Химическая связь. Какая валентность серы? Возможные валентности серы

Ковалентная связь образуется при взаимодействии неметаллов . Атомы неметаллов имеют высокую электроотрицательность и стремятся заполнить внешний электронный слой за счёт чужих электронов. Два таких атома могут перейти в устойчивое состояние, если объединят свои электроны.

Рассмотрим возникновение ковалентной связи в простых веществах.

1. Образование молекулы водорода.

Каждый атом водорода имеет один электрон. Для перехода в устойчивое состояние ему необходим ещё один электрон.

При сближении двух атомов электронные облака перекрываются. Образуется общая электронная пара, которая связывает атомы водорода в молекулу.

В пространстве между двумя ядрами общие электроны бывают чаще, чем в других местах. Там формируется область с повышенной электронной плотностью и отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.

При этом каждый атом получает завершённый двухэлектронный внешний уровень и переходит в устойчивое состояние.

Ковалентная связь за счёт образования одной общей электронной пары называется одинарной .

Общие электронные пары (ковалентные связи) образуются за счёт неспаренных электронов , расположенных на внешних энергетических уровнях взаимодействующих атомов.

У водорода - один неспаренный электрон. Для других элементов их число равно 8 – № группы .

Неметаллы VII А группы (галогены) имеют на внешнем слое один неспаренный электрон.

У неметаллов VI А группы (кислород, сера) таких электронов два .

У неметаллов V А группы (азот, фосфор) - три неспаренных электрона.

2. Образование молекулы фтора.

Атом фтора на внешнем уровне имеет семь электронов. Шесть из них образуют пары, а седьмой неспаренный.

При соединении атомов образуется одна общая электронная пара, то есть возникает одна ковалентная связь. Каждый атом получает завершённый восьмиэлектронный внешний слой. Связь в молекуле фтора тоже одинарная. Такие же одинарные связи существуют в молекулах хлора, брома и иода .

Если атомы имеют несколько неспаренных электронов, то образуются две или три общие пары.

3. Образование молекулы кислорода.

У атома кислорода на внешнем уровне - два неспаренных электрона.

При взаимодействии двух атомов кислорода возникают две общие электронные пары. Каждый атом заполняет свой внешний уровень до восьми электронов. Связь в молекуле кислорода двойная .

Сера (лат. Sulfur) — элемент-неметалл. Химический символ S, порядковый номер в таблице Менделеева — 16. Валентность серы была установлена еще до изучения строения атома. Определили ее значение на основании свойства замещать, притягивать либо присоединять некоторое количество других атомов или групп. Позже исследователи выяснили роль отрицательно заряженных частиц (электронов) в возникновении

Валентность серы: какие особенности атомов влияют на ее значение?

По распространенности на Земле химический элемент находится на 16-м месте. Встречается в виде ярко-желтых кристаллов или порошка в горных породах, вблизи действующих и потухших вулканов. Наиболее известные природные соединения — сульфиды и сульфаты.

Особенности элемента и вещества:

1. Сильный неметалл.
2. По электроотрицательности (ЭО) или способности притягивать к себе электроны сера уступает только фтору, кислороду, азоту, хлору и брому.
3. Взаимодействует с металлами и неметаллами, простыми и сложными веществами.

Отличия в свойствах зависят от строения и состояния атома, разницы в значениях ЭО. Выясним, какая валентность может быть у серы в соединениях. Их химическое поведение зависит от строения энергетических оболочек, числа и расположения внешних электронов в атоме.

Почему валентность бывает разной?

Стабильными являются естественные изотопы серы с массовыми числами 32 (наиболее распространенный), 33, 34 и 36. Атом каждого из этих нуклидов содержит 16 положительно заряженных протонов. В пространстве вблизи ядра передвигаются с огромной скоростью 16 электронов. Они бесконечно малы, отрицательно заряжены. Меньше притягиваются к ядру (более свободны) 6 внешних частиц. Несколько из них или все принимают участие в образовании разных типов химической связи. По современным представлениям валентность серы определяется числом созданных общих (связывающих) электронных пар. Обычно на рисунках и схемах внешние частицы, принимающие участие в этом процессе, изображают точками вокруг химического знака.

Как валентность зависит от строения атома?

С помощью энергетической диаграммы можно показать строение уровней и подуровней (s, p, d), от которых зависит формула валентности серы. Две разнонаправленные стрелочки символизируют спаренные, одна — неспаренные электроны. Внешнее пространство атома серы образуют орбитали 6 частиц, а необходимо 8 для устойчивости по правилу октета. Конфигурацию валентной оболочки отражает формула 3s23p4. Электроны незавершенного слоя обладают большим запасом энергии, что вызывает неустойчивое состояние всего атома. Для достижения стабильности атому серы требуются две дополнительные отрицательные частицы. Они могут быть получены при образовании с другими элементами или за счет поглощения двух свободных электронов. В этом случае сера проявляет валентность II (-). Такое же значение можно получить, используя формулу: 8 - 6 = 2, где 6 — это номер группы, в которой находится элемент.

