До цих пір ми не пояснювали причину змінної валентності деяких елементів на основі будови їх атомів. Давайте зробимо це на прикладі елемента 16S (сірки).
Дійсно, чому сірка в одних з’єднаннях Двовалентне, в інших – Чотиривалентний, а в третіх – шестивалентний ? Нарешті, звідки саме такі, а не інші значення валентності – II, IV, VI ? Тепер ми знаємо достатньо для того, щоб відповісти на ці питання. Розглянемо три реакції, в яких сірка проявляє різні валентності:
2 H + S = H2S (валентність сірки II),
2 O + S = SO2 (валентність сірки IV),
3 O + S = SO3 (валентність сірки VI).
Сірка своєму розпорядженні свої 16 електронів на 1-му, 2-му і 3- му рівнях:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Як звичайно, нас цікавлять тільки валентні електрони останнього рівня:
… 3s2 3p4
В основному (Не збудженому) стані сірка Двовалентне. У реакції з атомами водню вона утворює сполучення H2S тому, що у неї на двох p – орбіталях (з трьох наявних) знаходиться по одному електрону, і залишається місце для спаровування ще з двома “чужими” електронами водневих атомів. Чому ж не існує таких сполук, як H4S і H6S, де сірка теж проявляє валентність (IV) і (VI) ? Ймовірно, в цьому випадку правило октету для сірки дійсно виявилося б порушеним, оскільки водень недостатньо електроотріцателен, щоб відтягнути “зайві” електрони з зовнішньої оболонки атома сірки. Тому такі сполуки досі не отримані. Ці речовини повинні бути надзвичайно нестійкі. Зате спочатку ” октетное ” молекула сірководню H2S цілком стійка. Таким чином, сірка може проявляти валентність IV і VI тільки в з’єднаннях з більш електронегативними елементами, ніж вона сама. Дійсно, чи не існують сполук K6S, Ca2S, та інших подібних речовин, але цілком стійкий, наприклад, газоподібний фторид сірки SF6.
Електронегативність дає відповідь і ще на одне питання: чому в орбітальних діаграмах на рис. 3-5 і 3-6 ми не малюємо 4s – підрівень, який по енергії теж близький до 3p – і 3d- подуровням ? З глави 2 ми знаємо, що 4s – підрівень в більшості атомів заповнюється електронами навіть раніше 3d- підрівня – відразу слідом за 3p -подуровнем. Чому ж його немає на орбітальних діаграмах ?
Ймовірно, 4s – підрівень можна включати в орбітальні діаграми, але це зовсім нічого не змінить, тому що при з’єднанні сірки з киснем цей підрівень всього лише виконуватиме роль ” електричного дроту “, за яким електрони перетікають від атома сірки до більш електронегативний атомів кисню або фтору.
На щастя, молекулярні орбіталі у з’єднаннях сірки (IV) і (VI) в повному обсязі повторюють електронні оболонки інертних газів, а всього лише подібні ім. Згадаймо, що до цих пір не вдається залучити неон і аргон в хімічні реакції. Якби речовини SO2, SO3, SF4, SF6 виявилися такими ж стійкими, як інертні гази, ми б просто не змогли отримувати з них інші корисні сполуки, з якими познайомимося пізніше.
** У цьому параграфі вам зустрілися не зовсім звичайні “крайні ” структури оксидів сірки SO2 і SO3. Наприклад, у наборі крайніх структур для SO2 у атома чотиривалентної сірки тільки 3 валентних штриха, і в кожній з формул є якийсь дивний ” одновалентний ” кисень. Щоб усунути ці протиріччя, можна атому сірки в ” крайніх ” структурах приписати позитивний заряд, а ” одновалентним ” атомам кисню – негативні заряди. До речі, це буде відповідати реальному розподілу зарядів у молекулі SO2, якщо пам’ятати при цьому, що заряди тут насправді не повні, а часткові.