nekrasovI (1114433), страница 28
Текст из файла (страница 28)
У более сложных атомов подобным же образом должно быть попарно замкнуто подавляющее большинство их электронных орбит. Исходя нз особой устойчивости атомных структур инертных газов, следует думать, что прочно с п аре иным и являются в них все орбиты. При достаточном сближении двух атомов, имеющих в своих структурах неспареиные («холостые») электроны, между магнитными полями последних начинает действовать взаимное притяжение. В результате оба атома еще более сближаются, и происходит замыкание полей с образованием электронных пар.
В этом и заключается, по Льюису, сущность возникновения валентных связей между агомами.а На построение осуществляющей валентную связь электронной пары идет по одному электрону от каждого из соединяющихся атомов. Поэтому валентность элемента в т о м и л и и н о м с о е д и н е н н и определяется числом электронов его атома, участвующих в образовании таких электронных пар. Вместе с тем максимально возможная валентность элемента равняется общему числу имеющихся в его атоме непарных (или непрочно спаренных) электронов. Число это, как правило, совпадает с номером той группы периодической системы, в которой находится данный элемент. Сам процесс образования, например, молекул ХаР и Рз может быть схематически представлен следующим образом: Ма+ Р я=Ха АРАМ к тР +.Ра гРтРа вв уд Осноенме иредстиеаениа о енитреннем строении ееитестеа Рнс.
111-3З. Схема образо»анна молекулы Как по Коссоаю. ил и и ри с оеди не н и я электронов, называются ионами. Так происходит, в частности, образование молекулы ХаГ, в которой натрий оказывается заряженным положительно, а фтор отрицательно. Вследствие противоположности своих зарядов оба иона притягиваются друг к другу.
Однако, сблизившись до известного предела, они останавливаются на таком расстоянии, прп котором притяжение уравновешивается взаимным отталкиванием их электронных оболочек. Валентная связь, сопровождающаяся практически полным перетягиванием электронной пары одним из атомов и последующим стяжением образовавшихся ионов, называется ионной связью (иначе: электровалентной, гетерополярной). Соединение по типу ионной связи происходит в тех случаях, когда реагирующие атомы обладают резко противоположным химическим характером. При более формальной трактовке нонной связи (по Косселю) ее можно рассматривать как результат простого перехода электрона от одного нз атомов к другому (рнс. Ш-33). Такой способ рассуждения благодаря своей простоте оказывается во многих случаях весьма удобным.
Приводит он к тем же конечным результатам, что и рассмотренный выше. С точки зрения Косселя, движущей причиной химического взаимодействия авета«мя еемн Р ляется «стремление» атомов к достижению наиболее устойчивых электронных конфигураций. Рассматривая изученные соединения различных элементов при их максимальных валентностях, он получил приводимую на рис. П 1-34 (в несколько переработанном виде) схему, которая показывает, что некоторые электронные структуры образуются предпочтительно перед другихмт.
Таковыми являются прежде всего структуры инертных газов и затем имеющие во внешнем слое 18 электронов. К достижению ближайшей из них путем отдачи или присоединения электронов и «стремятся» атомы.' Число о т д а в а е м ы х электронов определяет положительную валеитность соответствующего атома, число п р и с о е д и н я е м ы х электронов — его отрицательную валентность. Из рассмотрения электронных схем рис. 1П.19 вытекает, что Ха, Мд и А1 должны легче переходить к структуре неона, а Р, 5 н С! — к более близкой нм структуре аргона. Первые трп элемента обычно характеризуют как металлы, вторые — как металлонды. Обобщая этот результат, можно сказать, что металлами с электрохимнческой точки зрения называются элементы, имеющие в процессе реакций препмушсствепную тенденцию к от д а ч е электронов, металттоидами — к их и р псое дине ни ю. Известно, однако, что многие элементы могут в зависимости от условий либо отдавать, либо присоединять электроны.
Отсюда следует, что между металлами и металлоидамп не существует резкой границы, само же деление подчеркивает только п р е и м у ш е с т в е н н у ю т е иденн ц и ю данного вида атомов н отнюдь не является абсолютным.' Основное достоинство представлений Косселя заключается в простоте и наглядности, основной недостаток — в их ограниченной применимости. Действительно, все органические соединения и очень многие неорганические построены по ненонному типу н поэтому не могут рассматриваться с ионной точки зрения без сильного расхождения резуль- 89 Э 5. Валентина связь г д Ю Положироельмь~оз заряд ядра ~о2 -с -с д Ю /д У------ —- ! о неитрольвие атомы ! ° номы ! о1 — ' — - - — — - -е, Ю Ьд. IЮ вЂ” '; - - - - -- — ьИ4 ! Р1 ! ! ! ! — ~$ ! чь 4 ! ! - г.д д,'----- ~~11 .Й сь' ! ! ! ! "---гхдд---------Ч--- ! ! ! ! ! ! ! ! ! ! ! ! ! ! ! ые ! ь ! г ,нел! н с! к вь и ь кьт ь маь с сеьа нь в с' Он мкв з ясса Псе еь нзккоьвькеисасмькн!ысваотьхьив Рнс.
