ергией образования новый связей; тогда такой процесс в целом оказывается энергетически невыгодным. Так, атомы кислорода и фтора не имеют свободных орбиталей во внешнем электронном слое:

О

Н|Н| \

Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энергетический уровень, т. е. в состояние 3s. Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаренных электронов атом кислорода может образовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора — только одну. Действительно, для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице — для фтора.

Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют во внешнем электронном слое cf-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s- и р-электроны внешнего слоя. Поэтому здесь появляются дополнительные возможности увеличения числа неспаренных электронов. Так, атом хлора, обладающий в невоз-буждешюм состоянии одним неспареиным электроном,

3d

может быть переведен, при затрате некоторой энергии, в возбужденные состояния (С1 *), характеризующиеся тремя, пятью или семью неспареиными электронами;

3$

fl

Зр

f

3d

t t t

3d

Поэтому, в отличие от атома фтора, атом хлора может участвовать в образовании не только одной, но также трех, пяти или семи ковалентных связей. Так, в хлористой кислоте НСЮ2 ковалентность хлора равна трем, в хлорноватой кислоте НСЮ3 — пяти, а в хлорной кислоте НСЮ4 — семи. Аналогично атом серы, также обладающий незанятым 3^-подуровнем, может переходить в воз-бужденныен состояния с четырьмя или шестью иеспаренными электронами и участвовать, следовательно, в образовании не только двух, как у кислорода, но также четырех или шести ковалентных связей. Этим можно объяснить существование соединений, в которых сера проявляет ковалентность, равную четырем (SO2, SCU) или шести (SFG).

Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счет спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном поле атома. Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака;

Н

Н х N:

И

Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому азота, а крестиками — принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту к образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участновать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Незаполненная ls-орби-таль имеется, например, у нона водорода Н"1-, вообще лишенного электронов;

Поэтому при взаимодействии молекулы NH3 с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь; неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония NHJ:

н

г

н х«

Н х N : + Н+ •X

Н

Н х N : Н

•X

Н

Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, тронной пары), и свободной орбитали другого атома (а к цеп-первоначально принадлежавшей одному атому (донору элек-< тора электронной пары). Такой способ образования ковалентиой связи называется донорно-акцепторным. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором — атом водорода.

Опытом установлено, что четыре связи N—Н в ионе аммония во всех отношениях равноценны. Из этого следует, что связь, образованная донорио-акцепторным способом, не отличается по своим свойствам от ковалентной связи, создаваемой за счет песпа-ренных электронов взаимодействующих атомов *.

Другим примером молекулы, в которой имеются связи, образованные донорно-акцепторным способом, может служить молекула оксида азота (I) N2O.

Раньше структурную формулу этого соединения изображали следующим образом:

Согласно этой формуле центральный атом азота соединен с соседними атомами пятью ковалентными связями, так что в его внешнем электронном слое находятся десять электронов (пять электронных пар). Но такой вывод противоречит электронной структуре атома азота, поскольку его наружный L-слой содержит всего четыре орбитали (одну s- и три р-орбптали) и не может вместить более восьми электронов. Поэтому приведенную структурную формулу нельзя признать правильной.

Рассмотрим электронную структуру оксида азота(I), причем электроны отдельных атомов будем попеременно обозначать точками или крестиками. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентных связи с центральным атомом азота:

" хХХ

За счет неспаренного электрона, оставшегося у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота;

О: ? N * N

* Ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, иногда кратко называют допорно-акцепторноп связью. Под этим термином следует, однако, понимать не особый вид связи