Валентность. Насыщение химических связей

Валентность. Насыщение химических связей

Валентность. Насыщение химических связей

Определение 1

Валентность — это понятие, которое описывает свойство атомов соединяться для создания молекулы.

Атом имеет свою валентность и при соединении атомов их валентности взаимно насыщаются, это значит, что каждой валентной связи атома должна соответствовать валентная связь другого атома.

Так, для молекулы $CH_4$ атом углерода имеет четыре валентных связи, и они насыщаются валентными связями четырех атомов водорода, которые имеют валентность равную единице.

Рассмотрим физический смысл валентности на примере молекулы водорода ($H_2$). Допустим, у нас имеются два атома водорода, которые находятся в основном состоянии (${}2S$).

Если сближать данные атомы, то можно получить синглетный терм (антисимметричная спиновая волновая функция и симметричная координатная функция) или триплет с симметричной спиновой функцией.

Основным термом молекулы водорода является синглет, так как антисимметричная координатная волновая функция, во всяком случае, имеет узлы и не может относиться к наиболее низкому состоянию системы. Количественный расчет показывает, что синглет имеет глубокий минимум, который соответствует созданию устойчивой молекулы водорода.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Получается, что в основном состоянии полный спин молекулы $H_2\ $равен нулю ($S=0$). Такое свойство имеют молекулы почти всех химически устойчивых соединений элементов главных групп. Исключением среди неорганических соединений являются молекулы $O_2,\ NO,\ NO_2,\ ClO_2$ полный спин которых равен $S=\frac{1}{2}$.

Таким образом, способность атомов соединяться друг с другом связывается с их спинами. Соединение происходит таким образом, чтобы спины их атомов взаимно компенсировались.

Удвоенный спин атома используют как количественную характеристику способности атомов к объединению. Это число совпадает с химической валентностью атома.

Один и тот же атом может иметь разную валентность в зависимости от состояния, в котором он пребывает.

Так, элементы первой группы (щелочные металлы) в нормальном состоянии имеют спин равный $S=\frac{1}{2}$, следовательно, их валентность равна единице.

Возбужденное состояние, в котором атомы щелочных металлов имеют больший спин, получают при возбуждении электрона, который локализован в заполненной оболочке.

Такие состояния находятся высоко, и атом в состоянии возбуждения не может создавать устойчивую молекулу.

Спин атомов щелочноземельных металлов (вторая группа) в нормальном состоянии имеет спин равный нулю. Значит, атомы в нормальном состоянии не могут вступать в химические соединения.

Относительно близко к основному состоянию находится возбужденное состояние, которое имеет в незаполненной оболочке конфигурацию $sp$ (вместо $s2$) и полный спин равный 1.

Валентность атома в данном состоянии равна двум, это число является основной валентностью элементов второй группы.

При соединении атомов в молекулу заполненные электронные оболочки атомов изменяются мало. При этом распределение электронной плотности в незаполненных оболочках может измениться значительно. В случаях гетерополярной связи все валентные электроны переходят от одних атомов к другим.

Можно сказать, что молекула составлена из ионов, которые имеют заряды (в единицах заряда электрона) равные валентности. Так, элементы первой группы являются электроположительными, так как в гетерополярных соединениях они отдают электроны, при этом возникают положительные ионы.

Если перейти к следующим группам электроположительность падает и, в конце концов, переходит в электроотрицательность. Максимальную электроотрицательность имеют элементы седьмой группы.

Рассмотрим элементы промежуточных групп. Элементы групп палладия и платины по своим валентным свойствам почти не отличаются от элементов главных групп.

Отличие заключено в том, что из-за относительно глубокой локализации $d$ — электронов в атоме они слабее взаимодействуют с другими атомами в молекуле.

Поэтому среди соединений данных элементов довольно часто появляются «ненасыщенные» соединения с молекулами, которые имеют спин не равный нулю. Любой из таких элементов может проявлять разные валентности, которые могут отличаться не только на два, но и на один.

Элементы редкоземельных имеют незаполненную $f$ — оболочку. $f$ — электроны локализованы существенно глубже, чем $d$ — электроны и не принимают участия в валентности.

Валентность редкоземельных элементов определена только $s$ — и $p$- электронами незаполненных оболочек.

Но при этом следует иметь ввиду, что в возбужденном состоянии $f$ — электроны атома могут переходить в $s$ — и $p$- состояния, при этом валентность увеличивается на один. Почти все редкоземельные элементы трех- и четырех — валентны.

Элементы группы $Fe$ занимают по своим валентным свойствам, промежуточное место между редкоземельными элементами и элементами группы палладия и платины.

В таких атомах $d$ — электроны находятся относительно глубоко и в ряде соединений не принимают участия в создании валентной связи. В таких соединениях элементы группы $Fe$ ведут себя как редкоземельные элементы.

