ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Строение молекул. Химическая связь. Валентность элементов из "Химия Для школьников старших классов и поступающих в ВУЗы" Доказано, что в образовании химической связи между атомами главную роль играют электроны, расположенные на внешней оболочке и, следовательно, связанные с ядром наименее прочно, так называемые валентные электроны. [c.42] Согласно теории химической связи, наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из двух или восьми электронов (электронные группировки благородных газов). Это и служит причиной того, что благородные газы при обычных условиях не вступают в химические реакции с другими элементами. Атомы же, имеющие на внешней оболочке менее восьми (или иногда двух) электронов, стремятся приобрести структуру благородных газов. Такая закономерность позволила В.Косселю и Г.Льюису сформулировать положение, которое является основным при рассмотрении условий образования молекулы При образовании молекулы в ходе химической реакции атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочки . [c.42] Образование устойчивой электронной конфигурации может происходить несколькими способами и приводить к молекулам (и веществам) различного строения, поэтому различают несколько типов химической связи. Таковы ионная, ковалентная и донорно-акцепторная (координационная) связи. Кроме этих видов связей существуют другие, не относящиеся непосредственно к рассмотренным электронным оболочкам. Таковы водородная и металлическая связи. Далее мы рассмотрим каждый из указанных типов связи отдельно, но прежде необходимо рассмотреть понятие валентность элементов . [c.42] Валентность элементов в соединениях. Понятие о валентности элеп ентов наметилось еще в 50-х годах прошлого столетия. Особое значение этого понятия определяется тем, что оно легло в основу теории строения химических соединений. [c.43] В большинстве учебников, вплоть до современных, валентность определяется как способность атома образовывать различное число химических связей с другими атомами. Современные представления о природе химической связи основаны на электронной (спиновой) теории валентности (наибольший вклад в развитие этой теории внесли Г.Льюис и В.Коссель), в соответствии с которой атомы, образуя связи, стремятся к достижению наиболее устойчивой (т.е. имеющей наименьшую энергию) электронной конфигурации. При этом электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными. [c.43] Согласно спиновой теории, принято считать, что валентность атома определяется числом его неспаренных электронов, способных участвовать в образовании химических связей с другими атомами, поэтому понятно, что валентность всегда выражается небольшими целыми числами. [c.43] Рассмотрим электронные конфигурации атомов первых 11 элементов периодической системы (табл. 3.1). Справа выписаны число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться числу неспаренных электронов. Мы видим, что водород, литий, фтор и натрий одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы блшюродных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, и поэтому валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие — только кажущееся, оно объясняется тем, что некоторые атомы при образовании химической связи изменяют свою электронную конфигурацию. [c.43] Процесс распаривания электронов требует определенной затраты энергии (л ), и, казалось бы, он не выгоден. Но для учета энергетических соотношений нужно рассмотреть весь баланс образования связей. Дело в том, что при переходе одного из электронов 2в в состояние 2р получается состояние атома, в котором он может образовать уже не две, а-четыре связи. При образовании химической связи обычно выделяется энергия, поэтому появление двух новых валентностей приводит к выделению дополнительной энергии, которая превосходит энергию аЕ, затраченную на распаривание 2в-электронов. [c.45] Чтобы таким же образом получить, например, четырехвалентный кислород, трехвалентный литий, двухвалентный неон, необходима очень большая затрата энергии аЕ, связанная с переходом 2р - Зв (кислород), 1в - 2р (литий), 2р - Зв (неон). В этом случае затрата энергии настолько велика, что не может быть компенсирована энергией, выделяющейся при образовании химических связей. Поэтому и не существует соединений с переменной валентностью кислорода, лития или неона. [c.45] Подтверждением этого положения могут служить достижения в химии благородных ( инертных ) газов. Долго считалось, что инертные газы не образуют химических соединений (отсюда и их название). Однако в 1962 г. химикам удалось получить несколько соединений инертных газов, например, ХеГг, ХеГ , ХеОз. Проявление инертными газами определенной валентности можно объяснить, только допустив, что спаренные электроны полностью заполненных подзфовней могут распариваться в пределах уровня. [c.46] Ионная связь. Ионная связь — это электростатическое взаимодействие между ионами с зарядами противоположного знака. [c.46] Коссель еще в 1916 г. предположил, что ионная связь образуется в результате полного переноса одного или нескольких электронов от одного атома к другому. Такой тип связи возможен только между атомами, которые резко отличаются по свойствам. Например, элементы I и П групп периодической системы (типичные металлы) непосредственно соединяются с элементами VI и VП групп (типичными неметаллами). В качестве примеров веществ с ионной связью можно назвать Мв8, КаС1, А12О3. Такие вещества при обычных условиях являются твердыми, имеют высокие температуры плавления и кипения, их расплавы и растворы проводят электрический ток. [c.46] Отметим, что валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степенью окисления, которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении. [c.46] Нужно подчеркнуть, что использование понятия степени окисления для атомов элементов, образующих другие виды химической связи, не всегда корректно и требует большой осторожности (подробно об этом см. следующий раздел). [c.46] Ковалентная связь. Известно, что неметаллы взаимодействуют друг с другом. Рассмотрим, например, образование простейшей молекулы Н2. [c.46] Область перекрытия между электронными оболочками имеет повышенщ электронную плотность, которая уменьшает отталкивание между ядрами и способствует образованию ковалентной связи. [c.48] Таким образом, связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной. [c.48] Ковалентная связь может возникать не только между одинаковыми, но и между разными атомами. Так, образование молекулы НС1 из атомов водорода и хлора происходит также за счет общей пары электронов, однако эта пара в большей мере принадлежит атому хлора, нежели атому водорода, поскольку неметаллические свойства у хлора выражены гораздо сильнее, чем у водорода. [c.48] Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, называют неполярной, а образованной разными атомами — полярной. [c.48] Полярность связи количественно оценивается диполь-ным моментом ц, который является произведением длины диполя I — расстояния между двумя равными по величине и прогавоположными по знаку зарядами +9 и -9 — на абсолютную величину заряда ц = Iq. Принято считать, что дипольный момент является величиной векторной и направлен по оси диполя от отрицательного заряда к положительному. Следует различать дипольные моменты (полярность) связи и молекулы в целом. Так, для простейших двухатомных молекул дипольный момент связи равен дипольному моменту молекулы. [c.48] Вернуться к основной статье