Теория валентных связей

Лекция 6-10. Квантовомеханические теории строения комплексных соединений

6.1. Теория валентных связей
6.2. Гибридизация атомных орбиталей и структура комплексов
6.3. Теория кристаллического поля
6.4. Цветность комплексных соединений

Теоретические представления о природе комплексообразования возникли из попыток дать объяснение химическому взаимодействию устойчивых молекул с ионами и атомами различных элементов – например, молекулы иода с иодид-ионом, молекулы монооксида углерода с атомами железа, кобальта, никеля и т.п.

Одновременно шел поиск причин заметной неспецифичности таких взаимодействий, в результате чего оказываются прочно связаны между собой и ионы, и атомы, и молекулы. Например, в хлориде дихлороакватриамминкобальта(III) [Co(NH₃)₃(H₂O)Cl₂]Cl с комплексообразователем связаны и хлорид-ионы, и нейтральные молекулы аммиака и воды.

Химические связи в комплексных (координационных) соединениях отличаются большим разнообразием, что обусловлено всевозможными сочетаниями ковалентных связей разной полярности, кратности и степени делокализации электронных пар.

В свое время было предложено много различных теорий связи в координационных соединениях, но значительная часть этих теорий уже стала достоянием истории. В настоящем разделе рассматриваются основные понятия только теории валентных связей (метода валентных связей) и теории кристаллического поля.

Теория валентных связей была первой из квантовомеханических теорий, использованной для приближенного объяснения характера химических связей в комплексных соединениях. В основе ее применения лежала идея о донорно-акцепторном механизме образования ковалентных связей между лигандом и комплексообразователем. Лиганд считается донорной частицей, способной передать пару электронов акцептору – комплексообразователю, предоставляющему для образования связи свободные квантовые ячейки (атомные орбитали) своих энергетических уровней.

Для образования ковалентных связей между комплексообразователем и лигандами необходимо, чтобы вакантные s-, p- или d-атомные орбитали комплексообразователя подверглись гибридизации определенного типа. Гибридные орбитали занимают в пространстве определенное положение, причем их число соответствует координационному числу комплексообразователя.

При этом часто происходит объединение неспаренных электронов комплексообразователя в пары, что позволяет высвободить некоторое число квантовых ячеек – атомных орбиталей, которые затем участвуют в гибридизации и образовании химических связей.

Неподеленные пары электронов лигандов взаимодействуют с гибридными орбиталями комплексообразователя, и происходит перекрывание соответствующих орбиталей комплексообразователя и лиганда с появлением в межъядерном пространстве повышенной электронной плотности. Электронные пары комплексообразователя, в свою очередь, взаимодействуют с вакантными атомными орбиталями лиганда, упрочняя связь по дативному механизму. Таким образом, химическая связь в комплексных соединениях является обычной ковалентной связью, достаточной прочной и энергетически выгодной.

Электронные пары, находящиеся на гибридных орбиталях комплексообразователя, стремятся занять в пространстве такое положение, при котором их взаимное отталкивание будет минимально. Это приводит к тому, что структура комплексных ионов и молекул оказывается в определенной зависимости от типа гибридизации.

Рассмотрим образование некоторых комплексов с позиций теории валентных связей. Прежде всего отметим, что валентные орбитали атомов комплексообразователей близки по энергии: E _{( n -1) d} ≈ E_ns ≈ E_np ≈ E_nd

Например, катион [Zn(NH₃)₄]²⁺ включает комплексообразователь цинк(II). Электронная оболочка этого условного иона имеет формулу [Ar] 3d¹⁰ 4s⁰ 4p⁰ и может быть условно изображена так:

Тип гибридизации	КЧ	Геометрия комплекса	Примеры
sp		линейная	[Ag(CN)2]^- [Cu(NH3)2]^+
sp ^2		треугольная	[HgI3]^-
sp ^3		тетраэдр	[Be(OH)4]^2- [MnCl4]^2- [Zn(NH3)4]^2+
dsp ^2		квадрат	[Ni(CN)4]^2- [PtCl4]^2- [Pt(NH3)2Cl2]^0
sp ^3 d (z ^2)		тригональная бипирамида	[Fe(CO)5]
sp ^3 d (x ^2- y ^2)		квадратная пирамида	[MnCl5]^3- [Ni(CN)5]^3-
sp ^3 d ^2, d ^2 sp ^3		октаэдр	[Al(H2O)6]^3+ [SnCl6]^2- [Co(NH3)6]^3+ [Fe(CN)6]^3-
sp ^3 d ^3		пентагональная бипирамида	[V(CN)7]^4- [ZrF7]^3-

Вакантные 4s- и 4p-орбитали атома цинка(II) образуют четыре sp³-гибридные орбитали, ориентированные к вершинам тетраэдра.
Каждая молекула аммиака имеет неподеленную пару электронов у атома азота. Орбитали атомов азота, содержащие неподеленные пары электронов, перекрываются с sp³-гибридными орбиталями цинка(II), образуя тетраэдрический комплексный катион тетраамминцинка(II) [Zn(NH₃)₄]²⁺:

Поскольку в ионе [Zn(NH₃)₄]²⁺ нет неспаренных электронов, то он проявляет диамагнитные свойства.

Тетрахлороманганат(II)-ион [MnCl₄]^2- содержит пять неспаренных электронов на 3d-орбитали и вакантные 4s- и 4p-орбитали. Вакантные орбитали образуют sp³-гибридные орбитали, которые перекрываются с p-атомными орбиталями хлорид-ионов:

Полученный таким образом тетраэдрический ион [MnCl₄]^2- является парамагнитным, так как содержит пять неспаренных электронов.

Дата добавления: 2014-01-20