Прободными являются молекулы ионного типа $Fe{Cl}_2$, $Fe{Cl}_3$. В этих соединениях атом металла входит как катион. Валентности элементов группы железа могут быть различными.

Другим видом соединений элементов $Fe$ являются комплексные соединения. В них атом промежуточного элемента входит в молекулу не как простой ион, а является частью сложного (комплексного) иона.

В сложных ионах атомы локализованы ближе друг к другу, чем в простых ионных соединениях. В комплексных ионах d- электроны участвуют в создании валентной связи.

В сложных соединениях элементы группы $Fe$ ведут себя как элементы групп палладия и платины.

Элементы $Cu,\ Ag,Au$ относят к главным группам и в части соединений ведут себя как промежуточные.

Данные элементы могут давать валентность больше единицы из-за того, что электроны $d$ — оболочки переходят в $p$- оболочку, как близкую по энергии.

Тогда элементы будут иметь незаполненную $d$ — оболочку и вести себя как промежуточные: $Cu$ — как элемент группы железа, а $Ag$ и $Au$ — как элементы групп $Pd$, $Pt.$

Насыщение химических связей

Факт насыщения валентности объясняет принцип запрета Паули, который говорит о том, что электроны в молекулах (как и в атомах) создают оболочки вокруг ядер.

Так, в молекуле водорода два электрона локализованы в основном состоянии в самой внутренней оболочке, следовательно, должны иметь противоположные спины (как 2 электрона на $K$- оболочке). В состоянии $E_1$ в случае притяжения спины двух электронов антипараллельны.

Заполненные оболочки являются особенно устойчивыми состояниями, при этом химическая связь образуется легко, в молекуле достигается насыщение спинов внешних электронов (образуется заполненная оболочка).

В общем случае на больших расстояниях между атомами связи могут образовывать исключительно электроны атома, которые еще не создали антипараллельных пар с другими электронами. Количество некомпенсированных спинов равно числу свободных валентностей молекул (атома). Следовательно, истинная (гомеополярная) валентность равна количеству электронов с ненасыщенным спином.

Рассмотрим элемент $He$. Он имеет два насыщенных спина, которые составляют заполненную оболочку, получается, что гелий является химически нейтральным элементом.

Литий ($Li$) — это первый элемент второго ряда периодической системы элементов имеет одни внешний электрон (вне заполненной оболочки), следовательно, его валентность равна единице.

Пример 1

Задание: Как объясняется то, что химический элемент бериллий имеет валентность равную двум?

Решение:

Рассмотрим элемент бериллий ($Be$). Вне заполненной оболочки у этого элемента два электрона. Получается, что на внешней оболочке бериллия два электрона, локализованных на $L$ — оболочке, имеют спины взаимно компенсированные. Кажется, что $Be$, как $He$ должен быть химически нейтральным и иметь валентность равную нулю.

На самом деле валентность $Be$ равна 2. Это можно объяснить тем, что при образовании связи, атом переходит в возбужденное состояние, при этом спины обоих электронов получают одинаковые направления.

В результате на внешней оболочке атома $Be$ возникают два электрона с ненасыщенными спинами, так возникает валентность у бериллия равная двум.

Пример 2

Задание: Объясните, какой может быть валентность элементов пятой группы элементов периодической системы.

Решение:

Конфигурация основного состояния атомов элементов пятой группы имеет вид:

\[s2p3\left(2.1\right).\]

Спин этих элементов равен: $S=\frac{3}{2}$. Получается, что соответствующая валентность будет равна трем.

Возбужденное состояние, которому отвечает больший спин, можно получить, если один из электронов перейдет на оболочку со следующим значением главного квантового числа. Ближайшее такое состояние имеет конфигурацию:

\[s2p3s'\left(2.2\right)\]

и спин $S=\frac{5}{2}$, где $s'$ — условное обозначение состояния электрона с главным квантовым числом на один большим, чем в состоянии s. Энергия возбужденного состояния небольшая, но возбужденный атом может вступать в устойчивые соединения. Значит, элементы пятой группы могут иметь валентность равную трем и пяти. Например, азот может образовывать соединения:

\[NH_3\ (валентность\ азота\ равна\ 3),\ HNO_3(валентность\ азота\ равна\ 5).\]

Ответ: Валентности равные трем и пяти.

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/predmet_i_zadachi_atomnoy_fiziki/valentnost_nasyschenie_himicheskih_svyazey/

Валентные связи

Валентность — это способность атомов соединяться друг с другом для создания молекулы.

У каждого атома есть своя валентность, а при соединении двух атомов их валентности насыщаются формируя связь между друг другом, значит, каждая валентная связь атома соответствует аналогичной валентной связи другого атома.

Возьмем для примера молекулу , у атома углерода есть 4 валентных связи, они насыщаются валентными связями атомов водорода, таким образом у атома углерода валентность 4, в то время как у атома водорода валентность единице.

