ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Ковалентная связь. Метод валентных связей из "Общая химия Изд2" Общие понятия. Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью. [c.38] Насыщаемость ковалентной связи вызывается ограничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, которые могут участвовать в образовании ковалентной связи. [c.39] Электрический момент диполя имеет единицу измерения кулон на метр (Кл м). В качестве единицы измерения используют также внесистемную единицу измерения дебай О, равную 3,3-10 ° Кл м (табл. 2.2). [c.40] Как видно из табл. 2.2, электрический момент диполя растет с увеличением разности ЭО. [c.40] Полярную ковалентную связь с 6, приближающемуся к 1, можно считать ионной связью. Однако, даже у ионных соединений 8 ниже единицы. Поэтому любая ионная связь имеет определенную долю ковалентности. [c.40] Химическая связь в большинстве химических соединений сочетает свойства ковалентной и ионной связи. Поэтому ее можно считать ковалентной с определенной долей ионности. Степень ионности характеризуется эффективным зарядом атомов и возрастает с увеличением разности электроотрицательностей. [c.40] Метод валентных связей. Точное описание распределения электронов возможно лишь для небольшого числа молекул. Обычно используют приближенные методы расчета двух- и многоатомных систем с ковалентной связью метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). [c.40] Согласно теории ВС, ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов. [c.41] Следует отметить, что электронная структура молекулы значительно отличается от электронной структуры образующих ее атомов. Например, электронные орбитали в молекуле водорода не имеют сферической симметрии, как АО атомов водорода, так как электронная пара постоянно меняет свое положение относительно двух ядер в молекуле. Электронная пара в молекуле водорода находится на более низком энергетическом уровне, чем уровень электронов в атомах водорода. [c.41] Изменения претерпевает электронная структура внешних оболочек и подоболочек атомов, которая в основном и определяет природу и свойства атомов. Поэтому в образовавшейся молекуле атомы с исходной электронной структурой не существуют. У атомов в молекуле сохраняются лишь электронные конфигурации внутренних электронных оболочек, не перекрывающихся при образовании связей. [c.41] Последнее дает удобную возможность говорить о том, что молекулы состоят из тех или иных атомов, например молекула диоксида серы — из двух атомов кислорода и одного атома серы. [c.42] Валентность железа в возбужденном состоянии определяется не только 45-, Ар-, но и 3 /-неспаренными электронами. Однако пара Зс/-электронов не может разъединиться, потому что в третьей оболочке нет вакантных орбиталей, поэтому максимальная валентность железа равна шести. [c.45] Четвертая ковалентная связь в ионе аммония появляется по д о -норно-акцепторному механизму, согласно которому образуется общая электронная пара за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома или иона (акцептора). [c.46] Таким образом, в ионе аммония азот проявляет валентность, равную 4. [c.47] Четвертая ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, характеризуется теми же параметрами, что и остальные три ковалентные связи, образованные по обменному механизму, т.е. в ионе аммония все четыре связи равноценны. [c.47] Таким образом, суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов (обменный механизм) плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному механизму. [c.48] Вернуться к основной статье