Метод валентных связей.

В основе метода ВС, называемого иногда также методом локализованных электронных пар, лежат следующие исходные положения.

1. Единичную химическую связь образуют два электрона с антипараллельными спинами, принадлежащие двум атомам. При этом происходит перекрывание электронных облаков, между атомами возникает зона с повышенной электронной плотностью, что и приводит к уменьшению потенциальной энергии и возникновению химической связи. Образованная таким образом химическая связь называется ковалентной.

2. Ковалентность элемента, называемая в методе ВС также спинвалентностью, равна числу неспаренных электронов, имеющихся в периферийных слоях атома этого элемента в нормальном и возбужденном состояниях.

3. Ковалентная связь тем прочнее, чем больше перекрываются облака связующих электронов. Из двух орбиталей атома наиболее прочную связь образует та, которая сильнее перекрывается орбиталью другого атома.

4. Химическая связь располагается в том направлении, в котором достигается наибольшее перекрывание валентных орбиталей.

Основные характеристики связи.

Длина – расстояние между центрами ядер связанных атомов (измеряется в нанометрах или в пикометрах: 1нм = 10^-9м; 1пм = 10^-12м). Определяет прочность. Половина длины ковалентной связи называется ковалентным радиусом (в симметричной молекуле).
Насыщаемость – данный атом может осуществлять строго определенное количество химических связей, ограниченное его максимальной валентностью.
Полярность – разность электроотрицательностей атомов, образующих связь, обуславливающая стягивание электронной плотности к более электроотрицательному.

Измеряется в Д – Дебаях.

Определяется дипольным моментом молекулы м= r e

r - длина диполя

е – величина электрического заряда

4. Поляризуемость – способность связи к поляризации под влиянием внешних факторов (электрическое поле, химические реагенты, растворители).

5. Энергия связи – энергия, которая выделяется при образовании химической связи в 1 моль вещества или необходима для разрушения химической связи в 1 моль вещества (измеряется в кДж/моль).

6. Кратность (порядок) связи – число общих пар.

Гибридизация.

Гибридизация – процесс вырождения атомных орбиталей с образованием более плотных и вытянутых электронных орбиталей.

Гибридизация требует затрат энергии, но в сочетании с последующим актом химического взаимодействия приводит к выигрышу энергии, т.к. более плотная и растянутая гибридная орбиталь данного атома будет больше перекрываться валентными орбиталями взаимодействующих с ним атомов, связь с ними будет прочнее.

Она была введена для объяснения того факта, что двухэлектронные двухцентровые химические связи, образованные за счет АО в разных энергетических состояниях, имеют одинаковую энергию. Так, Be*(2s11p1), B*(2s12p2), C*(2s12p3) образуют за счет s- и p-орбиталей соответственно две, три и четыре связи, а потому одна из них должна быть прочнее других. Однако опыт показывает, что в BeH₂, BCl₃, CH₄ все связи равноценны. У BeH₂угол связи равен 180°, у BCl₃ – 120°, а у CH₄ – 109°28'.

Согласно представлению о гибридизации, химические связи образуются смешанными – гибридными орбиталями (ГО), которые представляют собой линейную комбинацию АО данного атома (s- и p-АО Be, B, C), обладают одинаковыми энергией и формой, определенной ориентацией в пространстве (симметрией). Так s- и p-орбитали дают две sp-ГО, расположенные под углом 180° друг относительно друга.

Основные положения теории гибридизации:

Введение гибридных орбиталей служит для описания направленных локализованных связей. Гибридные орбитали обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей.
Число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации.
Гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты.
В гибридизации участвуют АО, имеющие общие признаки симметрии.