Где встречаются соединения, в которых валентность серы равна II (-)?

Элемент притягивает или полностью отнимает электроны у атомов с меньшим значением электроотрицательности по шкале Поллинга. Валентность II (-) проявляется в сульфидах металлов и неметаллов. Обширная группа подобных соединений встречается в составе имеющих огромное практическое значение. К ним относятся пирит (FeS), сфалерит (ZnS), галенит (PbS) и другие вещества. Кристаллы сульфида железа имеют красивый желтовато-коричневый цвет и блеск. Часто минерал пирит называют «золотом дураков». Для получения металлов из руд проводят их обжиг или восстановление. Сульфид водорода H2S имеет такую же электронную структуру, как вода. Происхождение H2S:

• выделяется при гниении белков (например, куриного яйца);
• извергается с вулканическими газами;
• накапливается в природных водах, нефти;
• выделяется в пустоты в земной коре.

Почему формула оксида четырехвалентной серы SO2?

Формула диоксида показывает, что один атом серы в молекуле связан с двумя атомами кислорода, каждому из которых необходимо 2 электрона до октета. Возникшая связь является по своей природе ковалентной полярной (ЭО кислорода больше). Валентность серы в этом соединении имеет значение IV (+), потому что 4 электрона атома серы смещаются в сторону двух атомов кислорода. Формулу можно записать так: S2O4, но по правилам нужно сократить на 2. Диоксид при растворении в воде образует ионы слабой сернистой кислоты. Ее соли — сульфиты — сильные восстановители. Газ SO2 служит промежуточным продуктом в

В каких веществах сера проявляет свою высшую валентность?

Оксид SO3 или S2O6 — бесцветная жидкость, при температурах ниже 17°С она твердеет. В соединении SO3 валентность кислорода равна II (-), а серы VI (+). растворяется в воде и образует сильную двухосновную серную кислоту. За большую роль в производственных процессах вещество назвали «хлебом химической промышленности». Важная роль в хозяйстве и медицине принадлежит солям кислоты — сульфатам. Используются кристаллогидрат кальция (гипс), магния (английская или горькая соль).

В образовании разных типов химической связи могут участвовать 1, 2, 3, 4, 6 внешних электронов. Назовем возможные валентности серы, учитывая, что есть редкие и нестабильные соединения: I (-), II (-), II (+), III (+), IV (+), VI (+). Вторую положительную валентность элемент приобретает в монооксиде SO. Наиболее распространенные значения II (-), IV (+), VI (+) проявляет сера в составе группы веществ, имеющих промышленное, сельскохозяйственное и медицинское значение. Ее соединения используются в производстве фейерверков.

Большой проблемой остается улавливание отходящих газов, среди которых вредные для человека и окружающей среды IV (+), VI (+) и сероводород. Созданы технологии для переработки этих газообразных отходов и получения из них серной кислоты, сульфатов. С этой целью химические предприятия возводят рядом с металлургическими комбинатами или в одном районе. В результате объем загрязнений сокращается, меньше возникает «сернокислотных дождей».

5.1. Ковалентная связь

Химическая связь образуется при сближении двух или большего числа атомов, если в результате их взаимодействия происходит понижение полной энергии системы. Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями внешних электронных оболочек атомов являются конфигурации атомов благородных газов, состоящие из двух или восьми электронов. Внешние электронные оболочки атомов других элементов содержат от одного до семи электронов, т.е. являются незавершенными. При образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную или восьмиэлектронную оболочки. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны атомов.

Ковалентной называется химическая связь между двумя атомами, которая образуется за счет электронных пар, принадлежащих одновременно этим двум атомам.

Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно – акцепторный.

5.1.1. Обменный механизм образования ковалентной связи

Обменный механизм образования ковалентной связи реализуется за счет перекрывания электронных облаков электронов, принадлежащих различным атомам. Например, при сближении двух атомов водорода происходит перекрывание 1s электронных орбиталей. В результате возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. При этом химическая связь образуется электронами, имеющими антипараллельные спины, рис. 5.1.

Рис. 5.1. Образование молекулы водорода из двух атомов Н

5.1.2. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи

При донорно – акцепторном механизме образования ковалентной связи связь также образуется с помощью электронных пар. Однако в этом случае однин атом (донор) предоставляет свою электронную пару, а другой атом (акцептор) участвует в образовании связи своей свободной орбиталью. Примером реализации донорно-акцепторной связи является образование иона аммония NH 4 + при взаимодействии аммиака NH 3 с катионом водорода H + .

В молекуле NH 3 три электронные пары образуют три связи N – H, четвертая, принадлежащая атому азота электронная пара является неподеленной. Эта электронная пара может дать связь с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. В результате получается ион аммония NH 4 + , рис. 5.2.

