![]() |
Общая
химия.
Учебное
пособие
|
![]() |
3.2.2
Ковалентная связь. Метод
валентных связей Образование ковалентной
связи можно рассматривать в рамках двух методов квантовой
химии: метода
валентных связей и метода молекулярных орбиталей. В Рисунок
3.4 – Зависимость
энергии от расстояния между атомами водорода при однонаправленных и
противоположно направленных спинах. Межъядерное расстояние r0,
соответствующее минимуму, называется длиной связи,
а
энергия связи равна глубине потенциальной ямы E0–E1,
где Е0
– энергия двух невзаимодействующих атомов, находящихся на
бесконечном
расстоянии друг от друга. Образование
химической связи
между атомами водорода является результатом взаимопроникновения
(перекрывания)
электронных облаков. Вследствие
этого перекрывания плотность
отрицательного
заряда в межъядерном пространстве возрастает, и положительно заряженные
ядра
притягиваются к этой области. Такая химическая связь называется
ковалентной. Представления о механизме
образования молекулы водорода были распространены на более сложные
молекулы.
Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода
валентных связей (метод ВС). В основе
метода ВС
лежат следующие
положения: 1)
Ковалентная 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
электронные облака. Комбинации двухэлектронных
двухцентровых
связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название
валентных
схем. Примеры построения валентных схем: В валентных схемах наиболее
наглядно воплощены представления Льюиса об
образовании химической
связи
путем
обобществления электронов с формированием электронной оболочки
благородного
газа: для водорода
– из двух
электронов (оболочка He),
для азота
– из восьми
электронов (оболочка Ne). Свойства ковалентной связи: насыщаемость,
направленность и поляризуемость.
Насыщаемость ковалентной связи
обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их
способностью
к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в
пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей
в
атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования
химических
связей, определяет максимально возможную валентность
элемента. Число
уже использованных для
этого орбиталей
определяет валентность элемента в данном соединении.
Направленность ковалентной связи является
результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за
счет
возможно большей электронной плотности
между
ядрами. Это достигается
при такой
пространственной направленности перекрывания электронных облаков,
которая
совпадает с их собственной.
Исключение составляют s-электронные
облака, поскольку их сферическая
форма
делает все направления равноценными. Для p-
и
d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси,
по которой
они
вытянуты, а образующаяся при этом связь называется σ-связью. σ-Связь имеет осевую
симметрию, и оба атома могут вращаться вдоль линии связи, т.е. той
воображаемой
линии, которая проходит через ядра химически связанных атомов.
После образования между
двумя атомами σ-связи для остальных
электронных облаков той же формы и с тем же главным
квантовым числом *
остается
только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи.
В
результате образуется π-связь. Она
менее прочна, чем σ-связь: перекрывание
происходит диффузными боковыми частями орбиталей.
Каждая кратная связь (например, двойная или тройная) всегда содержит
только
одну σ-связь. Число
σ-связей,
которые образует центральный атом в сложных молекулах или
ионах, определяет для него значение координационного
числаТермин "координационное число"
используется также в других областях химии. В случае комплексных
соединений он означает количество лигандов, окружающих центральный ион.
В кристаллохимии координационное число показывает количество атомов
кристаллической решетки, соседних с данным атомом..
Например, в молекуле NH3 и ионе NH4+
для атома азота оно
равно трем и четырем.
Образование σ-связей фиксирует пространственное
положение атомов
относительно друг друга, поэтому число σ-связей и углы между линиями
связи, которые называются валентными углами,
определяют
пространственную
геометрическую конфигурацию молекул. При оценке степени
перекрывания электронных облаков следует
учитывать знаки волновых
функций *
электронов. При перекрывании облаков с одинаковыми знаками волновых
функций
электронная плотность в пространстве между ядрами возрастает. В этом
случае
происходит положительное перекрывание, приводящее к взаимному
притяжению ядер.
Если знаки волновых функций противоположны, то плотность электронного
облака
уменьшается (отрицательное перекрывание), что приводит к взаимному
отталкиванию
ядер. Поляризуемость рассматривают на основе
представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной
(чисто
ковалентной) или полярной *. Важными характеристиками
химической связи являются также ее длина и
кратность. Длина
связи определяется расстоянием между ядрами связанных атомов
в молекуле. Как правило, длина химической связи меньше, чем сумма радиусов
атомов, за счет перекрывания электронных облаков. Кратность
связи определяется количеством электронных пар,
связывающих два атома, например: этан
H3C–CH3
одинарная связь (σ-связь) этилен
H2C=CH2
двойная связь (одна σ-связь и одна π-связь) ацетилен
HC≡CH
тройная связь (одна σ-связь и две π-связи).
©
А.И. Хлебников, И.Н. Аржанова, О.А. Напилкова
|