Механизм образования химической связи с позиций метода валентных связей (мвс)

Различают обменный и донорно-акцепторный механизмы.

Обменный механизм: когда в образовании общей электронной пары участвуют по одному электрону от каждого атома. Например, в молекуле Н₂ в образовании связи участвуют по неспаренному s-электрону каждого атома водорода; в молекуле Cl₂ – по неспаренному р-электрону с каждой стороны; в молекуле HCl – s-электрон атома водорода и р-электрон атома хлора.

Особенность образования химических соединений по обменному механизму – насыщаемость связи, т.е. способность атома образовывать строго определенное число связей, которое зависит от числа неспаренных электронов. Например, у атома водорода 1s-неспаренный электрон, у атома азота есть три неспаренных р-электронов. Принцип насыщаемости указывает на то, что устойчивым химическим соединением, образованным этими атомами, должно быть NH₃ (а не NH или NH₂). В молекуле NH₃ все электроны спарены и такое соединение обладает минимумом энергии, т.е. оно наиболее устойчиво. Молекулы, содержащие нечетное число электронов, т.е. в которых химические связи ненасыщенные, могут образовываться, но они характеризуются повышенной реакционной способностью: NO, NO₂, ClO₂.

Валентно-ненасыщенные группы, которые могут образовываться на отдельных стадиях химических реакций, называются радикалами. Они обладают очень высокой реакционной способностью и существуют очень недолго.

Донорно-акцепторный механизм: когда в образовании химической связи участвует неподеленная электронная пара одного атома – донора, и свободная орбиталь другого атома – акцептора. Когда неподеленная электронная пара занимает вакантную орбиталь, выделяется энергия. Таким образом донорно-акцепторная связь – это разновидность ковалентной связи. Например, в молекуле NH₃ у атома азота имеется неподеленная электронная пара, у иона Н⁺ есть свободная орбиталь, они образуют ион NH₄⁺.

Отсюда можно сделать вывод: валентность элементов определяется не только числом неспаренных электронов, но и присутствием неподеленных электронных пар и свободных орбиталей на валентном электронном уровне.

Кратность связи. Направленность связи. Гибридизация

Перекрывание электронных облаков при образовании связей может происходить по-разному.

Если перекрывание происходит по линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется σ-связью. Она образуется двумя s-электронами, s- и р-электронами и двумя р-электронами. Одинарная связь – это всегда σ-связь.

Орбитали типа s могут образовывать только σ- связь.

В кратных связях, т.е. когда между двумя атомами связь осуществляется более чем одной электронной парой, одна связь-σ, а другие – π-связи. При образовании π-связи перекрывание электронных облаков происходит не по линии между ядрами. Эту связь образуют р-орбитали и при этом возникает две области перекрывания электронных облаков – выше и ниже оси, связывающей два ядра. Например, в молекуле азота N₂ тройная связь между атомами: одна σ-связь и две π-связи. При образовании π-связей перекрывание электронных облаков меньше, чем в случае σ-связи, поэтому π-связь слабее.

Молекулы, состоящие более чем из двух атомов, имеют определенную конфигурацию, т.е. отдельные связи расположены под определенным углом друг к другу. Например, в молекуле Н₂О две σ-связи, образованные s-электронами атомов водорода и р-электронами атома кислорода. Р-орбитали атома кислорода расположены перпендикулярно друг к другу (под углом в 90 ⁰), однако экспериментально установлено, что угол между связями в молекуле воды составляет 104,5 ⁰. Это объясняется тем, что связь О-Н полярна и на атомах имеются эффективные заряды: +δ – на атомах водорода и –δ – на атоме кислорода. Увеличение угла между связями до 104,5 ⁰ объясняется электростатическим расталкиванием одноименных зарядов. Это расталкивание будет тем больше (больше угол отклонения), чем больше полярность связи и меньше длина.

Опытные данные показывают, что в молекулах таких соединений, как ВеCl₂, BCl₃, CCl₄, все связи по прочности и направленности совершенно равноценны, хотя образованы центральными атомами (Ве, В, С) с различными валентными орбиталями (s, р, d). Но σ-связи из р-орбиталей должны быть более прочными, чем σ-связи из s-орбиталей, т.к. у р-орбиталей более благоприятные условия для перекрывания.

Объяснение этому дали Слейтер и Полинг, которые пришли к выводу, что различные орбитали, не сильно отличающиеся по энергиям (например, 2s и 2р), образуют равнозначные гибридные орбитали, число которых равно сумме атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергиям. По сравнению с атомными, они более вытянуты в направлении образования химических связей. Это обеспечивает лучшее перекрывание электронных облаков.

Гибридизация требует затраты энергии, поэтому в изолированных атомах гибридные орбитали неустойчивы и стремятся перейти в обычные.

При образовании связи гибридные орбитали стабилизируются, т.к. затраты энергии на гибридизацию компенсируются образованием более прочных связей (чем при перекрывании негибридных орбиталей).

Типы гибридизации.

1. sp- гибридизация. Гибридизации подвергаются s- и р-неспаренные электроны, например в молекулах ВеCl₂, HgCl₂. Две гибридные связи располагаются под углом 180 ⁰, в результате молекулы линейны и обе связи имеют равную длину.

2. sр²-гибридизация. Гибридизация одной s- и двух р-орбитталей, в результате чего образуются три гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 ⁰ друг к другу. Пример – ВCl₃.

3. sр³- гибридизация. В результате гибридизации образуются четыре гибридные орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109 ⁰. Этот тип гибридизации характерен для соединений углерода: СН₄, ССl₄ и др.

Направленность связей в молекулах Н₂О и NH₃ (т.е. угол, близкий к 109 ⁰) можно объяснить с точки зрения гибридизации электронных облаков, т.к. в гибридизации могут участвовать орбитали и полностью заполненные. В атоме азота три 2р-орбитали и полностью заполненная 2s-орбиталь участвуют в sр³-гибридизации. И в атоме кислорода также sр³-гибридизация, но в ней участвуют две полностью заполненные орбитали (s и р).

В гибридизацию могут включаться и d- и f-орбитали, прочность связи при этом значительно возрастает.

Прочность связей, образованных негибридными и гибридными орбиталями, увеличивается в ряду:

s < p < sp³ < sp² < sp.