Рис. 5.2. Возникновение донорно-акцепторной связи при образовании иона аммония

Необходимо отметить, что существующие в ионе NH 4 + четыре ковалентных связи N – H равноценны. В ионе аммония невозможно выделить связь, образованную по донорно-акцепторному механизму.

5.1.3. Полярная и неполярная ковалентная связь

Если ковалентная связь образуется одинаковыми атомами, то электронная пара располагается на одинаковом расстоянии между ядрами этих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Примером молекул с неполярной ковалентной связью являются Н 2 , Cl 2 , О 2 , N 2 и др.

В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. Этот тип связи реализуется в молекулах, образованных различными атомами. Ковалентная полярная связь имеет место в молекулах HCl, HBr, CO, NO и др. Например, образование полярной ковалентной связи в молекуле HCl можно представить схемой, рис. 5.3:

Рис. 5.3. Образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1

В рассматриваемой молекуле электронная пара смещена к атому хлора, поскольку его электроотрицательность (2,83) больше, чем электроотрицательность атома водорода (2,1).

5.1.4. Дипольный момент и строение молекул

Мерой полярности связи является ее дипольный момент μ:

μ = е l ,

где е – заряд электрона, l – расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов.

Дипольный момент – это векторная величина. Понятия «дипольный момент связи» и «дипольный момент молекулы» совпадают только для двухатомных молекул. Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей. Таким образом, дипольный момент многоатомной молекулы зависит от ее строения.

В линейной молекуле СО 2 , например, каждая из связей С–О полярна. Однако молекула СО 2 в целом неполярна, так как дипольные моменты связей компенсируют друг друга (рис. 5.4). Дипольный момент молекулы углекислого газа m = 0.

В угловой молекуле Н 2 О полярные связи Н–О расположены под углом 104,5 o . Векторная сумма дипольных моментов двух связей Н–О выражается диагональю параллелограмма (рис. 5.4). В результате дипольный момент молекулы воды m не равен нулю.

Рис. 5.4. Дипольные моменты молекул СО 2 и Н 2 О

5.1.5. Валентность элементов в соединениях с ковалентной связью

Валентность атомов определяется числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. Имеющие один неспаренный электрон на внешнем электронном слое атомы галогенов в молекулах F 2 , НCl, PBr 3 и CCl 4 одновалентны. Элементы подгруппы кислорода содержат два неспаренных электрона на внешнем слое, поэтому в таких соединениях как O 2 , Н 2 О, Н 2 S и SCl 2 они двухвалентны.

Поскольку помимо обычных ковалентных связей в молекулах может образовываться связь по донорно-акцепторному механизму, валентность атомов зависит также от наличия у них неподеленных электронных пар и свободных электронных орбиталей. Количественной мерой валентности является число химических связей, с помощью которых данный атом соединен с другими атомами.

Максимальная валентность элементов как правило не может превышать номер группы, в которой они находятся. Исключение составляют элементы побочной подгруппы первой группы Cu, Ag, Au, валентность которых в соединениях больше единицы. К валентным относятся прежде всего электроны внешних слоев, однако для элементов побочных подгрупп в образовании химической связи принимают участие и электроны предпоследних (предвнешних) слоев.

5.1.6. Валентность элементов в нормальном и возбужденном состояниях

Валентность большинства химических элементов зависит от того, находятся эти элементы в нормальном или возбужденном состоянии. Электронная конфигурация атома Li: 1s 2 2s 1 . Атом лития на внешнем уровне имеет один неспаренный электрон, т.е. литий одновалентен. Необходима очень большая затрата энергии, связанная с переходом 1s-электрона на 2р-орбиталь, чтобы получить трехвалентный литий. Эта затрата энергии настолько велика, что не компенсируется энергией, которая выделится при образовании химических связей. В связи с этим не существует соединений трехвалентного лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя элементов подгруппы бериллия ns 2 . Это означает, что на внешнем электронном слое у этих элементов на орбитали ns ячейке находится два электрона с противоположными спинами. Элементы подгруппы бериллия не содержат неспаренных электронов, поэтому их валентность в нормальном состоянии равна нулю. В возбужденном состоянии электронная конфигурация элементов подгруппы бериллия ns 1 nр 1 , т.е. элементы образуют соединения, в которых они двухвалентны.

Валентные возможности атома бора

Рассмотрим электронную конфигурацию атома бора в основном состоянии: 1s 2 2s 2 2р 1 . Атом бора в основном состоянии содержит один неспаренный электрон (рис. 5.5), т.е. он одновалентен. Однако для бора не характерно образование соединений в которых он одновалентен. При возбуждении атома бора происходит переход одного 2s-электрона на 2р-орбиталь (рис. 5.5). Атом бора в возбужденном состоянии имеет 3 неспаренных электрона и может образовывать соединения, в которых его валентность равна трем.

