2. Электронная формула атома фосфора:

₁₅Р1 1s²|2s²2p⁶|3s²3p³

Выделить валентные электроны, распределить по энергетическим ячейкам.

₁₅Р1 1s²|2s²2p⁶|3s²3p³

3s²3p³

– нормальное состояние.

Валентность атома фосфора в нормальном состоянии равна трем. У атома фосфора может быть возбужденное состояние, так как на третьем энергетическом уровне, ест d – подуровень, на котором находятся пять свободных орбиталей. Электрон с подуровня р может переходить на подуровень d и этим обуславливать возбужденное состояние атома с валентностью пять.

– возбужденное состояние.

Контрольные задания.

1. Написать значения квантовых чисел, характеризующих электроны четвертого энергетического уровня.

2. Составить электронные формулы атомов ниобия и сурьмы. В чем различие электронных формул атомов главной и побочной подгрупп?

3. По электронной формуле определить, к какому семейству (s, p, d или f) относятся хлор, кальций, рений.

4. Определить возможные валентности атома хлора в нормальном и возбужденном состоянии.

Химическая связь.

В процессе изучения этой темы следует обратить внимание на условия образования химической связи:

1. Образование молекулы при соединении атомов происходит в том случае, если общая энергия системы уменьшается.

Н + Н = Н₂ + 431 к ж

2. Образование общих электронных пар возможно за счет перекрывания орбиталей неспаренных электронов с антипараллельными спинами.

3. Число неспаренных электронов может увеличиваттся за счет возбуждения атома.

С 1s²|2s²p².

нормальное состояние атома С

возбужденное состояние атома С ٭

Ковалентная связь

Наиболее важным видом химической связи является ковалентная связь. В данном методическом указании используется только метод валентных связей.

Двухэлектронная, двухцентровая связь между атомами неметаллов за счет общих пар разноспиновых электронов называется ковалентной связью (H₂O, O₂, N₂, NH₃).

Связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью с симметричным распределением электронных пар называется ковалентный неполярной связью (H₂, O₂, N₂, Cl₂).

Связь между атомами с различной электроотрицателностью со смещением электронных пар в сторону наиболее электроотрицательного элемента называется ковалентной полярной связью (H₂O, NH₃, HCl).

Донорно-акцепторная связь.

Это двухэлектронная, двухцентровая связь, образованная за счет общей пары электронов, ранее принадлежавших одному атому (донор) и свободной орбитали другого атома (акцептор).

Она образована по донорно-акцепторному механизму и отличается от ковалентной связи только происхождением общей электронной пары.

донор акцептор

Из всех свойств ковалентной связи наибольший практический интерес представляет направленность ее образования, определяющая прочность связи в молекуле и возможную геометрическую конфигурацию молкул.

Направленность ковалентной связи.

Перекрывание электронных облаков (орбиталей), образующих химическую связь, происходит в направлении наибольшей электронной плотности.

Ковалентная связь, которая возникает за счет перекрывания орбиталей вдоль линии, соединяющей центры атома, называется σ – связью. В образовании σ – связи могут принимать участие s – орбитали, р – орбитали и d – орбитали, ориентированные вдоль линии связи, т.е. вдоль оси х (HCl, Cl₂, Н₂).

Ковалентная связь, которая возникает за счет перекрывания орбиталей под углом к линии, соединяющей центры атомов, называется π – связью. Представление о направленности ковалентных связей позволяет объяснить взаимное расположение атомов в многоатомных молекулах и определить геометрическую форму молекул: линейную, угловую, пирамидальную. Форма двухатомных молекул, образованных одной парой электронов, всегда линейна, между ними σ – связь. Угловую форму имеют молекулы H₂O, H₂S, H₂Se и др. Пирамидальную форму имеет молекула NH₃, пирамида – трехгранная, с атомом азота в вершине, угол между связями N – H = 107°.

Ионная связь.

Это связь между разноименно заряженными ионами за счет сил электростатического притяжения.

Ионная связь возникает между атомами, резко отличающимися друг от друга по электроотрицательности, и ее можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. Каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению. Только взаимное отталкивание противоионов ограничивает их число в окружении каждого иона. Например, ионная связь в молекуле NaCl:

₁₁Na 1s²|2s²2p⁶|3s¹

₁₇Na 1s²|2s²2p⁶|3s²3p⁵,

Na⁰ – le→Na⁺¹

Cl⁰ + le→Cl^-1 } NaCl

Рассмотрим пример образования молекулы HCl c ковалентным полярным типом химической связи.

В образовании молекулы участвуют атомы неметаллов с разной электроотрицательностью, что указывает на присутствие в молекуле ковалентной полярной связи.

При составлении схем образования молекул с любым типом ковалентной связи (неполярной, полярной, донорно-акцепторной) необходимо придерживаться следующих правил:

1. Составить электронную формулу атомов с учетом местоположения в периодической системе, ₁HCcls¹.

В атоме три энергетических уровня. Принадлежность элемента к подгруппе (главной или побочной) определяет расположение валентных электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Валентные электроны элементов главных подгрупп располагаются на последнем энергетическом уровне на s и p – подуровнях и в сумме составляют номер группы.

Валентные электроны элементов побочных подгрупп располагаются на последнем энергетическом уровне на s – энергетическом подуровне и на предпоследнем энергетическом уровне на d – подуровне и в сумме составляют номер группы. Так как элемент хлор находится в главной подгруппе, его электронная формула имеет следующий вид:

₁₇Cl1s²|2s²2p⁶|3s²3p⁵.

Выделить электроны, определяющие высшую валентность, атома (электроны, составляющие в сумме номер группы, в которой находится элемент).

₁₇Cl1s²|2s²2p⁶|3s²3p⁵.

Распределить валентные электроны по энергетическим ячейкам, учитывая правило Гунда, согласно которому электроны распределяются по энергетическим ячейкам так, чтобы их суммарный спин был максимальным (распределяются, занимая имеющиеся свободные орбитали, сначала по одному электрону, а затем, когда не остается свободных орбиталей, группируются по два).

Установить число неспаренных электронов в атомах, участвующих в образовании общих электронных пар. Соединить эти электроны попарно, показывая число общих электронных пар, за счет которых осуществляется химическая связь в молекуле.

Показать распределение общих электронных пар валентных электронов между атомами, участвующими в образовании молекулы:

При определении σ и π – связей в молекуле необходимо читывать характер перекрывания орбиталей, участвующих в образовании химической связи, и расположение электронов на этих орбиталях.

2. Определить число σ и π – связей в молекулах H₂, Cl₂, N₂. Составить электронную формулу атома водорода, распределить валентные электроны по энергетическим ячейкам.

Учитывая, что s – орбитали перекрываются только вдоль линии, соединяющей центры атомов, и что связь s – s – ординарна, устанавливаем наличие σ – связи в молекуле водорода.

Учитывая, что ординарная связь всегда σ – связь, устанавливаем наличие σ – связи (рис. 2).

Учитывая, что в перекрывании электронных орбиталей участвуют Рх, Pz, Py; а σ – связь образуется перекрыванием только Рх – орбиталей устанавливаем наличие одной σ – связи и двух π – связей (см. рис. 2).

рис. 2.