Електронегативність

 Поняття електронегативності елементів

Теорія:

Усі відомі хімічні елементи можна розділити на металічні і неметалічні. 

Металічні елементи — атоми яких здатні віддавати електрони.

Неметалічні елементи — атоми яких можуть приймати електрони.

При взаємодії металічного елемента з неметалічним атом першого втрачає електрони, а атом другого їх приймає. 
      

Що відбувається, якщо взаємодіють атоми двох неметалічних елементів?

 

Порівняємо атоми Сульфуру і Оксигену:

  

                           O8  +8 )2e)6e                   S16  +16  )2e)8e)6e

  

Радіус атома Сульфуру є більшим, валентні електрони слабше пов'язані з ядром. При утворенні зв'язку відбудеться зсув електронів від Сульфуру до Оксигену.

 

Порівняємо атоми Карбону і Оксигену:

  

                           O8  +8  )2e)6e                   C6  +6  )2e)4e     

   

Заряд ядра атома Оксигену більше і притягувати до себе електрони він буде сильніше.

 

Отже, атоми різних неметалічних елементів притягують до себе електрони неоднаково.

Здатність атомів елементів відтягувати до себе спільні електронні пари в хімічних сполуках, називається електронегативністю (ЕН).

Оскільки загальні електронні пари утворюються валентними електронами, то можна сказати, що електронегативність — це здатність атома притягувати до себе валентні електрони від інших атомів.

Зверни увагу!

Чим більша електронегативність, тим сильніше у елемента виражені неметалічні властивості.

Шкала відносної електронегативності Полінга

Абсолютні значення ЕН — незручні для роботи числа. Тому, зазвичай, використовують відносну електронегативність за шкалою Полінга. За одиницю в ній прийнята ЕН Літію.

  

 

За шкалою Полінга найбільш електронегативним серед елементів, здатних утворювати сполуки, є Флуор, а найменш електронегативним — Францій. ЕН Францію дорівнює 0,7, а ЕН Флуору — 4. ЕН інших елементів змінюються в межах від 0,7 до 4.

  

Як правило, неметалічні елементи мають ЕН більше двох. У металічних значення ЕН менше двох. Деякі елементи (B,Si,Ge,As,Te) зі значеннями електронегативності, близькими до 2, здатні виявляти проміжні властивості.

  

Елементи з високою і низькою електронегативністю вважаються активними. З високою — активні неметалічні елементи, з низькою — активні металічні елементи. У перших ЕН близька до 3— 4, у других — до 1.  

Зміна електронегативності у Періодичній системі

Зі збільшенням порядкового номера елементів ЕН змінюється періодично.

У періоді вона зростає зліва направо при накопиченні електронів на зовнішньому шарі.

У групі вона знижується згори донизу при збільшенні числа електронних шарів і збільшенні атомних радіусів. 

  

Найбільшу ЕН у кожному періоді мають найменші атоми, які мають сім зовнішніх електронів — атоми галогенів (інертні гази сполук не утворюють).

 

Найменшу ЕН у періоді має найбільший атом з одним зовнішнім електроном — атом лужного елемента.

Зверни увагу!

Значення електронегативності елементів дозволяють визначити

     — заряди атомів у сполуці;

     — зміщення електронів при утворенні хімічного зв'язку.

Встановимо, як відбувається зміщення електронів при взаємодії атомів Хлору та Сульфуру, Сульфуру та Оксигену.

Приклад:

Хлор і Сульфур розташовані у третьому періоді. Електронегативність за періодом зростає зліва направо. ЕН Хлору більше ЕН Сульфуру, отже, електрони будуть зміщуватися від Сульфуру до Хлору. Заряд атома Сульфуру буде позитивним, а Хлору — негативним.

 

 Sδ+→Clδ− 

 

Перевіримо висновок за шкалою Полінга. Електронегативність Хлору дорівнює 3, а електронегативність Сульфуру — 2,5. Хлор є більш електронегативним елементом.

Приклад:

Оксиген і Сульфур розташовані у шостий А групі. Електронегативність у групі згори донизу зменшується. ЕН Оксигену більше ЕН Сульфуру, отже, електрони будуть зсуватися від Сульфуру до Оксигену. Атом Сульфуру має позитивний заряд, а Оксигену — негативний.

