Что такое электроотрицательность химических элементов. Электроотрицательность атомов и групп

Электроотрицательность, как и прочие свойства атомов химических элементов, изменяется с увеличением порядкового номера элемента периодически:

График выше демонстрирует периодичность изменения электроотрицательности элементов главных подгрупп в зависимости от порядкового номера элемента.

При движении вниз по подгруппе таблицы Менделеева электроотрицательность химических элементов уменьшается, при движении вправо по периоду возрастает.

Электроотрицательность отражает неметалличность элементов: чем выше значение электроотрицательности, тем более у элемента выражены неметаллические свойства.

Степень окисления

Как рассчитать степень окисления элемента в соединении?

1) Степень окисления химических элементов в простых веществах всегда равна нулю.

2) Существуют элементы, проявляющие в сложных веществах постоянную степень окисления:

3) Существуют химические элементы, которые проявляют в подавляющем большинстве соединений постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

Элемент	Степень окисления практически во всех соединениях	Исключения
водород H	+1	Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, например:
кислород O	-2	Пероксиды водорода и металлов: Фторид кислорода —

4) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в ионе равна заряду иона.

5) Высшая (максимальная) степень окисления равна номеру группы. Исключения, которые не попадают под это правило, — элементы побочной подгруппы I группы, элементы побочной подгруппы VIII группы, а также кислород и фтор.

Химические элементы, номер группы которых не совпадает с их высшей степенью окисления (обязательные к запоминанию)

6) Низшая степень окисления металлов всегда равна нулю, а низшая степень окисления неметаллов рассчитывается по формуле:

низшая степень окисления неметалла = № группы − 8

Отталкиваясь от представленных выше правил, можно установить степень окисления химического элемента в любом веществе.

Нахождение степеней окисления элементов в различных соединениях

Пример 1

Определите степени окисления всех элементов в серной кислоте.

Решение:

Запишем формулу серной кислоты:

Степень окисления водорода во всех сложных веществах +1 (кроме гидридов металлов).

Степень окисления кислорода во всех сложных веществах равна -2 (кроме пероксидов и фторида кислорода OF 2). Расставим известные степени окисления:

Обозначим степень окисления серы как x :

Молекула серной кислоты, как и молекула любого вещества, в целом электронейтральна, т.к. сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Схематически это можно изобразить следующим образом:

Т.е. мы получили следующее уравнение:

Решим его:

Таким образом, степень окисления серы в серной кислоте равна +6.

Пример 2

Определите степень окисления всех элементов в дихромате аммония.

Решение:

Запишем формулу дихромата аммония:

Как и в предыдущем случае, мы можем расставить степени окисления водорода и кислорода:

Однако мы видим, что неизвестны степени окисления сразу у двух химических элементов — азота и хрома. Поэтому найти степени окисления аналогично предыдущему примеру мы не можем (одно уравнение с двумя переменными не имеет единственного решения).

Обратим внимание на то, что указанное вещество относится к классу солей и, соответственно, имеет ионное строение. Тогда справедливо можно сказать, что в состав дихромата аммония входят катионы NH 4 + (заряд данного катиона можно посмотреть в таблице растворимости). Следовательно, так как в формульной единице дихромата аммония два положительных однозарядных катиона NH 4 + , заряд дихромат-иона равен -2, поскольку вещество в целом электронейтрально. Т.е. вещество образовано катионами NH 4 + и анионами Cr 2 O 7 2- .

Мы знаем степени окисления водорода и кислорода. Зная, что сумма степеней окисления атомов всех элементов в ионе равна заряду, и обозначив степени окисления азота и хрома как x и y соответственно, мы можем записать:

Т.е. мы получаем два независимых уравнения:

Решая которые, находим x и y :

Таким образом, в дихромате аммония степени окисления азота -3, водорода +1, хрома +6, а кислорода -2.

Как определять степени окисления элементов в органических веществах можно почитать .

Валентность

Валентность атомов обозначается римскими цифрами: I, II, III и т.д.

