Всего на сайте:
248 тыс. 773 статей

Главная | Химия

Насыщаемость  Просмотрен 395

Каждый атом способен образовывать в химическом соединении определённое число ковалентных связей, благодаря этому молекулы имеют опреде­лённый состав: Н2, H2O, PCl5, СН4.

Число возможных ковалентных связей, образуемых данным атомом, зависит при обменном механизме от числа неспарен­ных электронов на внешних энергетических уровнях у атомов в основном и в возбуждённом состояниях, а при донорно-акцепторном — ещё и от числа свободных атомных орбиталей на внешних уровнях.

 

 

При определении числа ковалентных связей, которые атом элемента может образовывать по обменному механизму, следует учитывать, что при переходе атома в возбуждённое состояние число его неспаренных электронов может увеличиваться в ре­зультате разделения некоторых электронных пар и перехода электронов на более высокие энергетические подуровни. Если энергия, затраченная на возбуждение атома, не очень велика, то она может компенсироваться энергией образующейся химиче­ской связи, и возбуждённое состояние атома стабилизируется.

Небольшими затратами энергии сопровождаются переходы электронов на более высокие энергетические подуровни внутри одного и того же уровня. Переходы электронов с энергетических подуровней одного уровня на подуровни другого уровня могут требоватьбольших затрат энергии. Поэтому возбуждённые состояния у атомов элементов первых трёх периодов Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, возникающие в результате таких переходов, не могут стабилизироваться химической связью.

 

Определим валентности[6] атомов элементов первого и второго периодов в основном и возбуждённом состояниях.

 

Атом водорода имеет один электрон, поэтому его валентность всегда равна I.

В атоме гелия два электрона занимают ls-орбиталь. Переход одного из этих электронов на более высокий энергетический уровень требует больших затрат энергии, поэтому атом гелия является химически инертным.

Валентности атомов лития Li, азота N, кислорода O, фтора F и неона Neравны числу неспаренных электронов в основном состоянии, так как разделение любой из электронных пар в атомах этих элементов возможно только при переходе электрона на более высокий энергетический уровень:

 

Из приведённых электронно-структурных формул видно, что валентность атома лития равна I, азота – III, кислорода – II, фтора – I, неона – 0. В атомах бериллия Be, бора B и углерода C может происходить разделение электронных пар за счёт перехода электронов с 2s-подуровня на 2р-подуровень, так как в атомах этих элементов на2р-подуровне имеются вакантные орбитали.

Такой переход на более высокий энергетический подуровень внутри данного уровня не требует большой затраты энергии, которая может быть скомпенсирована за счёт образования химической связи.

И поэтому такие переходы осуществляются в условиях обычных химических реакций. Поэтому валентности II, III и IV, присущие атомам Be, В и С, в возбужденном состоянии более характерны, чем валентности, определяемые числом неспаренных р-электронов атомов этих элементов в основном состоянии:

 

 

Начиная с третьего периода, у атомов р-элементов при возбуждении электроны внешних s- и р-подуровней могут переходить на свободный d-подуровень, что приводит к увеличению числа возможных химических связей. Именно этим объясняется способность атомов фосфора Р образовывать в соединениях пять химических связей, атомов серы S – четыре или шесть, а атомов хлора Cl – три, пять и даже семь (происходит, так называемое расширение октета):

 

 

 

Предыдущая статья:Кратность Следующая статья:Направленность
page speed (0.04 sec, direct)