Составление формул химических соединений на основании степени окисления

В молекулах химических соединений сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных. Молекула нейтральна.

На основании этого правила составляется формула соединения.

Пример. Написать формулы соединений алюминия с кислородом, хлором. Определяем число валентных электронов у алюминия:

^{13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 13Al* … 3s1 3p}2











Аl - металл, поэтому он будет проявлять положительную степень окисления, отдавая электроны кислороду и хлору.

Определяем число валентных электронов у кислорода и хлора.

₈О 1s² 2s² 2p⁴ ₁₇Сl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

















Кислород и хлор - неметаллы, по отношению к алюминию они будут проявлять отрицательную степень окисления.

₈О⁰ + 2ē = О^-2,

₁₇Сl⁰ + 1ē = Сl^-.

Составление формул:

Аl_x⁺³O_Y^-2, Аl_x⁺³ Сl_Y^-.

Число положительных зарядов алюминия в оксиде и в хлориде алюминия должно быть равно числу отрицательных зарядов кислорода и хлора. Для нахождения Х и У определяем наименьшее кратное, которое делится на 3 и 2 в оксиде Аl_xO_Y.

Это 6, тогда: Х = 6 : 2 = 3 У = 6 : 3 = 2  Al₂⁺³О₃^-2.

В хлориде Al_xСl_Y наименьшее кратное равно 3, тогда:

X = 3 : 1 = 3 У = 3 : 1 = 3  Al⁺³Сl₃^-.

Полярность – поляризуемость связи

По характеру расположения связующих электронов различают полярную, неполярную и ионную типы связей.

Для характеристики типа связей введено понятие электроотрицательности (Э.О.) Это относительная величина. Электроотрицательность лития принята за единицу.

Э.О. некоторых элементов:

Элемент Li Na K Mg Fe H S O Cl F

Э.О. 1,00 1,01 0,91 1,23 1,64 2,10 2,60 3,50 2,83 4,10

Чем больше Э.О., тем легче атом данного элемента притягивает электроны и заряжается отрицательно. Атом с меньшим значением Э.О. приобретает положительный заряд, так как он стремится к отдаче электронов.

Тип химической связи зависит от того, какова разность Э.О. элементов, образующих молекулу. У элементов с одинаковой Э.О., проявляется ковалентная неполярная связь, например, в молекулах H₂, Cl₂, O₂ и др.

Если элементы имеют различную электроотрицательность, то образующаяся связь называется ковалентной полярной. Этот тип связи наиболее распространен. Например, HСl, НВr, H₂O и др.

Если разница в Э.О.  2,8, то связь считается ионной. Таким образом, ионную связь следует рассматривать как крайний случай полярной ковалентной связи.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в молекулах различают неполярные и полярные (диполи) молекулы.

Диполь – система из двух зарядов, равных по величине и противоположных по знаку.

В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают, поэтому связь в таких молекулах симметрична.

Например, в молекулах водорода, хлора, кислорода и др.

Н 1s¹ + Н 1s¹  H₂ Н : Н









s s

Полярные молекулы являются диполями. Полярность диполя определяется величиной дипольного момента , который равен произведению зарядов  на длину диполя :  = ^. 

В неполярной молекуле  = 0.

Электронная плотность связующих электронов в полярных молекулах смещается к более электроотрицательному атому. Например, в молекуле НF связующее электронное облако смещено к фтору, поэтому у водорода появляется избыточный положительный заряд  +, а у фтора отрицательный  -. Такие заряды называются эффективными. Считается, что атом водорода в НF поляризован положительно, а атом фтора – отрицательно.

Пример.

^{Н 1s1 ; F …3s2 3p5 H+ F}











s p

Связующая электронная плотность может быть смещена под действием внешнего электрического поля. Происходит поляризация связи, молекула становится более полярной. Поляризация влияет на реакционную способность молекул.