Свойства веществ с ионной связью. Большая энциклопедия нефти и газа

I. Изучите и умейте объяснить:

1. Признаки ионной связи:
характер химических элементов –ионную связь образуют атомы типичных металлов и атомы типичных неметаллов, резко отличающиеся друг от друга по электроотрицательности.
механизм образования связи: атом металла отдает наружные электроны, превращаясь в катионы; атомы неметаллов присоединяют электроны, превращаясь в анионы. Образовавшиеся ионы взаимодействуют электростатически.

2. Примеры образования ионной связи: натрий хлорид, кальций фторид.

3. Свойства веществ с ионной связью:

· При обычных условиях вещества твердые.

· Большинство веществ имеют высокие температуры плавления и кипения.

· Растворы многих веществ проводят электрический ток. Почему?

Если связь ионная, то в узлах кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы, между которыми во всех направлениях действуют значительные электростатические силы. Они обуславливают образование твердых, нелетучих веществ, имеющих ионную кристаллическую решетку.

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллическую решетку хлорида натрия, объясните партнеру ее строение. Чем обусловлена ее прочность?
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ионную связь, найдите в справочнике температуры плавления этих веществ и обсудите с партнерами их значение.

1. Какие элементы образуют ионную связь?

2. Каков механизм образования ионной связи?

3. Какими свойствами обладают вещества с ионной связью? Почему?

4. Какие вещества, образцы которых выставлены на столе, имеют ионную связь? Каково их агрегатное состояние?

5. Соединения NaCl, AlP, MgS кристаллизуются в кристаллические решетки с почти одинаковыми расстояниями между катионами и анионами. Какое из этих соединений имеет самую высокую температуру плавления? Почему?

Карточка 4.

Тема: Свойства веществ с металлической связью. Металлические кристаллические решетки.

Кристаллическая решетка, в узлах которой находятся положительно заряженные ионы металла, связываемые относительно свободными электронами, движущимися по всему объему кристалла, называется металлической.

Для металлов характерны кристаллические решетки с плотной упаковкой ионов в узлах. Прочность металлической связи и плотность упаковки обуславливают прочность, твердость, относительно высокие температуры плавления.
То, что металлы хорошо проводят электрический ток, объясняется присутствием в них свободных электронов. С повышением температуры усиливаются колебания ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки металла, что затрудняет направленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости металла.

Теплопроводность металлов обуславливается как высокой подвижностью свободных электронов, так и колебательным движением ионов.
Кристаллы с металлической связью пластичны; в этом случаи при деформации кристалла возможно смещение ионов без нарушения связи.
«Блуждающие» электроны в металле – причина «металлического блеска».

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллические решетки металлов. Объясните взаимосвязь между строением кристаллов и физическими свойствами металлов.
III. Познакомьтесь с образцами металлов и сплавов. Расскажите о применении некоторых из них в быту.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Что такое металлическая связь? Для каких веществ она характерна?

2. Что такое металлическая кристаллическая решетка?

3. Какими физическими свойствами обладают металлы и сплавы?

4. Объясните на основе представлений о сущности металлической связи такие физические свойства металлов, как:
а) высокая, электрическая проводимость, уменьшается с повышением температуры металла.
б) высокая теплопроводность;
в) пластичность, ковкость;
г) характерный «металлический» блеск.

Связь, возникшая между атомами с резко выраженными противоположными свойствами (типичным металлом и типичным неметаллом), между которыми возникают силы электростатического притяжения, называется электровалентной, или ионной связью . Соединения, образовавшиеся путем притяжения ионов, называются гетерополярными, или ионными . (FrF – самое типичное ионное соединение, NaCl). Образование таких соединений получается из атомов, резко отличающихся по значению электроотрицательности, в результате перехода электронов от атомов одних элементов к другим. Ионные соединения возникают между элементами I и II групп с элементами главных подгрупп VI и VII групп. Типичные металлы имеют на внешнем энергетическом уровне не более 3-х электронов, которые они отдают, превращаясь в положительно заряженные катионы, а типичные неметаллы, имеющие 6–7 электронов на внешнем валентном уровне, принимают недостающие электроны, превращаясь в отрицательно заряженные катионы, т. е. электронные оболочки соединяющихся элементов превращаются в электронную оболочку (завершенный уровень) благородных газов. Вещества с ионной связью имеют кристаллическую решетку, твердые, являются электролитами, с высокими температурами кипения и плавления, при растворении в воде или плавлении проявляют свойства сильных электролитов. Ионная связь – производная ковалентной связи в результате односторонней поляризации общей электронной пары, переходящей во владение одного из соединяющихся атомов.