Взгляните на молекулы водорода , мы с вам рассмотрим физическое значение валентности. Предположим, у нас есть два атома водорода, которые пребывают в основном состоянии (2S). При сближении данных атомов, можно так называемый получить синглетный терм.

Это такая антисимметричная спиновая волновая функция, но так же можем получить триплет с симметричной спиновой функцией. Основный тремом для водорода является синглет, потому что, антисимметричная координатная функция, не относится к самому низкому состоянию системы.

Согласно расчетам мы пришли к выводу, что синглет имеет минимум, который позволяет создать устойчивую молекулу водорода.

В результате мы получаем следующее, спин молекулы водорода равен — 0. Этим свойством не обделены молекулы практически всех устойчивых химических элементов и их соединений. Исключениями являются разве что , у которых полный спин равен 1/2.

Мы видим, способность атомов связываться и образовывать молекулы связанных с их спинами. Соединяясь друг с другом, спины атомов взаимно компенсируются.

Обратите внимание, что удвоение спинов атома используют как количественную характеристику возможности атомов объединяться. И число это всегда совпадает с химической валентностью элемента.

Бывает, один и тот же атом имеет разную валентность. Тут все зависит от состояния в котором в данный момент он прибывает.

К примеру элементы первой группы которые по природе своей являются щелочными металлами, имеют спин в 1/2 в нормальном состоянии. Из этого мы получаем валентность равную — 1. В возбужденном состоянии спин становится больше, получают они его при возбуждении электрона, который находится в заполненной оболочке. В таком состоянии атом не способен образовать устойчивую молекулу.

Посмотрите на атомы щелочноземельных металлов ( это вторая группа элементов) в норме спин равняется нулю. То есть атомы не способны образовывать соединения. Однако есть ещё возбужденное состояние в котором атом получает конфигурацию sp и в таком случае спин равен единице, а валентность равна двум, и это между прочем основная валентность второй группы элементов.

При образовании молекул, заполненные электронные оболочки, практически не изменяются. В незаполненных оболочках, изменения могут быть весьма значительными. В гетерополяной связи, электроны переходят из одних атомов к другим. Другими словами, молекула состоит из ионов, ионы имеют заряды которые равны их валентности.

Химические элементы первой группы — электроположителные, в гетерополярных соединениях они отдают свой заряд, вследствие чего появляются положительные ионы. В следующих группах электроположительность из группы в группу становятся все более электроотрицательность.

Элементы которые находятся седьмой группы имеют максимальную электроотрицательность.

Обратите внимание на элементы промежуточных групп. Группы палладия и платины практически не отличаются от главных групп, по валентным свойствам.

Но из-за относительно глубокой локализации d-электронов, они немного слабее взаимодействуют с другими атомами. Из-за этого мы часто наблюдаем «ненасыщенные» соединения, у которых спин равен нулю.

Каждое из этих химических соединений может проявить разную валентность, они могут отличаться не только на один, но и на два.

В редкоземельных металлах все немного иначе. У них есть незаполненная оболочка , электроны которой очень глубоко локализованы по сравнению с d-электронами. Они не принимают никакой участия в формировании валентных связей.

По этому валентность редкоземельных металлов зависит только от s- и p-. Но при этом, электроны в возбужденном состоянии, могут переходить в s- и в p- после чего валентность увеличится на единицу.

Большинство редкоземельных металлов четырех и трех валентны.

Промежуточной место между элементами палладия и редкоземельными элементами занимают элементы группы Fe.

В атомах этих элементов d — электроны находятся глубоко, по этому в некоторых химических соединениях не принимают участия, при создании связей. Они начинают вести себя как редкоземельные элементы. Например .

В этих соединениях атомы металла являются катионами. В группе железа валентность может быть разной.

Ещё один вид соединений Fe — комплексные соединения. В таких соединениях атом промежуточного элемента в молекулу входит не как ион, а как часть комплексного иона. В таких ионах атомы находятся ближе друг к другу, по сравнению с простыми. В таких ионах d — электроны создают валентные связи. Считается что в сложных соединениях Fe ведет себя так же как платина или палладий.

Такие элементы как относятся к главным группам, и в некоторых молекулах ведут себя как промежуточные. Элементы могут дать валентность более единицы, потому что электроны d — оболочки способны перейти в p- оболочку. В этом случае элемент имеет незаполненную d-оболочку и ведет себя как промежуточный элемент группы железы , а ,, как элемент палладия и платины.

Насыщение химических связей особенности и примеры

Принцип запрета Паули объясняет насыщение валентности. Он гласит, что электроны в соединения так же как и в атомах, создают оболочку вокруг ядра.

Например: водород имеет два электрона, которые локализованы в самой внутренней оболочке, и по этому они имеют противоположные спины. В состоянии при притяжении двух спин электроны антипараллельны.

Получается заполненные оболочки, в устойчивом состоянии легко образуют химическую связь и достигают насыщения спинов.

