4.3.2. Метод валентних зв'язків

Одна із сучасних теорій хімічного зв’язку, яка була запропонована в

1927 р. В. Гейтлером та Ф. Лондоном, – метод валентних зв’язків, що розглядає утворення ковалентних зв’язків з точки зору перекривання електронних хмар. Уявлення про перекривання електронних хмар виникає при аналізі кривої потенційної енергії системи, яка складається з двох наближених атомів Гідрогену. В молекулі водню чотири заряджені частинки: два позитивних ядра та два електрони. У системі діють сили притягання електронів до власних ядер і до ядер сусідніх атомів, а також сили відштовхування між ядрами та між електронами. Стійкою молекула стає при зрівноважуванні сил відштовхування силами притягання, в стійкому стані молекула має мінімальне значення потенційної енергії. Розглянемо докладніше зони енергії на рис. 7.

Рис. 7. Крива потенційної енергії системи, яка складається

з двох атомів Гідрогену

В області над віссю абсцис енергії більш високі, ніж у двох не взаємодіючих атомах Гідрогену. Отже, ця область відповідає відштовхуванню частинок. Нижче вісі абсцис енергія системи менша, ніж в окремих атомах Гідрогену. Таким чином, ця область відповідає притяганню частинок. Стійкий стан молекули буде в точці А, в якій ядра атомів Гідрогену розташовані на відстані r_о (довжина зв’язку). При переході системи в точку А виділяється енергія Е_зв (енергія зв’язку Н – Н). Крива з мінімумом потенційної енергії утворюється тільки в тих випадках, коли спіни електронів в атомах Гідрогену антипаралельні (↓↑). При паралельних спінах (↑↑) крива потенційної енергії пролягає в області відштовхування, молекула не утворюється. Довжина зв’язку r_о в молекулі Н₂ дорівнює 0,074 нм. Радіус атому Гідрогену – 0,053 нм. Якщо припустити, що атоми Гідрогену стикаються по радіусах, то відстань між центрами ядер повинна бути 0,106 нм (рис. 8).

Без перекривання Перекривання

Рис. 8. Перекривання електронних s-хмар у молекулі Н₂

Зроблено висновок про перекривання (взаємне проникнення) електронних хмар. Чим більше площина перекривання, тим міцніший зв’язок. Тому перекривання електронних хмар протікає не в будь-яких, а тільки у визначених напрямках, які забезпечують найбільшу площину перекривання і мінімум потенційної енергії системи. Одна із загальних властивостей ковалентного зв’язку – його спрямованість. Найбільша площина перекривання виникає при перекриванні по осях електронних хмар (рис. 9).

Рис. 9. Перекривання р-хмар

4.3.3. Валентність при ковалентному типу зв’язку

Можливі валентні стани елемента при ковалентному типі зв'язку можуть бути визначені числом неспарених електронів при стабільному та збудженому станах атома. У зв’язку з цим необхідно вміти встановлювати число неспарених електронів у атомах різних елементів при стабільному і збудженому станах. Для з′ясування питання про число неспарених електронів у атомах конкретного елемента потрібно розподіляти електрони зовнішнього рівня по атомних орбіталях (енергетичних комірках):

на s-підрівні одна орбіталь

н а p-підрівні три орбіталі

н а d-підрівні п’ять орбіталей

Е

↑

↑↓

лектрони можуть бути відсутніми на даній орбіталі або знаходитися один чи два електрони з протилежними спінами .

У межах одного підрівня електрони розподіляються по орбіталях відповідно до правила Гунда: на даному підрівні електрони займають максимальне число енергетичних станів (орбіталей, комірок). Відповідно до правила Гунда зовнішній рівень Нітроґену можна подати таким чином:

2s 2p

N 1s² 2s² 2p³ . Заповнення зовнішнього рівня Нітроґену

2s 2p

виключається як таке, що суперечить правилу Гунда.

Розглянемо розподілення електронів Хлору в стабільному та збудженому станах: Cl 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

3s 3p 3d

– стабільний стан,

– перший збуджений стан,

– другий збуджений стан,

– третій збуджений стан.

Відповідно до наведених схем хлор у стабільному стані має валентність, яка дорівнює одиниці, а в збуджених – три, п’ять, сім. Перехід атома у збуджений стан можливий тільки у тих випадках, коли на даному енергетичному рівні є вільні орбіталі. При збудженні з кожної пари електронів утворюються два неспарених електрони, тому валентність підвищується на дві одиниці. Однією з важливих властивостей ковалентного зв’язку є його насичуваність. Насичуваність визначає стехіометрію молекул, складання формул і розрахунки за формулами та рівняннями реакцій.