Одностороннюю поляризацию осуществляет атом хлора, обладающего ярко выраженными неметаллическими свойствами. Электроны переходят от атома натрия, имеющего типичные металлические свойства, к атому хлора. В результате к атому хлора смещается общее электронное облако. Ионная связь – высшая степень ковалентной неполярной связи. Ко-валентная полярная связь является промежуточной формой между ионной и ковалентной неполярной связью. Природа образования ко-валентной и ионной связи едина, принципиальных отличий не существует. Различие состоит в степени поляризации. Ионной связи характерны ненасыщаемость – каждый ион, взаимодействуя с противоположным во всех направлениях, не компенсирует силовые поля, и ненаправленность – любой ион в любом направлении способен притягивать к себе ион противоположного заряда. В результате этих свойств ионные соединения представляют собой твердые тела с ионной кристаллической решеткой. 100 %-ной ионной связи не существует. Существует степень или доля ионности связи – в соединении СsF ионная связь имеет долю 89 %.

12. Водородная связь

В 80-х годах XIX в. М.А. Ильинский и Н.Н. Бекетов установили, что атом водорода, соединенный с атомом фтора, кислорода или азота, способен образовывать еще одну дополнительную связь – то есть некоторые водородосодер-жащие группы атомов образуют химическую связь, электроотрицательные атомы которой входят в состав молекулы. Этот вид связи получил название водородная связь .

Водородная связь – взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или нескольких разных молекул при помощи атома водорода: А-Н...В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками – водородная связь).

Для водородной связи характерно электростатическое притяжение водорода (несущего положительный заряд?+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд?-. Чаще всего она слабее ковалентной, но сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах.

Водородная связь отличается от межмолекулярных взаимодействий тем, что обладает свойствами направленности и насыщаемости.

Водородная связь считается разновидностью ковалентной химической связи. Описывается при помощи метода молекулярных орбита-лей в виде трехцентровой двухэлектронной связи.

Признак наличия водородной связи – расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим, меньше, чем общая сумма радиусов этих атомов.

Чаще встречаются несимметричные водородные связи (расстояние Н...В>А-В ), редко – симметричные (HF ).

Угол между атомами А-Н...В ~180o.

Водородная связь присутствует во многих химических соединениях. Образуется между наиболее электроотрицательными элементами (фтор, азот, кислород), реже – в некоторых других (хлор, сера).

Наиболее прочные водородные связи имеются в воде, фтороводороде, кислородсодержащих неорганических кислотах, карбоновых кислотах, фенолах, спиртах, аммиаке, аминах.

При кристаллизации водородные связи сохраняются.

Кристаллические решетки водородных связей:

1) цепи (метанол);

2) плоские двухмерные слои (борная кислота);

3) пространственные трехмерные сетки (лед).

Внутримолекулярная водородная связь – водородная связь, объединяющая части одной молекулы.

Межмолекулярная водородная связь – водородная связь, образующаяся между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы.

Cтраница 1

Свойства ионных соединений во многом определяются взаимной поляризацией входящих в их состав ионов. Поляризация иона выражается в относительном смещении ядра и окружающих его электронов внешней электронной оболочки под действием электрического поля соседнего иона; при этом валентные электроны смещаются в сторону катионов. Подобная деформация электронной оболочки ведет к понижению степени ионности связи и к превращению ее в полярную ковалентную связь.  

В работе свойство ионных соединений проводить электрический ток только в расплавленном состоянии предлагается использовать для того, чтобы вводить в зону электроды и, подбирая соответствующий потенциал, осаждать на них примесный катион в виде металла, тем самым повышая эффективность очистки.  

Ряд важных особенностей в свойствах ионных соединений обусловлен тем, что переход электронейтрального атома в ионное состояние знаменует собой резкий качественный скачок. Так, ионное состояние должно рассматриваться как возбужденное, так как ионы отличаются высокой химической активностью.  

Природу ионной связи, структуру и свойства ионных соединений объясняют с позиций электростатической теории химической связи. Такой подход является удачным для объяснения образующейся связи в галогенидах щелочных металлов.  

Химические свойства анионов и связанные с ними свойства соответствующих ионных соединений рассматриваются в главах, посвященных элементам, образующим эти анионы. Здесь же будут рассмотрены только те особенности и закономерности, которые обусловлены наличием в ионных кристаллах катионов щелочных металлов.  

