Химические связи элементов второго периода

В соответствии с закономерным развитием электронных структур атомов характер химической связи (а следовательно, структуры и свойств) однотипных соединений в периодах и группах периодической системы изменяется закономерно. На примере бинарных соединений элементов второго периода [c.246]

Химические связи элементов второго периода [c.69]

В молекулах элементов второго периода МО образуются в результате взаимодействия атомных 25- и 2р-орбиталей участие внутренних 15-электронов в образовании химической связи здесь пренебрежимо мало. Так, на рис. 49 приведена энергетическая схема образования молекулы г здесь имеются два связывающих электрона, что соответствует образованию простой связи. В молекуле же Веа число связывающих и разрыхляющих электронов одинаково, так что эта молекула, подобно молекуле Нез, [c.147]

Первоначальная шкала электроотрицательностей Полинга была выбрана таким образом, чтобы элементам второго периода от углерода до фтора соответствовали значения от 2,5 до 4,0, изменяясь на 0,5 при переходе к каждому следующему элементу. Значения электроотрицательности элементов в этой шкале приведены на рис. 6.9 в виде диаграммы. Размеры кружков на этой диаграмме отвечают относительным радиусам атомов, а расположение элементов приблизительно воспроизводит форму таблицы периодической системы однако положения элементов в пределах периодов смещены так, чтобы соответствовать их значениям электроотрицательностей в указанной шкале. Вследствие этого элементы, принадлежащие к одной группе периодической системы, располагаются на диаграмме не по вертикальным колонкам. Со времени появления первоначальной шкалы Полинга значения энергий разрыва химических связей, на которых она была основана, в результате уточнения подверглись значительным изменениям. Результаты пересчета электроотрицательностей элементов по методу Полинга с подстановкой новых значений энергий связи представлены в табл. 6.5. Общий ход изменения электроотрицательности соответствует тому, чего и можно было ожидать для элементов одного периода или одной группы электроотрицательность возрастает при уменьшении размеров атома. Водород, который, строго говоря, не принадлежит ни к одной из групп, имеет приблизительно такую же электроотрицательность, как бор. Следует также отметить, что электроотрицательность металлов первой, второй и третьей групп возрастает при увеличении числа валентных электронов. В дальнейшем будет показано, каким образом на основании учета этих закономерностей можно судить о характере связи атомов в молекулах. [c.104]

Рассмотрим строение молекул, образованных нз атомов элементов второго периода. Для этих молекул можно считать, что электроны первого электронного лоя (/С-слой) атомов не принимают участия в образовании химической связи. Оии составляют остов, который в записи структуры молекулы обозначают буквой К. [c.104]

Строение и свойства двухатомных молекул Ы2, В2, Сг, N2, О2, F2, СО, N0 и др. наиболее просто, наглядно и правильно объясняются методом МО. В молекулах элементов второго периода МО образуются в результате взаимодействия атомных 2s- и 2р-орбиталей участие внутренних ls-электронов в образовании химической связи здесь пренебрежимо мало. Так, на рис. 4.20 приведена энергетическая схема образования молекулы Lia здесь имеются два связывающих электрона, что соответствует образованию простой связи. [c.127]

В соответствии с методом ВС валентность атома равна числу его одиночных электронов. С этой позиции валентности атомов элементов второго периода системы элементов Д. И." Менделеева объясняют следующим образом. Первый энергетический уровень заполнен (1х ) и не может внести вклад в валентность атома. Ответственными за образование химических связей у атомов этих элементов являются электроны второго (внешнего) уровня [c.48]

Прослеживая возможность той или иной гибридизации орбита-лей в атоме, вступающем в химическую связь, можно отметить, что при переходе от элемента второго периода к элементу третьего, четвертого и последующих периодов (в пределах одной группы) наблюдается рост числа гибридных АО, образующих а-связи, а следовательно, и координационного числа элемента. [c.60]

