Орбитальные и эффективные радиусы некоторых атомов и ионов

 

Атом	rорб, Ǻ	Катион	rорб, Ǻ	rэфф, Ǻ	Атом	rорб, Ǻ	Анион	rорб, Ǻ	rэфф, Ǻ
Li Na К Rb	1, 57 1, 80 2, 16 2, 29	Li+ Na+ K+ I+	0, 19 0, 28 0, 59 0, 73	0, 68 0, 98 1, 33 1, 49	F C1 Br I	0, 39 0, 73 0, 87 1, 07	F- Cl- Br- I-	0, 40 0, 74 0, 89 1, 09	1, 33 1, 81 1, 96 2, 20

 

Из таблицы 5 видно, что переход нейтрального атома в катион (на­пример, Na ® Na⁺ со снятием внешнего электронного слоя) сопровож­дается резким уменьшением орбитального радиуса. Этот факт со­гласуется как с теорией Бора, так и с выводами квантовой механики. В то же время анионизация (F®F^- и т. д.) почти не изменяет орбитальный радиус нейтрального атома. Это и понятно, поскольку образование аниона, как правило, не связано с возникновением новых электронных слоев и оболочек. Например, при образовании аниона С1^- лишний электрон заполняет внешнюю 3 р -оболочку, на которой у атома хлора было 5 электронов. Поэтому орбитальный атомный и ионный радиусы хлора практически не отли­чаются друг от друга и соответственно равны 0, 73 и 0, 74 Ǻ.

Таким образом, эффективные радиусы катионов и анионов ока­зываются в несколько раз превосходящими их орбитальные радиусы. Это указывает на возможное отсутствие в молекулах и кристаллах самостоятельных ионов вообще. Об этом же свидетельствует тот факт, что затрата энергии на отрыв одного электрона от атомов металлов всегда больше, чем выделение ее при присоединении одного электрона к таким атомам, как F, C1, О, S и др.

Окислительное число элементов. Среди формальных понятий химии важнейшим является понятие окислительного числа. Сте­пень окисления, или окислительное число, — воображаемый заряд атома- элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества. Определение степеней окисления элемен­тов основано на следующих положениях:

1. Степень окисления кислорода принимается равной -2. Исклю­чение составляют перекисные соединения (Na₂O₂), где степень окисления кислорода -1. А в надперекисях (КО₂) и озонидах (КО₃) окисли­тельное число кислорода соответственно -¹/₂ и -¹/₃. Наконец, во фторидах кислорода степень окисления кислорода положительна, на­пример в OF₂ она равна +2.

2. Водород имеет степень окисления +1. Только в солеобразных гидридах типа NaH его окислительное число равно -1.

3. Окислительное число щелочных металлов равно +1.

4. Окислительное число атомов, входящих в состав простых ве­ществ, равно нулю.

5. В любом ионе алгебраическая сумма всех окислительных чисел равна заряду иона, а в нейтральных молекулах эта сумма равна нулю.

Важность окислительного числа прежде всего заключается в том, что номер группы Периодической системы указывает на высшую поло­жительную степень окисления, которую могут иметь элементы дан­ной группы в своих соединениях. Исключением являются металлы под­группы меди, кислород, фтор, бром, металлы семейства железа и некоторые другие элементы VIII группы. Кроме того, понятие сте­пени окисления полезно при классификации химических соединений, а также при составлении химических уравнений окислительно-восста­новительных реакций. Кривая изменения максимальной положитель­ной степени окисления имеет периодический характер в зависимости от порядкового номера элемента (рисунок 8). При этом в пределах каждого периода эта зависимость представляется сложной и своеобразной.

 

Рисунок 8. Зависимость максимальной положительной степени окис­ления от порядкового номера элемента

Несмотря на широкое применение в химии понятия степени окис­ления, оно является сугубо формальным. Во-первых, в настоящее вре­мя экспериментально определяемые истинные заряды атомов в соединениях не имеют ничего общего с окислительными числами этих эле­ментов. Так, действительные заряды атомов водорода и хлора в моле­куле НС1 соответственно равны +0, 17 и -0, 17 (а степени окисления +1 и -1). В кристаллах сульфида цинка ZnS заряды атомов цинка и серы равны +0, 86 и -0, 86 вместо формальных степеней окисления +2 и -2.

Во-вторых, нельзя отождествлять степень окисления с валент­ностью элемента, если даже абсолютные их значения совпадают. Ва­лентность атома, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может иметь знака (+ или -) и равняться нулю. Поэтому особенно неудачны выражения «поло­жительная и отрицательная валентность» и тем более «нулевая валент­ность», бытующие поныне в химической литературе. Рассмотрим при­мер метана СН₄, метилового спирта СН₃ОН, формальдегида НСОН, муравьиной кислоты НСООН и двуокиси углерода СО а, в которых валентность углерода равна четырем, а степени окисления его равны соответственно -4, -2, 0, +2 и +4. Кроме того, для установления валентности атома требуется знание химического строения соединения, а определение степени окисления производится в отрыве от строения вещества, т.е. формально.