Рис. 5.5. Валентные состояния атома бора в нормальном и возбужденном состояниях

Энергия, затраченная на переход атома в возбужденное состояние в пределах одного энергетического уровня, как правило, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании дополнительных связей.

Благодаря наличию в атоме бора одной свободной 2р-орбитали, бор в соединениях может образовывать четвертую ковалентную связь, выступая в роли акцептора электронной пары. На рис.5.6 показано как происходит взаимодействие молекулы BF с ионом F – , в результате которого образуется ион – , в котором бор образует четыре ковалентных связи.

Рис. 5.6. Донорно-акцепторный механизм образования четвертой ковалентной связи у атома бора

Валентные возможности атома азота

Рассмотрим электронное строение атома азота (рис. 5.7).

Рис. 5.7. Распределение электронов на орбиталях атома азота

Из представленной схемы видно, что азот имеет три неспаренных электрона, он может образовывать три химические связи и его валентность равна трем. Переход атома азота в возбужденное состояние невозможен, поскольку второй энергетический уровень не содержит d–орбиталей. Вместе с тем атом азота может предоставить неподеленную электронную пару внешних электронов 2s 2 атому, имеющему свободную орбиталь (акцептору). В результате возникает четвертая химическая связь атома азота, как это имеет место, например, в ионе аммония (рис. 5.2). Таким образом, максимальная ковалентность (число образованных ковалентных связей) атома азота равна четырем. В своих соединениях азот, в отличие от других элементов пятой группы, не может быть пятивалентным.

Валентные возможности атомов фосфора, серы и галогенов

В отличие от атомов азота, кислорода и фтора, находящиеся в третьем периоде атомы фосфора, серы и хлора имеют свободные 3d-ячейки, на которые могут переходить электроны. При возбуждении атома фосфора (рис. 5.8), у него на внешнем электронном слое оказываются 5 неспаренных электронов. В результате в соединениях атом фосфора может быть не только трех-, но и пятивалентным.

Рис. 5.8. Распределение валентных электронов на орбиталях для атома фосфора, находящегося в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии сера помимо валентности, равной двум, проявляет также валентность, равную четырем и шести. При этом последовательно происходит распаривание 3р и 3s-электронов (рис. 5.9).

Рис. 5.9. Валентные возможности атома серы в возбужденном состоянии

В возбужденном состоянии для всех элементов главной подгруппы V группы, кроме фтора, возможно последовательное распаривание сначала р-, а затем и s-электронных пар. В результате эти элементы становятся трех-, пяти- и семивалентными (рис. 5.10).

Рис. 5.10. Валентные возможности атомов хлора, брома и иода в возбужденном состоянии

5.1.7. Длина, энергия и направленность ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия и направленность.

Длина ковалентной связи

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов, образующими эту связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:

.

Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов длина химической связи возрастает, поскольку в этом направлении увеличивается радиусы атомов (табл. 5.1). С увеличением кратности связи ее длина уменьшается.

Таблица 5.1.

Длина некоторых химических связей

Энергия связи

Мерой прочности связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга. Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Для молекулы IСl 3 , например, Есвязи ≈40 , а для молекул N 2 и CO Есвязи ≈1000 кДж/моль.

Сверху вниз по подгруппам периодической системы элементов энергия химической связи уменьшается, поскольку в этом направлении увеличивается длина связи (табл. 5.1). С увеличением кратности связи ее энергия возрастает (табл. 5.2).

Таблица 5.2.

Энергий некоторых химических связей

Насыщаемость и направленность ковалентной связи

Важнейшими свойствами ковалентной связи является ее насыщаемость и направленность. Насыщаемость можно определить как способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Так атом углерода может образовывать только четыре ковалентных связи, а атом кислорода – две. Максимальное число обычных ковалентных связей, которые может образовывать атом (без учета связей, образованных по донорно-акцепторному механизму) равно числу неспаренных электронов.

Ковалентные связи имеют пространственную направленность, поскольку перекрывание орбиталей при образовании одинарной связи происходит по линии, связывающей ядра атомов. Пространственное расположение электронных орбиталей молекулы обуславливают ее геометрию. Углы между химическими связями называют валентными углами.

Насыщаемость и направленность ковалентной связи отличает эту связь от ионной, которая в отличие от ковалентной связи является ненасыщенной и ненаправленной.

Пространственное строение молекул Н 2 O и NH 3

Направленность ковалентной связи рассмотрим на примере молекул Н 2 O и NH 3 .

Молекула H 2 O образуется из атома кислорода и двух атомов водорода. Атом кислорода имеет два неспаренных p-электрона, которые занимают две орбитали, расположенные под прямым углом друг к другу. Атомы водорода имеют неспаренные 1s-электроны. Угол между связями, образованными р-электронами, должен быть близок к углу между орбиталями р-электронов. Экспериментально, однако, найдено, что угол между связями О–Н в молекуле воды равен 104,50. Увеличение угла по сравнению с углом 90 o можно объяснить силами отталкивания, которые действует между атомами водорода, рис. 5.11. Таким образом, молекула Н 2 О имеет угловую форму.

