Тема 2. Химическая связь

Описание химической связи в любой молекуле – это описание распределения в ней электронной плотности. По характеру этого распределения химические связи подразделяют на ковалентные, ионные и металлические.

1.Ковалентная связь

При рассмотрении природы ковалентной связи используются два подхода: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

В основе МВС лежат следующие положения:

1. Химические связи между атомами осуществляются за счёт общих электронных пар в поле обоих ядер. Образование пары электронов возможно за счёт перекрывания облаков электронов с противоположными спинами.

Такая электронная пара может быть образована как в результате спаривания двух неспаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обменный механизм), так и за счёт пары электронов одного атома – донора и вакантной орбитали второго атома – акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи).

Например, три ковалентные связи в молекуле аммиака образуются по обменному механизму за счёт перекрывания электронных облаков трёх атомов водорода и трёх p-электронов атома азота:

Пара s-электронов атома азота не участвует в образовании связи. При образовании иона аммония четвёртая ковалентная связь между атомом азота и протоном образуется по донорно-акцепторному механизму – за счёт неподеленной пары электронов атома азота (донора электронов) и свободной орбитали иона водорода (акцептора электронов):

В ионе аммония все четыре ковалентные связи равноценны несмотря на различные механизмы образования.

2. Ковалентная связь может быть полярной и неполярной. Связь между атомами одного элемента всегда неполярна. Связь между атомами различных элементов всегда полярна. Для характеристики способности атома данного элемента оттягитвать к себе электроны, образующие связь, пользуются значением относительной электроотрицательности. Полярность связи обусловлена смещением связующего электронного облака в сторону более электроотрицательного атом.

Например, в молекуле HCl связующее электронное облако смещено в сторону атома хлора. Вследствие этого атом водорода в молекуле HCl поляризован положительно, а атом хлора – отрицательно.

Мерой полярности связи служит электрический момент диполя μ_св, равный произведению эффективного заряда δ на длину диполя связи l _д связи.

Полярность молекул характеризуется значением электрического момента диполя μ_м, который равен векторной сумме электрических моментов диполей связей, имеющихся в молекуле.

В линейных молекулах АВ₂,треугольныз АВ₃, тетраэдрических и квадратных АВ₄ дипольные моменты связей А-В взаимно компенсируют друг друга, суммарные дипольные моменты молекул равны нулю. Подобные молекулы неполярны, несмотря на полярность отдельных связей.

3. Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью.

Насыщаемость ковалентной связи проявляется в том, что атом каждого элемента может образовывать ограниченное число ковалентных связей. Максимальная валентность (способность образовывать определенное количество ковалентных связей) определяется числом валентных одноэлектронных облаков (для образования связей по обменному механизму), а также числом свободных валентных орбиталей и двухэлектронныхоблаков (для образования связей по донорно-акцепторному механизму).

Число неспаренных электронов в атоме в процессе образования связей может увеличиваться за счёт возбуждения атома, при котором двухэлектроннные облака распадаются на одноэлектронные и электроны промотируют на свободную орбиталь того же энергетического уровня.

Например, электронная конфигурация и валентность углерода в основном и возбуждённом состояниях следующее:

В=2 В=4

Направленность ковалентной связи обусловлена различием формы и взаимной направленностью в пространстве электронных облаков. Если у атома, вступающего в химическую связь, участвуют разные атомные орбитали (s-, p-, d- и f-), то при образовании химической связи происходит гибридизация (смешение, выравнивание по форме) этих орбиталей, т.е. из разных атомных орбиталей образуются одинаковые атомные орбитали.

Гибридизация происходит у орбиталей, имеющих энергетическую близость. Гибридное облако имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, поэтому при взаимодействии её с атомной орбиталью другого атома происходит максимальное перекрывание. Гибридизация связана с энергетическим выигрышем за счёт образования более прочных связей и более симметричного распределения электронной плотности в молекуле.

Дата добавления: 2014-11-16