ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМОВ И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В СВЕТЕ ТЕОРИИ ТРАНСФОРМАЦИИ ЭЛЕКТРОННЫХ ОРБИТАЛЕЙ

 

АННОТАЦИЯ

В статье рассматриваются существующие теории о гибридизации электронных орбиталей, указываются некоторые недостатки данных теорий и предлагаются новые механизмы образования химической связей в свете теории трансформации электронных орбиталей в атомах.

ABSTRACT

The article examines the existing theories on the hybridization of electron orbitals, points out some of the shortcomings of these theories and proposes new mechanisms for the formation of chemical bonds in the light of the theory of transformation of electron orbitals in atoms.

 

Ключевые слова: форма электронов, орбиталь, возбужденное состояние, притяжение и отталкивание электронов, теория трансформация электронных орбиталей в химической связи.

Keywords: shape of electrons, orbital, excited state, attraction and repulsion of electrons, theory of transformation of electron orbitals in chemical bonds.

 

Химическая связь - это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую комбинацию из них. По своей природе она представляет собой электростатическую силу притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами. Величина этой силы притяжения зависит главным образом от электронной конфигурации внешней оболочки атомов [1].

Способность атома образовывать химические связи называется его валентностью. Впрочем, это понятие считается сильно устаревшим, поскольку в настоящее время гораздо чаще принято рассматривать химическую связь не вообще, а с учетом ее конкретного типа. Электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными электронами. Эти электроны находятся на самых высоких по энергии орбиталях атома. Внешняя оболочка атома, которая содержит эти орбитали, называется валентной оболочкой.

Для объяснения образования химической связи между атомами одного или различных элементов в настоящее время используется электронная теория валентности.

Электронная теория валентности. Современные представления о природе химической связи основаны на электронной теории валентности. Эту теорию разработали независимо Г. Н. Льюис и В. Коссель в 1916 г. Согласно электронной теории валентности, атомы, образуя связи, приближаются к достижению наиболее устойчивой (т.е. имеющей наиболее низкую энергию) электронной конфигурации. Атомы могут достичь этого двумя способами:

1. Они могут терять либо приобретать электроны, образуя ионы. Если атомы приобретают электроны, они превращаются в анионы. Если они теряют электроны, то превращаются в катионы. Анионы и катионы с заполненной внешней электронной оболочкой имеют устойчивую электронную конфигурацию. Между анионом и катионом возникает химическая связь, представляющая собой электростатическую силу притяжения. Химическая связь такого типа ранее называлась электровалентной связью; современное название ионная связь.

2. Атомы могут также приобретать устойчивые внешние электронные конфигурации путем обобществления электронов. Возникающая при этом химическая связь называется ковалентной связью. Ковалентная связь образуется в результате обобществления пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома. Однако в некоторых молекулах или многоатомных ионах оба таких электрона могут поставляться только одним атомом. Такая разновидность ковалентной связи называется координационной, донорно-акцепторной или дативной ковалентной связью.

Правило октета. Когда атом какого-либо элемента образует химическую связь, приобретая, теряя либо обобществляя валентные электроны, его электронная конфигурация становится такой же, как у атома благородного газа, расположенного в конце того же периода, что и данный элемент, либо в конце предыдущего периода. Атомы всех благородных газов, за исключением гелия, имеют во внешней оболочке устойчивый октет (восьмерку) электронов. Поэтому образование химических связей путем достижения устойчивых электронных конфигураций, как в атомах благородных газов, составляет суть так называемого правила октета. Это правило применимо и к ионным, и к ковалентным связям.

Как видно из положений электронной теории валентности при образовании химической связи между атомами происходит спаривание валентных электронов внешней оболочки элементов. При этом возможны состояния, при которых два электрона одного элемента имеет различные формы и состояния и образует с двумя электронами второго атома две химических связи, которые по логике должны иметь различные природы исходя из различности образующих связь электронов. Но как показывает практика все связи между атомами двух элементов обычно одинаковой природы.

Как же возможно такое и как объяснить это? Образование одинаковых связей из атомных орбиталей разного вида потребовало введения такого понятия, как гибридизация (то есть “скрещивания”) атомных орбиталей.