Валентные возможности атома зависят от количества:

1) неспаренных электронов

2) неподеленных электронных пар на орбиталях валентных уровней

3) пустых электронных орбиталей валентного уровня

Валентные возможности атома водорода

Изобразим электронно-графическую формулу атома водорода:

Было сказано, что на валентные возможности могут влиять три фактора — наличие неспаренных электронов, наличие неподеленных электронных пар на внешнем уровне, а также наличие вакантных (пустых) орбиталей внешнего уровня. Мы видим на внешнем (и единственном) энергетическом уровне один неспаренный электрон. Исходя из этого, водород может точно иметь валентность, равную I. Однако на первом энергетическом уровне есть только один подуровень — s, т.е. атом водорода на внешнем уровне не имеет как неподеленных электронных пар, так и пустых орбиталей.

Таким образом, единственная валентность, которую может проявлять атом водорода, равна I.

Валентные возможности атома углерода

Рассмотрим электронное строение атома углерода. В основном состоянии электронная конфигурация его внешнего уровня выглядит следующим образом:

Т.е. в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне невозбужденного атома углерода находится 2 неспаренных электрона. В таком состоянии он может проявлять валентность, равную II. Однако атом углерода очень легко переходит в возбужденное состояние при сообщении ему энергии, и электронная конфигурация внешнего слоя в этом случае принимает вид:

Несмотря на то что на процесс возбуждения атома углерода тратится некоторое количество энергии, траты с избытком компенсируются при образовании четырех ковалентных связей. По этой причине валентность IV намного более характерна для атома углерода. Так, например, валентность IV углерод имеет в молекулах углекислого газа, угольной кислоты и абсолютно всех органических веществ.

Помимо неспаренных электронов и неподеленных электронных пар на валентные возможности также влияет наличие вакантных () орбиталей валентного уровня. Наличие таких орбиталей на заполняемом уровне приводит к тому, что атом может выполнять роль акцептора электронной пары, т.е. образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Так, например, вопреки ожиданиям, в молекуле угарного газа CO связь не двойная, а тройная, что наглядно показано на следующей иллюстрации:

Валентные возможности атома азота

Запишем электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома азота:

Как видно из иллюстрации выше, атом азота в своем обычном состоянии имеет 3 неспаренных электрона, в связи с чем логично предположить о его способности проявлять валентность, равную III. Действительно, валентность, равная трём, наблюдается в молекулах аммиака (NH 3), азотистой кислоты (HNO 2), треххлористого азота (NCl 3) и т.д.

Выше было сказано, что валентность атома химического элемента зависит не только от количества неспаренных электронов, но также и от наличия неподеленных электронных пар. Связано это с тем, что ковалентная химическая связь может образоваться не только, когда два атома предоставляют друг другу по одному электрону, но также и тогда, когда один атом, имеющий неподеленную пару электронов — донор() предоставляет ее другому атому с вакантной () орбиталью валентного уровня (акцептору). Т.е. для атома азота возможна также валентность IV за счет дополнительной ковалентной связи, образованной по донорно-акцепторному механизму. Так, например, четыре ковалентных связи, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму, наблюдается при образовании катиона аммония:

Несмотря на то что одна из ковалентных связей образуется по донорно-акцепторному механизму, все связи N-H в катионе аммония абсолютно идентичны и ничем друг от друга не отличаются.

Валентность, равную V, атом азота проявлять не способен. Связано это с тем, что для атома азота невозможен переход в возбужденное состояние, при котором происходит распаривание двух электронов с переходом одного из них на свободную орбиталь, наиболее близкую по уровню энергии. Атом азота не имеет d -подуровня, а переход на 3s-орбиталь энергетически настолько затратен, что затраты энергии не покрываются образованием новых связей. Многие могут задаться вопросом, а какая же тогда валентность у азота, например, в молекулах азотной кислоты HNO 3 или оксида азота N 2 O 5 ? Как ни странно, валентность там тоже IV, что видно из нижеследующих структурных формул:

Пунктирной линией на иллюстрации изображена так называемая делокализованная π -связь. По этой причине концевые связи NO можно назвать «полуторными». Аналогичные полуторные связи имеются также в молекуле озона O 3 , бензола C 6 H 6 и т.д.

