ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Число валентных связей (валентность) из "Электронные структуры атомов и химическая связь" Как указывалось, валентность элемента с точки зрения ТВС определяется числом электронных пар, которое связывает атом данного элемента с другими атомами в молекуле. От того, сколько электронных пар связывает данный атом с другими в молекуле, т. е. от валентности элемента, в значительной степени зависит распределение электронной плотности в молекуле, а следовательно, ее свойства. Поэтому валентность элемента — важная его химическая характеристика. [c.129] Условимся число электронов, расходуемое атомом на образование общих электронных пар по одному на каждую пару, т. е. на образование описанных выше ковалентных связей, называть не валентностью его, а ковалентностью. При образовании атомом только таких связей ковалентность его (число расходуемых атомом электронов на образование общих пар) и валентность (число окружающих атом общих пар) равны. Дальше будет показано, что часты случаи, когда эти понятия различаются. [c.129] Выясним связь между электронными структуралга атомов и их способностью образовывать ковалентные связи. [c.129] У атома гелия Не электроны находятся в состоянии, которое описывается формулой Is . Его электроны спарены внутри атома и поэтому не могут участвовать в образовании общих электронных пар с другими атомами. Ковалентность гелия должна равняться нулю. Нейтральные молекулы, содержащие атомы гелия, в соответствии с ТВС, не обнаружены. Устойчивы молекулярные ионы Hei и НеН , их существование ТВС объяснить не может. [c.130] У лития Li один неспаренный валентный электрон теоретически литий должен быть одноковалентным, так же как и водород. Действительно, ковалентность лития в реальных молекулах равна единице (Li , LijS и др.). [c.130] За счет разъединения пары электронов на 25-подуровне и переселения одного 25-электрона на 2р-подуровень возбужденные атомы содержат на валентном уровне неспаренные электроны в количестве, соответствующем их типичной ковалентности бериллий Ве — два, бор В — три, углерод С — четыре. [c.131] На процесс возбуждения атомов в соответствии с приведенной выше схемой требуется затрата энергии. Чтсбы осуществился, например, процесс Ве- Ве, требуется 255,76 кдж моль. Однако в каждом рассмотренном случае затрата энергии компенсируется с избытком выделением энергии возбужденными атомами при образовании дополнительных химических связей. Так, например, при образовании двухковалентных связей атомом Ве выделяется 585,20 кдж моль, что превышает затраченную энергию на его возбуждение на 329,4 кдж моль, т. е. более чем в два раза. [c.131] Таким образом, типичная для рассмотренных элементов Ы, Ве, В и С ковалентность равна общему количеству валентных электронов у каждого из них и вместе с тем номеру группы в периодической системе, в которой элемент расположен. [c.131] НИИ все квантовые ячейки второго уровня заселены. Для их возбуждения нужно перевести часть электронов со второго энергетического уровня на третий. Это связано с затратой такого количества энергии, которое не может быть компенсировано образованием дополнительных связей возбужденными атомами. Поэтому ковалентность элементов N. О, Р и Ме должна определяться не общим числом их валентных электронов, а лишь числом неспаренных электронов. У азота ковалентность не должна превышать трех, у кислорода она должна равняться двум, у фтора — единице, а неон должен быть нульковалентным. Действительно, в реальных молекулах азот, кислород и фтор — соответственно максимально трех-, двух- и одноковалентны (ЫНз, НгО, НР и пр.). Химические соединения неона неизвестны. [c.132] Элементы третьего периода и все х- и р-элементы остальных периодов являются электронными аналогами соответствующих элементов второго периода. Максимальная ковалентность любого элемента из первых четырех А-групп, так же как и ковалентность соответствующего элемента второго периода, равна общему количеству валентных электронов (или номеру группы). Так, ковалентность