Число валентных электронов в атомах галогенов равно. Атомы галогенов

ВАЛЕНТНОСТЬ (от лат. valentia - сила) - способность атомов образовывать химические связи . В. можно рассматривать как способность атома отдавать или присоединять определ. число электронов. В. положительна, если атом отдаёт электроны, и отрицательна, если атом их присоединяет. Количественной мерой В. принято считать число валентных штрихов в структурной ф-ле молекулы, соединяющих данный атом с др. атомами молекулы (число штрихов равно кратности химической связи).

Полная картина строения молекул разных классов и хим. связей в них крайне сложна и многообразна, поэтому единого и всеобъемлющего определения В. нет. Однако в подавляющем большинстве случаев можно ограничиться рассмотрением двух типов В. - ковалентности и ионной В. (последнюю наз. также электровалентностью или гетеровалентностью). Ковалентность равна сумме кратностей ковалентных связей, образованных данным атомом, т. е. связей, возникающих за счёт обобществления пар электронов (в случае одинарной связи это одна пара, в случае двойной связи - две пары и т. п.). Ионная В. определяется числом электронов, к-рое данный атом отдал или получил при образовании ионной связи. В нек-рых случаях под В. понимают координац. число, равное числу атомов, находящихся в непосредств. близости с данным атомом в молекуле, комплексном соединении или кристалле.

В. атома связана с его электронной структурой, а следовательно, и с его положением в периодической системе элементов , т, к., отдавая или присоединяя электроны, атом стремится иметь заполненную, наиб. устойчивую внеш. электронную оболочку. Так, макс. В. атома С, имеющего во внешней (валентной) оболочке 4 электрона, равна 4, поэтому, напр., в молекуле метана (CH 4) он связан ковалентными связями с 4 атомами водорода, его ковалентность равна 4. Атом Na отдаёт единств. внеш. электрон (валентность Na+1) атому F, имеющему во внеш. оболочке 7 электронов (валентность F -1), в результате чего образуется молекула NaF. T. о., можно заключить, что атомы щелочных металлов имеют валентность +1, атомы щёлочноземельных элементов - валентность +2, атомы галогенов - валентность -1, атом N, имеющий на внеш. оболочке 5 электронов, должен быть трёхвалентным, а атом О, имеющий 6 внеш. электронов,- двухвалентным.

Исторически понятие В. сложилось на основе сформулированного в нач. 19 в. Дж. Дальтоном (J. Dalton) закона кратных отношений. В сер. 19 в. стало известно, что допустимы далеко не все возможные кратные отношения; напр., атом F способен соединиться лишь с одним атомом H, атом О - с двумя, атом N - с тремя, атом С - с четырьмя атомами H. Эта способность связывать или замещать определ. кол-во атомов и была названа В. После возникновения первой теории атома Г. Льюис (G. Lewis) в 1916-17 сформулировал правило, по к-рому каждый элемент стремится иметь в разл. соединениях заполненную внеш. электронную оболочку, и теоретически обосновал ковалентность, а В. Кос-сель (W. Kossel) дал теорию ионной В. Понятие В. приобрело новое содержание, к-рое затем существенно обогатилось и усложнилось благодаря развитию квантовой химии и синтезу соединений, обладающих необычными свойствами.

В квантовой химии широкое распространение получило понятие направленной В. Так, считается, что у атома С, имеющего координац. число 4 (4 ближайших соседа, с к-рыми данный атом образует ковалентные связи), В. направлены в вершины тетраэдра (при условии, что сам атом находится в центре тетраэдра); у атома С с координац. числом 3 (одна из ковалентных связей является двойной) В. лежат в одной плоскости и образуют между собой углы 120° и т.д. В -комплексах типа приведённых на рис., где M - атом Fe, Cr, Ti и т. п. связан с двумя пентадиенильными циклами C 5 H 5 , В. направлены от атома металла к атомам, образующим пента-диенильные циклы. Для таких комплексов возникли представления о делокализованной В. (поскольку -электроны в таких кольцах делокализованы по всему циклу -"обобществлены") и групповой В. (поскольку речь идёт о взаимодействии атома металла с группой атомов).