Валентные возможности фосфора

Изобразим электронно-графическую формулу внешнего энергетического уровня атома фосфора:

Как мы видим, строение внешнего слоя у атома фосфора в основном состоянии и атома азота одинаково, в связи с чем логично ожидать для атома фосфора так же, как и для атома азота, возможных валентностей, равных I, II, III и IV, что и наблюдается на практике.

Однако в отличие от азота, атом фосфора имеет на внешнем энергетическом уровне еще и d -подуровень с 5-ю вакантными орбиталями.

В связи с этим он способен переходить в возбужденное состояние, распаривая электроны 3s -орбитали:

Таким образом, недоступная для азота валентность V для атома фосфора возможна. Так, например, валентность, равную пяти, атом фосфора имеет в молекулах таких соединений, как фосфорная кислота, галогениды фосфора (V), оксид фосфора (V) и т.д.

Валентные возможности атома кислорода

Электронно-графическая формула внешнего энергетического уровня атома кислорода имеет вид:

Мы видим на 2-м уровне два неспаренных электрона, в связи с чем для кислорода возможна валентность II. Следует отметить, что данная валентность атома кислорода наблюдается практически во всех соединениях. Выше при рассмотрении валентных возможностей атома углерода мы обсудили образование молекулы угарного газа. Связь в молекуле CO тройная, следовательно, кислород там трехвалентен (кислород — донор электронной пары).

Из-за того что атом кислорода не имеет на внешнем уровне d -подуровня, распаривание электронов s и p- орбиталей невозможно, из-за чего валентные возможности атома кислорода ограничены по сравнению с другими элементами его подгруппы, например, серой.

Валентные возможности атома серы

Внешний энергетический уровень атома серы в невозбужденном состоянии:

У атома серы, как и у атома кислорода, в обычном состоянии два неспаренных электрона, поэтому мы можем сделать вывод о том, что для серы возможна валентность, равная двум. И действительно, валентность II сера имеет, например, в молекуле сероводорода H 2 S.

Как мы видим, у атома серы на внешнем уровне появляется d -подуровень с вакантными орбиталями. По этой причине атом серы способен расширять свои валентные возможности в отличие от кислорода за счет перехода в возбужденные состояния. Так, при распаривании неподеленной электронной пары 3p -подуровня атом серы приобретает электронную конфигурацию внешнего уровня следующего вида:

В таком состоянии атом серы имеет 4 неспаренных электрона, что говорит нам о возможности проявления атомами серы валентности, равной IV. Действительно, валентность IV сера имеет в молекулах SO 2 , SF 4 , SOCl 2 и т.д.

При распаривании второй неподеленной электронной пары, расположенной на 3s -подуровне, внешний энергетический уровень приобретает конфигурацию:

В таком состоянии уже становится возможным проявление валентности VI. Примером соединений с VI-валентной серой являются SO 3 , H 2 SO 4 , SO 2 Cl 2 и т.д.

Аналогично можно рассмотреть валентные возможности остальных химических элементов.

В химии широко применяется понятие электроотрицательности (ЭО) — свойство атомов данного элемента оттягивать на себя электроны от атомов других элементов в соединениях называют электроотрицательностью. Электроотрицательность лития условно принимается за единицу, ЭО других элементов вычисляют соответственно. Имеется шкала значений ЭО элементов.

Числовые значения ЭО элементов имеют приблизительные значения: это безразмерная величина . Чем выше ЭО элемента, тем ярче проявляются его неметаллические свойства. По ЭО элементы можно записать следующим образом:

F > O > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs

Наибольшее значение ЭО имеет фтор. Сопоставляя значения ЭО элементов от франция (0,86) до фтора (4,1), легко заметить, что ЭО подчиняется Периодическому закону. В Периодической системе элементов ЭО в периоде растет с увеличением номера элемента (слева направо), а в главных подгруппах - уменьшается (сверху вниз). В периодах по мере увеличения зарядов ядер атомов число электронов на внешнем слое увеличивается, радиус атомов уменьшается, поэтому легкость отдачи электронов уменьшается, ЭО возрастает, следовательно, усиливаются неметаллические свойства.

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.

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 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.