При больших расстояниях между атомами, электроны образуют связи, которые не успели создать антипараллельные пары с какими-то другими электронами. И получается количество нескомпенсированных спинов будет равняться количеству валентностей атома или молекул. А гомеополярная валентность или истинная валентность будет равна числу электронов у которых ненасыщенный спин.

Элемент He. У него есть два насыщенных спина, которые заполняют всю оболочку. Как итог Гелий — нейтральный элемент.

Вот следующий элемент Li(Литий) — первый элемент второго ряда таблицы Менделеева , имеет один внешний электрон, следовательно и его валентность равна — 1.

Рассмотрим пару примеров

  • 1) Задача: Объясните почему бериллий Be имеет валентность равняющиеся двум?
  • Ответ: Химический элемент бериллий Be вне оболочки имеет два электрона. Значит у элемента бериллия два электрона находятся на L- оболочке и имеет спины взаимно компенсированные. Может показаться что бериллий как и гелий должен быть химически нейтральным и валентность должна равняться нулю. Но она равняется двум. Это объясняется тем, что при образовании связей, атом перетекает состояние возбуждения. В таком случае спины электронов получат одна направление, вместо противоположного. Как результат, в оболочке Be появляются два электрона, таким образом и валентность бериллия становится равна двум.

  • 2) Задача: Объясните, какая валентность у элементов 5-й группы периодической таблицы.
  • Ответ: Конфигурация состояния атомов у элементов из пятой группы периодической таблицы Менделеева имеет следующий вид:Их спин равен 3/2. В таком случае валентность будет равна трем.Состояния возбуждения, которому соответствует большой спин, можно получить в том случае, если один электрон перейдет в оболочку своим значением квантового числа.Тут спин равен 5/2 где s' условное обозначение электрона, в котором квантовое число на 1 больше чем S- состоянии. В возбужденном состоянии его энергия не большая, однако атом способен вступать в соединения.Согласно проведенным расчетам, элементы пятой группы периодической таблицы могут иметь валентность три и пять. К примеру, такой элемент как азот может формировать следующий соединения:

Источник: https://sciterm.ru/spravochnik/valentnost-nasishenie-himicheskih-svyazej/

Насыщаемость ковалентной связи

Валентность. Насыщение химических связей

Насыщаемость ковалентной связи (валентные возможности атома, максимальная валентность) характеризует способность атомов участвовать в образовании определенного ограниченного числа ковалентных связей и определяет стехиометрический состав молекул.

Насыщаемость – особенность образования ковалентных связей прежде всего по обменному механизму. Это означает, что если атом имеет некоторое количество неспаренных электронов в нормальном или возбужденном состоянии, то все они участвуют в образовании химических связей. Например, атом азота имеет 3 неспаренных электрона, а водород – 1.

Принцип насыщаемости указывает на то, что устойчивым соединением должно быть NH3, а не NH2, NH или NH4.

Валентность.Валентность элемента (В) — его способность к образованию химических связей. В представлении МВС численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует атом.

Согласно обменному механизму метода ВС каждый атом отдает на образование общей электронной пары (ковалентной связи) по одному неспаренному электрону.

Количественной мерой валентности в обменном механизме метода ВС считают число неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состоянии атома.

Это неспаренные электроны внешних оболочек у s- и р – элементов, внешних и предвнешних оболочек у d – элементов, предвнешних и предпредвнешних оболочек у f – элементов.

При образовании химической связи атом может переходить в возбужденное состояние в результате разъединения пары (или пар) электронов и переходе одного электрона (или нескольких электронов, равных числу разъединенных пар) в свободную орбиталь (орбитали) того же энергетического уровня. Перевод электрона с одного подуровня на другой осуществляется за счет энергии, получаемой извне. Эти затраты компенсируются энергией, выделяемой при образовании связей. В результате этого число неспаренных электронов в атоме и его валентность увеличиваются.

Например, валентность элементов главной подгруппы I группы равна единице, так как на внешнем уровне атомы этих элементов имеют один электрон:

B=1

B=1

и т. д.

Валентность элементов главной подгруппы II группы в основном (невозбужденном) состоянии равна нулю, так как на внешнем уровне нет неспаренных электронов:

В=0.

2s 2p

Однако в соединениях он проявляет валентность, равную 2. Это объясняется тем, что, вступая в химическое соединение, атом бериллия переходит в возбужденное состояние , т. е. спаренные s – электроны разъединяются в свободные ячейки р – подуровня этого же уровня. Валентность становится равной двум (возбужденный атом отмечен звездочкой):

В*=2

2s 2p

Энергия возбуждения бериллия из состояния в состояние составляет 62 ккал/моль атомов. При образовании одной химической связи происходит выделение энергии от 50 до 100 ккал. Таким образом, при образовании двух химических связей энергии выделяется гораздо больше, чем её затрачивается на возбуждение.