В настоящее время синтезированы соединения инертных газов (XeF 2 , XeF 4 , XeO 3 и пр.), В. к-рых считалась равной нулю. Наконец, обнаружено очень большое число соединений, в к-рых один и тот же атом соединяется с атомами др. элемента в разл. стехиометрич. соотношениях, зависящих от внеш. условий. Так, газообразное соединение PCl 5 , конденсируясь, даёт комплексы + и ~ с координац. числами 4 и 6 соответственно. При повышении темп-ры образуются соединения PCl 3 , PCl 2 , PCl и ионы и т. д. Более того, оказалось, что проявлять "переменную" В. может подавляющее большинство элементов, образуя ряд валентно-ненасыщенных соединений с В. от 1 до нек-рого макс. значения.

T. о., строго говоря, В. не является специфич. характеристикой элемента; можно говорить лишь о склонности элемента проявлять в раал. хим. соединениях ту или иную В.

С понятием В. тесно связано понятие валентного состояния атома , т. е. такого гипотетич. состояния, в к-ром атом находится в молекуле. Это состояние определяется типом и числом занятых и вакантных валентных атомных орбиталей (т. е. таких, к-рые соответствуют внеш. электронным оболочкам), числом электронов, заселяющих каждую атомную орбиталь, и относит. ориентацией спинов электронов. Очевидно, в рассмотренном выше ряду соединений, состоящих из P и Cl, валентное состояние атома P меняется от соединения к соединению.

Лит.: Полинг Л., Общая химия, пер. с англ., M., 1974; Картмелл Э., Фоулз Г., Валентность и строение молекул, пер. с англ., M., 1979. В. Г. Дашевский .

Задача 808.
Исходя из строения атомов галогенов, указать, какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома и йода. Какие степени окисленности проявляют галогены в своих соединениях?
Решение:
На внешнем электронном слое атомы галогенов содержат семь электронов – два на s- и пять на р-орбиталях (ns 2 np 5). До полного завершения внешнего электронного слоя атомам галогенов не хватает одного электрона, поэтому атомы всех галогенов легко присоединяют по одному электрону, образуя однозарядные отрицательные ионы (Г - ). Валентность галогенов при этом равна единице, а степень окисления равна -1.

Атомы фтора не содержат свободные d-орбитали, поэтому невозможен переход s- и р-электронов на d-орбитали. Отсюда фтор всегда в своих соединениях находится в степени окисления -1 и, при этом проявляет валентность равную единице. Остальные галогены имеют свободные d- орбитали, поэтому возможен переход одного s- и двух р-электронов на d-подуровни. Распределение электронов внешнего электронного уровня атомов фтора, хлора, брома и йода по квантовым ячейкам имеет вид:

Нормальное состояние атома фтора:

Нормальное состояние атома галогена (хлора, брома и йода):

Состояние атомов галогенов (хлора, брома и йода) при возбуждении:

Поэтому атомы хлора, брома и йода проявляют различные степени окисления от -1 до 0, а также от +1 до +7. Характерными степенями окисления для них являются -1, 0, +3, +5, +7. Степень окисления -1 характерна для всех галогенов, так как их атомы обладают в невозбуждённом состоянии одним неспаренным электроном, который может участвовать в образовании одной связи по ковалентному механизму. Степень окисления +1 наблюдается тогда, когда атом галогена отдаёт свой единственный неспаренный р-электрон более электроотрицательному элементу, например, кислороду. Исключением является фтор, так как он самый электроотрицательный элемент. Степени окисления хлора, брома и йода в возбуждённом состоянии их атомов могут принимать значения, характеризующиеся тремя, пятью и семью неспаренными электронами (+3, +5, +7).

За исключением некоторых оксидов (ClO 2 , Cl 2 O 6) галогены кроме фтора (-1), проявляют нечётные степени окисления в своих соединениях.

Задача 809.
Дать сравнительную характеристику атомов галогенов, указав: а) характер изменения первых потенциалов ионизации; 6) характер энергии сродства к электрону.
Решение:
а) Первые потенциалы ионизации у атомов галогенов закономерно уменьшаются с увеличением порядкового номера элемента, что свидетельствует об усилении металлических свойств. Так у фтора потенциал ионизации I равен 17,42 эВ, у хлора – 12,97 эВ, у брома – 11,48 эВ, у йода – 10,45 эВ. Эта закономерность связана с возрастанием радиусов атомов, так как с увеличение порядкового номера элемента появляются новые электронные слои. Увеличение числа промежуточных электронных слоёв, расположенных между ядром атома и внешними электронами, приводит к более сильному экранированию ядра, т. е. к уменьшению его эффективного заряда. Оба эти фактора (растущее удаление внешних электронов от ядра и удаление его эффективного заряда) приводят к ослаблению связи внешних электронов с ядром и, следовательно, к уменьшению потенциала ионизации.

