Атом бора. Гидриды бора.

 Сделаем мы это на примере соединений бора, а именно, его гидридов. Бор имеет три пика и пять вакансий. Молекулы диборана и тетраборана - 10 будет выглядеть следующим образом.

Мало того, что размещение электронов вокруг ядра даёт нам возможность понять число возможных присоединённых атомов. Оно ещё и позволяет установить во многих случаях геометрическое расположение атомов в молекуле. Связи между атомами бора вакантные, а между атомами бора и водорода, вакантно-пиковые.   Легко можно показать и строение других гидридов бора, причем, не используя для этого многоцентровые связи. Направления связей, также хорошо согласуются с принятой нами основой в виде пространственных каркасов, имеющих форму правильных многогранников.

Строение молекулы бензола

    Может быть, вы считаете, что выдумывание новых обозначений является излишним усложнением. Тогда пример с бензолом, приведённый выше должен был вас переубедить.

Ещё лучше преимущества новой системы обозначений проявляются при рассмотрении координационных соединений. Такие соединения ранее показывались с помощью эмпирических формул, из которых нельзя понять, как в молекуле соединены между собой атомы. Причём с помощью валентностей объяснить различные комплексы не удаётся.

Комплексные соединения платины

   Пример с тремя комплексных соединений платины. Стоит напомнить, что в атомах длинных периодов верхняя электронная оболочка вмещает 20 вакансий. Следовательно, платина № 78 будет иметь 8 вакансий (до конца периода восемь элементов). 

  PtCl₄ 6 NH₃, PtCl₄ 5 NH₃, PtCl₄ 4 NH₃.

  Покажем, с помощью нашего метода, реальное соединение атомов в этих молекулах.    Молекула PtCl₄6NH₃. Азот - 5 пиков, хлор - 1 вакансия, платина - 8 вакансий, водород - 1 вакансия.Четыре иона хлора осаждаются ионами серебра, и в растворе также остаётся 4-ёх зарядный ион, взятый в пунктирную рамку. Аналогично выглядит формулы и для двух остальных соединений.

Молекула PtCl₄5NH₃. Три иона хлора выпадают в осадок, а четвёртый связан с атомом платины вакантной связью, и является частью комплексного иона.

Теперь уже два атома хлора связаны вакнтными связями с атомом платины и выпадают в осадок в составе комплексного иона, выделенного пуктирной рамкой. Два других, осаждаются ионами серебра.

Конечно в этом случае, очевидно не верна формула PtCl₄. Она будет выглядеть следующим образом. Теперь, я надеюсь, всем станет ясна необходимость введённых ранее обозначений, и большая правильность того, что они значат.  Дадим пример комплексного иона кобальта    Co(NH₃) ₅NCS²⁺. Ещё в школе я задавался вопросом, почему, так называемые функциональные группы переходят из соединения в соединение целиком, а не распадаются на части? Теперь я могу ответить на этот вопрос. Связь в таких группах практически вся, является вакантной.

Функциональные группы и способ соединения в них атомов

Две наиболее часто встречающиеся функциональные группы - карбоксильную и гидроксильную, наряду с формулой, мы покажем и с помощью рисунка.

Химические связи в группах. Карбоксильная группа и гидроксильная группа.

Для атома водорода имеет принципиальное значение, какой связью он соединён с другим атомом. В случае вакантно-пиковой (В-П), его вакантная область остаётся не использованной, и служит причиной возникновения водородной связи. В этом также причина деформации молекул. То есть отталкивание вакантных (положительных) областей друг от друга, приводящее к изменению углов ориентации атомов относительно центра (например, у воды). При вакантной (В-В) связи атом водорода использует и электрон, и вакансию. То, какой связью будет соединён атом водорода с другим атомом, зависит от числа электронов на втором атоме, которые не используются для связей. Если у атома, с которым реагирует водород, остается много электронов, не участвующих в связи (например, вода или гидриды галогенов), то связь будет вакантно-пиковой (В-П). Такая же связь будет и в том случае, если у атома, с которым связан водород, нет электронов для заполнения вакансии у водорода (например, в серной или азотной кислоте). Некоторые атомы в химических реакциях меняют один вид связи на другой. Самый наглядный пример такого рода приведён на рисунке. Азот изменил тип связи с вакантной на пиковую, при образовании иона аммония (выделен рамкой). У атомов водорода произошло тоже самое, причина описана выше.   Можно с уверенностью утверждать, что только такие изменения возможны для атомов первых трёх периодов. Для химических элементов с большим числом электронов (больше 20), возможен ещё процесс изменения вакантности (точнее величины вакантности).    В одном случае она будет равна 8 минус количество электронов у элемента превышающее 20, 50. Во втором количество электронов у последнего элемента в периоде минус количество электронов у рассматриваемого элемента. Для железа это будет 2 = 8- (26-20), или 10 = 36-26. Именно эта изменчивость, видимо, и заставила строить теории химической связи в координационных соединениях. Подведём итог.