В образовании молекулы NH 3 участвуют три неспаренных p-электрона атома азота, орбитали которых расположены в трех взаимно перпендикулярных направлениях. Следовательно, три связи N–H должны располагаться под углами друг к другу, близкими к 90° (рис. 5.11). Экспериментальное значение угла между связями в молекуле NH 3 равно 107,3°. Отличие значения углов между связями от теоретических обусловлено, как и в случае молекулы воды, взаимным отталкиванием атомов водорода. Кроме того, представленные схемы не учитывают возможность участия двух электронов на орбиталях 2s в образовании химических связей.

Рис. 5.11. Перекрывание электронных орбиталей при образовании химических связей в молекулах Н 2 O (а) и NH 3 (б)

Рассмотрим образование молекулы ВеС1 2 . Атом бериллия в возбужденном состоянии имеет два неспаренных электрона: 2s и 2p. Можно предположить, что атом бериллия должен образовывать две связи: одну связь, образованную s-электроном и одну связь, образованную р-электроном. Эти связи должны иметь различную энергию и различную длину. Молекула ВеС1 2 в таком случае должна быть не линейной, а уголковой. Опыт, однако, показывает, что молекула ВеС1 2 имеет линейное строение и обе химические связи в ней равноценны. Аналогичная ситуация наблюдается при рассмотрении строения молекул BCl 3 и CCl 4 – все связи в этих молекулах равноценны. Молекула ВС1 3 имеет плоское строение, СС1 4 – тетраэдрическое.

Для объяснения строения таких молекул, как ВеС1 2 , BCl 3 и CCl 4 , Полинг и Слейтер (США) ввели представление о гибридизации атомных орбиталей. Они предложили заменить несколько атомных орбиталей, не очень сильно отличающихся своей энергией, таким же числом равноценных орбиталей, называемых гибридными. Эти гибридные орбитали составляются из атомных в результате их линейной комбинации.

Согласно Л. Полингу при образовании химических связей атомом, имеющим электроны различного типа в одном слое и, следовательно, не очень сильно отличающиеся своей энергией (например, s и p) возможно изменение конфигурации орбиталей различных типов, при которой происходит их выравнивание по форме и энергии. В результате образуются гибридные орбитали, имеющие асимметричную форму и сильно вытянутые по одну сторону от ядра. Важно подчеркнуть, что модель гибридизации используется в том случае, когда в образовании связей участвуют электроны различного типа, например s и р.

5.1.8.2. Различные типы гибридизации атомных орбиталей

sp- гибридизация

Гибридизация одной s - и одной р - орбитали (sp - гибридизация) реализуется, например, при образовании хлорида бериллия. Как было показано выше, в возбужденном состоянии атом Be имеет два неспаренных электрона, один из которых занимает 2s-орбиталь, а другой – 2p-орбиталь. При образовании химической связи эти две различные орбитали трансформируются в две одинаковые гибридные орбитали, направленные под углом 180° друг к другу (рис. 5.12). Линейное расположение двух гибридных орбиталей отвечает минимальному их отталкиванию друг от друга. В результате молекула BeCl 2 имеет линейное строение – все три атома расположены на одной линии.

Рис. 5.12. Схема перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы BeCl 2

Строение молекулы ацетилена; сигма- и пи-связи

Рассмотрим схему перекрывания электронных орбиталей при образовании молекулы ацетилена . В молекуле ацетилена каждый атом углерода находится в sp–гибридном состоянии. Две sp–гибридные орбитали расположены под углом 1800 друг к другу; они образуют одну σ -связь между атомами углерода и две σ -связи с атомами водорода (рис. 5.13).

Рис. 5.13. Схема образования s -связей в молекуле ацетилена

σ -связью называют связь, образованную в результате перекрывания электронных орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов.

Каждый атом углерода в молекуле ацетилена содержит еще по два р-электрона, которые не принимают участия в образовании σ -связей. Электронные облака этих электронов располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и, перекрываясь друг с другом, образуют еще две π -связи между атомами углерода за счет бокового перекрывания негибридных р –облаков (рис. 5.14).

π -связь – это ковалентная химическая связь, образованная в результате увеличения электронной плотности по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Рис. 5.14. Схема образования σ - и π -связей в молекуле ацетилена.

Таким образом, в молекуле ацетилена между атомами углерода образуется тройная связь, которая состоит из одной σ - связи и двух π -связей; σ -связи являются более прочными, чем π - связи.

sp2- гибридизация

Строение молекулы BCl 3 можно объяснить с позиций sp 2 - гибридизации . Находящийся в возбужденном состоянии атом бора на внешнем электронном слое содержит один s-электрон и два p-электрона, т.е. три неспаренных электрона. Эти три электронных облака можно преобразовать в три равноценных гибридных орбитали. Минимальному отталкиванию трех гибридных орбиталей друг от друга соответствует их расположение в одной плоскости под углом 120 o друг к другу (рис. 5.15). Таким образом, молекула BCl 3 имеет плоскую форму.