б) Энергия сродства к электрону – это энергия, выделяющаяся при присоединении к свободному атому. У атомов галогенов с ростом порядкового номера элемента сродство к электрону закономерно уменьшается в ряду: F, Cl, Br, I. У атома хлора сродство к электрону больше, чем фтора, потому что у хлора появляется на внешнем энергетическом уровне d-подуровень. Уменьшение энергии сродства к электрону с ростом заряда ядра атома объясняется ростом радиуса атома элемента и, следовательно, уменьшением при этом эффективного заряда ядра.

Задача 810.
Дать сравнительную характеристику свойств образуемых галогенами простых веществ, указав характер изменения: а) стандартных энтальпий диссоциации молекул Г2; б) агрегатного состояния простых веществ при обычной температуре и давлении; в) окислительно-восстановительных свойств. Назвать причины, вызывающие эти изменения.
Решение:
а) В ряду Cl 2 - Br 2 - I 2 прочность связи между атомами в молекуле постепенно уменьшается, что находит отражение в уменьшении энтальпии диссоциации молекул Г 2 на атомы. Причины этого можно объяснить тем, что с увеличением размеров внешних электронных облаков взаимодействующих атомов степень их перекрывания уменьшается, а область перекрывания располагается всё дальше от атомных ядер. Поэтому при переходе от хлора к брому и йоду притяжение ядер атомов галогенов к области перекрывания электронных облаков уменьшается. Кроме того, в ряду: Cl - Br - I возрастает число промежуточных электронных слоёв, экранирующих ядро, что также ослабляет взаимодействие атомных ядер с областью перекрывания электронных облаков. Однако из этих данных выпадает фтор: прочность связи между атомами фтора в молекуле F 2 меньше, чем у хлора. Это можно объяснить отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое атома фтора. В молекулах других галогенов есть свободные d-орбитали и поэтому между атомами имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь между атомами.

б) В обычных условиях фтор и хлор, газообразные вещества, бром – жидкость, а йод – кристаллическое вещество. Температуры плавления и кипения галогенов закономерно увеличиваются в ряду F - Cl - Br - I. Объясняется это тем, что с увеличением радиуса атомов возрастает Поляризуемость молекул. В результате усиливается межмолекулярное дисперсионное взаимодействие, что обуславливает возрастание температур плавления и кипения простых веществ галогенов.

в) Окислительно-восстановительные свойства галогенов закономерно изменяются в ряду F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 . Окислительные свойства уменьшаются в ряду галогенов от фтора к йоду, самый слабый окислитель – йод. Восстановительные свойства в ряду галогенов увеличиваются, самый слабый восстановитель – фтор. Происходит так, потому что в группе с увеличением порядкового номера элемента последовательно возрастают радиусы атомов и анионов Г- и уменьшается сродство к электрону и электроотрицательность элементов. Поэтому способность отдавать электроны увеличивается, а принимать – уменьшается в ряду
F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 .

Задача 811.
Энергия диссоциации молекул галогенов по схеме Г 2 ↔ 2Г составляет для фтора, хлора, брома и йода соответственно 155, 243, 190, 149 кДж/моль. Объяснить наибольшую прочность молекул хлора.
Решение:
В ряду C l2 - Br 2 - I 2 прочность связи между атомами в молекуле постепенно уменьшается, что находит отражение в уменьшении энтальпии диссоциации молекул Г 2 на атомы. Причины этого можно объяснить тем, что с увеличением размеров внешних электронных облаков взаимодействующих атомов степень их перекрывания уменьшается, а область перекрывания располагается всё дальше от атомных ядер. Поэтому при переходе от хлора к брому и йоду притяжение ядер атомов галогенов к области перекрывания электронных облаков уменьшается. Кроме того, в ряду: Cl - Br - I возрастает число промежуточных электронных слоёв, экранирующих ядро, что также ослабляет взаимодействие атомных ядер с областью перекрывания электронных облаков. Однако из этих данных выпадает фтор: прочность связи между атомами фтора в молекуле F 2 меньше, чем у хлора. Это можно объяснить отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое атома фтора. В молекулах других галогенов есть свободные d-орбитали и поэтому между атомами имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь между атомами. К тому же у хлора радиус атома ещё сравнительно мал, только чуть больше, чем у фтора, но значительно меньше, чем у брома и йода. Поэтому энергия связи в молекуле Cl 2 значительно больше, чем у F 2 . Дополнительные донорно-акцепторные связи называют дативные .

Схема образования связей в молекулах F 2 и Cl 2.

Валентные электроны находятся на внешней оболочке атома. Их количество определяет число возможных химических соединений, которые атом может образовать. Лучший способ определить количество валентных электронов - воспользоваться периодической таблицей Менделеева.

Шаги

Часть 1

Непереходные металлы

Пронумеруйте каждый столбец периодической таблицы с 1 по 18 (начиная с первого столбца слева). Как правило, все элементы одного столбца таблицы Менделеева имеют одинаковое число валентных электронов. Столбцы - это группы, на которые делятся химические элементы.

• Например, над водородом (Н) напишите цифру 1, так как с него начинается первый столбец, а над гелием (He) напишите цифру 18, так как с него начинается восемнадцатый столбец.

1. Теперь в таблице Менделеева найдите элемент, число валентных электронов которого вы хотите найти. Вы можете сделать это по символу элемента (буквы в каждой ячейке), по его атомному номеру (число в левом верхнем углу каждой ячейки) или любой другой доступной вам информации.

   • Например, определим число валентных электронов углерода (С). Его атомный номер 6 и с него начинается четырнадцатая группа.
   • В этом подразделе мы не рассматриваем переходные металлы, которые расположены в группах с 3 по 12. Эти элементы немного отличаются от остальных, поэтому описанные здесь методы на них не распространяются. Переходные металлы будут рассмотрены в следующем подразделе.

2. Используйте номера групп, чтобы определить количество валентных электронов в непереходных металлах. Цифра, стоящая в номере группы в разряде единиц, определяет число валентных электронов в атомах элементов. Другими словами:

   • Группа 1: 1 валентный электрон
   • Группа 2: 2 валентных электрона
   • Группа 13: 3 валентных электрона
   • Группа 14: 4 валентных электрона
   • Группа 15: 5 валентных электрона
   • Группа 16: 6 валентных электрона
   • Группа 17: 7 валентных электрона
   • Группа 18: 8 валентных электрона (за исключением гелия, у которого 2 валентных электрона)
   • В нашем примере, так как углерод находится в группе 14, можно заключить, что один атом углерода имеет четыре валентных электрона.

   Переходные металлы

   1. Найдите элемент в группах с 3 по 12. В этих группах расположены переходные металлы. В этом подразделе мы расскажем, как определить число валентных электронов в атомах таких элементов. Заметьте, что в некоторых элементах число валентных электронов определить нельзя.

      • Например, рассмотрим тантал (Ta); его атомный номер 73. Далее мы найдем число его валентных электронов (или, по крайней мере, попробуем это сделать).
      • Обратите внимание, что переходные металлы включают лантаноиды и актиноиды (они также называются редкоземельными металлами) - два ряда элементов, которые, как правило, расположены ниже основной таблицы и которые начинаются с лантана и актиния. Все эти элементы относятся к группы 3 периодической таблицы.

   2. Чтобы понять, почему сложно определить число валентных электронов у переходных металлов, необходимо дать небольшое пояснение о расположении электронов в атомах.

   3. Используйте номера групп, чтобы определить количество валентных электронов в переходных металлах. Здесь номер группы, как правило, соответствует диапазону возможного числа валентных электронов.

      • Группа 3: 3 валентных электрона
      • Группа 4: 2–4 валентных электрона
      • Группа 5: 2–5 валентных электронов
      • Группа 6: 2–6 валентных электронов
      • Группа 7: 2–7 валентных электронов
      • Группа 8: 2 или 3 валентных электрона
      • Группа 9: 2 или 3 валентных электрона
      • Группа 10: 2 или 3 валентных электрона
      • Группа 11: 1 или 2 валентных электрона
      • Группа 12: 2 валентных электрона
      • В нашем примере тантал расположен в группе 5, поэтому можно заключить, что его атом имеет от двух до пяти валентных электрона (в зависимости от ситуации).

   Часть 2

   Нахождение валентных электронов при помощи электронной конфигурации

   1. Электронная конфигурация - это формула расположения электронов по электронным орбиталям атома химического элемента. Другими словами, это простой и наглядный способ представления электронных орбиталей атома с использованием букв и цифр.

