ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Строение трехатомных молекул состава ЭНг . 4.5.5. Простое определение молекулярной структуры многоатомных молекул из "Общая химия 2000" Наибольшая ионность связи имеет место во фторидах и хлоридах s-элементов. Так, в кристаллах Rb l, K l, Na l и NaF она равна 99, 98, 90 и 97 %, соответственно. [c.117] В отдельных молекулах химическая связь между атомами близкими по своей природе (с близкой электроотрицательностью) носит, в основном, двухэлектронный и двухцентровый характер. Структура и свойства молекул с такой ковалентной связью в большинстве одинаково успешно объясняются и методом ВС, и методом МО. Свойства молекул и кристаллов с делокализованными химическими связями проще и правильнее объяснить с помощью метода МО. Для упрощения подхода к объяснению свойств молекул обычно пользуются приближением двухцентровой (локализованной) химической связи, если это не ведет к принципиальной ошибке в оценке свойств. [c.117] Валентность — сложное понятие. Поэтому существует несколько определений валентности, выражающих различные стороны этого понятия. Наиболее общим можно считать следующее определение валентность элемента — это мера способности его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях. [c.118] Ковалентность атома характеризует степень участия атома в ковалентных химических связях или степень сосредоточенности электронной плотности в межъядерном пространстве. Расчеты ковалентности показывают, что, как правило, она принимает нецелочисленные значения. Аналогично электровалентность атома, определяемая величиной эффективного заряда атома, также бывает нецелочисленной. В качестве примера в табл. 4.3, приведены ковалент-Таблица 4-3. Ковалентности и электровалентности углерода и кислорода, а.е. [c.118] НОСТИ И электровалентности атомов углерода и кислорода в некоторых соедине-ниях, расчитанные методом квантовой химии. [c.119] Система электрон-Ь вакантная орбиталь (1-1-0) (схе- до до МО ма 4.5). В этой системе на связывающей МО располагается всего лишь один электрон. Порядок образующейся Схема 4.5.. ковалентной связи при этом равен 0,5 и, соответственно, ковалентность каждого атома равна 0,5. Так образуется молекулярный ион водорода Н . Схематично такая связь обозначается штрих-чертой Н---Н. Штриховая линия отражает то, что данная связь слабее одинарной ковалентной связи. Энергии связей, образующихся в результате (И-О)-взаимодействия, почти в 2 раза меньше, чем в предыдущем случае — взаимодействия (1-1-1). [c.119] Такой механизм взаимодействия неподеленной электронной пары одного атома и вакантной орбитали другого получил название донорно-акцепторного. Подобное взаимодействие встречается при образовании катиона аммония, молекулы оксида углерода (П) и др. Условно донорно-акцепторный механизм взаимодействия изображается стрелкой, пок 13ывающей направление смещения электронной плотности и порядок связи А —у В. Хотя порядок связи, образующейся при (2 -I- 0)-взаимодействии такой же, как и при (1 -(- 1)-взаимодействии, энергии связей здесь обычно ниже и находятся в интервале от 40 до 200 кДж/моль. [c.120] Системы вакантная орбиталь -н вакантная орбиталь (0 + 0) и электронная пара -Ь электронная пара (2 4- 2). В таких системах порядок связи равен нулю и взаимодействие орбиталей становится энергетически невыгодным. [c.120] Из рассмотрения вышеприведенных схем следует, что ковалентность атома при образовании двухцентровой связи определяется количеством неспаренных электронов, неподеленных электронных пар, вакантных орбиталей атома и зависит от заселенности орбиталей другого атома химической связи. [c.120] В большинстве случаев наиболее прочные химические связи образуются при проявлении максимальной составляющей ковалентности V (t). Связи, образуемые за счет составляющих ковалентности V (Ti) и D (—), обычно в 3 и более раз менее прочные. [c.120] Рассмотрим с этих позиций ковалентность атомов элементов второго и частично третьего периодов периодической системы. В связи с тем, что в образовании химической связи принимают участие главным образом валентные электроны, то нагляднее рассматривать электронные конфигурации только внешних электронных оболочек атомов. [c.120] Бериллий. Для бериллия с электронной конфигурацией валентных электронов в основном состоянии 2з следует рассматривать его возбужденное состояние. [c.121] Такие значения ковалентности бериллия наблюдаются, например, в мономерном и полимерном хлориде бериллия (схема 4.8). [c.121] Углерод. Атом углерода в основном состоянии может проявлять ковалентность, равную двум (г с(Т) = 2), при образовании химических связей с другими атомами, имеющими неспаренные электроны. [c.121] Типичным таким атомом является водород. Действительно, известно соединение состава СН2. Из электронной конфигурации атома углерода также следует, что в соединениях с атомами-донорами электронных пар его ковалентность может увеличиться на 1, углерод будет трехковалентным. Это проявляется, например, в молекуле СО (подробнее см. ниже). [c.121] С ЧИСЛОМ неспаренных электронов, равным четырем. Поэтому углерод во многих своих соединениях четырехковалентен большинство органические соединений, соли угольной кислоты — карбонаты, диоксид углерода и др. [c.122] Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота может участвовать в образовании трех ковалентных связей. Это и происходит, например, в молекулах N2 или N113, в которых ковалентность азота равна 3. [c.122] Кислороц. На внешней электронной оболочке атома кислорода находятся два неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары, поэтому ковалентность кислорода может быть равной двум (в молекуле Н2О), трем (в молекулах СО, Оз). Атом кислорода по электроотрицательности уступает только фтору. Фтор не имеет вакантных орбиталей на валентной оболочке, чтобы присоединить все валентные электронные пары кислорода. Поэтому выше трех ковалентность кислороду не свойственна. [c.122] В результате такого взаимодействия атомы углерода и кислорода проявляют ковалентности, равные 1. Образуемая ими связь на рис. 4.15 в формуле молекулы СО показана сплошной чертой. Другие АО неспаренных электронов углерода и кислорода ориентированы друг относительно друга так, что они перекрываются по 7Г-типу. Учет этого на энергетической диаграмме осуществлен так, что расщепление между образовавшимися связывающей и разрыхляющей МО 7г-типа меньше, чем для МО (т-типа (рис. 4.16). Понижение энергии пары электронов на МО л -типа меньше, т. е. тг-связь менее прочная, чем сг-связь. В формуле молекулы СО она указана штриховой линией. [c.123] Орбиталь неподеленной пары электронов кислорода и вакантная орбиталь углерода образуют систему взаимодействия типа (2 -Н 0) с порядком связи 1. [c.123] Вернуться к основной статье