ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Характеристика емкости и валентного состояния атомов в соединениях из "Теоретические основы современного качественного анализа" Самым главным явлением в химии, к которому можно подойти таким образом с разных сторон, оказалась химическая связь, а односторонними теориями, дающими при частичных корректировках совпадающие или дополняющие друг друга правильные результаты, оказались электростатические ионные теории и квантово-механические теории ковалентной связи. Эти результаты, конечно, не случайны, они обусловлены тем, что реальные химические связи в большинстве случаев имеют промежуточный характер, т. е. являются ковалентными с той или иной степенью ионности очень редко (в некоторых кристаллах) осуществляется чисто ионная связь и только в простых веществах неметаллического характера — чисто ковалентная связь. Вследствие промежуточного характера реальных связей и возможен более или менее приближенный подход к ним с обеих сторон, причем в одних случаях важнее оказывается ионный, в других — ковалентный подход. Правда, в последнее время в теории молекулярных орбиталей снимается вообще противоречие ыежду двумя подходами, но и этот подход не отменяет возможности решения ряда вопросов с позиций электростатической теории и других — с позиций теории валентных связей. [c.24] В результате применения различных современных теорий и сочетания их с так называемыми классическими в химии накопилось много терминов, трактующих одни и те же проблемы с разных точек зрения, которые частично противоречат друг другу, а частично дополняют. Это в особенности касается вопросов связи атомов в химических соединениях. [c.24] Стехиометрическая валентность — число, показывающее, со сколькими одновалентными атомами или одновалентными атомными группами связан данный атом в молекуле данного соединения, независимо от того, имеется ли реально эта молекула в рассматриваемом веществе или она является виртуальной (возможной), т. е. ее можно представить существующей при некоторых условиях. Например, ни в кристаллическом хлориде натрия, ни в его растворах нет молекул Na l нет в этих системах и связи Na— l, поскольку в кристалле каждый пон натрия связан с шестью хлорид-ионами и каждый хлорид-ион— с шестью ионами натрия, а в растворе каждый из них связан с тем или иным количеством молекул растворителя. Но если испарить хлорид натрия, то в парах его можно получить молекулы Na l — таким образом могут реализоваться виртуальные молекулы хлорида натрия со связью Na— l. С другой стороны, стехио-метрический состав чистого вещества хлорида натрия таков, что на один грамм-атом элемента натрия в нем приходится один грамм-атом элемента хлора, т. е. и на этом основании предполагаются виртуальные молекулы Na l. Ясно, что для ионных соединений такое понятие валентности является формальным, или стехиометриче-ским. [c.25] Но и для ковалентных соединений, как увидим далее, это понятие в большинстве случаев не совпадает с числом действительных ковалентных связей в молекуле, и его единственной реальной основой и здесь остаются стехиометрические отношения в измеримых массах вещества, т. е. и здесь указанная оценка валентности является формально стехиометрической. [c.25] Понятие о стехиометрической валентности появилось в химии в середине прошлого века в тот период развития этой науки, когда была показана несостоятельность электрохимического дуализма Берцелиуса, т. е. когда была отвергнута связь химических явлений с электрическими силами стехиометрическая валентность — существенно положительное целое число, не зависящее от того, какова природа соединенных атомов. [c.25] Однако, уже почти в то же время пришлось считаться с разной по характеру химической связью между различными элементами например, при создании периодической системы элементов Менделеев различал валентность по водороду и кислороду. Так возникло понятие электровалентность , которая в соединениях с кислородом для большинства элементов является положительной, а в соединениях неметаллов с водородом — отрицательной. В дальнейшем понятие электровалентность стало включать в себя несколько понятий, которые мы и рассмотрим. [c.26] В ионных соединениях для элементов, находящихся в виде атомных ионов, валентность выражается зарядом атомного иона, равным числу потерянных (для положительного иона) или приобретенных (для отрицательного иона) электронов. Таким образом, для атомных ионов вместо термина валентность или электровалентность следует применять термин заряд , или зарядовое число , или зарядность . Последние два термина показывают, что речь идет не просто о заряженной частичке, а именно о заряженном атоме, о некотором свойстве атома термин зарядовое число аналогичен по своей структуре термину координационное число , а термин зарядность — термину валентность . Целесообразен также используемый Полингом термин ионная валентность . [c.26] Однако для определения окислительного числа элемента серы в данных соединениях нет нужды учитывать эти различия, а, как мы видим, достаточно определить среднее значение 04. [c.29] Из этого примера видно, что действительно валентность (ковалентность, связность) складывается из о- и я-связей (а в некоторых случаях и 6-связи). А так как и ст- и я-связи могут возникать не только вследствие до-норно-акцепторного и дативного взаимодействия, но и в порядке обычного спаривания одиночных 5-, р- и -электронов, то общее определение валентности (ковалентности, связности) данного атома в данном соединении таково валентность атома равна числу его неспаренных электронов, заполненных и вакантных орбиталей, принимающих участие в образовании химических связей в данном соединении. [c.31] Наконец, последний вопрос, связанный с понятием собственно валентности, который следует рассмотреть, это вопрос о содержании термина валентное состояние элемента . В настоящее время этим термином обозначают два понятия. [c.32] И последней характеристикой емкости элемента в его химических соединениях, подлежащей обсунадению здесь, является понятие координационного числа. Оно приложимо к координационным структурам, т. е. таким, в которых можно выделить центр координации — центральный атом или ион и соответственно координированные с ним или вокруг него частицы. [c.32] В настоящее время известны координационные структуры двух видов. [c.32] Очевидно, что для координационных структур двух указанных типов содержание термина координационное число (КЧ) разное. В ионных кристаллах это число ближайших к данному иону ионов противоположного знака. Так, в кристаллах СаРг КЧ Са + равно 8, а Р-—4. [c.33] В комплексных соединениях координационное число равно числу непосредственно связанных с центром координации донорных атомов, т. е. в подавляющем большинстве случаев (за исключением я-комплексов металлов) — числу а-связей, образуемых центральной частицей. Например, в рассмотренном выше тетракарбониле никеля КЧ N1 равно 4. [c.33] Для того чтобы передать специфику понятия координационное число в комплексных соединениях, в отличие от ионных координационных структур, целесообразно использовать термин лигандность как синоним КЧ в этом случае. Термин предложен Полингом в качестве вообще синонимичного КЧ, но нам представляется, что его следует применять только для комплексных со- единений. [c.33] Вернуться к основной статье