Очень хорошее совпадение значений энергии решетки, вычисленных из известных теплот образования и других величин при помощи цикла Борна и определенных в предположении чисто ионной структуры, дает существенное подтверждение того, что дифториды переходных металлов обладают преимущественно свойствами ионных соединений. Точные значения энергии решетки для три - и тетрафторидов, к сожалению, отсутствуют, а термохимические данные для этих соединений весьма скудны.  

В подавляющем большинстве соединений ртути (П) преобладает ковалентный тип химической связи. Только дифторид ртути HgF2, в котором атом ртути связан с атомами наиболее электроотрицательного из химических элементов - фтора, проявляет свойства ионного соединения. Он образует ионную кристаллическую решетку, имеет гораздо более высокие температуры плавления и кипения, чем другие дигалогениды ртути, при растворении в воде полностью гидро-лизуется.  

Изучение вещества, состоящего из разнородных атомов, приводит к представлению об ионной или гетерополярной связи; типичным примером такого вещества может служить NaCl. Один валентный электрон натрия переходит к атому хлора. Кулоновские силы притяжения уравновешиваются силами отталкивания; последние возникают, когда электронные оболочки ионов начинают перекрывать друг друга. Многие свойства простых ионных соединений можно объяснить, исходя из теории Борна и представителей его школы. Поэтому разность между максимумом и минимумом потенциальной кривой в данном случае значительно больше, чем в кристаллах с ковалентной или металлической связью; в результате в ионных соединениях запретная зона широка. Измерение значений подвижности носителей в кристаллах с низкой электропроводностью представляет значительные трудности, и в литературе по этому вопросу имеется немного экспериментальных данных.  

7.4. Состав и строение ионных соединений

В обычных условиях соединения с ионной связью или, как их обычно называют, ионные соединения представляют собой твердые вещества. Они состоят из ионных кристаллов .

Каждый такой кристалл – гигантская " супермолекула" , в которой каждый катион окружен несколькими анионами, а каждый анион – несколькими катионами.
Окружение иона, состоящее из ионов противоположного знака, характеризуется координационным числом этого иона.

Как видно из определения, понятие " координационное число" используется не только для характеристики окружения ионов, но и в других случаях, с которыми мы познакомимся позже.
Естественно, что в случае ионного кристалла ближайшими соседями иона являются тоже ионы, но противоположного знака.Посмотрим, чему равны координационные числа (КЧ) ионов в различных ионных кристаллах:

NaCl: КЧ(Nа ) = КЧ(С1 ) = 6;
CsCl: КЧ(Cs ) = КЧ(Cl ) = 8;
CaF 2: КЧ(Са 2) = 8, КЧ(F ) = 4.

Количественный состав ионного соединения определяется электронейтральностью вещества. Так как любое химическое вещество электронейтрально, то в любой порции вещества суммарный заряд катионов равен суммарному заряду анионов. Это относится и к наименьшей порции немолекулярного вещества – формульной единице. Следовательно, состав ионного вещества зависит только от зарядов ионов, из которых оно состоит. Зная заряды ионов и помня об электронейтральности вещества, легко составить формулы ионных соединений (структурные и простейшие):

Из электронейтральности вещества следует и другое правило, которым можно пользоваться при составлении простейших формул ионных соединений: отношение индексов ионов в простейшей формуле равно обратному отношению модулей зарядов этих ионов.

Пример. Запишем формулу хлорида кальция в виде Ca x Cl y , тогда

, следовательно, простейшая формула хлорида кальция – CaCl 2 .

Координационные числа простых ионов также связаны с зарядами этих ионов простым соотношением: отношение координационных чисел ионов равно отношению модулей зарядов этих ионов.
Из-за ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи " упаковка" ионов в ионном кристалле осуществляется по принципу " сколько влезет" . Поэтому структура каждого конкретного ионного кристалла, состоящего из простых ионов, определяется двумя факторами:
1) простейшей формулой и
2) соотношением ионных радиусов.
Использовать орбитальные ионные радиусы при анализе структуры ионных кристаллов не совсем удобно, поэтому часто применяют и другие системы ионных радиусов. Наиболее объективную информацию о размерах ионов дают экспериментально определяемые физические ионные радиусы (r ф), смысл которых ясен из рис. 7.2. Значения физических ионных радиусов приведены в приложении 8. Физические ионные радиусы используются, в частности, для построения объемных моделей структур ионных кристаллов. Ионы в этих моделях изображаются в виде соприкасающихся шаров с радиусами, пропорциональными физическим ионным радиусам.