 Новая теория химической связи представляет собой обоснованный синтез предыдущих теорий, объясняющий почему электрические взаимодействия между различными атомами имеют пространственную направленность.

    Цвет координационных соединений

В настоящее время считается, что цвет вызван переходом электронов с одной разрешённой орбиты на другую. Если бы это было так, то в какой-то момент число электронов переходящих с одной орбиты на другую должно постепенно начать уменьшаться (картина будет аналогична картине фототока насыщения, когда увеличение освещённости не вызывает увеличение фототока). Для цветовой окраски это будет означать только одно. Цвет соединения станет постепенно меняться. Этого как мы знаем из опытов, не происходит. Следовательно, данное предположение, что цвет вызван переходами электронов с одной орбиты на другую, является неверным.    На самом деле цвет определяется частотой вращения электронов в атомах поглощающего вещества. А такое вращение может происходить сколь угодно долго.

Приведём возможное (но не факт, что так всё обстоит на самом деле) расселение электронов по оболочкам в периодах. 1-й период 2 электрона, занимающие полусферические области. 2-й период 2 электрона на внутренней оболочке + 8 электронов, делящих сферическую область, на внешней. 3-й период 2+ 8 электронов внутри + 8 электронов снаружи (деление сферы аналогично). 4-й период 8 электронов внутри + 20 электронов на среднем уровне + 8 электронов снаружи. 5-й период 6 электронов + 20 + 20 + 8 по слоям, начиная изнутри. 6-й период 8 электронов внутри + 20 + 50 + 8 по слоям.

Стоит обязательно отметить, что в периоде на внутренних оболочках число электронов может изменяться как в большую, так и в меньшую стороны.

Это зависит от таких причин как, суммарная энергия всех электронов в атоме (она должна быть минимальна), правильность расположения электронов в каждой оболочке (расположение должно быть как можно ближе к центрально симметричному или совпадать с правильным многоугольником). В общем, реальное расположение электронов в каждом атоме это задача пространственной комбинаторики, а у меня знаний для её корректного объяснения, думаю, не достаточно. Конечно, и одной математики здесь не хватит. Обязательно надо использовать подробную информацию о каждом химическом элементе. Например, жидкое состояние ртути наводит на мысль, что все четыре электронные оболочки у неё являются правильными многоугольниками. Скажем 20+20+20+20 или 2+8+20+50. В качестве косвенного подтверждения приведём молекулу брома, в которой количество электронов равно 70 (20+50), и напомним, что бром также является жидкостью при обыкновенных условиях.    Но согласиться с тем, что внешняя конфигурация расположения электронов у золота и серебра с одной стороны, и у лития, натрия, калия и других щелочных металлов с другой стороны являются аналогичными, меня не заставят ни какие математические ухищрения. Как и поверить в то, что самая внутренняя электронная конфигурация, допустим, у свинца также будет состоять из « слоёного пирога» в виде 2, 2+6, 2+ 6 и так далее. Это означало бы только одно, что никакого влияния верхние электроны не оказывают на нижние, и наоборот.    Думаю, что, опираясь на принцип непрерывности и используя те подсказки, на которые я указал, даже коллектив студентов сможет на компьютере рассчитать расположение электронов для всех атомов. В дополнение к сказанному, хочу добавить свои рассуждения по поводу влияния катализаторов.

  Влияние катализатора сводится к временной оттяжке, или временному предоставлению своих электронов реагентам для перестройки их электронных оболочек, способствующей более быстрому протеканию химических реакций. В принципе и нагревание реагентов вызывает в конечном итоге схожий результат. Так вот. Я считаю возможным заменить, хотя бы частично, оба процесса. Думаю, воздействие электромагнитных полей и облучение электронами, или их оттяжка электромагнитным способом, значительно удешевят процессы химического производства. Обратим ваше внимание на тот факт, что, принимая предложенное устройство атомов, мы тем самым создали и новую теорию химической связи в координационных соединениях. Она, теория, правда, не отличается от теории связи простых соединений (это большой плюс), но зато понятнее и правдоподобнее всех предыдущих (электростатической, теории валентных связей, теории кристаллического поля и теории поля лигандов) (это второй, очень большой плюс).