Home  / Учебник ОБЩАЯ ХИМИЯ / Глава 4. Химическая связь

Глава 4. Химическая связь

Мы разобрали /в главе 3/ как образуется связь в молекуле водорода.  Теперь рассмотрим как образуется химическая связь в других молекулах?
Все атомы, кроме атомов водорода, содержат более одного электрона. Поскольку в образовании химической связи принимает участие один электрон, эти атомы (кроме атомов водорода) либо сформируют не одну, а несколько химических связей, либо молекулы, образованные из этих атомов, будут содержать электроны, которые не принимают участие в образовании связи.
Вычислить электронную энергию молекул с более чем одной связью или с электронами, которые не участвуют в образовании связи так же, как это было для молекулы водорода (т. е. без дополнительных предположений), невозможно. 

Чтобы это выяснить, мы будем использовать экспериментальные данные.
Прежде всего, подробно рассмотрим результаты изучения энергии ионизации атомов. 

4.1* Принципы образования химической связи в многоэлектронных атомах 

Поскольку электроны в атоме притягиваются к ядру атома кулоновскими (электростатическими) силами, нам необходимо затратить энергию, чтобы отделить электроны от атома.
Данные по энергии ионизации (ЭИ) и первой ионизационной энергии (ПИЕ) позволяют нам понять, сколько энергии надо затратить.
В многоэлектронных атомах действуют также силы межэлектронного отталкивания, которые тоже имеют электростатическую природу. Увеличение сил притяжения (увеличение ядерного заряда) приводит к увеличению ЭИ. Уменьшение числа электронов в многоэлектронном атоме с неизменным ядерным зарядом приводит к уменьшению межэлектронного отталкивания и, следовательно, к увеличению ЭИ.

Энергии ионизации были определены экспериментально для всех электронов в большинстве атомов. Данные, приведенные в главе 2 на рис. 2.1-2.4, содержат значения энергий, необходимых для извлечения электрона из атомов, содержащихся в 1 грамм-моле атомов, т. е. из всех атомов, содержащихся в х граммов вещества, где х есть атомный вес элемента.
В главе 2 мы установили, что электроны, окружающие ядро во всех атомах, располагаются по уровням, и уровень, который является ближайшим к ядру, всегда содержит два электрона. Остальные уровни, известные как внутренние, содержат по восемь электронов каждый.

Число электронов во внешней оболочке для элементов второго и третьего периодов представлены в следующей таблице:

 Таблица 4.1 

Каждый следующий элемент в таблице отличается от предыдущего по заряду ядра на один протон и по количеству электронов - на один дополнительный электрон. То есть, от лития (Li) к бериллию (Be) ядерный заряд увеличивается с 3-х до 4-х единиц протона, а число электронов, окружающих ядро, - тоже увеличивается с 3-х до 4-х. Увеличение количества электронов происходит за счет количества электронов во внешней оболочке (см. таблицу 4.1). Это происходит почти для  всех элементов таблицы, если переходить от одного к другому - за исключением перехода от неона (Ne) к натрию (Na).

Несмотря на то, что ядерный заряд натрия (Na), на одну единицу больше (Ne - 10 единиц протона, Na - 11), и число электронов в Ne составляет 11, при том, что в Na -12, число электронов во внешней оболочке (табл. 4.1) натрия равно 1, а неона - 8. То есть, дополнительный электрон не попадает в существующий внешний электронный слой неона, а начинает формирование нового внешнего электронного слоя.

Согласно экспериментальным данным, приведенным в таблице 4.1, максимальное число электронов, которое может содержаться на внешней оболочке элементов второго и третьего периодов, ограничивается цифрой 8.

Теперь вернемся к вопросу, в связи с которым мы обратились к  изучению электронной структуры атомов второго и третьего периодов, а именно, к вопросу, являются или нет закономерности образования химической связи, установленные для водородоподобных молекул (состоящей из двух одинаковых атомов), общими для молекул, сформированных из других многоэлектронных атомов.

Согласно принципу №2 (раздел 3), для образования одной связи используется один электронов из внешней оболочки, и, соответственно, количество химических связей, которые могут быть сформированы в многоэлектронных атомов, равно числу электронов во внешней оболочке. Согласно принципу №4, связывающие электроны входят во внешние оболочки связанных атомов, и, соответственно, число электронов во внешней оболочке связанного атома увеличивается на единицу.

Экспериментальные данные по ЭИ показали, что максимальное число электронов, которое может содержаться во внешней оболочке элементов второго и третьего периодов равняется восьми.
То есть, с одной стороны, максимальное число химических связей в данных элементах ограничивается числом электронов во внешней оболочке (один электрон используется для одной связи).
С другой стороны, число связей, которые может образовать данный атом, ограничено числом электронов, содержащихся в существующей внешней оболочке многоэлектронного атома после образования связи. Фактически, это четвертый принцип образования химической связи.

Наличие стабильных соединений, сформированных из атомов второго и третьего периодов и из атомов водорода или  галогенов таких, как гидрид лития (LiH), трифторид бора (BF₃), метан (CH₄), воды (H₂O), аммиака (NH₃), сероводорода (H₂S) и т.д., является экспериментальным доказательством того, что указанные выше второй и третий принципы образования связи, выявленные на основе расчета водородоподобных молекул, справедливы и в отношении многоэлектронных атомов.
В каждой из вышеупомянутых молекул (LiH, BF₃, CH₄, H₂O, NH₃, H₂S) количество связей или равно (первые три молекулы), или меньше (последние три молекулы), чем число электронов во внешней оболочке родственных им атомов: лития (Li), бора (B), углерода (C), кислорода (O), азота (N), серы (S).

Согласно принципам, указанным выше, атомы водорода и атомы галогенов (F, Cl, Br, I) могут образовать только одну химическую связь. Атом водорода имеет только один электрон. Атомы галогенов имеют семь электронов во внешней оболочке и, следовательно, они могут дополнить свою внешнюю оболочку только один электрон.

Значит, существование таких стабильных соединений, как LiH, BF₃ и CH₄ (в которых число связей равно числу электронов во внешней оболочке атомов лития, бора и углерода) и отсутствие стабильных соединений, где число связей превышает число электронов во внешних электронных оболочках, указывает на то, что принцип №2  образования химической  связи для водородоподобных молекул справедлив также и для многоэлектронных атомов.

Число электронов во внешних оболочках атомов вышеупомянутых молекул не превышает восьми, что доказывает, что не происходит нарушения принципов №5 и №6 (раздел 3) в многоэлектронных атомах, сформированных в результате расчетов для молекулы  водорода при одновременной проверке сравнения образования химической связи с данными по энергии ионизации (ЭИ) многоэлектронных атомов.

 Принципы образования связи в многоэлектронных атомах 

Потенциал ионизации и энергия связи в двухатомных молекулах >>

Энергия связи >>

Длина связи >>

G-теория химической связи >>  

Правило валентности >>

Донорно-акцепторная связь >>

Ван-дер-ваальсовая связь >>

Изомеризация. Динамическая связь >>

Основы стереохимии >>