Степень окисления

Сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, называют бинарными (от лат. би - два), или двухэлементными (NaCl, HCl). В случае ионной связи в молекуле NaCl атом натрия передает свой внешний электрон атому хлора и превращается при этом в ион с зарядом +1, а атом хлора принимает электрон и превращается в ион с зарядом -1. Схематически процесс превращения атомов в ионы можно изобразить так:

При химическом взаимодействии в молекуле HCl общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. Например,, т. е. электрон не полностью перейдет от атома водорода к атому хлора, а частично, обусловливая тем самым частичный заряд атомов δ: Н +0.18 Сl -0.18 . Если же представить, что и в молекуле HCl, как и в хлориде NaCl, электрон полностью перешел от атома водорода к атому хлора, то они получили бы заряды +1 и -1:

Такие услов­ные заряды называют степенью окисления . При определении этого понятия условно предполагают, что в ковалентных полярных соединениях связую­щие электроны полностью перешли к более элек­троотрицательному атому, а потому соединения со­стоят только из положительно и отрицательно заряженных атомов.

Степень окисления - это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения (и ионные, и ковалентно-полярные) состоят только из ионов. Степень окисления может иметь отрицательное, положительное или нулевое значение, которое обычно ставится над символом элемента сверху, например:

Отрицательное значение степени окисления имеют те атомы, которые приняли электроны от других атомов или к которым смещены общие электронные пары, т. е. атомы более электроотрицательных элементов . Положительное значение степени окисления имеют те атомы, которые отдают свои электроны другим атомам или от которых оттянуты общие электронные пары, т. е. атомы менее электроотрицательных элементов . Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ и атомы в свободном состоянии, например:

В соединениях суммарная степень окисления всегда равна нулю.

Валентность

Валентность атома химического элемента определяется в первую очередь числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи.

Валентные возможности атомов определяются:

Числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей);

Наличием свободных орбиталей;

Наличием неподеленных пар электронов.

В органической химии понятие «валентность» замещает понятие «степень окисления», с которым привычно работать в неорганической химии. Однако это не одно и то же. Валентность не имеет знака и не может быть нулевой, тогда как степень окисления обязательно характеризуется знаком и может иметь значение, равное нулю.

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.

Постоянные валентности:

• H, Na, Li, К, Rb, Cs — Степень окисления I
• О, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd — Степень окисления II
• B, Al, Ga, In — Степень окисления III

Переменные валентности:

• Сu - I и II
• Fe, Со, Ni -II и III
• С, Sn, Pb - II и IV
• P- III и V
• Cr - II, III и VI
• S - II, IV и VI
• Mn-II, III, IV, VI и VII
• N-II, III, IV и V
• Cl-I, IV, VI и VII

Используя валентности можно составить формулу соединения.

Химическая формула — это условная запись состава вещества посредством химических знаков и индексов.

Например: Н 2 O-формула воды, где Н и О-химические знаки элементов, 2 — индекс, который показывает число атомов данного элемента, входящих в состав молекулы воды.

При названии веществ с переменной валентностью обязательно указывается его валентность, которая ставится в скобки. Например, Р 2 0 5 — оксид фосфора (V)

I. Степень окисления свободных атомов и атомов в молекулах простых веществ равна нулю — Na 0 , Р 4 0 , О 2 0

II. В сложном веществе алгебраическая сумма СО всех атомов с учётом их индексов равна нулю = 0. а в сложном ионе его заряду.

Например:

Разберем для примера несколько соединений и узнаем валентность хлора :

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Когда две различные атомы в молекуле связаны друг с другом посредством ковалентной связи, пара электронов, образующая связь не разделяется одинаково оба атомами. Другими словами, общая пара электронов не лежат в середине молекул, но сдвиг в сторону атома, имеющего большее сродство электронов.

Тенденция атома, чтобы привлечь к себе электроны при объединении в соединении называется электроотрицательность (E.N).

Например – В молекуле водорода хлорид пары электронов притягивается больше к хлору. Это происходит потому, что хлор является более электроотрицательным, чем водород,.