Рис. 5.15. Плоское строение молекулы BCl 3

sp 3 - гибридизация

Валентные орбитали атома углерода (s, р x , р y , р z) можно преобразовать в четыре равноценных гибридные орбитали, которые расположены в пространстве под углом 109,5 o друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода (рис. 5.16).

Рис. 5.16. Тетраэдрическое строение молекулы метана

5.1.8.3. Гибридизация с участием неподеленных электронных пар

Модель гибридизации может использоваться для объяснения строения молекул, в которых помимо связывающих, имеются также и неподеленные электронные пары. В молекулах воды и аммиака общее число электронных пар центрального атома (О и N) равно четырем. При этом в молекуле воды имеются две, а в молекуле аммиака – одна неподеленная электронная пара. Образование химических связей в данных молекулах можно объяснить, предполагая, что неподеленные электронные пары также могут заполнять гибридные орбитали. Неподеленные электронные пары занимают в пространстве значительно больше места, чем связывающие. В результате отталкивания, которое возникает между неподеленными и связывающими электронными парами происходит уменьшение валентных углов в молекулах воды и аммиака, которые оказываются меньше, чем 109,5 o .

Рис. 5.17. sp 3 – гибридизация с участием неподеленных электронных пар в молекулах H 2 O (А) и NH 3 (Б)

5.1.8.4. Установление типа гибридизации и определение строения молекул

Для установления типа гибридизации, а, следовательно, и структуры молекул необходимо использовать следующие правила.

1. Тип гибридизации центрального атома, не содержащего неподеленных электронных пар, определяется числом сигма связей. Если таких связей две имеет место sp-гибридизация, три - sp 2 -гибридизация, четыре - sp 3 -гибридизация. Неподеленные электронные пары (в отсутствии связей, образованных по донорно-акцепторному механизму) отсутствуют в молекулах, образованных атомами бериллия, бора, углерода, кремния, т.е. у элементов главных подгрупп II - IV групп.

2. Если центральный атом содержит неподеленные электронные пары, то число гибридных орбиталей и тип гибридизации определяются суммой числа сигма-связей и числа неподеленных электронных пар. Гибридизация с участием неподеленных электронных пар имеет место в молекулах, образованных атомами азота, фосфора, кислорода, серы, т.е. элементов главных подгрупп V и VI групп.

3. Геометрическая форма молекул определяется типом гибридизации центрального атома (табл. 5.3).

Таблица 5.3.

Валентные углы, геометрическая форма молекул в зависимости от числа гибридных орбиталей и типа гибридизации центрального атома

5.2. Ионная связь

Ионная связь осуществляется путем электростатического притяжения между противоположно заряженными ионами. Эти ионы образуются в результате перехода электронов от одного атома к другому. Ионная связь образуется между атомами, имеющими большие различия электроотрицательностей (обычно больше 1,7 по шкале Полинга), например, между атомами щелочных металлов и галогенов.

Рассмотрим возникновение ионной связи на примере образования NaCl. Из электронных формул атомов Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 и Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 видно, что для завершения внешнего уровня атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один, чем отдать семь. В химических реакциях атом натрия отдает один электрон, а атом хлора принимает его. В результате электронные оболочки атомов натрия и хлора превращаются в устойчивые электронные оболочки благородных газов (электронная конфигурация катиона натрия Na + 1s 2 2s 2 2p 6 , а электронная конфигурация аниона хлора Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Электростатическое взаимодействие ионов приводит к образованию молекулы NaCl.

Основные характеристики ионной связи и свойства ионных соединений

1. Ионная связь является прочной химической связью. Энергия этой связи составляет величины порядка 300 – 700 кДж/моль.

2. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненаправленной , поскольку ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.

3. В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной , так как взаимодействие ионов противоположного знака не приводит к полной взаимной компенсации их силовых полей.

4. В процессе образования молекул с ионной связью не происходит полной передачи электронов, поэтому стопроцентной ионной связи в природе не существует. В молекуле NaCl химическая связь лишь на 80% ионная.

5. Соединения с ионной связью – это твердые кристаллические вещества, имеющие высокие температуры плавления и кипения.

6. Большинство ионных соединений растворяются в воде. Растворы и расплавы ионных соединений проводят электрический ток.

5.3. Металлическая связь

Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентных электронов. Поскольку энергия ионизации атомов металлов невелика, валентные электроны слабо удерживаются в этих атомах. В результате в кристаллической решетке металлов появляются положительно заряженные ионы и свободные электроны. При этом катионы металла находятся в узлах кристаллической их решетки, а электроны свободно перемещаются в поле положительных центров образуя так называемый «электронный газ». Наличие между двумя катионами отрицательно заряженного электрона приводит тому, что каждый катион взаимодействует с этим электроном. Таким образом, металлическая связь – это связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется путем притяжения электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу.

