Химическая связь.

Химическая связь – это совокупность сил между атомами, образующая устойчивые системы: молекулы, ионы, радикалы.

Причина образования химической связи – понижение полной энергии системы.

Типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь

Для квантово-механического описания ковалентной связи используется два метода: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.

Метод валентных связей

Основные положения метода:

1)Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2)Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

3)При образовании молекулы электронная структура составляющих её атомов в основном сохраняется, а все химические связи в молекуле могут быть представлены набором фиксированных(локализованных) двух центровых двухэлектронных связей. (не для всех соединений).

В целом электронная структура молекулы выглядит как набор различных валентных схем(метод локализованных пар).

Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков связываемых атомов. Существуют разные способы перекрывания этих электронных облаков.

1. Прямое перекрывание:

В этом случае единственная область перекрывания электронных облаков лежит на прямой, соединяющей ядра атомов. Связь, образованная таким образом, называется

σ-связью.

В зависимости от вида перекрывающихся облаков может образоваться s-s,

s-p, p-p, s-d, p-d σ-связи.

2. Боковое перекрывание:

В этом случае две области перекрывания электронных облаков находятся по разные стороны от плоскости, в которой лежат ядра связываемых атомов. Связь, образованная при таком перекрывании ЭО, называется  π- связью. Как и в случае σ-связи, в зависимости от вида перекрывающихся облаков могут образоваться различные разновидности π-связи: p-p, p-d, d-d π-связи.

π-связь –ковалентная связь между атомами образованная при боковом перекрывании их электронных облаков.

В методе валентных связей различают обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи.

Обменный механизм. К обменному механизму образования химической связи относятся случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону.

В молекулах Н₂, Li₂, F₂ и Cl₂ связи образуются за счет неспаренных s-электронов этих атомов. В молекулах HF и HCl связи образуются s-электронами водорода и p-электронами галогенов. Особенностью образования соединений по обменному механизму является насыщаемость, которая показывает, что атом образует не любое, а ограниченное количество связей. Их число, в частности, зависит от количества неспаренных валентных электронов. Из квантовых ячеек N и Н

можно видеть, что атом азота имеет 3 неспаренных электрона, а атом водорода – один. Принцип насыщаемости указывает на то, что устойчивым соединением должен быть NH₃, а не NH₂, NH или NH₄.

Донорно-акцепторный механизм – образование ковалентной связи за счёт двухэлектронного облака одного атома(донор) и свободной орбитали другого(акцептор).

Примером образования химической связи по донорно-акцепторному механизму является

реакция аммиака с ионом водорода: H⁺ + ׃NH₃ = NH₄⁺

Роль акцептора электронной пары играет пустая орбиталь иона водорода. В ионе аммония NH₄⁺ атом азота четырехвалентен.

В молекуле аммиака заселены все четыре орбитали азота, из них три – по обменному механизму электронами азота и водорода, а одна содержит электронную пару, оба электрона которой принадлежат азоту. Такая электронная пара называется неподеленной электронной парой.

Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования; по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

В приведенных формулах нитросоединения связи азота с кислородом неравноценны. Однако, как показывают результаты физических исследований, эти связи энергетически совершенно одинаковы. Следовательно, электронная пара, обусловливающая отрицательный заряд, не сосредоточена целиком на каком-либо одном кислородном атоме, а несколько смещена к азоту при одновременном смещении от азота ко второму кислородному атому подвижной π-электронной пары двойной связи. В результате выравнивания электронной плотности в нитрогруппе формальный отрицательный заряд (-1) распределяется поровну (-1/2) между обоими атоми кислорода:

В плоском треугольном ионе (NO₃)^- делокализованные π-связи равномерно распределяются между всеми атомами кислорода. Точно также делокализованные π-связи равномерно распределяются между всеми атомами кислорода в соединениях (BO₃)^3- ,(CO₃)^2-,SO₃ , в BF₃ – между всеми атомами фтора,в анионах (PO₄)^3- и (SO₄)^2- , имеющих тетраэдрическое строение делокализованные связи равномерно распределяются между всеми атомами кислорода

Рис.1 Структурные формулы SO₄^2- и PO₄^3- с учётом делокализации π-связи.