• Значение E.N зависит от потенциала ионизации и электронного сродства атома.
• Меньший размер атома притягивает электроны больше, чем крупные.
• Низкий E.N является характеристикой металлов и высокой E.N является характеристикой неметаллов.

Электроотрицательность Таблица Диаграмма

Значение E.N зависит от следующих факторов.

• Размер атома ()
• Электронная конфигурация.
• Ядерный аттракцион.
• состояние Окисление.
• Процентная доля сек -character

Как рассчитать Электроотрицательность – Найти электроотрицательность

Так как E.N элементов является относительным свойством, он не имеет единиц. Электроотрицательность может быть выражено на следующих трех шкал. Были многие ученые, которые объясняют E.N с различным масштабом для сравнения. Из этого Полинг, Весы является наиболее часто используемым.

Mulliken Scale

В этом масштабе Малликена, E.N берется как среднее значение энергии ионизации и электронного сродства.

Отношения между Полинг и Малликеном E.N масштаб, как:

Allred-Рохов Scale

Аллед и Рохи определяются E.N как электростатическая сила оказываемое на ядре валентных электронов. таким образом,

где Z представляет собой эффективный ядерный заряд и г-радиус ковалентного атома в к .

Полинг Scale

Он основан на энергии избыточных связей. Он определил E.N разницы между двумя атомами, а затем путем присвоения произвольных значений нескольких элементов (например. 4.00 фтору, 2.5 к углероду и 2.1 водороду). Он вычислил E.N других элементов.

Электроотрицательность Периодическая таблица

E.N элементов является обратно пропорциональный к радиусу атома. Атомный радиус будет увеличиваться до группы и уменьшается вдоль периода. Это означает, что поведение E.N будет находиться напротив атомный радиус.

электроотрицательность Примеры

Когда связь образуется между атомами двух или более различных элементов. Тип облигации (является ли он ионной или ковалентной или любой тип связи) в основном зависит от концепции E.N .

Электроотрицательность кислорода

• Полинг шкала помогает измерить E.N Значение кислорода.
• Кислород имеет значение 3.44
• Его значение выше, чем Бром, но меньше, чем Фтор.
• Порядок E.N некоторых элементов F>O >Cl = N>бром>С>я>ЧАС.

Электроотрицательность углерода

• Существует разница в ноль, когда E.N существует связь между углеродными связями.
• Его электроотрицательное значение 2.55.
• Это показываетстоимостьменьше, чем азот(3.0) но больше, чем Бороны (2.0) и кремния (1.8).
• Это вызывает тенденцию к образованию миллионов соединения с водородом.

Электроотрицательность водорода

При взаимодействии элементов образуются электронные пары за счёт принятия или отдачи электронов. Способность атома оттягивать электроны была названа Лайнусом Полингом электроотрицательностью химических элементов. Полинг составил шкалу электроотрицательности элементов от 0,7 до 4.

Что такое электроотрицательность?

Электроотрицательность (ЭО) - количественная характеристика элемента, показывающая, с какой силой притягиваются электроны ядром атома. ЭО также характеризует способность удерживать валентные электроны на внешнем энергетическом уровне.

Рис. 1. Строение атома.

Возможность отдавать или принимать электроны определяет принадлежность элементов к металлам или неметаллам. Ярко выраженными металлическими свойствами обладают элементы, легко отдающие электроны. Элементы, принимающие электроны проявляют неметаллические свойства.

Электроотрицательность проявляется в химических соединениях и показывает смещение электронов в сторону одного из элементов.

Электроотрицательность увеличивается слева направо и уменьшается сверху вниз в периодической таблице Менделеева.

Как определить

Определить значение можно с помощью таблицы электроотрицательности химических элементов или шкалы Полинга. За единицу принята электроотрицательность лития.

Наибольшей ЭО обладают окислители и галогены. Значение их электроотрицательности больше двух. Рекордсменом является фтор с электроотрицательностью 4.

Рис. 2. Таблица электроотрицательности.

Наименьшую ЭО (меньше двух) имеют металлы первой группы периодической таблицы. Активными металлами считаются натрий, литий, калий, т.к. им легче расстаться с единственным валентным электроном, чем принять недостающие электроны.