Сравнение длин связей, например для муравьиной кислоты, показывает, что ковалентная связь в исходной молекуле мономера испытала деформацию. Ее длина увеличилась от 0,097 в мономере до 0,107 нм в димере. Большее или меньшее удлинение связи Н—X и ее разрыхление наблюдается и в других веществах. С другой стороны, укорочение межатомного расстояния Н. .. V упрочняет водородную связь. Энергия водородной связи невелика и лежит в пределах 8—40 кДж. Энергия этой связи примерно в 10 раз больше энергии ван-дер-ваальсового взаимодействия и на порядок меньше энергии ковалентной связи. Так, энергия водородной связи Н. .. Р равна 42 кДж, Н. .. О 21 кДж, Н. .. N 8 кДж. Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше относительная электроотрицательность и меньше размер атома-партнера. Поэтому она легко возникает с атомами неметаллических элементов второго периода Периодической системы и в меньшей степени характерна для хлора и серы. Несмотря на малую прочность водородной связи, она определяет иногда структуру вещества и существенно влияет на его физические и химические свойства. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты, устойчивые при достаточно низких температурах. Ассоциаты могут представлять собой одномерные образования [c.138]

Итак, на примерах молекул главным образом водородистых соединений элементов второго периода кратко изложено содержание теории МО в приближении ЛКАО, предложенного Р. Малликеном. В настоящее время эту теорию считают лучшим способом трактовки химической связи, хотя по наглядности она уступает теории ВС, основы которой заложены в работе Гейтлера и Лондона. [c.317]

Покажем, каким образом теория молекулярных орбита-лей позволяет предсказывать характер химической связи в двухатомных молекулах, состоящих из элементов второго периода. Для этого необходимо знать последовательность заполнения электронами молекулярных энергетических уровней, точно так же как это было необходимо в отношении энергетических подуровней атомов тогда можно будет выяснить электронное строение молекул в их основном состоянии. Эту последовательность не удается установить, исходя из чисто теоретических соображений, и ее определяют по экспериментальным данным (молекулярной спектроскопии), ко- [c.121]

По типу химической связи бинарные соединения могут быть ионными, ковалентными, металлическими и со смешанным типом химической связи. В соответствии с закономерным развитием электронных структур атомов характер химической связи (а следовательно, структуры и свойств) однотипных соединений в периодах и группах периодической системы изменяется закономерно (рис. 131). На примере бинарных соединений элементов второго периода можно показать, что для любого из приведенных соединений степень полярности химической связи от I к VII группе постепенно уменьшается. [c.269]

Атом лития на 25-подуровне имеет один неспаренный электрон и, следовательно, соединение должно иметь состав LiH. У атома бериллия этот подуровень заполнен и нет ни одного неспаренного электрона, следовательно, бериллий не должен образовывать ни одной химической связи. У бора и следующих за ним элементов (С, N, О, F) происходит последовательное заполнение 2р-подуровня, и атомы этих элементов будут иметь определенное число неспаренных электронов. Если при образовании связей учитывать только наличие неспаренных электронов, то для этих элементов должны образоваться следующие водородные соединения ВН, СН , NH3, Н7О, HF. Отсюда видно, что, применяя только обменный механизм образования химической связи, можно вступить в противоречие с экспериментальными данными бериллий образует соединение с водородом состава ВеНг, водородные соединения бора также имеют другой состав, а простейшее соединение углерода с водородом имеет состав СН4.Устранить это противоречие можно, предположив, что атомы элементов второго периода в образовании молекул участвуют в возбужденном состоянии, т.е. происходит распаривание 5-электронов и переход их на р-подуровень. Но тут возникает другое несоответствие с опытными данными. Поскольку энергии 5- и р-электронов различны, то и энергии образуемых ими химических связей должны отличаться, а, следовательно, подобные связи Э-Н должны иметь разную длину (в зависимости от того, орбитали какого типа принимают участие в их образовании). Согласовать теорию и эксперимент можно, введя предположение об усреднении энергий 5- и р-подуровней и образовании новых уровней, на которых энергии электронов, находящихся уже на орбиталях другого типа, одинаковы. А раз это так, то по правилу Хунда, в атоме появляется максимальное число неспаренных электронов. Эта гипотеза получила название явления гибридизации, а орбитали, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней, называются гибридными. Естественно, что при этом меняются и форма электронных облаков, и их расположение в пространстве. В зависимости от того, какие орбитали участвуют в образовании гибридных орбиталей, рассматривают различные типы гибридизации и пространственные конфигурации образовавшихся гибридных орбиталей (см. рис. 14.). Число получившихся гибридных орбиталей должно быть равно общему числу орбиталей, вступивших в гибридизацию. В зависимости от того, какие орбитали взаимодействуют между собой, рассматривают несколько типов гибридизации [c.48]

