Метод валентных связей (мвс)

Метод валентных связей основывается на положении, что каждая пара атомов в химической частице удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. Эти пары электронов принадлежат двум связываемым атомам и локализованы в пространстве между ними. За счет притяжения ядер связываемых атомов к этим электронам и возникает химическая связь.

При описании электронного строения химической частицы электроны, в том числе и обобществленные, относят к отдельным атомам и их состояния описывают атомными орбиталями.

Перекрывание атомных орбиталей вдоль линии, связывающей ядра атомов, приводит к образованию σ-связей. Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь. При дополнительном перекрывании атомных орбиталей, перпендикулярных линии связи, образуются π-связи. Помимо σ- и π-связей, возможно образование еще одного вида связи - δ-связи. Обычно такая связь образуется после образования атомами σ- и π-связей при наличии у атомов d- и f-орбиталей путем перекрывания их "лепестков" сразу в четырех местах.

В результате перекрывания электронных облаков между атомами возникают кратные связи ‑ одинарная (σ), двойная (σ +π), тройная (σ + π + π).

Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно-акцепторный, дативный.

При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими. В результате спаривания электронов в областях перекрывания соответствующих атомных орбиталей появляется три пары электронов, связывающих атомы в молекулу.

По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов. По донорно-акцепторному механизму происходит, например, образование иона аммония NH₄⁺:

NH₃ + H⁺ = NH₄⁺

Ион водорода - атом Н, потерявший свой единственный электрон и имеющий свободную орбиталь.

H⁰ - e →H⁺

На связь с водородом идет 3 электрона атома азота N 1s²2s²2p³

Неподелённая электронная пара азота с энергетическим выигрышем, занимает свободную орбиталь иона водорода.

Атом азота, имеющий неподелённую электронную пару, называется донором. Частица принимающая электронную пару на свою свободную орбиталь, называется акцептором. Отсюда - донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи.

В случае донорно – акцепторного механизма две частицы соединяются в одну при помощи электронной пары, то есть связь ковалентная.

Гибридизация атомных орбиталей

При определении геометрической формы химической частицы следует учитывать, что пары внешних электронов центрального атома, в том числе и не образующие химическую связь, располагаются в пространстве как можно дальше друг от друга.

При рассмотрении ковалентных химических связей нередко используют понятие о гибридизации орбиталей центрального атома - выравнивание их энергии и формы. В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары (или неспаренные электроны) оказались максимально удаленными друг от друга, что соответствует минимуму энергии межэлектронного отталкивания.

Рассмотрим примеры различных видов гибридизации s- и p-орбиталей. Гибридизация одной s- и одной р-орбиталей (sp-гибридизация) происходит при образовании молекул галогенидов элементов II группы (Be, Mg, Zn и др.). Атомы этих элементов в основном состоянии имеют на внешнем слое два спаренных s-электрона. В результате возбуждения один из электронов s-орбитали переходит на близкую по энергии р-орбиталь, т.е. появляются два неспаренных электрона, один из которых занимает s-, а другой р-орбиталь. При возникновении химической связи эти две различные орбитали превращаются в две одинаковые гибридные орбитали (тип гибридизации - sp), направленные под углом 180° друг к другу.

Рисунок 4 ‑ Схема образования sp-гибридных орбиталей

Еще один вид гибридизации s- и р-орбиталей осуществляется в соединениях бора, алюминия или углерода (этилен, бензол). Атом бора имеет строение 1s²2s²2p¹. Возбужденный атом бора имеет три неспаренные электрона - один s- и два p-электрона. В этом случае при образовании соединений бора происходит гибридизация одной s- и двух р-орбиталей (sp²-гибридизация), при этом образуются три одинаковые sp² - гибридные орбитали, расположенные под углом 120° друг к другу.

Рисунок 5 ‑ Схема образования sp2-гибридных орбиталей

Действительно, эксперименты показали, что такие соединения, как ВF₃, АlCl₃, а также этилен и бензол имеют плоское строение, и все три связи В-F, например, в молекуле ВF₃ распо­ложены под углом 120° друг к другу.

В молекуле метана осуществляется sp³-гибридизация орбиталей атома углерода. Четыре совершенно одинаковые sp³-гибридные орбитали атома углерода расположены под углом 109,5° друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода

Рисунок 6 ‑ Строение молекулы метана (sp3-гибридизация)

Итак, тип гибридизации определяет геометрию молекулы или иона.

Водородная связь

Атом водорода, соединенный с атомом фтора, кислорода или азота (реже - хлора, серы или других неметаллов), может образовывать еще одну дополнительную связь. Было установлено, что некоторые водородсодержащие группы атомов часто образуют устойчивую химическую связь с электроотрицательными атомами, входящими в состав другой или той же самой молекулы. Такая химическая связь получила название водородной связи.

Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ^... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь).

Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−.

Водородные связи обнаружены во многих химических соединениях. Они возникают, как правило, между атомами фтора, азота и кислорода (наиболее электроотрицательные элементы), реже - при участии атомов хлора, серы и других неметаллов.

Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца.

Силы Ван-дер-Ваальса включают все виды межмолекулярного притяжения и отталкивания. Они получили название в честь Я.Д. Ван-дер-Ваальса, который первым принял во внимание межмолекулярные взаимодействия для объяснения свойств реальных газов и жидкостей. Эти силы определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. От них зависят многие структурные, спектральные и другие свойства веществ.

Основу ван-дер-ваальсовых сил составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. На определенном расстоянии между молекулами силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая система.

Ван-дер-ваальсовы силы заметно уступают химическому связыванию. Например, силы, удерживающие атомы хлора в молекуле хлора почти в десять раз больше, чем силы, связывающие молекулы Cl₂ между собой. Но без этого слабого межмолекулярного притяжения нельзя получить жидкий и твердый хлор.