивідуально. Вони завжди складають лише частини високої організації речовини, що практично приймає участь у хімічних перетвореннях.
Приклад. Складіть електронну схему молекули HCI. Як змінюється полярність у ряді HCI, HBr, HI?
Розв’язання. В електронних схемах електрони, що знаходяться на зовнішньому енергетичному рівні, позначають крапками, що розташовані навколо хімічного символу атому. Загальні для двох атомів електрони показують крапками, що розташовані між їх хімічними символами.
1Н 1s1 17 CI…3s2 3p5 Н × + × CI ® H: CI
1s1 3s2 3p5
+ +
У ряді HCI, HBr, HI полярність зв’язку буде зменшуватися. Це пояснюється тим, що зменшується різниця електронегативності (ЕН) атомів при переході від HCI до HBr і HI:
ЕНHCI = 3,0 – 2,1 = 0,9; ЕНHBr = 2,8 – 2,1 =0,7; ЕНHI = 2,6 – 2,1 = 0,5.
