Химические процессы

    В двухатомных молекулах простых веществ (Н₂, F₂, N₂ и др.) общие пары электронов в равной степени принадлежат обоим атомам. Электронные облака из обобществленных электронов, соединяющих одинаковые атомы, имеют симметричную форму. Такая связь называется неполярной.

    При образовании ковалентной связи в молекулах сложных веществ общая электронная пара оказывается смещённой в сторону одного из атомов. Молекула при этом поляризуется: одна её часть несёт частичный положительный заряд (δ+), а другая — отрицательный (δ-). Форма электронного облака вокруг них теряют симметрию, смещается к одному из них. Примером может служить молекула HF, в которой атом Н достигает электронной конфигурации гелия, а атом F — неона. Общая электронная пара в этом соединении смещена в сторону атома фтора. Это пример полярной связи.

    Бывает, что один из атомов (донор электронов) предоставляет в общее пользование  два электрона, а другой (акцептор) — ни одного. Такой механизм образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным (иногда эту связь обозначают стрелкой, направленной к акцептору).

    Пример  — ион аммония. Атом азота имеет три неспаренных электрона, которые участвуют в трёх ковалентных связях с тремя атомами водорода. Кроме того, у атома азота есть ещё одна пара электронов. При присоединении иона Н⁺ к аммиаку NH₃ эта пара поступает в совместное пользование атомов азота и водорода. В данном случае атом азота выступает в качестве донора, а Н⁺ — акцептора электронной пары:

    При электростатическом притяжении положительно и отрицательно заряженных ионов (катионов и анионов) возникает ионная связь. В отличие от ковалентной, ионная связь не имеет направленности, так как сила притяжения ионов зависит только от расстояния между ними и не зависит от их взаимной ориентации. Этот тип связи реализуется во многих кристаллических веществах — щелочах (K⁺OH^-), солях (Na⁺Cl^-, Ag⁺NO₃^-, основных оксидах (Mg²⁺O^2-, Cu²⁺O^2-), карбидах (Ca²⁺C^2-), нитридах (Li⁺₃N^3-) и т. д. Наиболее устойчивая кристаллическая структура образуется, когда катион и анион имеют близкие размеры. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи, когда электронная пара полностью смешается к одному из атомов. В действительности такого полного смешения никогда не происходит. Например, в кристаллах NaCI реальные заряды на атомах составляют +0,92 и -0,92, а не +1 и -1, как это обычно считается.

                    _{• •}

    Na   [:Cl:]

                        ^{• •} 

    Для металлов характерен особый тип химической связи: валентные электроны всех атомов объединяются в так называемый электронный газ и свободно двигается  в кристаллической решетке, образованной ионами. Каждый электрон как бы принадлежит всем атомам одновременно, и может легко переходить с орбитали на орбиталь при наличии внешнего поля. Поэтому кристалл металла можно рассматривать как одну гигантскую молекулу, а химическая связь в ней так и называется – металлическая.

    Таким образом, существует 3 основных типа химических связей – ковалентная, ионная и металлическая. Но иногда важную роль могут играть довольно слабые силы, действующие между атомами и молекулами.

    Примером  этого может служить вандерваальсовы взаимодействие, возникающее между молекулами-диполями, водородные связи и т.д. К примеру, открыто довольно много необычных молекул, в которых химическая связь возникает сразу между несколькими атомами. Такие связи называют многоцентровыми.

    Простейший  пример молекулы с трёхцентровой  связью — ион метония СН₅⁺. В нём три из пяти атомов водорода связаны с центральным атомом углерода обычной ковалентной связью. Два других атома водорода удалены от атома углерода на большее расстояние. Трёхиентровую связь между этими атомами осуществляют всего два электрона: один из них предоставлен углеродом, а другой — водородом.

 
 

    ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ                                                          

    Способность атома смещать к себе электронную  плотность химической связи называют электроотрицательностью. Самые электроотрицательные элементы — активные неметаллы: F, О, N, С; самые электроположительные — щелочные металлы. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, участвующих в химической связи тем более полярна эта связь. Приведем таблицу, в которой показатель электроотрицательности элементов снижается слева направо:

 

    Электроотрицательность  является одним из показателей химической активности элемента.

    ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

    ПРИЗНАКИ  ХИМИЧЕСКИХ ВЗАИМОДЕЙСТВИЙ

    Химическая  реакция или химическое взаимодействие — это взаимодействие частиц (молекул, атомов) вещества или разных веществ друг с другом, которое приводит к разрыву старых и образованию новых химических связей. При этом изменяется строение молекул исходных веществ и, как правило, состав (есть и такие химические реакции, при которых состав вещества не меняется, например превращение графита в алмаз).

    Химические  превращений, как правило, протекают с выделением или поглощением энергии, обычно в виде теплоты (за исключением немногочисленных термонейтральных реакций, имеющих нулевой тепловой эффект). Существуют и другие внешние признаки: образование осадка, выделение газа, изменение окраски, вкуса и запаха веществ. Некоторые реакции, например горение, сопровождается выделением света.  
 
 

    ТИПЫ  РЕАКЦИЙ

    Простейшие  химические взаимодействия обычно подразделяют на четыре типа - реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

    Д. И. Менделеев определял соединение как реакцию, «при которой из двух веществ происходит одно, или, вообще, из данного числа — меньшее их число». Например, при нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа: Fe + S = FeS. К реакциям соединения относят процессы горения простых веществ (серы, фосфора, углерода) на воздухе: С + О₂ = = СО₂. Они всегда сопровождаются выделением тепла — являются экзотермическими.