Поскольку валентные электроны в металле равномерно распределены по всему кристаллу металлическая связь, как и ионная, является ненаправленной связью. В отличие от ковалентной связи, металлическая связь является ненасыщенной связью. От ковалентной связи металлическая связь отличается также и прочностью. Энергия металлической связи примерно в три – четыре раза меньше энергии ковалентной связи.

Вследствие большой подвижности электронного газа металлы характеризуются высокой электро- и теплопроводностью.

5.4. Водородная связь

В молекулах соединениях HF, H 2 O, NH 3 существуют связи водорода с сильно электроотрицательным элементом (Н–F, Н–O, Н–N). Между молекулами таких соединений могут образовываться межмолекулярные водородные связи . В некоторых органических молекулах, содержащих связи Н–O, Н–N, могут возникать внутримолекулярные водородные связи .

Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно – акцепторный характер. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором - атомы водорода, соединенные с этими атомами. Как и для ковалентной связи, для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .

Водородную связь принято обозначать точками: Н ··· F. Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше электроотрицательность атома-партнера и чем меньше его размеры. Она характерна прежде всего для соединений фтора, а также кислорода, в меньшей степени азота, в еще меньшей степени для хлора и серы. Соответственно меняется и энергия водородной связи (табл. 5.4).

Таблица 5.4.

Средние значения энергий водородных связей

Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь

Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты. Например, образование димера муравьиной кислоты можно представить следующей схемой (рис. 5.18).

Рис. 5.18. Образование межмолекулярных водородных связей в муравьиной кислоте

В воде могут возникать длинные цепи ассоциатов (Н 2 О) n (рис. 5.19).

Рис. 5.19. Образование цепи ассоциатов в жидкой воде за счет межмолекулярных водородных связей

Каждая молекула Н 2 О может образовать четыре водородных связи, а молекула HF – только две.

Водородные связи могут возникать как между различными молекулами (межмолекулярная водородная связь), так и внутри молекулы (внутримолекулярная водородная связь). Примеры образования внутримолекулярной связи для некоторых органических веществ представлены на рис. 5.20.

Рис. 5.20. Образование внутримолекулярной водородной связи в молекулах различных органических соединений

Влияние водородной связи на свойства веществ

Наиболее удобным индикатором существования межмолекулярной водородной связи является температура кипения вещества. Более высокая температура кипения воды (100 o C по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) объясняется наличием водородных связей: на разрушение межмолекулярных водородных связей в воде необходимо затратить дополнительную энергию.

Водородная связь существенным образом может влиять на структуру и свойства веществ. Существование межмолекулярной водородной связи повышает температуры плавления и кипения веществ. Наличие внутримолекулярной водородной связи приводит к тому, что молекула дезоксирибонуклеиновой кислоты (ДНК) оказывается свернутой в воде двойной спирали.

Водородная связь также играет важную роль в процессах растворения, поскольку растворимость зависит и от способности соединения давать водородные связи с растворителем. В результате содержащие ОН-группы такие вещества, как сахар, глюкоза, спирты, карбоновые кислоты, как правило, хорошо растворимы в воде.

5.5. Типы кристаллических решеток

Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение. Частицы, из которых состоят кристаллы (атомы, ионы или молекулы) располагаются в строго определенных точках пространства, образуя кристаллическую решетку. Кристаллическая решетка состоит из элементарных ячеек, которые сохраняют особенности структуры, характерные для данной решетки. Точки, в которых находятся частицы, называются узлами кристаллической решетки . В зависимости от вида частиц, находящихся в узлах решетки и от характера связи между ними различают 4 типа кристаллических решеток.

5.5.1. Атомная кристаллическая решетка

В узлах атомных кристаллических решеток находятся атомы, соединенные между собой ковалентными связями. К веществам, имеющим атомную решетку, относятся алмаз, кремний, карбиды, силициды и т.д. В структуре атомного кристалла невозможно выделить отдельные молекулы, весь кристалл рассматривается как одна гигантская молекула. Структура алмаза показана на рис. 5.21. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами. Вследствие того, что ковалентные связи прочные, все вещества, имеющие атомные решетки, являются тугоплавкими, твердыми и малолетучими. Они мало растворимы в воде.

Рис. 5.21. Кристаллическая решетка алмаза

5.5.2. Молекулярная кристаллическая решетка

В узлах молекулярных кристаллических решеток находятся молекулы, связанные между собой слабыми межмолекуляриыми силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость, они легкоплавки, характеризуются значительной летучестью, мало растворимы в воде, их растворы, как правило, не проводят электрический ток. Веществ c молекулярной кристаллической решеткой известно очень много. Это твердые водород, хлор, оксид углерода(IV) и другие вещества, которые при обычной температуре находятся в газообразном состоянии. Большинство кристаллических органических соединений имеют молекулярную решетку.

