Химическая связь

Способность атомов вступать во взаимодействие друг с другом называется химической связью. Химическая связь имеет электростатическую природу. При вступлении атомов во взаимодействие изменения претерпевают электроны внешнего энергетического уровня, а для d-элементов – еще и d-электроны предвнешнего уровня. Эти электроны называются валентными, а способность атома образовывать химические связи – валентностью. Валентность имеет и численное значение, которое равно числу химических связей, одновременно образуемых данным атомом. У некоторых элементов проявляется постоянная валентность, у некоторых – переменная. Наша задача: научиться по положению элемента в периодической системе определять особенности его химического поведения.

Природа химической связи электростатическая. Способов, которыми атомы соединяются между собой, несколько, поэтому существует и несколько типов химических связей: ионная, ковалентная, металлическая, водородная. Ученые установили, что причина вступления атомов в химическое взаимодействие – повышенная устойчивость заполненной электронной оболочки по сравнению с незаполненной. Для I-го электронного слоя это конфигурация 1s² (2 электрона), для II-го 2s²2p⁶ (8 электронов). Для элементов остальных периодов конфигурация ns²np⁶ сохраняет повышенную устойчивость, но правило октета (необходимость иметь на внешнем электронном уровне обязательно 8 электронов) уже не является абсолютным, так как существуют близкие по энергии d-орбитали. Например, для d-элементов при образовании комплексных частиц действует правило Сиджвика, согласно которому атом стремится получить оболочку из 18-ти электронов ((n-1)d¹⁰ns²np⁶).

Благородные газы, элементы 8-ой группы главной подгруппы (He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn), уже имеют в своем основном состоянии заполненные электронные оболочки. Именно поэтому они не склонны вступать в химические взаимодействия и существуют в виде одноатомных молекул. К настоящему времени получены соединения ксенона, криптона и радона с самыми агрессивными реагентами – фтором и кислородом. Получаются они в жестких условиях, и по способу взаимодействия орбиталей отличаются от обычных соединений.

Каким же способом атом может достичь заполненной электронной оболочки? Очевидно, что этот способ зависит от строения внешней электронной оболочки атома. Рассмотрим возможные случаи.

1. Если на внешнем электронном уровне мало электронов, атом может потерять их, превращаясь а катион. Тогда у него останется заполненная электронная оболочка предыдущего электронного уровня. Элементы 1-ой группы периодической системы имеют на внешнем уровне 1 электрон, поэтому отдавая его, они превращаются в катион с зарядом 1+. Например: ₃₇Rb: [Kr]5s¹ дает катион ₃₇Rb¹⁺:[Kr].

Элементы второй группы должны отдать 2 электрона, чтобы получить законченную электронную оболочку. При этом получается катион с зарядом 2+. Следует подчеркнуть, что элементы 2-ой группы никогда не образуют катионов с зарядом 1+, так как при этом оболочка благородного газа не достигается, а заряд (что энергетически невыгодно) атом уже приобретает.

Элементы 3-ей группы склонны образовывать катион с зарядом 3+. Имеется два исключения. Во-первых, атом бора не образует катионов из-за большого потенциала ионизации, а также из-за маленького радиуса атома, что могло бы привести к большой концентрации заряда, то есть к малой устойчивости такой частицы. Во-вторых, наиболее тяжелый из этих элементов, таллий, может образовывать и катион Tl¹⁺ с конфигурацией [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s². Основная причина такого поведения таллия – повышенная устойчивость 6s² оболочки. Другие элементы этой подгруппы образуют катионы Me¹⁺ только в особых условиях.

Оговорим сразу поведение элементов побочных подгрупп этих групп. У элементов подгруппы скандия имеется по три валентных электрона (например – ₂₁Sc:[Ar]3d¹4s²), поэтому они также дают катионы с зарядом 3+, получая электронную оболочку благородного газа (₂₁Sc³⁺:[Ar]). Элементы второй побочной подгруппы имеют на внешнем слое 2 электрона, а на предвнешнем – законченный полностью энергетический уровень из 18-ти электронов (s²p⁶d¹⁰). У этих элементов (Zn,Cd,Hg) d-электроны не принимают участие в образовании связей, поэтому химическое поведение этих элементов аналогично поведению элементов главной подгруппы. Образуются только катионы с зарядом 2+. Особенности поведения ртути будем обсуждать позже. Валентные возможности элементов 1^б подгруппы не столь однозначные. Как вы помните, в основном состоянии для этих элементов реализуется конфигурация (n-1)d¹⁰ns¹. В то же время d¹⁰ оболочка не является такой инертной, как у элементов 2^бподгруппы, в результате чего элементы 1^б подгруппы могут образовывать катионы с зарядами 1+,2+,3+.

Если на внешнем электронном уровне атома много электронов, то получить законченную электронную оболочку легче, принимая электроны и превращаясь в анионы. При этом ион будет иметь 8 электронов на своем внешнем электронном слое. Такого поведения от этих элементов можно ожидать еще и потому, что они обладают наибольшей в своем периоде электроотрицательностью. Речь идет об элементах 7-ой и 6-ой групп главных подгрупп, галогенах и халькогенах. Элементы 7-ой группы образуют анионы с зарядом 1^-, а 6-ой группы -2^-. Следует оговорить, что анион О^2- имеет слишком большую концентрацию заряда, поэтому является недостаточно устойчивым. Например, в растворе такой анион не существует. Его обнаружили только в кристаллической решетке оксидов самых активных металлов. Возможность притягиваться сразу к нескольким катионам, расположенным по соседству, увеличивает устойчивость ионов в кристаллической решетке. Анионы с зарядом 3^-, которые могли бы образовать элементы 5-ой группы, обладают еще меньшей устойчивостью, поэтому реализуются в ограниченном круге соединений.

Итак, элементы 1,2,3,6,7-ой групп способны превращаться в ионы. Но не следует забывать, что при этом атом превратится в частицу с зарядом. Любая заряженная частица менее устойчива, чем нейтральная. Системе в целом все-таки удается получить выигрыш в энергии, так как ионы вступают в электростатическое притяжение с противоионами, что понижает энергию системы и называется ионной связью. Таким образом, ионная связь – это электростатическое притяжение между противоположено заряженными ионами. Сразу оговоримся, что ионы могут быть не только одноатомными, но и многоатомными, как например ионы кислотных остатков (SO₄^2-,NO₃^1-,PO₄^3-).

Свойства ионной связи: ненасыщенность и ненаправленность. Данный ион будет притягиваться ко всем ионам противоположного знака, находящимся от него в подходящей близости. Вместе с тем, ионы взаимодействуют в таком соотношении, что соединение, образованное ионной связью, будет электронейтрально. Все вышеизложенное определяет следующие положения:

1. Формула ионного соединения отражает лишь количественное соотношение ионов, а не их связи.

2. Валентность иона (электровалентность) – это его заряд (без знака!). Фактически, эта цифра соответствует числу противоионов с единичным зарядом, которые может притягивать данный ион для получения электронейтрального соединения.

Дата добавления: 2014-01-04