На рис. 7.3 показаны структуры кристаллов трех соединений: NaCl, CsCl и CaF 2 . Слева на этом рисунке в виде объемных моделей изображены элементарные ячейки кристаллов, то есть минимальные объемы кристаллов, многократно повторяя которые в трех направлениях, можно получить весь кристалл. Справа на этом рисунке те же элементарные ячейки изображены в виде шаростержневых моделей. В этих моделях шариками изображаются не сами атомы, а только их центры, а расстояния между шариками пропорциональны межатомным расстояниям.
Структуры, аналогичные приведенным на рисунке 7.3, имеют многие соединения. Так структуру NaCl имеют, например: KF, KCl, CaO, FeO, CaS, CrN и многие другие соединения. Веществ со структурой CsCl значительно меньше, и это прежде всего хлориды, бромиды и йодиды рубидия и цезия. Напротив, соединений со структурой CaF 2 очень много, например: BaF 2 , SrCl 2 , CuF 2 , CdF 2 . Существует довольно много соединений, структура которых похожа на структуру CaF 2 , только катионы и анионы в них как бы поменялись местами: K 2 O, Na 2 S, Li 2 Se и другие. Кроме того, существует еще несколько структурных типов , к которым относятся другие бинарные ионные соединения.

Ионные кристаллы со сложными катионами или анионами имеют, естественно, более сложную структуру.
По физическим характеристикам ионные соединения – твердые хрупкие вещества с довольно высокими температурами плавления (обычно выше 400 o С) и кипения. В расплавленном состоянии они представляют собой ионные жидкости (ионные расплавы). Как и ионные кристаллы, ионные жидкости состоят из катионов и анионов, удерживаемых вместе ионными связями, но, в отличие от кристалла, в расплаве ионы подвижны. Поэтому расплавы ионных соединений проводят электрический ток. В газообразном состоянии при высокой температуре большинство ионных веществ состоит из ионных молекул, обычно соответствующих формульной единице твердого вещества.

ИОННЫЕ КРИСТАЛЛЫ, КООРДИНАЦИОННРЕ ЧИСЛО, КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ СОСТАВ ИОННОГО СОЕДИНЕНИЯ, ФИЗИЧЕСКИЙ ИОННЫЙ РАДИУС, ОБЪЕМНЫЕ МОДЕЛИ ИОННЫХ КРИСТАЛЛОВ, ШАРОСТЕРЖНЕВЫЕ МОДЕЛИ КРИСТАЛЛОВ, СТРУКТУРНЫЕ ТИПЫ.
1.Составьте структурные и простейшие формулы соединений, в состав которых входят ионы: Na и Br ; Na и S 2 ; Ca 2 и I ; Na и N 3 ; Al 3 и O 2 ; Mg 2 и N 3 .
2.Составьте простейшие формулы следующих соединений: оксид кальция, хлорид рубидия, сульфид лития, йодид магния, оксид бария.
3.Перечислите увиденные вами недостатки и достоинства объемных и шаростержневых моделей структуры кристаллов.

7.5. Энергия ионной связи

Одна из важнейших характеристик химической связи – ее прочность. Прочность связи характеризуется энергией связи. Для разных типов связи энергия связи определяется и называется по-разному. Для ионной связи эта энергия называется молярной энергией ионной кристаллической решетки , или кратко энергия решетки .

Энергия решетки показывает, какая энергия выделится при образовании 1 моля вещества из изолированных ионов, или, какую энергию необходимо затратить на разделение одного моля вещества на изолированные ионы. [E кр ] = 1 кДж/моль.
Для обычной поваренной соли Е кр (NaCl) = 767 кДж/моль. Для сравнения, 767 кДж надо затратить, чтобы при 100 o С полностью испарить 340 г воды.

Таблица 18. Значения энергии решетки для некоторых веществ

Как видно из таблицы 18, значения энергии решетки меняются в довольно широких пределах: примерно от 600 до 15000 кДж/моль. От чего же это зависит?
Силы, связывающие ионы в кристалле – электростатические силы, и, следовательно, по закону Кулона ионная связь тем прочнее, чем больше значения зарядов и меньше радиусы ионов.

Действительно, энергия решетки йодида лития много меньше, чем энергия решетки фторида лития потому, что радиус фторид-иона существенно меньше радиуса йодид-иона. Самая большая энергия решетки из приведенных в таблице у оксида алюминия потому, что в этом соединении и ионы маленькие, и значения их зарядов достаточно велики.

МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ ИОННОЙ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЕТКИ (ЭНЕРГИЯ РЕШЕТКИ).
1.Объясните, почему энергия связи во фториде цезия больше, чем в йодиде?
2.В каком из соединений энергия решетки больше и почему: а) Na 2 S или K 2 S; б) MgCl 2 или MgI 2 ; в) KCl или CaCl 2 ?
3.Какой из оксидов – MgO или CaO – плавится при более высокой температуре?

7.6. Формальный заряд. Поляризация ионов

После знакомства со строением ионных кристаллов на вопрос, из чего они состоят, вы уверенно отвечаете: " Из ионов". При этом вы понимаете под ионами заряженные аналоги атомов и молекул, на самом деле имеющие целочисленный заряд, например, +1е или – 3 е. Но это не так.
Экспериментально установлено, что реальные или, как их называют, эффективные заряды ионов в соединениях несколько отличаются от их формальных зарядов , то есть от тех зарядов, которые мы записываем в символе иона.

Как для эффективного, так и для формального удобная заряда единица измерений – элементарный электрический заряд. Хотя, конечно, эти заряды могут быть измерены и в кулонах. При обозначении формального заряда иона в правом верхнем индексе знак " +" или " – " ставится в кружочке (, 2, , 3 и т. п.). (В химической литературе (и научной, и учебной) это правило соблюдается далеко не всегда: часто формальные заряды ионов обозначают без кружочков, что приводит иногда к недоразумениям).
Эксперименты показали, что в кристалле хлорида натрия q эф (Na ) = +0,78 е , а q эф (С1 ) = – 0,78 е . Как видите, эффективные заряды заметно отличаются от формальных зарядов (+1 е и – 1 е ).
Чтобы понять, почему это так, рассмотрим реакцию получения хлорида натрия из простых веществ:

2Na (к) + Cl 2(г) = 2NaCl (к) .

Буквенные индексы у формул веществ показывают, в каком агрегатном состоянии взяты исходные вещества, и в каком агрегатном состоянии образуются продукты реакции. В данном случае натрий и хлорид натрия – твердые кристаллические вещества (к), а хлор – газ (г).
Мысленно разобьем процесс образования кристалла хлорида натрия на следующие этапы;
1) кристалл натрия разделяется на атомы натрия: Na (к) = Na (г) ;
2) молекулы хлора разделяются на атомы хлора: Cl 2(г) = 2Cl (г) ;
3) атомы натрия отдают электроны, а атомы хлора их принимают: то есть Na (г) + Cl (г) = Na + (г) + Cl – (г) ;
4) из изолированных ионов образуется кристалл хлорида натрия: Na + (г) + Cl – (г) = NaCl (к) .

На третьем этапе образуются изолированные ионы с реальным целочисленным зарядом (обозначение без кружочков).
На четвертом этапе из этих ионов образуется кристалл. Соединяясь, ионы не остаются неизменными. Они как бы меняют свою форму, то есть деформируются (ведь ионы не твердые шарики). Эту деформацию называют поляризацией ионов.
Вспомним, что электронное строение ионов натрия и хлорид-ионов похоже, но не одинаково: внешний электронный слой иона натрия – 2s 2 2р 6 , а хлорид-иона – Зs 2 Зр 6 . Отличие прежде всего в том, что r о (Сl ) > r о (Nа ), а значит, внешний электронный слой хлорид-иона более " рыхлый" , чем внешний электронный слой иона натрия. Поэтому при образовании кристалла хлорида натрия электронные оболочки хлорид-ионов легче деформируются (поляризуются) под действием электрического поля ионов натрия, чем электронные оболочки ионов натрия – под действием хлорид-ионов. В результате деформации электронные облака несколько смещаются от хлорид-ионов к ионам натрия, и реальный заряд каждого из ионов уменьшается по абсолютной величине.

В том же хлориде натрия
q ф (Nа ) = 1 е, а q эф (Nа ) = 0,78 е;
q ф (Cl ) = – 1 е, а q эф (Cl ) = – 0,78 е.
Впечатление такое, будто у иона возникает дополнительный заряд противоположного знака, частично компенсирующий основной заряд этого иона.
Такой дополнительный заряд называют частичным зарядом . Частичные заряды ионов возникают из-за поляризации этих ионов при образовании ионной химической связи.