Давайте рассмотрим образование молекулы BeCl₂. Ее образование вполне понятно из электронного строения атомов бериллия и хлора, которое изображается формулами Льюиса:

Электронная конфигурация валентной оболочки бериллия 2s². Для реакции с двумя атомами хлора необходим переход электронов бериллия в возбужденное состояние (рис.1):

 

Рисунок 1. Орбитальная диаграмма атома бериллия [2]

 

Если бы один атом хлора связывался с бериллием за счет 2s-электрона бериллия, а другой - за счет 2p-электрона бериллия, то связи Be—Cl не были бы равноценными. Однако на самом деле обе связи имеют одинаковую длину, прочность и расположены под углом 180^о.

Чтобы объяснить равноценность связей Be—Cl, говорят о sp-гибридизации валентных атомных орбиталей бериллия, при которой одна s-орбиталь и одна p-орбиталь (они обведены овалом на орбитальной диаграмме) как бы смешиваются и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp-гибридные орбитали (рис.2).

 

Рисунок 2. Схема гибридизации электронов в атоме бериллия [2]

 

Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия лежат на одной прямой.

Считается, что благодаря sp-гибридизации молекула BeCl₂ имеет линейную форму и все три ее атома находятся на одной прямой, а обе связи Be—Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул - независимо от элементов, которые входят в эти молекулы [3].

И вот тут появляется непонимание: как один s-электрон и один р-электрон могут образовать два независимых единиц (гибридов)? Неужели электроны гантелеобразной формы делятся на две части и s электрон сливается с двумя полуэлектронами с образованием одного гибрида? Возможно ли существование половины электрона, а также несимметричная гибридная форма электрона. Ведь в такой форме гибридизации малая часть гантели располагается ближе к ядру, что ещё раз доказывает не логичность теории гибридизации электронных облаков и существования гантелеобразной формы электронных облаков.

Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и двух p-орбиталях, то имеет место sp²-гибридизация орбиталей. Примером может служить sp²-гибридизация бора при образовании молекулы BF₃ (рис.3).

Рисунок 3. Орбитальная диаграмма атома бора [2]

 

На орбитальной диаграмме обведены одна s- и две p-орбитали, которые “смешиваются”, то есть гибридизуются (рис.4).

 

Рисунок 4. Гибридизация электронов в атоме бора [2]

Три sp²-гибридные орбитали бора лежат в одной плоскости под углом 120^o [2].

 

Здесь мы видим, что один s-электрон распадается на три части чтобы связаться (гибридизироваться) с двумя р-электронами. Опять же происходит образование полуэлектронной промежуточной формы, что противоречить существующим канонам. При этом в образующихся гибридных орбиталях происходить образование вытянутых форм, что в свою очередь приводит к образованию двух разноэнергетических концов. Один из этих концов ближе к ядру, а второй находится дальше. Что не соответствует утверждению, что все гибридные облака равносильны.

Наконец, когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp³-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра. Примером может служить молекула метана СН₄ (рис.5,6).

Рисунок 5. Орбитальная диаграмма атома углерода [2]

 

Строение атома углерода в невозбужденном состоянии

 

Рисунок 6. Гибридизация электронов в атоме углерода [2]

Четыре sp³-гибридные орбитали углерода направлены в вершины правильного тетраэдра. Атом углерода находится в центре тетраэдра. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28' [2].

 

И снова разделение s-электрона, но уже на четыре части. Опять же расположение начала и конца гибридных облаков в разноудаленном расстоянии от ядра. Все это приводит к тому, что утверждение равносильности гибридных облаков спорно.

