nekrasovI (1114433), страница 29
Текст из файла (страница 29)
Сюда особенно относятся те два напрввдення теории валентности, основные положення которых былн сформулированы в 19!б г. Косседем н Льюисом. 2) Как было установлено расчетом, само по себе замыкание магнитных полей дает лишь очень небольшую часть той общей эмергнн, которая отвечает образованию вадентной связн между атомамм н обусловливает прочность этой связн. Основное значеане имеют э л е к т р и ч е с к н е сиды, возннкновенне 3 которых может быть наглядно истолковано с помощью рассматриваемой ниже моделн.
Ол о ОД 5 Возьмем в качестве простейшего примера два атома водорода н обозначим нх ядра через А н В, а электроны 7 5 соответственно через а н Ь. Так как оба электрона совершенно тождественны друг другу, тождественны также нх комбннацнн со «свопм» и «чужнм» ядром: Аа+ ВЬ на ° м АЬ+ Ва.
В молекуле водорода должно нметь место с о г л а с о в а м н о е движеяне электронов, которое можно представнтв себе пронсходящнм двумя способами (рнс. П1.36). Пусть электроны а н Ь первоначально находятся в положениях соответственно 3 н б. Тогдз обе возможные снстемы мх согласованного двнження опнсыввются следующнмя порядкамн нзменення положемнй: ! !::::.. о: 3, 7. 5, 5, !.
2. В ! а: З. 4. 5. В. т. Л. !, П З ь: 5. 3, 2, 3. 7. а. 5 Н ! Э: 5. В. 7, 4. г, 2. З. 4. П Рнс. !ы.35. Сн«н«ньд д»ной трактовки нннентнид «нд. Выбор той нлн нной системы определяется взанмной орнеятацней электронных спннов. Естм последние ориентированы одяотнпно (т. н. параллельные спины), то между электронвмн деАствуют магнмтные снлы отталкнвання, что благопрнятствует водянка новемню снстемы ! (двнженне по эллипсу) с хв. А ч ь рактерным для нее взанмным о т т а л к н в а н н е м ч атомов прн всех сочетанмях положений электро.
нов (особенно — 2 н 6). Напротнв, еслн спнны орментнрованы протнвоположно друг другу (т. н. рр 5 а ам тяп арадлельные спнны), то между пор ~ф «ь электронами действуют магннтные снлы стяже. ння, что благоприятствует возннкновенню снсте- ~й мы П (движение по восьмерке), характернзую. ~~4 щейся почти не меняющямся расстояннем между обонмн элпктронамн м ивлнчнем ряда сочетаннй 73 /77 нх положеннй (2 н 4, 4 н 6, 1 н 3, б н 7), прн которых между атомамн действуют силы и р н та- РНО 34457 ЭЕРГНН Н"НОД "'»НН" НРН «аднжоннн двух »томон водород«.
ясен ня. Твк квк смена положений электронов пронсходмт краАне быстро — прнмерно 10~«раз за секунду, — я отталкивание (в системе 1), н прнтяженне (в снстеме П) остаются практически постояннымн. Количественный расчет для водорода (Гейтлер н Лондон, 1927 г.) дал результаты, показанные на рнс. П1.37. Как видно нз последнего, прн параллельных спннах электронов между обонмн втомамн нмеет место только отталкнванне, тогда как прн внтмпараллельмых спинах последовательное сблнженне атомов ведет сперва к нарастапню прнтяження, которое переходнт в отталкивание лншь на очень малых расстонннях.
Макснмальное взанмное прнтяженяе отвечает мннммуму энергия снстемы н соответствует нормальному расстоянию между ядрами в молекуле Нз (0,74 А). Характерное для этой молекулы распределение электронноА плотностн показано на рнс. П1-33 (пифранн ! — б у кривых равной электронной плотностн отмечено ее нарастание). 92 Ш. Основные представления о внутреннем строении вещества Таким образом, валентные силы имеют не магнитную, а электрическую природ>.
Однако необходимым условием проявления этих сил является наличие аитипараллельных спииов обоих электронов, ведущее к замыканию их магнитных полей друг на друга. Наглялной аналогией может служить работа автомобильного мотора: создаваемая им тяга достигается за счет сгорания бензина, но оно нозможио лишь.прн наличии системы зажигания. Следовательно, основная иден Льюиса о роли образования электронных пар в возникновении валентных связей между атомами полностью сохраинст свое значение.