У элементов второго периода появляются еще четыре атомных орбитали 2в, 2р , 2ру, 2р , которые будут принимать участие в образовании молекулярных орбиталей. Различие в энергиях 7. - и 2р-орбиталей велико, и они не будут взаимодействовать между собой с образованием молекулярных орбиталей. Эта разница в энергиях при переходе от первого элемента к последнему будет увеличиваться. В связи с этим обстоятельством электронное строение двухатомных гомоядерных молекул элементов второго периода будет описываться двумя энергетическими диаграммами, отличающимися порядком расположения на них 5 " 2рх и 2ру 2. При относительной энергетической близости 2 - и 2р-орбиталей, наблюдаемой в начале периода, включая атом азота, электроны, находящиеся на 2 - и 2рх-орбиталях, взаимно отталкиваются. Поэтому 2ру- и 2р2-орбитали оказываются энергетически более выгодными, чем 2рх-орбиталь. На рис.20 представлены обе диаграммы. Так как участие Ь-электронов в образовании химической связи незначительно, их можно не учитывать при электронном описании строения молекул, образованных элементами второго периода. [c.57]

Основные факторы, определяющие разницу в химическом поведении между азотом и остальными элементами VB группы, а именно а) неспособность элементов второго периода образовывать устойчивые рл—ря-кратные связи и б) возможное участие в связывании низколежащих вакантных За-орбиталей, уже рассматривались нами, так как они ответственны за отличия в химическом поведении углерода и кремния. [c.340]

Даваемое нами объяснение химической связи ценно лишь в том случае, если его можно широко применять. Проверим его пригодность при рассмотрении соединений элементов второго периода, начиная со фтора. [c.416]

Можно ожидать, что только что описанные эффекты будут проявляться при образовании химических связей между фтором и другими элементами. Энергия ионизации элементов помогает нам понять механизм электрон-ядерного притяжения. В табл. 16-П сравниваются значения энергии ионизации элементов второго периода и фтора. В последней колонке таблицы указывается тип химической связи. [c.434]

Диоксид углерода СОг в отличие от ранее рассмотренных оксидов элементов второго периода системы элементов УгО, ВеО, ВгОз является газом. Такое различие обусловлено ковалентным характером связей в молекуле СОг и невозможностью донорно-акцепторного взаимодействия между молекулами СОг. Химическая связь и строение СОг описаны в разд. 2.5. В молекуле СОг расстояние С-О (116 пм) немного меньше, чем в формальдегиде НгСО (122 пм). Меньшая длина связи, по-видимому, обусловлена наличием некоторой доли тройной связи в СОг, т. е. возможен резонанс структур [c.369]

Для молекулы Р2 (и других молекул, образованных атомами элементов второго периода периодической системы) электроны первого электронного слоя атомов (К-слоя) не принимают участия в образовании химической связи. По- [c.45]