111-34 Наиболее устойчивые злектронные конфигурации. нее электронов будут при этом связаны с о б о и м и ядрами. Валентная связь, осуществляемая парой общих электронов, в р а иной мере принадлежащих обоим соединяющимся атомам, называется нелоллрной. Подобным образом соединяются тождественные или очень близкие друг к другу по химическому характеру атомы. Наконец, возможен такой случай, когда оба соединяющихся атома отличаются друг от друга по химическому характеру, но не столь резко противоположны, как фтор и натрий. Прилзером может служить соединение фтора с водородом, металлические свойства которого выражены несравненно слабее, чем у натрия.
Ввиду этого осуществляющая валентную связь электронная пара далеко не так сильно оттянется к фтору (т. е. более металлондному элементу), как прн взаимодействии последнего с натрием. Лагпзый случай будет, следовагельно, промежуточным между двумя рассмотренными выше, как это видно из рис. Ш-35. татов с данными опыта. Между тем идея Льюиса о первоначальном образовании электронной пары позволяет охватить принципиально единой трактовкой самые разнообразные случаи валентной связи. Очевидно, что при соединении друг с другом двух од и иаковы х атомов одностороннее перетягивание осуществляющей валентную связь электронной пары происходить не будет. Она окажется, следовательно, в равной мере принадлежащей обоим атомавп Орбиты входящих в 90 111.
Основные представления о внутреннем строении вещество Третий основной тнп валентной связи — полярная связь — характеризуется тем, что электронная пара более или менее односторонне оттянута одним из соединяющихся атомов, однако не настолько, чтобы образовались самостоятельные ионы. Орбиты ее электронов остаются при этом связанными с обо и м и ядрами.
Учитывая последнее обстоятельство, полярную связь часто объединяют с неполярной под общим названием ковалентной (иначе: атомной, гомеополярной) связи.'-" Важнейшими характеристиками валеитной связи являются ее энергия и ее полярность. Обе они до известной степени зависят от дл н н ы связи (с(), т. е, расстояния между ядрами образующих ее атомов. Под энергией связи понимается работа, которую необходимо затратить для разрыва этой связи.
Энергия связи характеризует, таким образом, ее п р очи о с т ь, Обычно эту энергию атно° р сят к грамм-молекуле (т. е. к 6,02 10м связям) и вы! ражают в килокалориях. Для отдельных связей она 1 ° может быть очень различной. Например, энергия ° связи Н вЂ” Н равна !04 ккал/моль, а энергия связи à — Е равна 38 ккал/моль. Отсюда следует, что связь между атомами в молекуле водорода гораздо прочнее. 1 чем в молекуле фтора.'-тэ Рис. Ш ЗЗ. Схема Полярность характеризует электр и чес кую различных типов си и м е т р и ю валентной связи. Как видно из рис. валентной связи. 111-35, ионная и неполяриая связи являются по сушеству крайними случаями полярной. Если полярность (р) строго неполярной связи принять за нуль, а чисто ионной (с однозарядными ионами) — за единицу, то для любого промежуточного случая принципиально возможна однозначная оценка полярности связи простой десятичной дробью.
Например, рир = 0,39, т. е. связь Н вЂ” Е стоит несколько ближе к неполярному типу, чем к ионному. Подобная к о л и ч е с т в е н н а я характеристика полярности связи может быть пока намечена лишь для немногих простейших молекул. 'з Дополнения 1) Первой попыткой обьяснить природу снл химического взаимодействия была теория Бертолле, отождествлявшего нх с снламн тяготения. Очевидно, чта с этой точки зрения атомы должны притягиваться друг к другу тем сильнее, чем больше нх массы Тем самым принципиально отвергалась с п е ц н ф н ч и о с т ь взаимодействии между различнымн элементами. Отрицанием этой иеспецифнчностн ивнлась электрохнмнческая теория, разработанная Берцелиусом. Согласно последней каждый атом имеет два противоположно заряженных полюса — положительный н отрицательный.
й одних случаях (у метал. лов) преобладает первый, в других (у мсталлондов) — второй. Таким образом, электрохямяческая теория делила все элементы на два резко разграниченных класса. прнчеч считалось, что соединяться друг с другом мотли лишь атомы противоположной электрической природы. Электрохнмнческая теория была в свою очерель отвергнута, когда определенно выяснилось, что элементы одного и того же класса также могут соединяться друг с другом. Отрицание ее была настолько резким, что на протяжении ряда .тет наука ваобше ис ставила вопроса о природе химического взаимодействия, ограничиваясь формальной трактовкой данных опыта.
Развившаяся на основе такого подхода теория валентности принципиально допускала возможность возникновения связи между люб ы и н атомамн, на учитывала, что фактически одни элементы друг с другом соединяются, а др>гпе нет. Тем самым аиа признавала специфичность химического взанмо- 91 э» 3. Валемтнад связь дейгтвня, не придавая, однако, последней того абсолютного характера, который прнпнсывался ей электрохнмнчесной теорней. Попыткн вновь поставить нопрос о природе хнммческого взанмодействня п решнть его Ра основе электрон н ы х представленнА возннклн лншь в текущем столетнн.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