      • Например, рассмотрим электронную конфигурацию натрия (Na): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
      • Обратите внимание, что электронная конфигурация строится по формуле: (цифра)(буква) (надстрочная цифра) (цифра)(буква) (надстрочная цифра) ...
      • ... и так далее. Здесь (цифра)(буква) - это обозначение электронной орбитали, а (надстрочная цифра) - это число электронов на этой орбитали.
      • В нашем примере в атоме натрия 2 электрона на 1s-орбитали плюс 2 электрона на 2s-орбитали плюс 6 электронов на 2р-орбитали плюс 1 электрон на 3s-орбитали. Всего 11 электронов, что верно, так как атомный номер натрия 11.
      • Учтите, что подуровни электронных оболочек имеют определенное число электронов. Максимальное количество электронов для орбиталей следующее:
        • s: 2 электрона
        • p: 6 электронов
        • d: 10 электронов
        • f: 14 электронов

   2. Теперь вы знаете, как расшифровывать электронную конфигурацию, и сможете найти число валентных электронов определенного элемента (за исключением, конечно, переходных металлов). Если электронная конфигурация дана в задаче, перейдите к следующему шагу. Если нет, читайте дальше.

      • Вот полная электронная конфигурация оганесона (Og; атомный номер 118): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
      • Теперь, чтобы определить электронную конфигурацию любого элемента, вам просто нужно заполнить этот шаблон (до тех пор, пока у вас не останется электронов). Это проще, чем кажется. Например, определите электронную конфигурацию хлора (Cl; атомный номер 17), атом которого имеет 17 электронов: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • Обратите внимание, что общее число электронов равно 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Вам нужно изменить количество электронов на последней орбитали, так как предыдущие орбитали такие же, как в шаблоне (ибо полностью заполнены электронами).
      • Для получения подробной информации об электронных конфигурациях прочитайте .

   3. Орбитали заполняются электронами по правилу октета: первые два электрона заполняют 1s-орбиталь, следующие два электрона заполняют 2s-орбиталь, следующие шесть электронов заполняют 2р-орбиталь (и так далее). Когда мы имеем дело с атомами непереходных металлов, мы говорим, что эти орбитали образуют вокруг атома «орбитальные оболочки», причем каждая следующая оболочка расположена дальше, чем предыдущая. Два электрона содержит только первая оболочка, а все остальные оболочки содержат по восемь электронов (кроме, опять же, атомов переходных металлов). Это называется правилом октета.

      • Например, рассмотрим бор (B). Его атомный номер 5, то есть атом бора включает пять электронов, а его электронная конфигурация выглядит следующим образом: 1s 2 2s 2 2p 1 . Так как первая орбитальная оболочка имеет только два электрона, то можно заключить, что у бора только две оболочки: первая с двумя электронами (на 1s-орбитали), а вторая с тремя (на 2s- и 2р-орбиталях).
      • В качестве другого примера рассмотрим хлор (Cl), у которого три орбитальные оболочки: первая с двумя электронами на 1s-орбитали, вторая с двумя электронами на 2s-орбитали и шестью электронами на 2р-орбитали, третья с двумя электронами на 3s-орбитали и пятью электронами на 3p-орбитали.

   4. Найдите число электронов на внешней оболочке. Это и будет число валентных электронов определенного элемента. Если внешняя оболочка полностью заполнена (другими словами, если она имеет восемь электронов или два электрона в случае первой оболочки), то элемент является инертным и не будет легко вступать в реакцию с другими элементами. Опять же, данные правила не распространяются на переходные металлы.

      • Например, рассмотрим бор. Так как на внешней оболочке бора находятся три электрона, то можно заключить, что у бора три валентных электрона.

   5. Используйте строки таблицы Менделеева для определения числа орбитальных оболочек. Строки периодической таблицы химических элементов называются периодами. Каждый период соответствует количеству электронных оболочек атомов. Вы можете использовать это для определения числа валентных электронов элемента - просто посчитайте порядковый номер элемента в периоде, начиная слева. Учтите, что данный метод не распространяется на переходные металлы.

      • Например, мы знаем, что у селена четыре орбитальные оболочки, потому что этот элемент расположен в четвертом периоде. Так как это шестой элемент (слева) четвертого периода (без учета переходных металлов), можно заключить, что внешняя четвертая оболочка содержит шесть электронов, и, таким образом, у селена шесть валентных электрона.

Атомы галогенов намного легче, чем атомы водорода, притягивают к себе электроны. Как говорят химики, у атомов галогенов высокая электроотрицательность.

Поэтому атомы многих элементов могут отдать атомам галогенов (трудно сказать, добровольно или по принуждению) больше четырёх электронов. Например, в пятихлористом фосфоре PCL атом фосфора «отдал взаймы» атомам хлора 5 электронов, и в этом соединении он пятивалентен.