3) Наряд> с характерным для большинства инертных газов внешним электронным ок тетом (восьмеркой) и !Гьэлектронной оболочкой устойчивой оказывается во многих случаях виешиия электронная двойка. Например, кроме БОл, в котором от серы оттянуты кислородом все шесть электронов внешнего г слоя, сушествует н лругой устойчивый ее акнсел — БОг, тле оттянуты лишь четыре. Полобнмм же образом по. строенные соединения известим н для ыногих других элементов. 4) С электрокимической точки зрения правильнее бы. ло бы делить химические элелсеиты не на металлондм и метадлы, а иа элекгрофилм (имевшие тенденцию п р исоедии ять электроны в процессе реакций) и злектродагы (имеющие в процессе реакций тенденцию т е р я т ь электроны).
Не говоря уже о большей четкости самих Рис. ги-зз. Рлгввехгчгнссе этих терминов, они позволяют провести более правильную электрчнвоа илаыг~~стн л нь. по стшеству классификацию. действительно, помимо металлов типичными электродотами являются такие лсеталлаиды, как кремний и бор, а в большей илн меньшей степени э л е к т р о д о тн а от ь (т, е. тенденция к проявлению п о л о ж и т е л ь и о й валентности) прис>ша н почти всем остальным мета.тлоссдам. Примером может сл>жить хотя бы фосфор, для которого кислородные соелииеиия гораздо характернее водородных. Напротив, преимушествениая зле к графил ь ность (т. е.
тенденция к проявлению отри па. те л ь н о й валентности) характерна в действительности только для сравиитечьно ие. многих наиболее типичных металлоидов. 5) Необходимо подчеркнуть, что представление о п о л и ом перетягивании связуюшего электронного облака одним из атомов при образовании ионной связи яв. ляется упрощением лействительиости. На самом деле такое перетягивание может быть ие более чем п о ч т и полным. Дллизкое к этому положение имеет место в кристаллах наиболее типичных солей, тогда как у отлельных их молекул (в парах) связи уже сушественио отличаются от чисто ионных.
Таким образом, какой-либо границы между полярной и ионной связями не сушествует. В) Из изложенного следует, что в общем случае валентиая свизь является полярной, т, е. п р о ив ж у то ч н о й между иеполярной н ионной. Между тем часто встречается грубое деление всех ва.зечтпых связей на два крайних типа — атомные (ко. валентиые) и ионные,— причем тем и другим лаются совершенно различные харакзеристпки. Не говоря уже о произвольности самого отнесения характера связи к тому нли иному типу в явно промежуточных случаях (например, Нг), такой примитивный подход стушевывает индивидуальные особенности отдельных валентиых связей и тек самым препятствует более глубокому познаванию свойств веществ. 7) Признание п о л я р н о г о в общем случае характера валентных связей привалит к важному следствию: описание химической молекулы вещества (! $6 доп.
3) схематической стр>ктурной формулой должно пропзнодиться с обозначением л ю б ы х валентных связей (а ие только ковалентных, как это иногда принимается). Например, если можно написать стр>кт>риую формулу молекулы азотной кислоты, то можно написать и структурную формулу молекулы азотнокислого натрия: хотя связь На — О гораздо более полярна, чем связь Н вЂ” О, ио принципиально они не отличаются друг от друга (ср. Х1Н $1 доп.
104). Ю 5. Валенгиая связь В) С позиций волновой механики ($4 доп. 13) валентная связь осуществляется электронным облаком, характер распределения плотности которого между атомама н определяет природу связи. Общая плотность валеатного. электронного облака ие обязательно должна точно соответствовать двум, четырем илн шести электронам, т. е. действительный пор я до к (р) ковалентиой связи может более нлн менее отилоияться от ее целочисленной кратности (1, 2 иля 3).
Это имеет место тогда, когда общая плотность валентного электронного облака либо увеличивается (зв счет облака свободных электронов одного из атомов или облака соседней валеитной связи), либо умень. щлется (в результате «присвоеиия» части валентного электронного облака одним нз атомов нли соседней валеитиой связью). Подобные смещения электронных облаков в молекулах часто обозначают изогнутыми стрелками. Изложенное может быть иллюстрировано следующими схемамн: А — Б ъ >! А — В А —  — В р с! р»р<! Так как отклонения порядков связей от их целочисленных кратностей обычно неве. лики, в подаяляющем большинстве случаев классические структурные формулы молекул дают лучшее приближение к действительности, чем какие.
либо иные. 9) Происходящий при химических реакциях разрыв валеитиой связи ионного типа, как правило, осуществляется г егер оп и т и ч е с к и (т. е. с образованием противоположно заряженных ионов), а разрыв связи неполярной — гомоп и тнческ и (т. е. с образованием нейтральных радикалов). Тип разрыва полярной связи сильно зависит от общего характера процесса, в котором участвует даииан связь.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