Некоторые элементы занимают промежуточное положение. Их электроотрицательность близка к двум. Такие элементы (Si, B, As, Ge, Te) проявляют металлические и неметаллические свойства.

Для удобства сравнения ЭО используется ряд электроотрицательности элементов. Слева располагаются металлы, справа - неметаллы. Чем ближе к краям, тем активнее элемент. Самый сильным восстановителем, легко отдающим электроны и имеющим наименьшую электроотрицательность, является цезий. Активным окислителем, способным притягивать электроны, является фтор.

Рис. 3. Ряд электроотрицательности.

В неметаллических соединениях притягивают электроны элементы с большей ЭО. Кислород с электроотрицательностью 3,5 притягивает атомы углерода и серы с электроотрицательностью 2,5.

Что мы узнали?

Электроотрицательность показывает степень удержания ядром атома валентных электронов. В зависимости от значения ЭО элементы способны отдавать или принимать электроны. Элементы с большей электроотрицательностью оттягивают электроны и проявляют неметаллические свойства. Элементы, атомы которых легко отдают электроны, обладают металлическими свойствами. Некоторые элементы имеют условно нейтральную ЭО (около двух) и могут проявлять металлические и неметаллические свойства. Степень ЭО увеличивается слева направо и снизу вверх в таблице Менделеева.

Классификация химических связей

Глава 3. Химическая связь

Вопросы для самопроверки

1. Что такое преобразование суждения?

2. Чем отличается обращение суждения от превращения суждения?

3. Каким принципам подчиняется истинность (ложность) суждения?

4. Какую функцию выполняет таблица истинности (ложности) суждения?

Упражнения

Преобразуйте суждения, используя правила превращения, обращения и противопоставление предикату.

1) Некоторые студенты неуспевающие. 2) Все лесные делянки зачищены. 3) Ни одна буровая не простаивала в этом году. 4) Среди студентов есть спортсмены. 5) Трудности его не страшат.

Пример: Все металлы – электропроводны. Ни один металл не является неэлектропроводным; (превращение).

Все студенты – учащиеся. Некоторые учащиеся – студенты; (обращение).

Все студенты – учащиеся. Некоторые учащиеся – не являются студентами; (противопоставление предикату).

Одним из наиболее важных вопросов химии является вопрос химической связи, требующий объяснения причин и выявления закономерностей образования связей между атомами, ионами, молекулами на основе теории строения атома и периодического закона Д.И.Менделеева, а также характеристики этих связей посредством интерпретации физических и химических свойств веществ. В настоящее время для изучения химической связи в основном используют два метода:
1) валентных связей;
2) молекулярных орбиталей.
В рамках первого метода рассматривают индивидуальные атомы, вступающие во взаимодействие, исходя из принципа завершенности электронной оболочки (правило октета). Ковалентная связь с точки зрения метода валентных связей образуется за счет обобществления электронной пары.
Простой метод валентных связей для химика наиболее понятен, удобен и нагляден, лучше всего отвечает целям первичного обучения. Недостаток метода валентных связей состоит в том, что в его рамках нельзя объяснить некоторые экспериментальные данные.
Большей эффективностью обладает метод молекулярных орбиталей, в котором рассматриваются электроны, находящиеся в поле притяжения, созданном всеми атомными ядрами молекулы. С точки зрения метода молекулярных орбиталей в молекуле нет атомов как таковых, а есть взаимно отталкивающиеся ядра и взаимодействующие с ними и между собой электроны. Метод молекулярных орбиталей позволяет полнее объяснить экспериментальные данные.
При характеристике химической связи обычно пользуются такими понятиями, как «валентность», «степень окисления» и «кратность связи».
Валентность – способность атома химического элемента к образованию связи с другими атомами. За величину валентности принимают для ионных соединений количество отданных или принятых электронов. Для ковалентных соединений валентность равна числу обобществленных электронных пар.
Степень окисления – это условный заряд, который был бы на атоме в том случае, когда все полярные ковалентные связи были бы ионными.
Кратность связи между данными атомами равна числу их обобществленных электронных пар.
Все связи, рассматриваемые в химии, можно разделить на связи, приводящие к образованию новых веществ, и межмолекулярные связи .
Связи, приводящие к образованию новых веществ, возникают в результате спаривания электронов. Спаренные электроны находятся в поле притяжения всех ядер молекул. Такое перераспределение электронной плотности дает выигрыш в энергии в сравнении с несвязанными атомами. Именно наличием этого выигрыша и обусловлено образование химической связи. В зависимости от способа перераспределения электронов выделяют связи ковалентные, ионные и металлические . По наличию или отсутствию поляризации ковалентные связи делят на полярные – между атомами разных элементов – и неполярные – между атомами одного элемента. По способу образования ковалентные связи разделяют на обычные , донорно-акцепторные и дативные .