Причём здесь важно не только то, с какой силой атом галогена «тянет на себя» электроны, но и каков его размер. Так, из галогенов самый маленький атом у фтора, самый большой — у йода.

Соответственно, около атома фосфора может уместиться 5 атомов фтора, хлора или брома (образуются PF5, PCL5 и РВг5), а вот соединения Р15 не существует. Хорошо известна шестифтористая сера SF6 (валентность атомов серы равна 6), а аналогичных соединений с другими галогенами (даже с хлором) не существует.

Атомы галогенов могут образовать химические связи и друг с другом.

Так, атомы фтора могут заимствовать электроны у атомов йода.

При этом около большого атома йода могут уместиться 7 атомов фтора: образуется IF7, в котором йод семивалентен (фтор всегда одновалентен).

Максимально возможная валентность элемента равна 8. Восьми одновалентным атомам фтора, даже небольшим, трудно уместиться около одного восьмивалентного атома, но это могут сделать четыре двухвалентных атома кислорода, например в соединениях (оксидах) редких платиновых металлов осмия (OsО4) и рутения (RuО4).

С образованием ионной связи и веществами типа хлорида натрия NaCl или оксида кальция СаО мы как будто разобрались: химическая связь в них образуется в результате перехода электронов от одного атома к другому. Соответственно, мы говорили о ионной валентности (электровалентности), которая определялась числом отданных или принятых электронов.

Но химикам известно множество веществ, в которых связь между атомами никак нельзя объяснить переносом электронов.

Вот простой пример. В газообразном хлоре имеются молекулы С12, в которых прочно связаны друг с другом два атома хлора.

Как образуется эта связь?

Если один атом отдаст свой электрон другому, чтобы у того образовалась восьмиэлектронная оболочка, то у первого на внешнем электронном слое останется всего шесть электронов! На такое «неравноправие» два абсолютно одинаковых атома пойти никак не могут.

Как же они выходят из положения? Теория химической связи, развитая в 20-х годах XX века в работах американского физикохимика Герберта Ньютона Льюиса (1875-1946) и немецкого физика Вальтера Косселя (1888-1956), объясняет это так. Каждый атом хлора «дружески» отдаёт по одному своему валентному электрону в общее владение.

Теперь оба атома «считают» своими и шесть оставшихся у них электронов, и два общих. То есть у каждого по-прежнему восемь электронов на внешней оболочке!

Обобществлённые электроны (кстати, это официально принятый термин) находятся ровно посредине между двумя атомами С1. Эта электронная пара и связывает друг с другом силами электростатического взаимодействия два атома хлора, притягивая к себе их положительно заряженные ядра. Так что в формуле С1-С1 чёрточка между атомами означает не только связь между ними, но и пару электронов (иногда такую пару действительно рисуют в виде двух точек над чёрточкой и под ней). По теории Льюиса — Косселя, валентность атома определяется числом его электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с другими атомами.

Поэтому такой тип валентности называют ковалентностью — от латинской приставки со (con) — «вместе», «с». Особенно распространены ковалентные связи в органических соединениях. Например, в молекуле газа метана СН4 атом углерода отдаёт все четыре своих валентных электрона в общее пользование четырём атомам водорода.

Так что в молекуле СН4 имеются четыре простые (их называют одинарными) ковалентные связи С-Н. В молекуле газа этилена С2Н4 каждый атом углерода связан с двумя атомами водорода двумя простыми (одинарными) связями С-Н, а между собой два атома углерода связаны двойной связью С=С. И каждая чёрточка — это пара электронов.

Таким образом, и в этой молекуле в образовании связей между атомами участвуют по одному (единственному) электрону каждого атома водорода и по четыре электрона, которые находятся на внешней оболочке каждого атома углерода. При этом все атомы углерода четырёхвалентны, а атомы водорода одновалентны: от каждого атома отходит по одной чёрточке.

Попробуйте самостоятельно нарисовать «электронную формулу» по Льюису молекулы этилена с чёрточками-связями и точками-электронами. Кстати, а что такое молекула?

Странный вопрос, не так ли? Однако нередко ответить на подобные «простые» вопросы и дать строгое определение многим основополагающим понятиям удаётся не всегда (попробуйте определить, например, что такое время, пространство, длина…). Молекулу часто определяют как наименьшую частицу вещества, сохраняющую его свойства.

Какие же свойства воды сохраняет молекула Н2О? У неё нет температуры плавления и кипения, плотности, вязкости и массы других физических свойств воды.