При этом показано, что в не возбужденном состоянии атом углерода имеет 2s² и 2p_x2p_y электроны, при этом если допустить возможность гибридизации электронных облаков, то мы видим, что 2p_x2p_y электроны для скрещивания с s электроном не должны иметь стационарной орбитали или они должны выйти из своей стационарной орбитали. Возникает вопрос как эти гантелеобразные электроны скрещиваются с s электроном и что происходит между ними при скрещивании с s электроном. По идее электроны являются электромагнитными облаками и не скрещиваться.  И даже допустить, что они скрещиваются, то при этом должны происходить какие-то явления, например образование простейшей химической связи. Раньше я как-то мирился с этими умозаключениями. Когда обучал студентов по этой теме обходил острые углы. Рассказывал им что, облако — это не часть чего-то, оно не может иметь конкретную форму, и все что говорится о форме электронных облаков относительные понятия, которые можно рассматривать только как частные случаи. Но когда приходилось говорить о гибридизации электронных облаков, то тут никак нельзя было обойти такие вопросы, как разделение электронных облаков на части, образование каких-то непонятных форм, которые будут действовать как одно целое, игнорируя все существующие на сегодняшний день законы физики. После при объяснении гибридизации, я стал говорить, что с s-электроном соединяется выпуклая часть половины электронного облака р электрона. При этом возник вопрос, можно ли разделить электрон на части? И тогда я обратился к самому Л. Полингу, может он сможет что-то прояснить. Я зачитывался трудами этого великого ученого, но не мог найти объяснений. Наоборот, я наткнулся на такие подробности, что стало ясно, что сам Полинг был недоволен предложенной им самим теорией. Вот что говорится в википедии о гибридизации:

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d, f) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением одинаковых орбиталей, эквивалентных по своим правилам. Угол между гибридными орбиталями при sp3 гибридизации равен 109.5 градусам, при sp2 — 120 градусам, при sp — 180.

Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом в 1931 г. для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам [3].

Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей. Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи, в частности, выравнивание длин химических связей и валентных углов в молекуле.

Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например, она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул, как вода. В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии.

В 1954 году Нобелевский комитет удостоил Л.Полинга премии по химии «За изучение природы химической связи и его применение к объяснению строения сложных молекул». Но сам Л.Полинг не был удовлетворён введением σ,π — описания для двойной и тройной связи и сопряжённых систем [4].

В 1958 году на симпозиуме, посвящённом памяти Кекуле, Л. Полинг развил теорию изогнутой химической связи, учитывающую кулоновское отталкивание электронов. По этой теории двойная связь описывалась как комбинация двух изогнутых химических связей, а тройная связь как комбинация трёх изогнутых химических связей [4].

Исходя из вышеприведенных данных мы видим, что до сих пор остаются неясности при объяснении природы химической связи. Теория гибридизации оперирует большинством относительностей при объяснении образования химической связи, к которым можно отнести такие понятия как, π- связь, гибридизация, разделение электронов на виды. После этого мы с коллегами стали обсуждать эти вопросы с критической точки зрения, предлагали альтернативы к существующим объяснениям образования равноценных химических связей из разных электронных облаков и в результате этих дискуссий родилась теория трансформации электронных облаков, которую мы сегодня предлагаем на ваш суд.  

Теория состоит из шести постулатов:

1. Электрон имеет единый заряд, импульс которого обладает волновой функцией электромагнитного облака, движущегося по свободному пространству атома (сферической, полусферической или многосекториальной сферической формы), электроны располагаются в стационарной орбите одиночно или парно в ячейках, на которые разделена орбиталь, но на одной орбите ячейки не могут располагаться слоями и иметь различные формы, например, гантелеобразную форму.

2. Образование атомных и молекулярных орбиталей путем спаривания электронных облаков происходит с высокой порядочностью беспорядочности электромагнитных волн.

3. Электроны одной атомной орбитали стремятся заполнить всю орбиталь, равномерно распределяя пространство сферической орбитали по принципу минимальной общей энергии, направления молекулярной орбитали зависит от состояние валентного электрона и является частью атомной орбитали.

4. Природа перекрывания электронных пар в атомах и при образовании химической связи не отличается друг от друга (аналогична).

5. При образовании химической связи элементов переменной валентности происходит трансформация электронных облаков, в результате которого все участвующие в химической реакции валентные сферические электронные облака трансформируются с образованием формы и количества, соответствующего валентному значению [5].

6. Химическая связь всегда имеет единый характер и не делится на σ- и π - связи.

Электронные орбитали заполняются согласно принципу Паули, при этом максимальное количество ячеек в орбитали для заполнения равно половине максимального числа электронов по принципу Паули.

По предлагаемой теории электронное строение последнего слоя элементов первого и второго периода будет выглядеть следующим образом (приведены схематические в виде атомного орбитала проекции) (рис.7).

