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 двз х 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] Процесс распаривания электронов требует определенной затраты энергии (д ), 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 Е, затраченную на распаривание 2в-электронов. [c.45] Чтобы таким же образом получить, например, четырех-ваяентный кислород, трехвалентный литий, двухвалентный неон, необходима очень большая затрата энергии аЕ, связанная с переходом 2р - За (кислород), 1в - 2р (литий), 2р - 38 (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 образзтот химических соединений (отсюда и их название). Однако в 1962 г. химикам удалось получить несколько соединений инертных газов, например, ХеГг, Хе 4, ХеОз. Проявление инертными газами определенной валентности можно объяснить, только допустив, что спаренные электроны полностью заполненных подуровней могут распариваться в пределах уровня. [c.46] Ионная связь. Ионная связь — это электростатическое взаимодействие между ионами с зарядами противоположного знака. [c.46] Отметим, что валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризз т 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] Область перекрытия между электронными оболочками имеет повышеннз 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 протавоположными по знаку зарядами -fg и -д — 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] Напротив, в молекуле оксида углерода (IV) каждая из связей полярна, а молекула в целом неполярна (ц, = О), так как молекула 0=С=0 линейна, и дипольные моменты связей С=0 компенсирз т друг друга (рис. 3.2). Наконец, наличие дипольного момента в молекуле воды означает, что она нелинейна, т.е. связи 0-Н расположены под углом, не равным 180° (рис. 3.2). [c.48] Вернуться к основной статье