ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Раствчры (общие сведения). Теория разбавленных раствороз неэлектролитов из "Общая химия 1968" В таблице IV- приведены значения энергий ионизации, затрачиваемой на последовательный отрыв электронов от атома. В таблице курсивом набрано число, указывающее на место скачка в величине работы отрыва очередного электрона. [c.60] Данные таблицы отчетливо обнаруживают гораздо более прочную связь с ядром тех электронов, которые входят в состав атомного остова, по сравнению с валентными электронами. [c.60] Как И В случае углерода, к атомному остову относятся те электроны, которые насыщают главные квантовые энергетические уровни, давая законченные (застроенные, как бы укомплектованные) элект-тронные слои. [c.61] На рисунке 1У-2, эти соотношения представлены схематически. [c.61] В заключение следует подчеркнуть, что ни химическая активность, ни скорость химической реакции однозначно не определяются энергиями ионизации атомов взаимодействующих элементов. Здесь соотношения значительно сложнее. Однако энергия ионизации сама по себе в указанных областях имеет большое значение. [c.61] Атомы А и Б могут принадлежать одному и тому же элементу илн разным элементам. [c.62] Пользуются и следующим способом записи. Атом обозначают символом соответствующего химического элемента, а вокруг символа ставят столько точек, сколько электронов содержится во внешнем квантовом слое атома. Точки как бы символизируют электрические центры тяжести электронов, движущихся по орбитам. [c.62] Обобществленный электронный дублет. [c.62] При образовании молекулы водорода электронный дублет как бы обслуживает оба ядра, в результате чего они оказываются прочно связанными в единую молекулу. Аналогичное наблюдается и в молекулах других веществ. [c.62] Электронные дублеты, обусловливающие химическую связь между, атомами в молекуле, должны быть достаточно прочными и с избытком противостоять взаимному отталкиванию ядер, превосходить разрывное действие на молекулу всевозможных (к тому же довольно интенсивных) крутильных и колебательных движений атомов в молекуле, значительного центробежного действия вращательного движения самих молекул в целом и т. д. [c.62] Согласно законам квантовой механики, в прочности химической связи главную роль играют два фактора принцип максимального перекрывания облаков и направленность связи. [c.63] Степень перекрывания электронных облаков в случае а-связи значительно превосходит перекрывание при я-связи. Поэтому а-связь обычно оказывается более прочной, чем л-связь. Например, в молекулах азота (Ы = Ы) и ацетилена (Н — С = С — Н) атомы азота и соответственно атомы углерода соединены одной а- и двумя л-связями. Энергии этих связей (в эв на 1 связь) сопоставлены ниже. [c.63] Угол между направлениями химических связей в молекуле вещества называют валентным. Таким образом, валентный угол в молекуле воды равен, как указано, 105°3. В связи с этим формулу строения молекулы воды часто записывают так, как это представлено на рисунке 1У-4, в. [c.65] Иногда взаимное перекрывание электронных облаков приводит к резкому изменению самой их формы. Меняется и направленность валентной связи. Это явление называют гибридизацией (сочетание, смешение ). Тогда отвечающие им химические связи называют гибридными. На рисунке 1У-5 в качестве примера приведена гибридизация 3- и р-облаков при их взаимном наложении. [c.65] Атом лития содержит один неспаренный электрон (2з ), и этот элемент одновалентен. Аналогично можно объяснить одновалентность натрия, калия и т. д. [c.65] Приведенная конфигурация объясняет наблюдаемую на практике двухвалентность бериллия в его химических соединениях. [c.66] Однако возбуждение такого рода требует затрат энергии в коли чествах, превосходящих то, что можно получить за счет химической реакции с участием бериллия. В связи с этим электронная конфигурация (III) маловероятна, и валентность указанного элемента практически больше двух не бывает. [c.67] В то же время при химическом возбуждении атома переходы электронов из s- в р-, или из р- в -состояния в пределах одного 11 того же энергетического уровня (т. е. при условии, что n= onst) протекают со значительно меньшей затратой энергии. Подобные переходы при химических реакциях происходят очень часто (как, например, в случае бериллия). [c.67] теория спин-валентности вскрывает причину переменной валентности элементов. Рассмотрим это на примере S и С1. [c.67] Валентность серы, равная шести, проявляется атомом S в состоянии его максимального возбуждения. Более высокая. валентность могла бы быть достигнута лишь путем дальнейшего распаривания одного из дублетов 2р-оболочки (из состава атомного остова) и переброски электрона с уровня п = 2 на более высокий уровень п = 3. Для этого потребовалась бы добавочная энергия возбуждения, что химическими методами, как мы уже говорили, не достигается. Поэтому валентность серы, равная шести, является для нее максимальной. [c.68] Вернуться к основной статье