 

Н                               Не

Рисунок 7. Схема электронной конфигурации элементов первого и второго периода

 

Как видно из приведенных схем конфигураций валентного слоя элементов первого и второго периода, электроны находящиеся в орбитали занимают всё пространство орбитали. В водороде орбиталь заполнена одним сферическим электронным облаком, в атоме гелия орбиталь заполнена электронным облаком пары электронов.

При переходе во второй период, для лития и бериллия повторяется электронное строение водорода и гелия, но надо помнить, что для этих периодов возможность образования ячеек для расположения электронов равна до четырех. Такое разделение ячеек мы можем наблюдать для валентного слоя бора, здесь образуются две ячейки, каждая из которых занимает половину сферы. В одной ячейке находится электронная пара s электронов, а во второй половине неспаренный р электрон. В атоме углерода имеются два не спаренных р электрона располагаются на двух ячейках, а спаренная s электронная пара на половине сферы, в результате в атоме углерода орбиталь разделена на три части. В атоме азота, орбиталь, так же, как и в атоме углерода разделена на 4 части, но в отличие от углерода в атоме азота имеется нераспределенная электронная пара s-электронов. Данная пара приводит к большему отталкиванию остальных р-электронов, в результате орбиталь разделена не на равные четыре части. Валентный угол между электронами составляет порядка 107^о. А в атоме кислорода орбиталь тоже разделена на четыре ячейки, но в отличие от предыдущих атомов, имеются нераспределенная электронная пара s- и р-электронов, взаимное отталкивание которых уменьшает валентный угол. В случае воды она равна 104,3^о.  

Рассмотрим образование различных молекул исходя из теории трансформации электронных облаков.

Начнем с самой простой молекулы водорода:

В классическом стиле образование молекулы водорода имеет следующий вид:

 

Рисунок 8. Образование молекулы водорода [6]

 

Если такое взаимодействие с образованием молекулы водорода верно, то какая часть электронов участвует в образование химической связи (молекулярной орбитали) и какая часть остается в атомной орбитали, а также целоcтность химической связи под вопросом. Когда дело доходит до молекулярной орбитали, электронные орбитали объединяются в единую орбиталь, и стационарная орбиталь атома исчезает. Однако это не соответствует закону орбиталей атома - потому что электрон должен быть неподвижен на орбитали атома.

Мы предлагаем следующую схему образования молекулы водорода (рис.9) (приложение 1, рис.1):

 

Рисунок 9. Схема образования молекулы водорода

 

Две сферические электронные облака атомов водорода при образовании химической связи подвергаются трансформации и переходя в форму полусферы и в таком виде образуют электронную пару. По экспериментальным данным радиус электронного облака атома водорода 0,53 Е, а радиус электронного облака молекулы водорода 0,74 Е. Для объяснения данных значений классическим методом понадобилось внесение корректирующих коэффициентов в уравнения квантовохимических расчетов, так как если наблюдается перекрывание двух электронных облаков сферической формы значение радиуса была бы близка к 1,06 Е (сумме радиусов двух электронных облаков) [3]. Но, как мы видим, здесь наблюдается уменьшение на 0,32 Е, а это хорошо согласуется с предлагаемой теорией, где радиус электронного облака молекулярного водорода уже не есть сумма электронных облаков двух атомов водорода, а имеет значение суммы радиусов двух полусфер плюс межоблаковое расстояние.

Вместе с тем в литературе приводятся данные о том, что в значении радиуса молекулярного водорода равного 1,06 Е имеется минимум, что будет отвечать стабильной форме соединения [7]. Это нельзя объяснить классическими методами, но легко согласуется с предлагаемым нами теорией. Так как в момент образования связи между атомами водородов происходит сталкивание двух электронных облаков с образованием промежуточной формы, которая и будет иметь радиус равный сумме двух электронных радиусов водородов. Но вследствие трансформации выделяется энергия 50 ккал/моль и происходит уменьшение радиуса молекулярного электронного облака за счет перехода в форму полусферы, что приводит к уплотнению электронного облака в атомах и уменьшению радиуса.

Как мы видим из приведенных выше фактов, предлагаемая теория лучше отражает образование молекулы водорода и даже помогает объяснить некоторые явления, которые не были объяснены классическими теориями.