Аналогично, элементы главных подгрупп III и IV групп в основном состоянии имеют В=1 и В=2, в возбужденном — В*=3 и В*=4, соответственно; например:

В=1

2s 2p

B*=3

2s 2p

В=2

2s 2p

B*=4.

2s 2p

Возбуждение азота, кислорода и фтора в пределах второго квантового уровня не может привести к увеличению числа неспаренных электронов из-за отсутствия свободных атомных орбиталей во втором уровне:

B=3

2s 2p

B=2

2s 2p

B=1.

2s 2p

Возбуждение электронов в этих атомах, связанное с их перемещением на следующий квантовый уровень, требует значительно большей энергии, чем та, которая выделится при образовании дополнительных связей.

В то же время элементы третьего периода – фосфор, сера и хлор могут проявлять переменную валентность, в т. ч. и соответствующую номеру группы периодической системы. Рассмотрим серу – аналог кислорода:

B=2.

3s 3p 3d

При возбуждении распариваются р — электроны, s – электроны с переходом на свободные d – орбитали третьего энергетического уровня. В состоянии , в состоянии . Соответственно сера, кроме валентности основного состояния 2, имеет валентность 4 и 6 в возбужденном состоянии, а хлор, кроме валентности 1 в основном состоянии, имеет валентности 3, 5 и 7 в возбужденном состоянии.

За счет внешних s – и р – орбиталей атомы не могут иметь валентность, превышающую 4, поскольку при образовании четырёх связей атом окружён восемью электронами.

Валентность выше четырёх может проявляться только при участии d – или f – орбиталей.

Следовательно, возникновение устойчивого валентного состояния атома выше четырёх можно ожидать только для элементов, начиная с IV периода периодической системы.

Особенно большие возможности для проявления различных валентностей имеются у переходных элементов. Близость по энергиям ns-, np– и (n — 1)d – орбиталей делает принципиально возможным участие всех девяти орбиталей (s1p3d5) в образовании химических связей. Так, в соединении ReO3F рений семивалентен, а рутений в соединении RuO4 восьмивалентен.

Следует отметить, что у атомов большинства d- и f – элементов на внешних оболочках в основном состоянии нет неспаренных электронов, поэтому их валентность в основном состоянии равна нулю, несмотря на то, что на предвнешних d – и f – подоболочках имеются неспаренные электроны.

Последние не могут образовывать электронные пары с электронами других атомов, так как закрыты электронами внешней оболочки. При возбуждении атома распаренные электроны внешней оболочки вступают в химическую связь и открывают внутренние электронные оболочки.

Например, валентность железа в основном состоянии равна нулю:

26Fe B=0

3d 4s 4p

В возбужденном состоянии происходит разъединение 4s – пары электронов:

26Fe* B*=6

3d 4s 4p

Валентность железа в возбужденном состоянии определяется не только 4s — , 4p — , но и 3d – неспаренными электронами. Пара 3d – электронов не может разъединяться, потому что в третьей оболочке нет вакантных орбиталей, поэтому максимальная валентность железа равна шести.

У осмия при возбуждении могут разъединяться не только внешние 6s – электроны, но и предвнешние 5d – электроны, поскольку в пятой оболочке имеется еще 5f – подоболочка со свободными орбиталями, поэтому максимальная валентность осмия равна восьми:

В=0

5d 5f 6s 6p

76Os* B*=8

5d 5f 6s 6p

Таким образом, одни атомы проявляют постоянную валентность, тогда как другие – переменную.

Постоянную валентность проявляют s – элементы, а переменную – р- и d- элементы(исключение составляют N, O, F; они в пределах 2-го энергетического уровня не имеют свободных атомных орбиталей).

Низшая валентность проявляется в невозбужденном состоянии, высшая – в наиболее возбужденном. Для большинства атомов высшая валентность равна номеру группы.

За счет донорно – акцепторного механизма увеличиваются валентные возможности атомов (за счет наличия вакантных орбиталей и неподеленных электронных пар). Так, в рассмотренном в разделе 3.3 примере атом азота в ионе NH4+ (аммония) имеет валентность, равную четырем.

Таким образом, суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов (обменный механизм) плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному механизму

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Источник: https://studopedia.ru/2_79412_nasishchaemost-kovalentnoy-svyazi.html

Метод валентных связей

Валентность. Насыщение химических связей

Метод валентных связей (локализованных электронных пар) предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Поэтому химическая связь представляется двухэлектронной и двухцентровой, т.е. локализована между двумя атомами. В структурных формулах соединений обозначается черточкой:

H-Cl, H-H, H-O-H

Рассмотрим в свете Метода ВС, такие особенности связи, как насыщаемость, направленность и поляризуемость.

Валентность атома — определяется числом неспаренных (валентных) электронов, способных принять участие в образовании химической связи. Валентность выражается небольшими целыми числами и равна числу ковалентных связей.

