Глава 4. Резюме (Summary)

4.1 Ионная связь

Атомы отдают или принимают электроны, образуя ионы с особенно устойчивыми электронными конфигурациями. Заряды катионов, образованных представительными металлами, можно легко определить, так как, за немногими исключениями, эти ионы имеют либо конфигурацию благородного газа, либо полностью заполненную электронную оболочку. Заряды анионов, образованных неметаллами, также легко определить: такие ионы возникают, когда атомы неметаллов принимают столько электронов, чтобы заполнить свои валентные оболочки.

4.2 Ковалентная связь

Ковалентные связи образуются при обобществлении электронов между атомами, и оба ядра притягивают эти электроны. В чисто ковалентных связях электроны распределены поровну. В полярных ковалентных связях электроны распределены неравномерно, поскольку один атом притягивает их сильнее другого. Способность атома притягивать к себе пару электронов в химической связи называется электроотрицательностью. Разность электроотрицательностей двух атомов определяет, насколько полярной будет связь. В двухатомной молекуле с двумя одинаковыми атомами разности электроотрицательностей нет, поэтому связь — неполярная или чисто ковалентная. Когда разность электроотрицательностей очень велика, как это бывает между металлами и неметаллами, связь характеризуют как ионную.

4.3 Химическая номенклатура

Химики используют правила номенклатуры для однозначного наименования соединений. Ионные и молекулярные соединения называют несколько различными способами. Бинарные ионные соединения обычно состоят из металла и неметалла. Сначала записывают название металла, затем — название неметалла с изменением окончания на «-ид». Например, \(\ce{K2O}\) называется оксидом калия. Если металл может образовывать ионы с разными зарядами, после названия металла в скобках римской цифрой указывают его заряд. Так, \(\ce{FeCl2}\) — это хлорид железа(II), а \(\ce{FeCl3}\) — хлорид железа(III). Некоторые соединения содержат многоатомные ионы; названия наиболее распространённых многоатомных ионов следует запомнить. Молекулярные соединения могут образовываться при различных соотношениях элементов, поэтому для указания числа атомов каждого элемента в молекуле используют приставки. Примеры: \(\ce{SF6}\) — гексафторид серы, \(\ce{N2O4}\) — тетраоксид диазота. Кислоты — важный класс соединений, содержащих водород; для них действуют особые правила номенклатуры. Бинарные кислоты называют, используя приставку гидро- (в русской традиции — суффикс «-водород»), меняя суффикс «-ид» на «-ная» и добавляя слово «кислота»; так, \(\ce{HCl}\) — хлороводородная (соляная) кислота. Оксокислоты называют, изменяя окончание аниона (так, «-ат» переходит в «-ная», а «-ит» — в «-истая») и добавляя слово «кислота»; например, \(\ce{H2CO3}\) — угольная кислота.

4.4 Символы и структуры Льюиса

Строение валентных оболочек можно наглядно представить с помощью символов Льюиса (для атомов и одноатомных ионов) и структур Льюиса (для молекул и многоатомных ионов). Неподелённые пары, неспаренные электроны, а также одинарные, двойные и тройные связи показывают, как валентные электроны распределены вокруг каждого атома в структуре Льюиса. Большинство структур — особенно содержащих элементы второго периода — подчиняются правилу октета, согласно которому каждый атом (кроме \(\ce{H}\)) окружён восемью электронами. Исключения из правила октета возникают для молекул с нечётным числом электронов (свободных радикалов), электронодефицитных и гипервалентных молекул.

4.5 Формальные заряды и резонанс

В структуре Льюиса каждому атому можно приписать формальный заряд, считая, что половина электронов каждой связи принадлежит каждому из связанных атомов. Эти гипотетические формальные заряды служат ориентиром при выборе наиболее подходящей структуры Льюиса: предпочтительна та, в которой формальные заряды как можно ближе к нулю. Резонанс возникает в тех случаях, когда можно построить две или более структуры Льюиса с одинаковым расположением атомов, но разным распределением электронов. Реальное распределение электронов (резонансный гибрид) представляет собой усреднение распределений, изображённых отдельными структурами Льюиса (резонансными формами).

4.6 Строение и полярность молекул

Теория ОЭПВО (отталкивания электронных пар валентной оболочки, VSEPR) предсказывает трёхмерное расположение атомов в молекуле. Согласно ей, валентные электроны принимают такое расположение электронных пар, при котором минимизируются отталкивания между областями высокой электронной плотности (связями и/или неподелёнными парами). Геометрия молекулы, относящаяся только к расположению атомов в молекуле, а не электронов, совпадает с геометрией электронных пар лишь тогда, когда у центрального атома нет неподелённых электронных пар. Дипольный момент характеризует разделение заряда. Для одной связи дипольный момент связи определяется разностью электроотрицательностей двух атомов. Для молекулы суммарный дипольный момент определяется как отдельными дипольными моментами связей, так и расположением этих диполей в пространстве. Полярные молекулы (имеющие заметный дипольный момент) взаимодействуют с электрическими полями, в отличие от неполярных молекул.