Как следует из приведенной электронной конфигурации, атом бора имеет в основном состоянии один неспаренный электрон (на p-подуровне). В образовании химической связи принимают участие валентные электроны атомов. Насыщаемость и направленность ковалентной связи отличает эту связь от ионной, которая в отличие от ковалентной связи является ненасыщенной и ненаправленной. Пять электронов в атоме бора распределяются по орбиталям следующим образом: 1s22s22p1.

Заполнение орбиталей в не возбужденном атоме осуществляется таким образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии). Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причем сначала заполняется орбиталь s-подуровня и лишь затем орбитали p-подуровня.

У атома лития валентным является электрон 2s-подуровня, а два электрона 1s-подуровня — внутренние электроны. Атом лития достаточно легко теряет свой валентный электрон, переходя в ион Li+, имеющий конфигурацию 1s22s0. Обратите внимание, что гидрид-ион, атом гелия и катион лития имеют одинаковое число электронов. Сравнение основного и возбужденного состояний атома бериллия показывает, что они различаются числом неспаренных электронов.

При образовании химической связи всегда выделяется энергия, т. е. совокупность двух атомов переходит в энергетически более выгодное состояние. Бор — пример электронодефицитного атома: число электронов в нем меньше числа орбиталей заполняемого энергетического подуровня.

Триплетному состоянию (мультиплетность равна 3) соответствует наличие двух неспаренных электронов. Правило Гунда используют для определения электронных конфигураций некоторых атомов, начиная с атома углерода. Электронную конфигурацию атомов часто представляют в форме энергетических ячеек. В этом случае чертой (или квадратом) обозначают каждую орбиталь. Чаще всего так обозначают только те орбитали, на которых находятся или могут находиться валентные электроны.

Таким образом, спаривание электронов возникает только после того, как на каждой орбитали данного подуровня уже находится по одному электрону. Имея только один неспаренный электрон, фтор может быть только одновалентным. Атом фтора легко присоединяет один электрон, превращаясь во фторид-ион с конфигурацией 2s22p6.

Максимальная валентность хлора равна 7, что соответствует конфигурации возбужденного состояния атома 3s13p3d3. Раньше заполняются орбитали, для которых сумма первых двух квантовых чисел (n + l) меньше; при равенстве этих сумм сначала заполняются орбитали с меньшим главным квантовым числом. Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами p-подуровня, называются p-элементами. Явление перехода одного s-электрона на d-подуровень часто называют «проскоком» электрона.

Энергетические ячейки

У атома меди достижимым становится состояние полностью заполненного d-подуровня (d10) за счет перехода одного электрона с 4s-под-уровня на 3d-подуровень: 29Cu 4s13d10. Последний элемент первого ряда d-элементов имеет электронную конфигурацию 30Zn 4s23d10.

Более того, конфигурация d10 достигается уже у палладия за счет перехода обоих электронов с 5s-орбитали на 4d-орбиталь: 46Pd 5s0d10. Химическая связь образуется при сближении двух или большего числа атомов, если в результате их взаимодействия происходит понижение полной энергии системы. Внешние электронные оболочки атомов других элементов содержат от одного до семи электронов, т.е. являются незавершенными. При образовании молекулы атомы стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную или восьмиэлектронную оболочки.

Ковалентной называется химическая связь между двумя атомами, которая образуется за счет электронных пар, принадлежащих одновременно этим двум атомам. Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно – акцепторный. Обменный механизм образования ковалентной связи реализуется за счет перекрывания электронных облаков электронов, принадлежащих различным атомам.

В результате возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. В молекуле NH3 три электронные пары образуют три связи N – H, четвертая, принадлежащая атому азота электронная пара является неподеленной. Эта электронная пара может дать связь с ионом водорода, который имеет свободную орбиталь. Необходимо отметить, что существующие в ионе NH4+ четыре ковалентных связи N – H равноценны.

Если ковалентная связь образуется одинаковыми атомами, то электронная пара располагается на одинаковом расстоянии между ядрами этих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью.

Экспериментально, однако, найдено, что угол между связями О–Н в молекуле воды равен 104,50

Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей. В линейной молекуле СО2, например, каждая из связей С–О полярна. В угловой молекуле Н2О полярные связи Н–О расположены под углом 104,5o. Валентность атомов определяется числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов.

Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты

Элементы подгруппы кислорода содержат два неспаренных электрона на внешнем слое, поэтому в таких соединениях как O2, Н2О, Н2S и SCl2 они двухвалентны. Количественной мерой валентности является число химических связей, с помощью которых данный атом соединен с другими атомами.

Исключение составляют элементы побочной подгруппы первой группы Cu, Ag, Au, валентность которых в соединениях больше единицы. Валентность большинства химических элементов зависит от того, находятся эти элементы в нормальном или возбужденном состоянии. Атом лития на внешнем уровне имеет один неспаренный электрон, т.е. литий одновалентен. Однако для бора не характерно образование соединений в которых он одновалентен.

В своих соединениях азот, в отличие от других элементов пятой группы, не может быть пятивалентным. В отличие от атомов азота, кислорода и фтора, находящиеся в третьем периоде атомы фосфора, серы и хлора имеют свободные 3d-ячейки, на которые могут переходить электроны. При возбуждении атома фосфора (рис. 5.8), у него на внешнем электронном слое оказываются 5 неспаренных электронов.

Атом фтора имеет электронную конфигурацию 2s22p5. Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями внешних электронных оболочек атомов являются конфигурации атомов благородных газов, состоящие из двух или восьми электронов. Имеющие один неспаренный электрон на внешнем электронном слое атомы галогенов в молекулах F2, НCl, PBr3 и CCl4 одновалентны.