Материал: Химия. учебное пособие. Вострикова Г.Ю., Хорохордина Е.А

При возбуждении хлора у него появляется 3, 5 и 7 неспаренных электронов и возможность к образованию такого же числа ковалентных связей.

Из приведенных примеров ясно, что число ковалентных связей элемента определяется числом неспаренных электронов не только в нормальном, но и в возбужденном состоянии.

Донорно-акцепторный механизм. Нередко валентность элемента превосходит число неспаренных электронов в его атомах. Происходит это потому, что есть другой механизм образования ковалентной связи, заключающийся в том, что один атом отдает неподеленную электронную пару, а партнер предоставляет свободную орбиталь. Первый называется донором (Д), второй – акцептором (А). Ковалентную связь, образующуюся по такому механизму, называют донорно-акцепторной и в ее образовании участвуют атомы, находящиеся в возбужденном состоянии. Схематически образование донорно-акцепторной связи может быть представлено следующим образом:

Рассмотрим химическое строение молекулы СО (С=О)

Между этими элементами возникает две ковалентные связи (=) и одна донорно-акцепторная (←), где О – донор, а С – акцептор (С=←О).

Если учесть, что число связей элемента определяет его валентность, то в этом соединении С и О – трехвалентны.

Существуют два способа перекрывания электронных облаков при образовании ковалентной связи: сигма (σ) и пи (π).

Сигма (σ)-связь образуется при перекрывании s-s, s-p, p-p орбиталей взаимодействующих атомов, при этом область перекрывания (максимальная электронная плотность) находится на линии, соединяющей центры атомов:

Рис. 2.2. Схемы образования σ-связи

Пи (π)-связь образуется при перекрывании p-p, p-d, d-d орбиталей взаимодействующих атомов, при этом получаются две области пере­крывания, расположенные по обе стороны от оси связи:

Рис.2.3. Схемы образования π-связи

Одинарная связь - всегда σ, а кратные связи представляют собой сочетание σ и π связей: двойная связь - σ + π, тройная связь - σ + π + π. σ-Связь является более прочной, чем π-связь, т.к. у нее большая область перекрывания АО.

Рис. 2.4. Схема образования двойной связи на примере молекулы СО

Экспериментально было обнаружено, что энергия связи, угол между связями в молекуле отличаются от теоретически рассчитанных значений. Чтобы объяснить такое расхождение экспериментальных фактов с теорией, необходимо учитывать, что наиболее устойчивому состоянию молекулы отвечает такая ее геометрическая структура и такое расположение пространственных электронных облаков, которому соответствует наименьший запас энергии. Это приводит к тому, что атомные электронные облака в молекуле перестраиваются, т.е. гибридизуются.

Ионная связь возникает за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Такая связь возникает в случае большой разности электроотрицательностей атомов, например, между катионами металлов I и II групп главных подгрупп и анионами неметаллов VII группы главной подгруппы.

Металлическая связь возникает между положительно заряженными ионами металлов, упакованными в кристаллическую решетку и делокализованными валентными электронами.

Водородная связь. Атом водорода, связанный непосредственно с сильно электроотрицательными атомами (фтор, кислород, сера, азот), обладает способностью к образованию еще одной связи с другим подобным атомом. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

Возникновение водородной связи можно объяснить в первом приближении действием электростатических сил, но в окончательном варианте эта связь ближе всего к донорно-акцепторному взаимодействию. Энергия водородной связи 8 - 40 кДж/моль, что значительно слабее ковалентной связи (для сравнения - энергия ковалентной связи 150 - 400 кДж/моль), поэтому ее обозначают пунктиром или точками:

Н⁺-F^- + Н⁺-F^-→ Н⁺-F^-∙∙∙ Н⁺-F^-∙∙∙ Н⁺-F^-

H-O-H+ H-O-H→ H-O-H∙∙∙O-H∙∙∙O-H и т.д.

| |

Н Н

Этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, что служит причиной аномально высоких температур кипения и плавления различных веществ. Например, водородные соединения подгруппы кислорода H₂S, H₂Se, H₂Te в обычных условиях газы, вода - жидкость с достаточно высокой температурой кипения (100⁰ С).

Особенно большое значение водородные связи имеют для органических соединений (спирты, кислоты, белки, нуклеиновые кислоты и др.). В них встречаются межмолекулярные и внутримолекулярные водородные связи:

1) раствор спирта в воде:

2) димеры уксусной кислоты (СН₃СООН)₂:

3) внутримолекулярная водородная связь в молекуле о-гидроксибензальдегида:

Решение типовых задач

Задача 1. Составьте электронную формулу атома брома и графическую схему заполнения электронами орбиталей в нормальном и возбужденных состояниях формирующегося энергетического уровня. Укажите к какому семейству относится этот элемент.

Решение. Порядковый номер брома – 35, следовательно, атом брома имеет 35 электронов. Электронная формула брома имеет вид 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4р⁵. Бром относится к элементам р-семейства. У атома брома полностью заняты электронами первый, второй, третий энергетические уровни и формируется четвертый.

Графическая схема заполнения электронами орбиталей четвертого уровня атома брома имеет вид

	s	p			d
Br 4	↑↓	↑↓	↑↓	↑

В таком состоянии бром имеет один непарный электрон, следовательно, его валентность равна 1.

При затрате энергии спаренные электроны могут распариваться и переходить на свободные d-орбитали. В первом возбужденном состоянии образуется три непарных электрона и бром приобретает валентность 3:

	s	p			d
Br* 4	↑↓	↑↓	↑	↑	↑

При получении еще некоторой порции энергии следующая пара электронов распарится, при этом образуется пять непарных электронов и бром приобретет валентность 5:

	s	p			d
Br** 4	↑↓	↑	↑	↑	↑	↑

У брома есть возможность распарить еще одну пару электронов, находящихся в состоянии 4s, при этом на последнем уровне получится 7 непарных электронов и соответственно валентность брома достигнет 7:

	s	p			d
Br*** 4	↑	↑	↑	↑	↑	↑	↑

Задача 2. Составьте электронную формулу атома серы (S) в состояниях S^-2 и S⁺⁴ и графические схемы заполнения электронами орбиталей.

Решение . Составим электронную формулу атома серы, зная что ее порядковый номер в периодической системе элементов – 16, следовательно, атом серы имеет 16 электронов.

S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Графическая схема электронных оболочек последнего энергетического уровня будет иметь вид

	s	p			d
3	↑↓	↑↓	↑	↑