5.5.3. Ионная кристаллическая решетка

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы, называются ионными . Их образуют вещества с ионной связью, например, галогениды щелочных металлов. В ионных кристаллах нельзя выделить отдельные молекулы, весь кристалл можно рассматривать как одну макромолекулу. Связи между ионами прочные, поэтому вещества с ионной решеткой обладают малой летучестью, высокими температурами плавления и кипения. Кристаллическая решетка хлорида натрия представлена на рис. 5.22.

Рис. 5.22. Кристаллическая решетка хлорида натрия

На этом рисунке светлые шары – ионы Na + , темные – ионы Сl – . Слева на рис. 5.22 показана элементарная ячейка NaCI.

5.5.4. Металлическая кристаллическая решетка

Металлы в твердом состоянии образуют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, а валентные электроны свободно перемещаются между ними. Электроны электростатически притягивают катионы, тем самым придавая устойчивость металлической решетке. Такое строение решетки обусловливает высокую теплопроводность, электропроводность и пластичность металлов - при механическом деформировании не происходит разрыва связей и разрушения кристалла, поскольку составляющие его ионы как бы плавают в облаке электронного газа. На рис. 5.23 представлена кристаллическая решетка натрия.

Рис. 5.23. Кристаллическая решетка натрия

Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.  

По числу общих электронных пар химические связи подразделяются на простые (одинарные) и кратные - двойные и тройные.  

По числу общих электронных пар химические связи подразделяются на простые (ординарные) и кратные - двойные и тройные. Если между двумя атомами одинаковой или различной химической природы возникает только одна ковалентная связь, то ее называют простой, или ординарной, связью. Сигма-связь образуется в результате взаимодействия двух s - электро-нов, двух / з-элект ронов, а также двух смешанных s - и р-электронов. На рис. 14 изображены о-связи в некоторых элементарных и сложных веществах.  

Валентность элемента в соединениях с ковалентной связью определяется числом общих электронных пар, которые атом элемента образует с атомами других элементов.  

Валентность элемента в соединениях с ковалентной связью определяется числом общих электронных пар.  

В соединениях с ковалентной связью валентность элемента определяется числом общих электронных пар. Атом, к которому смещена электронная пара, обладает отрицательной валентностью, а противоположный атом - положительной валентностью.  

Степень окисления элемента в молекуле с ковалентной связью равна числу общих электронных пар. Так, в молекуле аммиака атом азота образует с атомами воДорода три общие электронные пары, следовательно, валентность азота равна трем.  

Для многоатомных частиц типа SO2, СО2, SO, SO и С8Ыв, в которых п-связи предпочтительнее рассматривать как многоцентровые и делокализо-ванные, подсчет числа общих электронных пар для отдельных атомов теряет свой смысл, а число валентностей ничего не говорит о ковалентиости атомов.  

Одиночные (или неспаренные) электроны в электронных оболочках атомов, за счет спаривания которых возникает химическая связь в молекулах, называют валентными. Число общих электронных пар, образующихся при взаимодействии атомов химических элементов, определяет их валентность.  

По методу валентных связей, в котором все ковалентные связи рассматриваются как двухцентровые, ковалентность атома - это число общих электронных пар, образуемых данным атомом.  

В органических соединениях СН4, С2Н4, С2Н2 атом углерода четырехвалентен. Для многоцентровых частиц, например S02, C02, S047 SO, C6H6 в которых л-связи предпочтительное рассматривать как многоцентровые и делокализованные, подсчет числа общих электронных пар для отдельных атомов теряет свой смысл, и число валентностей ничего не говорят о ковалентности атомов.  

Из приведенных схем видно, что каждая электронная пара соответствует одной единице валентности. Химическая связь, осуществляемая парой общих электронов, называется ковалент-ной, или атомной, связью. Валентность элемента в соединениях с ковалентной (атомной) связью определяется числом общих электронных пар.  

Валентность элемента в настоящее время рассматривается как число ковалентных связей его атома в данном соединении, современные синонимы этого термина - ковалентность, связность. Именно в ковалентной химической связи проявляется высокая химическая специфичность каждого элемента и каждого его валентного состояния: специфичность энергии связи, степени полярности и стереометрических характеристик - углов связи, их длин. Ионная связь менее специфична; она собственно становится связью только в конденсированных фазах, главным образом в твердых телах, в которых кристаллические структуры ионных веществ довольно однообразны и определяются зарядами и размерами ионов. Поэтому нельзя априорно определять валентность по числу неспаренных электронов в основном состоянии атома, как это иногда делается; валентность определяется числом общих электронных пар между данным атомом и соединенными с ним атомами. При этом в равной мере учитывается каждая а -, я - и 6-связь.  

Страницы:      1