Что такое насыщаемость ковалентной связи и валентности атомов

Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Свойство ковалентной связи – насыщаемость. Валентность элемента. Возбужденное состояние атома элементов

В основе метода валентных связей лежит следующие положения: 1)ковалентная хим.связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно-направленными спинами и принадлежащими двум атомам, между которыми осуществляется связь. Такая общая электронная пара может образоваться как в результате спаривания двух не спаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обычный механизм образования связи ), так и за счёт пары эл. одного атома- донора и вакантной орбитали второго атома-акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи); 2)ковалентная связь тем прочнее чем в большей степени перекрываются взаимодействующие эл. облака, поэтому ковалентная связь образуется в том направлении, где облака перекрываются максимально.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Валентность –это число хим. Связей, образованных данным атомом в соединении.

Основное состояние атома – состояние атома когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия в атоме является минимальной из возможных значений энергии. Состояния с более высокими значениями энергией называт возбужденными, а сам процесс или результат повышения энергии атома(или электрона) – возбуждением.

8. Ковалентная связь.Свойство ковалентной связи – направленность. σ- и π-связи. Одинарные и кратные связи. sp-, sp2-, sp3-гибридизация атомных орбиталей. Правило определения геометрической формы молекулы.

Ковалентная связь- хим. связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов.

Направленность ковалентной связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Для p- и d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется σ-связью.

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.

Кратность. В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π-связью.

Кратность связи определяется количеством электронных пар, связывающих два атома, например:

этан H3C–CH3 одинарная связь (σ-связь)

этилен H2C=CH2 двойная связь (одна σ-связь и одна π-связь)

ацетилен HC≡CH тройная связь (одна σ-связь и две π-связи).

Кратные ковалентные связи

Атомы, имеющие более одного электрона на внешней оболочке, могут образовывать не одну, а несколько ковалентных связей между собой. Такие связи называются многократными (чаще кратными) связями. Примерами таких связей служат связи молекул азота (N=N) и кислорода (O = O).

Связь, образующаяся при объединении одинарных атомов называется гомоатомной ковалентной связью, если атомы разные, то связь называется гетероатомнной ковалентной связью [греческие префексы «гомо» и «гетеро» соответственно означают одинаковые и разные].

а) sp3-гибридизация. Одна S-орбиталь и три Р-орбитали превращаются в четыре одинаковые «гибридные» орбитали, ориентированные к вершинам тетраэдра, угол между осями 109,50(тетраэдрическая геометрия). б) sp2-гибридизация. Одна S и две P орбитали превращаются в три одинаковые орбитали, лежащие в одной плоскости. Угол между осями орбиталей равен 1200(плоская геометрия). в) sp- гибридизация одна S и одна P орбиталь превращаются в две одинаковые орбитали, угол между осями которых 1800(Линейная геометрия).

Геом форм молекулы

химические связи и неподеленные электронные пары в молекулах стремятся расположиться как можно дальше друг от друга.

Поясним на конкретных примерах. В молекуле BeCl2 есть две связи Be—Cl. Форма этой молекулы должна быть такой, чтобы обе эти связи и атомы хлора на их концах располагались как можно дальше друг от друга:

Это возможно только при линейной форме молекулы, когда угол между связями (угол ClBeCl) равен 180о.

Другой пример: в молекуле BF3 имеется 3 связи B—F. Они располагаются как можно дальше друг от друга и молекула имеет форму плоского треугольника, где все углы между связями (углы FBF) равны 120о :

В молекуле CH4 угол НСН такой же, как в математическом тетраэдре: 109о28’.

Последний пример: молекула H2O в своем составе имеет две связи O—H и две неподеленные пары электронов. Вывод: эта молекула также должна иметь форму, похожую на тетраэдр.

Реально этот тетраэдр слегка искажен, потому что неподеленные пары отталкиваются между собой несколько сильнее, чем от поделенных пар, и чем поделенные пары отталкиваются друг от друга. Поэтому реальный угол HOH составляет не 109о, а немногим менее 105о. Однако по центрам атомов, как можно видеть, молекула воды имеет угловую форму.

Источник

Насыщаемость ковалентной связи

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 NH_3, а не NH₂, NH или NH₄.

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.

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

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.

В=1

B * =3

В=2

B * =4.

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

B=2

B=1.

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.

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.

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

В возбужденном состоянии происходит разъединение 4s – пары электронов:

₂₆Fe * B * =6

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

₇₆Os * B * =8

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

Источник