Но в химии есть такое явление как молекулярный катион, как можно объяснит такое с помощью предлагаемой теории? Давайте рассмотрим на примере Н₂⁺ (рис.10)(приложение 1, рис.2).

 

Рисунок 10. Образование молекулярного иона водорода

 

Почему так? Как известно из литературных данных, радиус молекулярного водорода равна 0,74 Е, радиус атома водорода 0,53 Е, а радиус молекулярного иона водорода равна 1,07 Е. Почему увеличивается радиус молекулярного иона водорода, ведь ничего такого что могло бы повлиять на радиус молекулы водорода туда не прибавилось, а наоборот из молекулы удалился один электрон? А все дело в том, что, когда один электрон покидает молекулу водорода, то оставшийся электрон будет притягиваться обоими ядрами, но в то же время ядра будут взаимно отталкиваться, т.е. если в молекуле водорода два ядра держали два электрона, то в ионе их будет удерживать один электрон. В результате атомы водорода будут растягиваться в пространстве и достигнут радиуса атома водорода, т.е. 0,53+0,53=1,06 Е. А оставшийся электрон уже не будет иметь форму полусферы, а будет взаимно растянут двумя протонами двух атомов водорода и будет иметь форму сферического диска. Таким образом, предлагаемая теория объясняет и это явление, которое классическим теориям не удается объяснить. Также, один электрон между двумя ядрами сохраняет свой стационарый орбиталь, каждый ядро рассматривает электрона как свою тем самым один электрон между двумя ядрами образует химическую связь в молекулярном ионе водорода.

Теперь давайте поговорим о гибридизации электронных облаков при образовании соединений. Как было показано выше, при гибридизации происходить смещение электронов различных форм и орбиталей и образуется единое облако переходной формы, которая будет реагировать с вторым элементом как одно целое.

А теперь мы попробуем объяснить образование соединений на основе предлагаемой теории, не используя гибридизацию.

Начнем с хлорида бериллия. Здесь при реакции бериллия с хлором происходит переход атома бериллия в возбужденное состояние (рис.11, приложение 1, рис.3) при котором один s-электрон бериллия переходит на 2р-орбиталь и трансформируется на две полусферические орбитали, т.е. 2s² сферический орбиталь переходит в 2s¹ и 2р¹ полусферические орбитали и полностью разделяют между собой пространство, располагаясь друг к другу под углом 180^о и образуют две валентные электронные облака.

 

Be                                             Be*

Рисунок 11. Трасформация 2s² электронов бериллия на 2s¹ и 2р¹

 

 

Рисунок 12. Образование молекулы хлорида бериллия

 

Таким образом образуется молекула хлорида бериллия с двумя одинаковыми связями (рис.12).

При образовании солей бора два электрона образуют электронную пару, а один электрон находится в неспаренном состоянии, при действии электронов другого атома происходит трансформация электронов (рис.13, приложение 1, рис.4), при этом каждый электрон занимает 1/3 часть сферы и располагается под углом 120^о, что обеспечивает равноудаленность электронов друг от друга и образование связи между электронами реагирующего атома фтора (рис.14).

 

В                                                      В*

Рисунок 13. Трансформация электронов в атоме бора

 

Рисунок 14. Образование молекулы фторида бора

 

В соединениях углерода участвуют все четыре электрона второй орбитали, при этом сфера орбитали разделена на 3 части, в одной части, которая занимает половину сферы расположены 2 спаренные s электроны, оставшаяся половина сферы в свою очередь разделена тоже на две части, в которых располагаются по одному р электрону.

Воздействие на атом углерода некоторой энергией при взаимодействии другого атома приводит к трансформации электронных облаков. При этом в результате трансформации сфера орбитали делится на четыре части, которые расположены по отношению друг к другу в пространстве под углом 109^о28’. На этих частях сферы располагаются один s и три р электрона и образуют тетраэдрическое строение, при котором электроны будут равноудалены друг от друга (рис.15, приложение 1, рис.5).