Для ионов натрия и хлорид-ионов в хлориде натрия
q ч (Na ) = q эф (Nа ) – q ф (Nа ) = 0,78 е – 1е = – 0,22 е, а
q ч (Cl ) = q эф (Cl ) – q ф (Cl ) = – 0,78 е – (– 1 е) = 0,22 е.
Обратите внимание, что частичный заряд иона противоположен по знаку его формальному заряду.

Значения частичных зарядов далеко не всегда бывают известны, поэтому часто ограничиваются только указанием знака этого заряда. В этом случае он обозначается B или A.

Таблица 19. Примеры эффективных зарядов ионов в соединениях

Как видно из примеров, приведенных в таблице 19, эффективные заряды ионов иногда очень существенно отличаются от обычно используемых нами формальных зарядов. Это отличие может быть использовано для оценки применимости модели ионной связи для описания химической связи в данном соединении.

ЭФФЕКТИВНЫЙ ЗАРЯД, ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД, ЧАСТИЧНЫЙ ЗАРЯД, ПОЛЯРИЗАЦИЯ ИОНОВ.
1.Почему прочность химической связи мы считаем одной из важнейших ее характеристик?
2.Пользуясь данными таблицы 19:
а) определите значения частичных зарядов а) катионов натрия в галогенидах натрия, б) анионов кислорода в оксидах магния, кальция и бария;
б) проследите зависимость частичных зарядов ионов натрия от порядкового номера галогена;
в) проследите зависимость частичных зарядов анионов кислорода от порядкового номера элемента IIА группы.
3.Используя таблицу физических ионных радиусов (приложение 8), объясните, почему частичный заряд ионов в рассмотренных вами рядах меняется именно таким образом.
4.Определите, в каких из приведенных в таблице соединений химическая связь хорошо описывается моделью ионной связи, а в каких – на ваш взгляд не очень хорошо.
5.Определите, на каких из выделенных в тексте параграфа этапах образования хлорида натрия из простых веществ энергия поглощается, а на каких – выделяется.

7.7. Ковалентная связь. Обменный механизм образования ковалентной связи

Изучая параграф 7.2, вы узнали, что ковалентные связи образуются в том случае, когда связываемые атомы маленькие и, следовательно, обладают склонностью только принимать электроны. Тогда же вы узнали, что ковалентная связь образуется за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов связываемых атомов.
Силы, удерживающие вместе связываемые атомы, как и в случае ионной связи, и здесь имеют электрическую природу, но в ответ на вопрос " почему электронная пара связывает атомы?" мы можем сказать только, что это энергетически выгодно. Более точный ответ дает квантовая механика.

В параграфе 7.2 мы разобрали несколько случаев образования ковалентной связи между атомами. Во всех этих случаях неспаренные электроны первоначально принадлежали разным атомам. После образования связи электроны становились общими для связываемых атомов. Такой механизм образования ковалентной связи называется обменным s -электронов может перейти на свободную 2р -орбиталь

и неспаренных электронов у атома станет уже четыре. В этом состоянии атом углерода может образовать четыре ковалентные связи, например, с атомами водорода или кислорода.

При образовании четырех ковалентных связей выделяется больше энергии, чем при образовании только двух ковалентных связей. Избытка энергии в данном случае вполне достаточно, чтобы компенсировать затраты на возбуждение атома углерода.

Не только атомы углерода склонны образовывать ковалентные связи в возбужденном состояния, но и другие атомы, у которых есть неподеленные пары валентных электронов и одновременно с ними свободные валентные орбитали, например, атомы бора, кремния и бериллия:

Очень часто с позиции возбуждения в рамках модели ковалентной связи объясняют образование связей и тогда, когда электрон, возбуждаясь, должен был бы переходить на d -подуровень атома р -элемента, хотя ни экспериментально, ни точными квантово-механическими расчетами это не подтверждается, например:

Все же мы будем пользоваться этой моделью и для таких атомов, помня, что она, к сожалению, плохо отражает действительность, показывая только, сколько валентных электронов атома принимает участие в образовании связей.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
1.Изобразите схемы образования ковалентных связей в молекулах F 2 , I 2 , HI, H 2 O 2 и N 2 O 3 . Составьте электронные и структурные формулы этих веществ.
2.Используя модель возбуждения валентных электронов изобразите схемы образования ковалентных связей в молекулах BCl 3 , SiCl 4 , BeCl 2 , HgCl 2 , CS 2 .
3.Сколько ковалентных связей может образовать атом фосфора в невозбужденном состоянии? А в возбужденном?