Общая химия (стр. 11 )

3d 4s 4p

В возбужденном состоянии происходит разъединение 4s – пары электронов:

26Fe* B*=6

3d 4s 4p

Валентность железа в возбужденном состоянии определяется не только 4s - , 4p - , но и 3d – неспаренными электронами. Пара 3d – электронов не может разъединяться, потому что в третьей оболочке нет вакантных орбиталей, поэтому максимальная валентность железа равна шести.

У осмия при возбуждении могут разъединяться не только внешние 6s – электроны, но и предвнешние 5d – электроны, поскольку в пятой оболочке имеется еще 5f – подоболочка со свободными орбиталями, поэтому максимальная валентность осмия равна восьми:

В=0

5d 5f 6s 6p

76Os* B*=8

5d 5f 6s 6p

Таким образом, одни атомы проявляют постоянную валентность, тогда как другие – переменную. Постоянную валентность проявляют s – элементы, а переменную – р - и d- элементы(исключение составляют N, O, F; они в пределах 2-го энергетического уровня не имеют свободных атомных орбиталей). Низшая валентность проявляется в невозбужденном состоянии, высшая – в наиболее возбужденном. Для большинства атомов высшая валентность равна номеру группы.

За счет донорно – акцепторного механизма увеличиваются валентные возможности атомов (за счет наличия вакантных орбиталей и неподеленных электронных пар). Так, в рассмотренном в разделе 3.3 примере атом азота в ионе NH4+ (аммония) имеет валентность, равную четырем.

Таким образом, суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов (обменный механизм) плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному механизму

3.5. Направленность ковалентной связи

Согласно МВС наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали имеют определённую форму, их максимальное перекрывание возможно при определённой пространственной ориентации, поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью. Иначе говоря, направленность заключается в том, что максимальное перекрывание валентных электронных облаков взаимодействующих атомов возможно при определенной их взаимной ориентации. Направленность ковалентной связи определяет пространственную конфигурацию молекул.

В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают σ -, π – и δ – связи.

Связь, образованная перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется σ – связью. Сигма-связь может возникать при перекрывании s – орбиталей (рис. 3.3,а), s – , p – орбиталей (рис. 3.3,б), р – орбиталей (рис. 3.3,в), d – орбиталей (рис. 3.3,г), а также d – и s – орбиталей, и f – орбиталей с друг другом и другими орбиталями. Сигма – связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы, поэтому является локализованной двухцентровой связью.

Простейший случай σ – связи наблюдается у молекулы Н2, образующейся за счет перекрывания s-орбиталей атомов водорода (s-s перекрывание, рис. 3.4). Геометрическая форма молекулы линейная.

Рассмотрим образование молекулы HCl.

3s 3p 3d

3s 3p 3d

Исходя из стехиометрического состава молекулы HCl и валентности водорода, равной единице, мы видим, что хлор, находясь в невозбужденном состоянии, проявляет валентность В=1 (в возбужденном состоянии хлор проявляет валентности 3, 5, 7). При образовании молекулы HCl происходит перекрывание s – орбитали атома водорода с р – орбиталью атома хлора (s – р перекрывание). Молекула имеет линейную форму (рис. 3.5). Очевидно, такие же линейные молекулы должны образовать с водородом аналоги хлора – бром, йод, астат.