 

                                                             Тетраэдр

Рисунок 15. Трансформация электронов в атоме углерода

 

Возникает резонный вопрос как объяснить образование π-связи в молекулах непредельных углеводородов. Но на самом деле по предлагаемой теории нет π-связи. Два электрона образуют связь между атомами углерода, так как связь равносильная то возникает избыточная энергия двойной связи, которая приводит к разрыву двойной связи. Здесь следует сказать, что две связи, образованные атомами углерода одинаковы, т.е. нет понятия σ- и π-связи. Поэтому в реакциях присоединения может участвовать любой из двух связей (рис.16). Почему же возникло представление о неравноценности связей в двойной связи? Все дело в том, что исследователь видит только начальное и конечное состояние. При взаимодействии с другими веществами любая из двух связей может вступать в реакцию, но после образования новой связи, энергия оставшейся связи между атомами углерода усиливается и у исследователя возникает ощущение, что одна из связей всегда была крепче, чем вторая. На самом деле обе связи равносильны и обладают одинаковой энергией.

 

Рисунок 16. Реакция этилена с водородом с образованием этана

 

Использование предлагаемой теории трансформации электронных облаков легко объясняет строение молекулы бензола и равнозначность атомов углерода без применения мигрирующей двойной связи (рис.17).

 

Рисунок 17. Строение молекулы бензола по ТТЭО

 

Как мы видим из предлагаемой структуры каждый атом углерода имеет парную связь с другим атомов углерода, и как в случае с этиленом происходит накопление избыточной энергии, которая приводит к увеличению реакционной способности такой связи. В результате все атомы углерода могут вступать в реакцию присоединения.

Как видно из приведенных примеров, предлагаемая теория трансформации электронных облаков вполне объясняет даже некоторые проблемные вопросы, такие как локальный минимум при образовании молекулы водорода, равноценности всех атомов углерода в молекуле бензоле.

Теперь рассмотрим молекулы, для объяснения гибридизации которых использовали добавку “типа”.

Например, строение аммиака объясняли тем, что нераспределенная пара азота в аммиака будет считаться за одну связь и тем самым образуется соединение гибридизацией типа – sp³. Но теперь исходя из предлагаемой теории (рис.18) можно забыть о словах типа, и вообще о гибридизации. При образовании молекулы аммиака, нераспределенная электронная пара азота отталкивает от себя р-электроны и в результате валентный угол будет не 90^о, а немного больше, 107,3^о.

 

Рисунок 18. Электронная схема образования молекулы аммиака

 

Также в молекуле воды не стоит считать, что две нераспределенные пары кислорода будут выступать в роли псевдосигма связи, тем самым образуя sp³-гибрдизацию. Ведь, если считать, что во всех соединениях, где центральный атом образует четыре сигма связи или sp³-гибридизацию, валентный угол каждый раз будет иметь разное значение. 

Поэтому исходя из теории трансформации электронных облаков будем говорить просто о валентном угле, без привязки к гибридизации (необходимость в гибридизации отпадает). В атоме кислорода нераспределенная электронная пара s-электронов и р-электронов взаимно отталкиваются, но в отличие от атома азота, здесь двум s-электронам противостоят четыре р-электрона, причем 2 из них образуют пару, в результате отталкивание s-электронами р-электронов приводит к меньшему раздвижению валентного угла. И как показывают экспериментальные результаты, и вправду валентный угол воды составляет 104,27^о (рис.19) и меньше валентного угла аммиака.

 

Рисунок 19. Электронная схема образования воды

 

Как видно из приведенных выше данных, предлагаемая теория трансформации электронных облаков помогает намного легче описать процесс образования химической связи, при этом отпадает нужда в скрещивании электронов различных типов. Вместе с тем, в рамках теории трансформации электронных облаков нами объяснены некоторые моменты, которые существующие теории не могли объяснить и относили к частным случаям.

Мы рассмотрели строение валентных оболочек элементов первого и второго периода. Что происходит при появлении так называемых d-электронов? Ровным счетом ничего. На оболочке появляются дополнительные ячейки (рис.20), на которых эти электроны начинают располагаться, как s и р электроны, и вращаются в своей секториално сферической ячейке.

 

 

Рисунок 20. Строение валентного слоя элементов 4-периода

 

Таким образом, согласно второму постулату ТТЭО число ячеек в третьей орбитали максимально равно половине максимального числа электронов по принципу Паули, и она равномерно занимается электронами по мере их появления в атоме элемента.

