Химическая связь

Первые попытки объяснить причины образования химической связи предпринимались еще в Х1Х веке ‚ однако только на базе работ Косселя и Льюиса в 1916 году зародились фундаментальные гипотезы, которые в нас-тоящее время являются основой наших представлений о химической связи. Коссель и Льюис предположили‚ что образование химической связи связано с тем‚ что каждый атом стремится приобрести устойчивую электронную конфигурацию следующего за ним инертного газа. Образование этой элект-ронной конфигурации они объясняли по разному : Льюис говорил, что она образуется в результате обобществления электронов, т.е. за счет образования общих электронных пар, Коссель связывал ее образование с передачей элек-тронов от менее электроотрицательного атома более электроотрицательно-му, что приводило к дальнейшем взаимодействию образовавшихся ионов за счет сил электростатического притяжения. Таким образом, представления Льюиса объясняли образование ковалентной связи, Косселя – ионной.

В зависимости от электроотрицательности атомов, образовавших химическую она делится на ковалентную неполярную ( = 0, где =|E₁-E₂ |

E₁ и E₂ - электроотрицательности атомов), ковалентную полярную

(< 2,0 ), ионную ( >2,0). В этом случае электроны полностью смещаются к более электроотрицательному атому , свяазуется за счет сил электростатического притяжения разноименно заряженных ионов:

Na + Cl [Na]⁺ [ Cl ]^-

Химическая связь характеризуется тремя параметрами – длина связи, угол связи и энергия связи. Длина связи – это равновесное расстояние между центрами ядер в молекуле. Она зависит от радиусов атома и кратности связи. Энергия связи - это та энергия, которую нужно затратить на разрыв связи, чем меньше длина и кратность связи, тем выше энергия связи. Угол связи – это угол между воображаемыми линиями, проведенными через центры атомов.

В 1927 году Гейтлер и Лондон решили уравнение Шреденгера для молекулы водорода, рассчитав энергию молекулы водорода для различных межатомных расстояний, они показали что возможно два решения уравнение Шреденгера - волновая функция , получившая название симметричной функции (спины атомов водорода антипараллельны) и волновая функция - , получившая название асимметричной функции ( спины атомов водорода паралельны) . В случае симметричной функции становится возможным передвижение электронов в поле обоих ядер, что приводит к значительному увеличению электронной плотности в пространстве между ядрами. Между ядрами появляется область с высокой плотностью отрицательного заряда, который стягивает положительно заряженные ядра. Притяжение уменьшает потенциальную энергию системы - возникает химическая связь, при этом сферы облаков не касаются друг друга, а перекрываются. Наоборот, когда спины параллельны плотность электронного облака в пространстве между ядрами падает до нуля, электроны выталкиваются из пространства между ядрами, химическая связь не образуется. Представления Гейтлера и Лондона о механизме образования химической связи послужили основой для разработки теории химической связи, получившей название метода валентных связей ( МВС).

Основные положения метода валентных связей :

1. Химическая связь образуется между двумя атомами с антипараллель- ными спинами, при этом происходит перекрывание волновых функций электронов, между атомами появляется зона с повышенной элект-ронной плотностью, что приводит к уменьшению потенциальную энергию системы.

2. Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания волновых функций электронов, образующих связь является наибольшей.

3. Из двух орбиталей атома наиболее прочную связь образует та, которая сильнее перекрывается с орбиталью другого атома.

4. Химическая связь носит локализованный характер.

Рассмотрим в рамках МВС свойства ковалентной связи – ее насыщае-мость, направленность и поляризуемость.

Насыщаемость.

Вследствие насыщаемости молекулы имеют определенный состав и существуют в виде частиц определенной структуры. Данное свойство ковалентной связи неразрывно связано с таким понятием как валентность. Валентность характеризует способность атома образовывать определенное число связей. Поскольку пребывание электрона в поле двух ядер энергетически выгоднее, чем в поле своего ядра в образовании химической связи принимают участие все одноэлектронные облака, т.е. ковалентность (валентность) определяется числом неспаренных электронов. Число неспаренных электронов может увеличиваться в результате возбуждения, при котором двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. Однако возбуждение атомов до нового валентного состояния требует затраты определенной энергии, поэтому возбуждение возможно только в тех случаях, когда затрата энергии компенсируется энергией которая выделяется при образовании химических связей. Возбуждение возможно только в пределах своего энергетического уровня.

Например :

₁₆S ... 3s²3p⁴ __ — — —K = 2

Так как сера является элементов третьего периода , то у атома имеются свободные орбитали на d- подуровне, на которые могут переходить спаренные электроны при возбуждении :

— — — — —

₁₆S*... 3s²3p³3d¹ — — — K = 4

— — — — — —

₁₆S**... 3s¹3p³3d² — — —

• K = 6

₈ О ... 2s²2p⁴ __ — — — K = 2

В отличии от атома серы, атом кислорода возбудить нельзя, так как во втором энергетическом уровне только два подуровня.

