Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

При перекрывании двух орбиталей образуются области пространства, в которых электронная плотность повышена вследствие того, что в них могут находиться оба электрона, принадлежавшие разным атомам. Если область максимального перекрывания атомных орбиталей лежит на оси, соединяющей ядра атомов, то в этом случае говорят об образовании σ–связи. Если же область расположена не на оси, а симметрично относительно нее, в этом случае связь называют π–связью.

Ковалентные связи насыщены в том смысле, что общая электронная пара связывает только два взаимодействующих атома и не оказывает существенного влияния на образование других связей теми же атомами.

Кратность связи – число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы в результате ковалентной химической связи.

Длиной ковалентной связи называют расстояние между ядрами атомов, которые образуют связь. Длина связи напрямую связана с радиусом атома - чем он больше, тем длиннее связь.

Под энергией ковалентной связи (выражают в ккал/моль или кДж/моль) обычно понимают энергию, которая необходима для разрыва связи (при образовании ковалентной связи энергия выделяется, при разрыве - поглощается). Чем выше энергия связи, тем прочнее связь. Энергия связи зависит от ее длины - чем длиннее связь в молекуле, тем проще ее разорвать (затратить меньше энергии).

Насыщаемостью называют способность атома образовывать определенное кол-во ковалентных связей - в образовании связи стремятся принять участие все "неспаренные" электроны атома. Например, атом водорода имеет только один неспаренный электрон, а атом азота - три. По этой причине наиболее устойчивым химическим соединением будет NH₃, но не NH или NH₂.

Направленность характеризует пространственную ориентацию ковалентной связи относительно других связей молекулы. В молекулах электроны ковалентных связей и свободные пары электронов постоянно испытывают взаимное отталкивание в результате чего ковалентные связи располагаются так, что валентный угол между ними отвечает принципу наименьшего отталкивания между электронами (например, в молекуле воды валентный угол составляет 104,5°). В некоторых случаях между атомами могут возникать не одна, а две (двойная связь) или три (тройная связь) общих электронных пар (так называемые кратные связи). Двойная ковалентная связь образуется у атомов, имеющих по два неспаренных электрона; тройная - у атомов, имеющих по три неспаренных электрона.

Теория гибридизации.

Гибридизация – гипотетический процесс смешивания размытых орбиталей (s-,p-,d-,f-) с возникновением одинаковых орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. Гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул.

Молекулы и кристаллические структуры характеризуются определенным пространственным расположением атомов. Известно, например, что молекула воды имеет угловую форму, молекула углекислого газа линейна, молекула этилена С₂Н₄ плоская, молекула метана СН₄ тетраэдрическая и т. д. Теория химической связи объясняет пространственное расположение атомов в молекулах исходя из формы и пространственной направленности атомных орбиталей. Каждый атом образует химические связи в определенных направлениях, соответствующих наибольшему перекрыванию электронных облаков. Поэтому химические связи характеризуются направленностью так же, как и атомные орбитали.

Если энергии орбиталей не слишком сильно отличаются друг от друга, то возможно смешивание их волновых функций для образования равноценных гибридных орбиталей. Различают несколько основных типов гибридизации, каждому из которых соответствуют определенные структура и расположение в 78 пространстве гибридных орбиталей. Покажем это на примере атома углерода (рис. 23).

Рис. 23.

Схема гибридизации атомных орбиталей углерода sp–гибридизация. Возникает в результате смешивания волновых функций одного s–электрона и одного р–электрона. Например, в атоме Be при возбуждении образуются две sp–гибридные орбитали. Обе орбитали в пространстве находятся на одной прямой. Гибридные орбитали вытянуты в направлении образования химической связи. Так они обеспечивают лучшее перекрывание электронных облаков и расположение молекулы в пространстве. Например, молекула BeCl2 имеет линейную структуру, угол между связями 180° (рис. 24). sр 2 –гибридизация. Возникает в результате смешивания волновых функций одного s–электрона и двух р–электронов. В атоме бора при возбуждении образуются три sp 2 –гибридные орбитали. В молекулах BCl3 и B2O3 гибридные орбитали располагаются в одной плоскости, образуя угол между связями 120°(рис. 24). sр 3 –гибридизация. Возникает в результате смешивания волновых функций одного s–электрона и трех р–электронов. Например, в молекуле СН4 при возбуждении атома углерода образуются четыре sp 3 –гибридные орбитали. Они направлены от центра к вершинам тетраэдра, образуя угол между связями 109° (рис. 24).