 

 Sδ+→Oδ−

 

За шкалою Полінга електронегативність Оксигену становить — 3,5, а електронегативність Сульфуру — 2,5. Більш електронегативним є Оксиген.

При порівнянні ЕН елементів часто використовують ряд електронегативності, розташувавши елементи в порядку зменшення її значення:

 

FONClBrSCPHSiMgLiNa

У хімічних формулах сполук, як правило, на першому місці записується елемент з меншою електронегативністю, після нього — елемент з більшою електронегативністю.

Наприклад, у сполуках SO2, H2O, N2O5 — Оксиген проявляє негативну електронегативність, інший елемент — позитивну електронегативність.

 

Анілін

 

Анілін

Молекулярна формула аніліну С₆Н₅NH₂.

Класифікація. Анілін – представник первинних ароматичних амінів.

Номенклатура. Вживаються ще такі назви аніліну – бензоламін і феніламін.

Будова молекули. Електронна та структурна формули аніліну мають такий вигляд:

Радикал феніл С₆H₅– – виявляє негативний індукційний ефект, притягує до себе неподілену електронну пару азоту аміногрупи, яка спряжена з шести-пі-електронною хмарою радикалу фенілу. Внаслідок цього електронна густина на атомі азоту зменшується і він слабкіше зв'язує іон водню, ніж в аміаку та алкіламінах. Тому основні властивості аніліну слабкіші, ніж алкіламінів. Згадайте, що у фенолі С₆Н₅ОН радикал феніл притягує до себе електрони атома кисню гідроксигрупи і посилює кислотні властивості речовини.

Фізичні властивості. Анілін – безбарвна масляниста дуже отруйна рідина з характерним запахом, малорозчинна у воді. На повітрі вона темніє внаслідок окислення.

Хімічні властивості. Основні властивості. Анілін – слабка основа. Він не взаємодіє з водою, його водні розчини не змінюють забарвлення індикаторів.

З сильними кислотами анілін утворює солі:

Хлорид феніламонію (солянокислий анілін) добре розчиняється у воді. Внаслідок дії на нього лугу виділяється анілін у вільному стані:

Реакції бензольного ядра. Атоми водню бензольного ядра аніліну легко заміщуються на галогени, нітро- та сульфогрупи. Ці реакції відбуваються значно легше, ніж у бензолу, замісники займають орто- та пара- положення щодо аміногрупи, оскільки вона впливає на бензольне ядро як замісник першого роду (згадайте аналогічний характер впливу гідроксигрупи -ОН у фенолі).

Бензол, як відомо, з бромною водою не взаємодіє.

Під дією бромної води на водний розчин аніліну виділяється білий осад триброманіліну:

Окислення. Анілін легко окислюється киснем повітря та іншими окисниками, утворюючи продукти різного кольору.

Під час взаємодії з хлорним вапном СаОСl₂ виникає характерне фіолетове забарвлення. Ця реакція є найбільш чутливою якісною реакцією на анілін.

Внаслідок взаємодії аніліну з хромовою сумішшю (концентрована сірчана кислота та дихромат калію К₂Сr₂O₇) утворюється чорний осад, який називають чорним аніліном. Він нерозчинний у воді, стійкий до дії мила та світла, використовується як стійкий барвник (для фарбування тканин та хутра).

Одержання. Метод добування аніліну відновленням нітробензолу, відкритий у 1840 р. російським вченим М. Зініним (1812–1880), мав велике значення для розвитку хімії та хімічної промисловості.

Схематично реакцію Зініна можна зобразити рівнянням:

М. Зінін застосував як відновник сульфід амонію.

Основним способом добування аніліну є відновлення нітробензолу залізом за участю хлороводневої кислоти:

Зараз застосовують каталітичне відновлення нітробензолу. Відновником є водень, одержаний електролітичним способом або з водяного газу.

Використання. Анілін – один з найважливіших продуктів хімічної промисловості. Він є вихідною речовиною для добування анілінових барвників, ліків (сульфаніламідів), вибухових речовин, високомолекулярних сполук тощо.