Валентность элементов, проявляющуюся в ковалентных соединениях, часто называют ковалентностью. Некоторые атомы имеют переменную валентность, например углерод в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и будет двух валентен.

При возбуждении атома, возможно распарить другие два спаренных электрона и тогда атом углерода станет четырех валентен:

электронное строение атома углерода

Возбуждение атома до нового валентного состояния требует затраты энергии, которая компенсируется выделяемой при образовании связей энергией.

Направленность ковалентной связи

Взаимное перекрывание облаков может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.

Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов. Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

образование химической связи

σ– связь может возникнуть при перекрывании вдоль линии, соединяющей ядра атомов в следующих орбиталей: s— s -, s— р-, р – р-, d— d -орбиталей , а также  d— s-, d—  р– орбиталей. σ– связь обладает свойствами локализованной двухцентровой связи, каковой она и является.

π– связь может образовываться при перекрывании по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов следующих орбиталей: р—р-, р—d-, d—d-, f—p-, f—d— и f—f— орбиталей.

Итак, s— элементы способны к образованию только σ– связи, р— элементы — σ– и π– связи, d— элементы — σ–, π– и δ‑ связи, а f— элементы — σ– , π– , δ-связи. При совместном образовании π– и σ- связей получается двойная связь. Если же одновременно возникают две π–и σ- связь, то образуется тройная связь. Количество возникших связей между атомами, называется кратностью связи.

При образовании связи с помощью  s— орбиталей, ввиду их сферической формы, не возникает какого-либо преимущественного направления в пространстве, для наиболее выгодного образования ковалентных связей. В случае же р– орбиталей, электронная плотность распределена неравномерно, поэтому возникает определенное направление, по которому образование ковалентной связи наиболее вероятно.

Гибридизация атомных орбиталей

Рассмотрим пример. Представим, что четыре атома водорода соединились с атомом углерода и образовалась молекула метана CH4.

Рисунок показывает что происходит, но не объясняет, как ведут себя s—  и р— орбитали, при образовании таких соединений. Хотя р— орбиталь имеет две части, развернутые друг относительно друга, но она может образовывать только одну связь.

В итоге, можно предположить, что в молекуле метана один атом водорода присоединяется к 2s— орбитали углерода, остальные – к 2р— орбитали. Тогда, каждый атом водорода будет находиться по отношению к другому под углом 90°, но это не так.

Электроны отталкиваются друг от друга и расходятся на большее расстояние. Что же на самом деле происходит?

В результате, все орбитали объединяются, перестраиваются и образуют 4 эквивалентные гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра.

Каждая из гибридных орбиталей содержит некий вклад 2s— орбитали и некоторые вклады  2р— орбиталей.

Поскольку 4 гибридные орбитали образованы одной 2s— и тремя 2р— орбиталями, то такой способ гибридизации называют sp3-гибридизацией.

sp3-гибридизация орбиталей в молекуле метана

Как видно из рисунка, конфигурация гибридных орбиталей позволяет четырем атомам вдорода образовать ковалентные связи с атомом углерода, при этом орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 109,5°.

Такой же тип гибридизации присутствует в таких молекулах, как NH3, H2O.

На одной из sp3-гибридных орбиталей, в молекуле NH3, находится неподеленная электронная пара, а три остальные орбитали используются для соединения с атомами водорода.

В молекуле H2O неподеленными электронными парами заняты две гибридные орбитали атома кислорода, а две другие используются для связывания с атомами водорода.

Гибридизация орбиталей молекул метана, аммиака, воды

Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле. Эти электроны находятся на гибридных орбиталях. Когда же происходит перекрывание негибридных орбиталей двух атомов, то образуется кратная связь. Например, в молекуле этилена связь реализуется следующим образом:

sp2-гибридизация атомов этилена

Плоское расположение трех связей вокруг каждого атома углерода дает основание предположить, что в данном случае реализуется sp2-гибридизация ( гибридные орбитали образованы одной 2s— и двумя 2р— орбиталями). При этом одна 2р— орбиталь остается неиспользованной (негибридной). Орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 120°.

Таким же образом, в молекуле ацетилена образуется тройная связь. В данном случае происходит sp-гибридизация атомов, т.е. гибридные орбитали образованы одной 2s— и одной 2р— орбиталями, а две 2р— орбитали являются негибридными. Орбитали располагаются относительно друг друга под углом 180°

sp-гибридизация атомов ацетилена

Ниже приведены примеры геометрического расположения гибридных орбиталей.