Характеристику связи между атомами можно давать на основе электроотрицательности.
Электроотрицательность – способность атома, связанного с другим атомом, притягивать к себе электронное облако, вызывая тем самым поляризацию связи. Используют различные количественные оценки электроотрицательности атома, например полусумму его сродства к электрону и потенциала ионизации (метод Малликена) (табл. 3.1).

Таблица 3.1

Относительные электроотрицательности атомов в виде
полусуммы сродства к электрону и потенциала ионизации

Период	Группы элементов
I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	Н 2,1							He
	Li 0,97	Be 1,47	B 2,01	C 2,50	N 3,07	O 3,50	F 4,10	Ne
	Na 1,01	Mg 1,23	Al 1,47	Si 1,47	P 2,1	S 2,6	Cl 2,83	Ar
	K 0,91	Ca 1,04	Sc 1,20	Ti 1,32	V 1,45	Cr 1,56	Mn 1,60	Fe 1,64 Co 1,70 Ni 1,75
	Cu 1,75 Rb 0,89	Zn 1,66 Sr 0,99	Ga 1,82	Ge 2,02	As 2,20	Se 2,48	Br 2,74	Kr

Существуют и другие подходы к определению электроотрицательности. Так, первой и наиболее известной является шкала Л.Полинга, полученная из термохимических данных и предложенная в 1932 г. За начало отсчета в этой шкале произвольно принята величина электроотрицательности наиболее электроотрицательного элемента фтора, (F) = 4,0 (табл. 3.2).

Таблица 3.2

Электроотрицательности атомов
в стабильных степенях окисления по Полингу

Период	Группы элементов
I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	Н 2,1							He
	Li 1,0	Be 1,5	B 2,0	C 2,5	N 3,0	O 3,5	F 4,0	Ne
	Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0	Ar
	K 0,8	Ca 1,0	Sc 1,3	Ti 1,5	V 1,6	Cr 1,6	Mn 1,5	Fe 1,8 Co 1,8 Ni 1,8
	Cu 1,9 Rb 0,8	Zn 1,6 Sr 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8	Kr

Электроотрицательность элементов периодической системы, как правило, последовательно возрастает слева направо в каждом периоде. В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз. С помощью электроотрицательностей можно охарактеризовать химическую связь. Чем больше разница электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем больше степень ионности этой связи. Связи при разности электроотрицательностей атомов больше 2,1 могут считаться чисто ионными (по данным других научных источников, 50%-й ионности связи соответствует разность электроотрицательностей атомов, равная 1,7).
Связи с меньшей разностью электроотрицательностей атомов относят к полярным ковалентным связям. Чем меньше разность электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем меньше степень ионности этой связи. Нулевая разность электроотрицательностей атомов указывает на отсутствие ионного характера у образованной ими связи, т. е. на ее сугубую ковалентность.
Электроотрицательность атома, по-видимому, зависит и от степени его окисления. Так, для трех оксидов хрома:, , – наблюдается изменение их характера от основного (CrO) через амфотерный (Сr 2 O 3) до кислотного (СrO 3). Один и тот же элемент – хром – в СrO ведет себя как типичный металл, в Сr 2 O 3 – как амфотерный металл, а в СrO 3 – как типичный неметалл.
При составлении химических формул соединений следует учитывать, что более электроотрицательные элементы помещаются правее, например, H 2 S, OF 2 , SCl 2 O, Br 3 N, SiBr 2 F 2 .