любого элемента 1А-группы равна единице (один валентный электрон), ковалентность каждого из элементов И А-группы равна двум (два валентных электрона). Максимальная ковалентность любого элемента П1А-группы — три, 1УА-группы — четыре. [c.132] Ковалентность фосфора в соответствии со схемой должна равняться трем и пяти. Это подтверждается. Для фосфора характерны соединения типа P I3 и РСЦ. Для серы в соответствии с приведенной схемой должна быть характерна четная ковалентность. Теория подтверждается. Для серы типичны соединения, в которых она-двух-, четырех- и шестиковалентна (H2S, SO2, SO3 и др.). [c.133] из опыта следует и ТВС объясняет следующее. Каждый элемент характеризуется постоянной максимальной ковалентностью, т. е. число ковалентных связей, которое может образовать данный атом, ограниченно. Это часто называют насыщаемостью ковалентной связи. [c.133] Ковалентность s-элементов постоянна. [c.133] Как правило, в пределах данной А-группы у элементов с ростом порядкового номера уменьшается тенденция к образованию соединений с высшей ковалентностью и растет тенденция к образованию соединений с низшей ковалентностью. Так, в ША-группе низшую возможную ковалентность проявляет лишь таллий Т1 — элемент с самым большим порядковым номером в этой группе. Остальные элементы постоянно трехковалентны. В четвертой группе углерод С и кремний Si исключительно четырехковалентны. У германия Ое и олова 5п преобладают соединения, в которых они четырехковалентны, но существуют соединения и с двухковалентными германием и оловом. Свинец РЬ почти исключительно двухковалентен. Аналогичная картина имеет место и в остальных А-группах. Описанную закономерность объясняют по-разному. Одно из объяснений заключается в том, что в атомах с большими порядковыми номерами из-за большого количества электронов в них при образовании ковалентных связей сверх минимально возможного их числа отталкивание между внутренними электронами преобладает над действием притяжения за счет перекрывания валентных электронных облаков. [c.134] У большей части -элементов ковалентность переменная. Минимальная ковалентность у всех -элементов с переменной валентностью равна двум за счет двух -электронов на внешнем уровне, которые легко распариваются, занимая свободный р-подуровень на этом же уровне. Исключение составляют лишь элементы IВ-группы медь Си, серебро Ag и, золото Ли. Минимальная ковалентность этих элементов за счет провала электронов равна единице. (По одному электрону на -подуровне за счет провала электронов содержат также элементы хром Сг и молибден Мо из У1В-группы. Однако энергетические состояния электрона гs и одного из пяти электронов п—1) так близки между собой, что оба эти электрона участвуют в образовании химических связей. Отсюда минимальная ковалентность хрома Сг и молибдена Мо, так же как и других -элементов с переменной ковалентностью, кроме -элементов Ш-груп-пы, равна двум). [c.137] Максимальная ковалентность большинства -элементов с переменной ковалентностью, так же как постоянная ковалентность элементов второй и третьей групп, равна номерам соответствующих групп. Так, высшая ковалентность титана Ti, находящегося в четвертой группе, равна четырем, высшая ковалентность ванадия V — пяти (V в пятой группе). Хром Сг из шестой группы максимально шестиковалентен и т. д. То, что высшая ковалентность -элементов 1П—УПВ-групп равна номеру группы, объясняется тем, что номеру группы равна сумма валентных электронов каждого -элемента. Причем ns-электроны, как уже говорилось, легко распариваются, а (и—1) -электроны у этих элементов, в соответствии с правилом Хунда, неспарены (табл. 26). [c.138] Рассмотренные -элементы, кроме низшей ковалентности, равной двум, и высшей, равной номеру группы, прояв- ляют промежуточные значения ковалентности за счет участия в связях электронов из (я—1) -подуровня. Так, хром Сг, кроме ковалентности два и шесть, проявляет ковалентность три и четыре. Марганец Мп может быть устойчиво двух-, четырех-и семиковалентныМ и т. д. [c.138] Вернуться к основной статье