Набор атомных орбиталейНабор гибридных орбиталейГеометрическое расположение  гибридных орбиталейПримеры
s,pspЛинейное (угол 180°)  Be(CH3)2, HgCl2  MgBr2, СаН2, ВаF2, C2H2
s,p,psp2Плоское тригональное (угол 120°)BF3,GaCl3, InBr3,TeI3, C2H4
s,p,p,psp3Тетраэдрическое (угол 109,5°)CH4, AsCl4—, TiCl4, SiCl4, GeF4
s,p,p,dsp2dПлоскоквадратнoe (угол 90°)Ni(CO)4, [PdCl4]2—
s,p,p,p,dsp3dТригонально-бипирамдальное (углы 120° и 90°)PF5, PCl5, AsF5
s,p,p,p,d,dsp3d2Октаэдрическое ( угол 90°)SF6, Fe(CN)63-, CoF63-

Пространственное расположение гибридных орбиталей различных типов

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/metod-valentnyx-svyazej.html

Типы химической связи. Валентность

Валентность. Насыщение химических связей

Описание: Химическая связь образуется в большинстве случаев в результате той или иной перегруппировки электронов содержащихся во взаимодействующих атомах.

Важнейшими формами таких перегруппировок являются: передача одного или нескольких электронов от одного атома к другому так образуется ионная связь; смещение электронов от одного атома к другому так образуется ковалентная связь.

Строение молекулы воды можно изобразить схемой: Если вместо каждой пары электронов образующих химическую связь условиться писать черточку то структурная…

Дата добавления: 2015-09-27

Размер файла: 19.54 KB

Работу скачали: 9 чел.

Поделитесь работой в социальных сетях

Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск

Типы химической связи. Валентность.

Химическая связь образуется в большинстве случаев в результате той или иной перегруппировки электронов, содержащихся во взаимодействующих атомах.  Важнейшими формами таких перегруппировок являются:

1) передача одного или нескольких электронов от одного атома к другому (так образуется ионная связь);

2) смещение  электронов от одного атома к другому (так образуется ковалентная связь).

Во всех случаях образования химической связи внешняя электронная оболочка каждого  атома  принимает конфигурацию восьмиэлектронной оболочки инертного газа  (и только для атомов водорода реализуется двухэлектронная конфигурация).

Это правило октета строго соблюдается только для элементов второго периода (Be, B, C, N, O и F).

  Атомы элементов последующих периодов могут образовывать также соединения с 10 электронами (в PСl5), с 12 электронами (SF6), а некоторые с 14 электронами  и даже с 16 электронами, участвующими в образовании ковалентной связи.

Комбинации  таких двухэлектронных связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Для наглядного изображения валентных схем пользуются следующим способом. Электроны, находящиеся на внешнем электронном слое, обозначают точками, расположенными вокруг символа  атома.                           

Образование молекулы водорода можно представить следующим образом

Эта схема показывает, что каждый атом водорода дает в общее пользование по одному электрону, в результате вокруг каждого из них образуется устойчивая двухэлектронная оболочка, подобная оболочке инертного газа гелия.

При образовании молекулы кислорода из атомов:

каждый атом кислорода отдает в общее пользование одну пару своих электронов, в результате вокруг каждого из них образуется оболочка из 8 электронов,  подобная оболочке инертного газа.

 Строение молекулы воды можно изобразить схемой:

Если  вместо каждой пары электронов, образующих химическую связь условиться писать черточку, то структурная формула веществ примет вид:

                         H-H,  O=O,  NN,  H-O-H и т.д.

В молекуле водорода имеется одинарная связь, в молекуле кислорода двойная, а в молекуле азота тройная связь. Число одинарных ковалентных связей элемента в химическом соединении называется ковалентностью элемента.  Так, ковалентность азота в молекулах N2   и  NH3 равна трем, ковалентность кислорода в молекулах  O2,  H2O, CO2 равна двум и т.д.

Валентность.

Валентность — способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химческой связи. Количественной мерой валентности атома элемента служит число атомов водорода или кислорода (эти элементы принято считать соответственно одно- и двухвалентными), которые элемент (Э) присоединяет, образуя гидрид ЭНx или оксид ЭnОm.

Валентность элемента может быть определена и по другим атомам с известной валентностью. В различных соединениях атомы одного и того же элемента могут проявлять различные валентности. Так, сера двухвалентна в H2S и CuS, четырехвалентна в SO2 и SF4, шестивалентна в SO3 и SF6. До развития электронных представлений о строении вещества валентность трактовалась формально.

В рамках электронной теории химической связи валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов.

Поскольку электроны внутренних оболочек атома не участвуют в образовании химических связей, максимальная валентность элемента считают равной числу электронов во внешней электронной оболочке атома. Максимальная валентность элементов одной и той же группы периодической системы обычно соответствует ее порядковому номеру.

Например, максимальная валентность атома C должна быть равной 4, Cl — 7. Электростатическая теория химической связи привела к формулировке близкого к валентности и дополняющего ее понятия степени окисления, соответствующей заряду, который приобрел бы атом, если бы все электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательных атомов.