    Реакции разложения, по Менделееву, «составляют случаи, обратные соединению, то есть такие, при которых одно вещество даёт два, или, вообще, данное число веществ — большее их число. Так, при накаливании дерева (без доступа воздуха) получается горючий газ, водянистая жидкость, смола или дёготь и уголь». Более простой пример — разложение известняка: СаСО₃= СаО + СО₂. Для проведения реакции разложения, как правило, требуется нагревание. Такие процессы — эндотермические, т. е. протекают с поглощением теплоты.

    В реакциях двух других типов число реагентов равно числу продуктов (Менделеев называл их реакциями перемещения). Если взаимодействуют простое вещество и сложное — это реакция замещения: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Сu.

    Реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими частями, относят к реакциям обмена. Большое их число протекает в водных растворах. Типичный пример — нейтрализация кислоты щёлочью: NaOH + HC1 =  NaCl + Н₂О.

    Однако  очень многие реакции не укладываются в приведённую простую схему. В частности, реакция между перманганатом калия и иодидом натрия не может быть отнесена ни к одному из указанных типов:

    2KMnO₄ + l0NaI + 8H₂SO₄ =  2МnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 5I₂ + 8H₂O.

    Такие сложные уравнения представляют собой лишь суммарную запись процесса, но не отражают того, через какие стадии он проходит, какие промежуточные вещества при этом образуются. 

    Иногда  все химические превращения подразделяют на два типа — окислительно-восстановительные, при которых изменяется степень окисления атомов некоторых элементов, и реакции, протекающие без изменения степеней окисления. 
 

    ОКИСЛЕНИЕ ИЛИ ВОССТАНОВЛЕНИЕ

    В ходе химических превращений одни химические связи разрываются, а другие образуются, при этом во многих случаях изменяется вид электронного облака (т. е. распределение электронной плотности вокруг ядер атомов) в молекулах. Оно частично или полностью смещается от одних атомов к другим; атомы соответственно приобретают положительный или отрицательный заряд. Перераспределение электронной плотности и есть главный признак окислительно-восстановительного процесса.

    Например, если молекула присоединяет атом кислорода, то между ним и одним из атомов в составе молекулы образуется химическая связь.

    Электронная плотность такой связи смещена  в сторону кислорода, который после фтора является самым электроотрицательным элементом. Это означает, что атом, связанный с кислородом, отдаёт ему часть своих электронов и тем самым приобретает частичный положительный заряд. Так, атом хлора в НСl несёт частичный отрицательный заряд, а в НС1О₄ — положительный, поскольку в первой молекуле электронная плотность смещена к атому хлора, а во второй — от него, к атомам кислорода.

    В электронной теории окислительно-восстановительных реакций используют не реальные, а условные заряды атомов. Их рассчитывают, исходя из предположения, что все химические связи в молекуле имеют ионный характер и электронная плотность каждой связи полностью смещена к более электроотрицательному атому. Такие заряды называют степенями окисления. Степень окисления элемента в простых веществах равна нулю. У элементов, входящих в состав сложных веществ, степень окисления обычно выражается целыми числами, но известны и дробные значения, например C₃^-8/3H₈⁺¹. Увеличение или уменьшение степени окисления связывают с потерей или приобретением электронов.

    Окисление — это процесс потери атомом или ионом электронов. Обратный процесс присоединения электронов называется восстановлением. Элемент, который отдаёт электроны и тем самым увеличивает степень окисления, а также вещество, его содержащее, — это восстановитель, а элемент, понижающий степень окисления (приобретающий электроны), и вещество, в состав которого он входит, — окислитель.

    Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух процессов, или полуреакций: окисления и восстановления. Окислитель и восстановитель, участвующие в одной полуреакции, называют сопряжёнными. Например, реакция замещения Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Сu состоит из двух полуреакции: Fe - 2е → Fe⁺² и Сu⁺² + 2е → Сu. В этой реакции сопряжёнными являются, во-первых, восстановитель Fe и окислитель Fe⁺², во-вторых, окислитель Си⁺² и восстановитель Си.

    Чем сильнее окислитель, тем слабее сопряжённый ему восстановитель, и наоборот: чем слабее окислитель, тем сильнее сопряжённый ему восстановитель.

    Самый распространённый на Земле окислитель — кислород. Намного более сильным окислителем является озон О₃ — аллотропная модификация кислорода. Он способен окислять многие вешества, которые с кислородом при обычных условиях не реагируют, например оксид азота(1У): 2NO₂ + О₃ = N₂O₅ + O₂ и серебро: 2Ag + 2О₃ = Ag₂O₂ + 2О₂.

    Наиболее  сильный окислитель из числа простых  веществ — фтор. Но он слишком  активен, и его трудно получить в  свободном виде. Поэтому в лабораториях в качестве окислителя используют перманганат  калия КМпО₄. Самый сильный из известных окислителей — фторид кислорода OF₂.

    Из  восстановителей наиболее распространённый в природе — углерод. Его широко используют в промышленности для получения металлов из оксидов: Fe₂O₃ + + ЗС = 2Fe + ЗСО; ZnO + С = Zn + CO.

    Другой  широко распространённый восстановитель — водород. Как и углерод, при нагревании он лег-

    WO₃ + ЗН₂ = W + ЗН₂О.

    Очень сильными восстановителями являются щелочные и щелочно-земельные металлы, алюминий. Они восстанавливают даже воду, вытесняя из неё водород: 2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂.

    На  практике восстановительными свойствами металлов пользуются для получения некоторых активных металлов из их оксидов и хлоридов.