Химические свойства бора. Как и остальные элементы второго периода, бор проявляет выраженную склонность к образованию ковалентных связей. Не известно ни одно соединение, которое содержало бы ион В галогениды бора являются ковалентными соединениями, а соли с кислородными кислотами, нанример сульфаты и нитраты, не существуют. [c.555]

Для атомов элементов второго периода системы Д. И. Менделеева можно принять, что электроны первого слоя ( = ) не участвуют в образовании химической связи они составляют остов молекулы (обозначим его буквой К), молекулярные орбитали образуются Б процессе взаимодействия атомных 2з- и 2/ -ор6италей. [c.115]

Указанные особенности изменения агрегатных состояний серы при нагревании объясняются следующим образом. Сера в простом веществе, как и кислород, двухвалентна. Однако в отличие от кислорода сера при обычных условиях не может образовывать аналогичных кислороду двухатомных молекул 5 = 5 с одной о- и одной я-связью. Как отмечалось при рассмотрении видов химических связей, элементы, расположенные в периодической системе ниже второго периода, я-связей за счет перекрывания р-орбиталей не образуют. Значит, атомы серы в сере связаны друг с другом одиночными связями. При обычных условиях наиболее устойчивыми оказываются восьмиатомные молекулы серы 5в, имеющие циклическое строение [c.188]

Второй период образует атомы от до Ne. В направлении — Ке растет эффективный заряд ядра, в связи с чем уменьшаются размеры атомов (см. Гшах), возрастает потенциал ионизации и осуществляется, начиная с В, переход к неметаллам. Потенциал ионизации отражает не только рост в ряду —Ке, но и особенности электронных конфигураций потенциал ионизации у бора ниже, чем у бериллия. Это указывает на упрочнение заполненных нодоболочек ( у бериллия). Более высокий потенциал ионизации азота по сравнению с кислородом указывает на повышенную прочность конфигурации р , в которой каждая орбиталь занята одним / -электроном. Аналогичные соотношения наблюдаются и в следующем периоде у соседей Mg—А1 и Р—5. У атомов второго периода отрыв электрона с внутреннего Ь -слоя требует такого высокого ПИ (75,62 эВ уже у лития), что в химических и оптических процес--сах участвуют только внешни электроны. Сродство к электрону в ряду Ы—Р имеет тенденцию к возрастанию. Но у берилжя оболочка заполнена, и сродство к электрону эндотермично так же, как и у гелия (1л ). Обладая самым высоким потенциалом ионизации ю всех неметаллов и высоким сродством к электрону, фтор является наиболее электроотрицательным элементом в периодической системе. Для атома неона СЭ (Ке)=—0,22 эВ. Оболочка з р атома Ке, электронный октет, характеризуется суммарным нулевым спином и нулевым орбитальным моментом (терм 5о). Все это, вместе с высоким потенциалом ионизации и отрицательным сродством к электрону, обусловливает инертность неона. Такая же з р конфигурация внешнего слоя характерна для вСех элементов нулевой группы. Исследования последних лет показывают, что 1 п, Хе,Кг и Аг дают химические соединения со фтором и кислородом. Очевидно, что з р конфигурация не влечет как непременное следствие химической инертности. Все атомы со спаренными электронами (терм о) — диамагниты (Не, Ве, Ке и т. д.). Конфигурации внешнего электронного слоя у атомов 2-го и 3-го периодов, стоящих в одних и тех же группах, одинаковы, чем объясняется близость химических свойств элементов, стоящих в одних и тех же группах (сравните Ка иЬ1 в табл. 5). Но наблюдается и различие элементы второго периода обладают постоянной валентностью, а третьего — переменной. Это связано с тем, что у атомов третьего периода есть вакантные -состояния в третьем квантовом слое, а во втором слое таких соединений нет. [c.62]

Второй период. Для элементов второго периода перекрывания 15-АО практически нет, а следовательно, отсутствует расщепление 15-уровней на связывающие и антисвязывающие. Для указанных элементов внутренние 15-АО в образовании химической связи участия не принимают и поэтому при образовании молекулярных орбиталей не учитываются. [c.98]