При этом электронные пары, обобщенные одинаковыми атомами, делятся пополам. По знаку степень окисления, как правило, совпадает с экспериментально определяемым эффективным зарядом атома, но численно намного превышает его. Например, степень окисления серы в SO3 равна +6, а ее эффективный заряд — + 2.

Донорно-акцепторная связь.

Разновидностью ковалентной связи является так называемая донорно-акцепторная связь. Химическая связь, обусловленная парой электронов, принадлежащей до образования связи одному из атомов, называется донорно-акцепторной связью.

Атом, поставляющий электронную пару, называется донором, а атом, к которому эта  пара перемещается, — акцептором.  Смещение электронной пары делает связь полярной.

Донорно-акцепторную связь иногда называют также координационной связью. 

 Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи, когда пара образующих связь электронов  полностью переходит к более электроотрицательному элементу.

Водородная связь.

Водородный атом обладает той особенностью, отличающей его от всех других элементов, что, отдавая свой электрон, он остается в виде ядра без электронов, т.е. в виде частицы, диаметр которой в тысячи раз меньше диаметров остальных атомов.

  Кроме того, вследствие отсутствия у него электронов ион Н+ не испытывает отталкивания от электронной оболочки другого атома или иона, а наоборот, притягивается ею. Это позволяет ему ближе подходить к другим атомам и вступать во взаимодействие с их электронами (и даже внедряться в их электронную оболочку).

Поэтому в растворах водородный ион большей частью не сохраняется в виде самостоятельной частицы, а связывается с молекулами других веществ. В воде он связывается с молекулами Н2О, образуя  ион гидроксония — Н30+.  С молекулами аммиака он образует ион аммония NH4+ и т.д.

В данных примерах реализуется донорно-акцепторная связь, о которой говорилось выше.  Обычно энергия химической связи составляет порядка 30-100 ккал/моль. 

В полярных молекулах, содержащих ковалентную связь атома водорода с электроотрицательным элементом Н-Э,  например, в  воде H-O-H,  атомы водорода несут на себе некоторый положительный заряд  +d, а  электроотрицательный элемент заряд -d,  что отразим в схеме молекулы в виде Н+d¾Э-d.  В растворе две такие молекулы могут притягиваться за счет кулоновских сил и приводить к возникновению водородной связи и  ассоциации молекул.  Водородная связь здесь обозначена многоточием.  Энергия водородной связи значительно ниже энергии ковалентной связи и составляет порядка 5-7 ккал/моль. В настоящее время доказано, что в воде могут существовать ассоциаты даже из 3 и более молекул воды. Этим объясняются многие аномальные свойства воды. Аналогичную склонность к образованию водородной связи проявляют и молекулы плавиковой кислоты HF.

Металлическая связь.

В твердом состоянии металлы отличаются от всех остальных веществ своими характерными свойствами — очень высокими теплопроводностью и электропроводностью, почти полной непрозрачностью и высокой отражательной способностью по отношению к видимому свету благодаря так называемому металлическому блеску.

При образовании сплавов они сохраняют свои металлические свойства.  Металлы обладают также специфическими механическими свойствами. Они более или менее ковкие, а некоторые из них имеют большую прочность при растяжении или при сжатии.

 В жидком состоянии большинство из перечисленных свойств металлов сохраняется, которые исчезают при переходе к газообразному состоянию.  Пары металлов прозрачны (например, пары ртути, которые к тому же и бесцветны) и не проводят электрический ток.

Пары металлов одноатомны, только для паров щелочных металлов была замечена слабая ассоциация в двухатомные молекулы.

Металлы могут вытеснять водород из кислот, образуя соли, в которых они содержатся как положительные ионы.  В таблице Менделеева  металлы расположены под диагональю в левой нижней части.  В таблице Менделеева число элементов с металлическими свойствами превышает число неметаллов.  Переходные элементы, лантаниды и актиниды являются металлами.

Самым замечательным свойством металлов является легкость, с которой они проводят электрический ток.

Электрический ток проходит через металл без переноса вещества, в то время как через электролиты ток переносится ионами.

Если электропроводность электролитов возрастает с повышением температуры, то для металлов она наоборот падает.  Вблизи абсолютного нуля некоторые металлы проявляют свойство сверхпроводимости.

Электропроводность металлов давно приписывали свободным или очень подвижным электронам в металле.  При высоком напряжении электроны покидают поверхность металла в виде катодных лучей. Раскаленные металлы также испускают электроны. Наличием свободных электронов объясняется  также непрозрачность металлов.

Некоторые элементы, расположенные в таблице Менделеева между неметаллами и металлами, например бор (B), кремний(Si), германий (Ge), мышьяк (As),  сурьма (Sb)  и теллур (Te), имеют характерный металлический блеск, однако их кристаллическая структура отличается от структуры металлов.  Все они являются полупроводниками. 

Источник: http://refleader.ru/jgeyfsmerujgmer.html

Booksm
Добавить комментарий