Химическая связь. Механизмы перераспределения электронной плотности. Краткое содержание
Общие положения. Правило октетов. Формулы Льюиса.
Электронные эффекты в органической химии
Индуктивный эффект
Эффекты сопряжения
Резонанс
Современная теория химической связи
Метод валентных схем (МВС)
1. Общие положения. Правило октетов. Формулы Льюиса.
Структурная формула – только символ молекулярной структуры. Современная система структурных формул возникла в значительной мере во второй половине XIX-го века. Элементный анализ, взаимосвязь различных соединений и систематические исследования реакционной способности различных «функциональных групп» позволили химикам извлечь много достоверной информации о строении молекул. Для молекул органических соединений стало возможным установить, какие атомы непосредственно связаны между собой. Линии, соединяющие атомы, использовались для изображения их непосредственного соединения, т.е. связей. Однако, ничего не было известно о природе сил, связывающих атомы.
Дальнейшим развитием теории строения явились электронные представления в химии, в частности, в объяснении природы химической связи. Выдающийся американский химик Дж. Льюис предположил, что существует связь между электронной структурой элементов, их положением в периодической системе, зарядом их ионов и числом связей, образуемых элементами в органических молекулах. Согласно Льюису, атом можно представить в виде «остова» и внешних электронов; остов состоит из ядра и внутренних электронов и остается неизменным во всех химических изменениях. Химические изменения по Льюису затрагивают только внешние электроны (их обычно называют валентными). Химические связи являются результатом совместного владения двумя атомами парой электронов (ковалентная связь). В структурах Льюиса под символом элемента подразумевается остов данного элемента. Валентные электроны обозначаются точками. Комбинация из восьми электронов (валентных) рассматривается как весьма стабильная. Поэтому в формулах Льюиса у всех элементов (кроме водорода) должны быть по восемь валентных электронов.
метан тетрахлорид аммиак хлорид
углерода водорода
С – это остов, т.е. ядро атома углерода и 2 электрона на первом главном квантовом уровне, отдельно изображены 8 электронов во внешней электронной оболочке вокруг углерода (т.е. на втором главном квантовом уровне). Он принимает электронную структуру инертного газа неона и оказывается вполне устойчивым.
Водород показан с двумя электронами на внешней оболочку, что соответствует электронной конфигурации гелия.
Некоторые атомы могут быть связаны более чем одной парой электронов, но общее электронов вокруг каждого атома должно равняться восьми:
В них электронные пары связей между атомами изображены линиями. Оставшиеся валентные электроны – называемые электроны неподеленных пар или несвязывающие электроны – показываются точками.
Они могут образовываться по - разному:
Каждый атом для образования связи дает по одному электрону:
Для образования связи один радикал дает электронную пару, а другой свободную орбиталь. Это называется донорно – акцепторное взаимодействие:
Если связь образована атомами одного элемента, то связь гомолитическая, электронная пара будет принадлежать обоим атомам. Электронная плотность распределена поровну – связь называется неполярной.
Если связь образуется между двумя разными элементами, то это гетеролитическая связь. Электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного атома. Атом электроотрицательного элемента приобретает частично отрицательный заряд. А менее электроотрицательная частица становится положительной. Такая ковалентная связь называется полярной.
Между N и O двойная связь образовываться не может, т.к. у N+ нет свободной орбитали. Такая химическая связь называется семиполярной.
Полингом была предложена шкала электроотрицательности элементов. Там дана относительная электроотрицательность элементов. Пользуясь этой шкалой, можно показать полярность в разных соединениях.