Как мы знаем, некоторые элементы проявляют переменную валентность, которая связана с переходом элемента в возбужденное состояние. Рассмотрим на примере атома хлора переход его в возбужденное состояние. Хлор находится в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева и имеет 3 орбитали, которые могут быть заполнены электронами. По принципу Паули максимальное количество электронов в третьей орбитали может быть равно 2х3²=18, согласно второму постулату ТТЭО максимальное количество ячеек в третьей орбитали равно половине максимального числа электронов, т.е. 18/2=9. В состоянии покоя (невозбужденном состояние) третья орбиталь хлора разделена на 4 ячейки в которых находятся 3 пары и 1 неспаренный электрон (рис.21).

 

Cl   B=1                                     Сl    B =3

                                      Cl   B =5

                                      Cl   B=7

Рисунок 21. Переход хлора в возбужденное состояние

 

При переходе в возбужденное состояние происходит распаривание электронных пар и переход неспаренных электронов с образованием новых ячеек в третьей орбитали. В результате постепенного распаривания электронных пар хлор может проявлять валентности равные 1, 3, 5 и 7 [8].

Как видим, предлагаемая теория прекрасно объясняет явления классической химии, для которых раньше приходилось оперировать разными предположениями.

 

Заключение. Исходя из вышеприведенных данных можно сделать следующие выводы:

1. Существующие на данный момент теории о строении электронных орбиталей и о природе образования химической связи не описывают полностью все случаи, и с развитием химии все больше появляется частных случаев и исключений из данных теорий.

2. Предлагаемая теория трансформации электронных орбиталей не только полно описывает конфигурацию электронных орбиталей химических элементов, но и раскрывает природу химической связи. При этом, вносится ясность во многие явления, для которых не было объяснений в существующих теориях.

3. На основании предлагаемой теории полностью опровергается теория гибридизации и доказывается возможность объяснения равносильности образуемых двумя атомами химических связей без образования гибридных облаков.

4. На примере строения молекул этилена и бензола доказана одинаковая природа всех связей между атомами углеродов и нелогичность разделения химических связей на σ- и π-связи.

5. Объяснен переход элементов в возбужденное состояние с проявлением переменной валентности с помощью теории трансформации электронных орбиталей.

 

Список литературы:

1. Мартынова, Т. В. Химия: учебник и практикум для прикладного бакалавриата / Т. В. Мартынова, И. В. Артамонова, Е. Б. Годунов; под общ. ред. Т. В. Мартыновой. — 2-е изд., испр. и доп. — М.: Издательство Юрайт, 2019. — 368 с. — (Серия: Бакалавр. Прикладной курс).
2. http://himiy88.blogspot.com/p/3_42.html
3. Паулинг Л. Природа химической связи / Пер. с англ. М. Е. Дяткиной. Под ред. проф. Я. К. Сыркина. — М.; Л.: Госхимиздат, 1947. — 440 с.
4. Под редакцией Р.Х.Фрейдлиной "Теоретическая органическая химия.". — пер. с англ. канд. хим. наук Ю.Г.Бунделем. — М.: Издательство иностранной литературы, 1963. — Т. 1. — 365 с.
5. https://cyberleninka.ru/article/n/kimyoviy-bo-lanishga-yangi-arash-va-elektron-orbitallarning-transformatsiya-nazariyasi/viewer
6. Paula Yurkanis Bruice. Organic chemistry. https://archive.org/details/paulabruiceorganicchemistry4thed
7. Строение вещества. Методические указания для самостоятельной работы студентов всех специальностей и проведения практических занятий по химии. – Могилёв: Белорусско-Российский университет, 2003. – 38 с.
8. Eshchanov R., Khasanov Sh., Ibragimova M. A new look at chemical bonding and the theory of transformation of electronic clouds//Bulleten Khorezm Mamun academy, 2021.-№7, р. 6-17.

 

Приложение 1.

Объемные изображения электронных облаков подготовлены в программе 3ds Max.

 

Рисунок 1. Объемная схема образования молекулы водорода по ТТЭО

 

Рисунок 2. Объемная схема образования иона молекулярного водорода по ТТЭО

 

Рисунок 3. Объемная схема трансформации электронов в атоме бериллия

 

Рисунок 4. Объемная схема трансформации электронов в атоме бора

 

Рисунок 5. Объемная схема трансформации электронов в атоме углерода