Так как в образовании органических соединений принимают участие, кроме водорода, главным образом элементы второго периода, в этих соединениях все атомы, кромё водорода, имеют во внешней оболочке, как правило, четыре электронные пары. Такую группу из восьми электронов Льюис и Лэнгмюир предложили называть электронным октетом [31. При этом в электронный октет включаются все внешние электроны атома, в том числе и не участвующие в образовании химических связей. [c.62]

Диоксид углерода СОг в отличие от ранее рассмотренных оксидов элементов второго периода Л20, ВеО, В2О3, а также от ЗЮг, является газом. Такое различие обусловлено ковалентным характером связей в молекулах СО2 и невозможностью донорно-акцеп-торного взаимодействия между ними. Химическая связь и строение СО2 описаны в разд. 2.5. В молекуле СО2 расстояние С — О (116 пм) немного меньше, чем в формальдегиде Н2СО (122 пм). Укорочение, по-видимому, обусловлено наличием некоторой доли тройной связи, т. е. резонансом структур [c.360]

Перейдем теперь к рассмотрению молекул, образованных из атомов элементов второго периода. Для этих молекул можно считать, что электроны первого электронного слоя (/С-слой) атомов не принимают участия в образовании химической связи, Ж1йвляя осто . который в записи структуры молекулы обозначается буквой К. Нужно также иметь в виду, что поскольку р-электроны в атоме могут обладать квантовым числом т, равным как О, так и 1, то при образовании молекулы эти электроны могут заполнять как а-, так и л-орбитали. [c.198]

Проявление донорно-акцепторных возможностей атомов повышает их максимальную валентность по сравнению с максимальной ковалентностью. (Словом ковалентность по-прежнему будем обозначать число ковалентных химических связей, образуемых данным атомом в соединении, т. е. число его связей за счет неспаренных валентных электронов.) Рассмотрим, например, максимальные валентные возможности элементов второго периода. У всех элементов второго периода на валентном энергетическом уровне четыре атомных орбитали. Если принять, что у этих элементов используются все их ковалентные и донорно-акдептор-ные возможности, то нужно прийти к выводу, что максимальная валентность любого элемента второго периода [c.146]

В настоящее время установлено, что участие й- и /-электронов в химии 8- и р-элементов главных подгрупп Системы не только существенно, но и характерно. Так было признано, что элементы ряда Na. . . Аг (а также К и Са), не имея в явной форме -электронов в свободных атомах, в химических связях, образуемых ими молекул, частично используют -состояния. Это достигается некоторым возбуждением Зр-электронов до 3 - o тoяния и гибридизации ЗpЗ . Такие элементы, как 5п, 8Ь, Те и I, оказались способными переводить некоторую долю 5р-электрона и в 4/-состояния. В отличие от ряда Ма. . . С1 элементы второго периода Ы. . . Р считали сначала совсем не допускающими появления в своих соединениях 3 - o тoяний (и тем более М- и 4/-состояний). [c.332]

В классической теории основность аммиака объяснялась образованием продукта присоединения с водой — гидроокиси аммония NH4OH, которая, как полагали, ионизирована лишь в незначительной степени. В настоящее время считают, что та небольшая часть растворенного аммиака, которая химически соединяется с водой, образует с ней ионы NH+ и ОН". Согласно современной теории строения электронных оболочек атомов, неионизированные молекулы NH4OH не могут существовать по той причине, что пять валентных электронов входят в состав L-слоя, который имеет только четыре орбитали и может содержать не больше восьми электронов (октет). Следовательно, азот в своих ковалентных соединениях может проявлять максимально четыре ковалентные связи. Неиоиизированная гидроокись аммония должна была бы содержать пятивалентный азот с десятью электронами вокруг него, причем два из них находились бы в А-слое, что невозможно для элемента второго периода. [c.402]