Направленность

Квантово-механическое объяснение направленности химической связи основано на учете формы различных орбиталей, их перекрывание может осуществляться различными способами и зависит от способа перекрывания и симметрии образующегося электронного облака. Различают б-, - и ∂- связи.

б-связи образуются при перекрывании электронных облаков вдоль линии соединения атомов.

-связи образуются при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов.

∂-связи образуются при перекрывании всех четырех лопастей d -орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях.

s-электроны могут участвовать в образовании только б связей, р-орбитали - в б и  –связывании. Например :

В молекулах с кратными связями одна связь сигма -, остальные - пи.

Геометрические формулы молекул

Рассмотрим строение простейших молекул на примере водородных со-единений элементов VII, VI, V и IV групп главных подгрупп .

HСl H - Сl

Определяем электронные конфигурации атомов

₊₁₇Cl⁰ …3s²3p³

3p

K=1

3s

₁H 1s¹ 1s K=1

молекула имеет линейную форму, угол связи равен 180°.

2)Н₂S Н — S

Н

₁₆S…3s² 3p⁴ 3p К=2

3s

₁H 1S¹ 1S K=

Молекула имеет угловую форму, угол связи равен 90⁰

РН₃

Н

3) Н-Р-Н, Р

₁₅P…3s²3p³ 3p. 3p К=3

3s

₁H 1S¹ 1S K=1

Угол связи равен 90°, молекула имеет

форму пирамиды.

Гибридизация

Обычно атомы формируют связи за счет электронов разных подуровней. Несмотря на различие формы исходных орбиталей, образованные при этом связи равноценны. Теоретическое обоснование этого факта предложили Слейтер и Полинг. Они показали, что при расчете и истолковании химической связи, образованной разными орбиталями не очень сильно различающимися по энергии, их можно заменить тем же количеством одинаковых орбиталей, называемых гибридными. При гибридизации происходит выравнивание энергии и формы атомных орбиталей. Гибридные орбитали сильно вытянуты в одну сторону от ядра, что обеспечивает их более сильное перекрывание с орбиталями других атомов, а это приводит к образованию более прочной связи. Гибридизации способствует также то обстоятельство, что при гибридизации электроны в многоэлектронных атомах испытывают меньшее отталкивание друг от друга, s- и р –орбитали.

Условиями устойчивой гибридизации являются :

1. Близость энергии орбиталей, участвующих в гибридизации.

2. Достаточно высокая плотность орбиталей.

3. Высокая степень перекрывания электронных облаков.

Исходя из сказанного, склонность к гибридизации с ростом заряда ядра уменьшается и в периодах, и в группах.

Различают sp- , sp² -, sp³ - гибридизацию.

Рассмотрим примеры различных видов гибридизации:

1) ВеС1₂ Сl  Ве  Сl

₄Ве...2s² _{__ __ __}

2s К=0

₄Ве*...2s¹2р¹ 2р ___ К=2

2s ___

sр-гибридизация

₁₇Cl…3s²3p⁵ 3p

3s

К=1

Молекула имеет линейную форму,

угол связи равен 180

2) ВCI₃ Сl  В  Сl

Cl

₅В...2s²2р^I 2р ___ ___ ___

К=1

2s ___

₅В*… 2s¹2p² 2р ___ ___ ___ К=3

2s —

sр² –гибридизация

Молекула имеет форму плоского треугольника, угол связи равен 120°

Н

3)СН₄ Н С Н

Н

₆С…2s²2р² 2р ___ ___ ___ K=2

2 ___

₆С*…2s¹2p³

2p ___ ___ ___ К=4

2s ___

sр³ -гибридизация

Молекула имеет тетраэдрическую форму,

угол связи равен 109⁰ 28^/

Очень часто углы в молекулах не равны тем, которые мы рассматривали выше, это связано с тем , что на геометрическую форму молекул влияют несвязывающие электронные пары. Рассмотрим графические формулы молекул аммиака и воды.

. . Молекула

NН₃ Н-N -Н пирамидальная



H

₇N …2s²2p³ 2p

2s

. .

Н₂О Н  O :



H

₈O …2s²2p⁴ 2p

2s

молекула угловая

ГЕОМЕТРИЧЕСКИЕ ФОРМЫ МОЛЕКУЛ С КРАТНЫМИ СВЯЗЯМИ

При определении геометрической формы таких молекул учитывают, что -связи образуются только «чистыми» р-орбиталями, в этом случае образуются совмещённые конфигурации.

Например: COCl₂

Cl

O=С

Cl

₆С… 2s²2p² 2p __ __ __

K=2

2S ___

₆C*…2s¹p³ 2p __ __ __

K=4

2S ___

Один из р-электронов образует -связь, значит атом углерода находится в состоянии sp² гибридизации. Молекула имеет линейную форму, угол связи равен 180°

₈O...2S² 2р⁴ 2р ___ ____ ____

К=2

₁₇Cl…3s²3p⁵

3p ___ ____ ____ K=1

3s ____

Молекула имеет плоскую треугольную форму.