Насыщаемость

Каждый атом способен образовывать определённое число ковалентных связей, благодаря этому молекулы имеют определённый состав: Н₂, H₂O, PCl₅, СН₄.

Число возможных ковалентных связей, образуемых данным атомом, зависит при обменном механизме от числа неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атома в основном и в возбуждённом состояниях, а при донорно-акцепторном — ещё и от числа свободных орбиталей на внешних уровнях.

При определении числа ковалентных связей, которые атом данного элемента может образовывать по обменному механизму, следует учитывать, что при переходе атома в возбуждённое состояние число его неспаренных электронов может увеличиваться в результате распаривания некоторых электронных пар и перехода электронов на более высокие энергетические подуровни. Если энергия, затраченная на возбуждение атома, невелика, то она может компенсироваться энергией образующейся химической связи, и возбуждённое состояние атома стабилизируется.

Небольшими затратами энергии сопровождаются переходы электронов на более высокие энергетические подуровни внутри уровня. Переходы электронов с энергетических подуровней одного уровня на подуровни другого уровня требуютбольших затрат энергии, поэтому возбуждённые состояния у атомов элементов первых трёх периодов Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, возникающие в результате таких переходов, не могут стабилизироваться химическими связями.

Определим валентности[6] атомов элементов первого и второго периодов периодической системы химических элементов в основном и возбуждённом состояниях.

Атом водорода имеет один электрон, поэтому его валентность всегда равна I.

В атоме гелия два электрона занимают l s- орбиталь. Распаривание и переход одного из этих электронов на более высокий энергетический уровень требует больших затрат энергии, поэтому атом гелия является химически инертным.

Валентности атомов лития Li, азота N, кислорода O, фтора F и неона Neравны числу неспаренных электронов в основном состоянии, так как распаривание электронных пар атомов этих элементов возможно только при переходе электрона на более высокий энергетический уровень:

Из приведённых схем электронных формул видно, что валентность атома лития равна I, азота – III, кислорода – II, фтора – I, неона – 0. В атомах бериллия Be, бора B и углерода C может происходить распаривание электронных пар и переход электронов с 2 s- подуровня на вакантные орбитали 2 р- подуровня.

Переход на более высокий энергетический подуровень внутри уровня не требует большой затраты энергии, и она может быть скомпенсирована за счёт образования химической связи. И поэтому такие переходы осуществляются в условиях обычных химических реакций. Поэтому валентности II, III и IV, присущие соответственно атомам Be, В и С в возбуждённом состоянии, более характерны, чем валентности I и II соответственно атомов В и С, определяемые числом неспаренных р- электронов в их основном состоянии:

Начиная с третьего периода, у атомов р- элементов при возбуждении электроны внешних s- и р- подуровней могут переходить на вакантный d- подуровень, что обуславливает увеличение числа возможных химических связей. Именно этим объясняется способность атомов фосфора Р образовывать пять химических связей (PCl₅), атомов серы S – четыре (SO₂) или шесть (SO₃), а атомов хлора Cl – три, пять и даже семь (происходит, так называемое расширение октета):

Поиск по сайту: