3.2: Ковалентне склеювання

Last updated
Save as PDF

Page ID: 18146

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Другий метод, за допомогою якого атоми можуть досягти заповненої валентної оболонки, - це обмін валентних електронів з іншим атомом. Таким чином, фтор, з одним непарним валентним електроном, може ділити цей електрон з нерозділеним електроном на іншому фторі, утворюючи сполуку, F ₂, в якій два спільні електрони утворюють хімічний зв'язок, що утримує два атоми фтору разом. Коли ви робите це, кожен фтор тепер має еквівалент восьми електронів у своїй валентній оболонці; три неспільні пари та одна пара, яка ділиться між двома атомами. Зверніть увагу, що при підрахунку електронів електрони, які поділяються в ковалентному зв'язку, підраховуються для кожного атома окремо. Хімічна зв'язок, утворена при обміні електронів між атомами, називається ковалентним зв'язком. Коли два або більше атомів пов'язані між собою за допомогою ковалентних зв'язків, сполука називається молекулою.

Існує простий метод, наведений нижче, який ми можемо використовувати для побудови діаграм Льюїса для двоатомних і багатоатомних молекул:

Почніть зі складання всіх валентних електронів в молекулі. Для F ₂ кожен фтор має сім, що дає в цілому 14 валентних електронів.
Далі намалюйте свій центральний атом. Для двоатомної молекули, як F ₂, обидва атоми однакові, але якщо присутні кілька різних атомів, центральний атом буде ліворуч (або нижче) в таблиці Менделєєва.
Далі намалюйте інші атоми навколо центрального атома, помістивши два електрони між атомами, щоб утворити ковалентний зв'язок.
Розподіліть залишилися валентні електрони, як пари, навколо кожного з зовнішніх атомів, так що всі вони були оточені вісьмома електронами.
Помістіть будь-які електрони, що залишилися на центральному атомі.
Якщо центральний атом не оточений октетом електронів, побудуйте множинні зв'язки з зовнішніми атомами, поки всі атоми не матимуть повного октету.
Якщо в молекулі непарна кількість валентних електронів, залиште залишився єдиний електрон на центральному атомі.

Давайте застосуємо ці правила для діаграми Льюїса для газу хлору, Cl ₂. У молекулі 14 валентних електронів. Обидва атоми однакові, тому ми малюємо їх поруч один з одним і поміщаємо між ними два електрони, щоб утворити ковалентний зв'язок. З дванадцяти залишених електронів ми тепер розміщуємо шість навколо одного хлору (щоб дати октет), а потім розміщуємо інші шість навколо іншого хлору (нашого центрального атома). Перевіряючи, ми бачимо, що кожен атом оточений октетом валентних електронів, і тому наша структура завершена.

\[:\underset{..}{\overset{..}{Cl}}\cdot \cdot \underset{..}{\overset{..}{Cl}}: \nonumber \]

Всі елементи групи 7А (галогени) мають валентні оболонки з сімома електронами, і всі загальні галогени існують в природі як двоатомні молекули; фтор, F ₂; хлор, Cl ₂; бром, Br ₂ і йод I 2 (астатін, галоген в шостому періоді, є короткочасним радіоактивним елементом і його хімічні властивості погано вивчені). Азот і кисень, елементи групи 5А і 6А відповідно, також існують в природі у вигляді двоатомних молекул (N ₂ і O ₂). Розглянемо кисень; кисень має шість валентних електронів (елемент групи 6А). Слідуючи логіці, яку ми використовували для хлору, ми малюємо два атоми і поміщаємо між ними одну пару електронів, залишаючи 10 валентних електронів. Розміщуємо три пари на одному атомі кисню, а інші дві пари - на другий (наш центральний атом). Оскільки у нас є лише шість валентних електронів, що оточують другий атом кисню, ми повинні перемістити одну пару від іншого кисню і сформувати другий ковалентний зв'язок (подвійний зв'язок) між двома атомами. Роблячи це, кожен атом тепер має октет валентних електронів.

\[:\underset{..}{O}::\overset{..}{O}: \nonumber \]

Азот має п'ять валентних електронів. Спільне використання по одному на кожному атомі дає перший проміжний, де кожен азот оточений шістьма електронами (недостатньо!). Поділивши іншу пару, кожен азот оточений сімома електронами, і, нарешті, розділяючи третю, ми отримуємо структуру, де кожен азот оточений вісьмома електронами; конфігурація благородного газу (або «правило октета»). Азот - дуже стабільна молекула і відносно нереактивна, утримуючись міцним потрійним ковалентним зв'язком.

\[:N\vdots \vdots N: \nonumber \]

Оскільки ми будували діаграми Льюїса, до цих пір ми прагнули досягти октету електронів навколо кожного елемента. У природі, однак, є багато винятків з «правила октета». Елементи в першому рядку таблиці Менделєєва (водень і гелій) можуть вмістити тільки два валентних електрона. Елементи нижче другого ряду в таблиці Менделєєва можуть вміщати, 10, 12 або навіть 14 валентних електронів (приклад цього ми побачимо в наступному розділі). Нарешті, у багатьох випадках молекули існують з поодинокими непарними електронами. Класичним прикладом цього є кисневий газ (O ₂). Ми раніше намалювали діаграму Льюїса для кисню з подвійним зв'язком кисень і кисень. Фізичні вимірювання кисню, однак, говорять про те, що ця картина склеювання не зовсім точна. Магнітні властивості кисню, O ₂, найбільш відповідають структурі, що має два непарні електрони в конфігурації, наведеній нижче:

\[:\underset{.}{\overset{..}{O}}\cdot \cdot \underset{.}{\overset{..}{O}}: \nonumber \]

На цій діаграмі Льюїса кожен атом кисню оточений сімома електронами (а не вісьмома). Ця електронна конфігурація може пояснити, чому кисень є такою реактивною молекулою (реагуючи з залізом, наприклад, з утворенням іржі); непарні електрони на молекулі кисню легко доступні для взаємодії з електронами на інших елементах з утворенням нових хімічних сполук.

Ще одним помітним винятком з «правила октета» є молекула NO (монооксид азоту). Об'єднання одного азоту (група 5А) з одним киснем (група 6А) дає молекулу з одинадцятьма валентними електронами. Немає можливості організувати одинадцять електронів, не залишаючи один електрон непарним. Оксид азоту є надзвичайно реактивною молекулою (в силу свого нерозділеного електрона) і було встановлено, що центральну роль відіграє біохімія як реактивна, короткочасна молекула, що бере участь у стільниковому зв'язку.

\[\cdot \underset{.}{\overset{..}{N}}\cdot \cdot \underset{.}{\overset{..}{O}}: \nonumber \]

Наскільки корисними можуть бути діаграми Льюїса, хіміки втомлюються малювати маленькі точки, і для стенографічного зображення ковалентного зв'язку між двома елементами часто проводиться коротка лінія (лінія-зв'язок). Всякий раз, коли ви бачите атоми, з'єднані лінією зв'язку, ви, як очікується, зрозумієте, що це два спільні електрони в ковалентному зв'язку. Далі іноді показані нерозділені пари електронів на зв'язаних атомах, а іноді їх опускають. Якщо нерозділені пари руди опущені, хімік, читаючи структуру, вважає, що він розуміє, що вони присутні.

\[\underset{..}{\overset{..}{F}}\cdot \cdot \underset{..}{\overset{..}{F}}:\; or\; :\underset{..}{\overset{..}{F}}-\underset{..}{\overset{..}{F}}:\; or\; F-F \nonumber \]

\[:N\vdots \vdots N:\; or\; :N\equiv N:\; or\; N\equiv N \nonumber \]