Метод валентних зв’язків

Головна | Про нас | Зворотній зв'язок

Метод ВС заснований на таких основних положеннях:

а) хімічний зв'язок між двома атомами виникає як результат перекривання АО з утворенням електронних пар (узагальнених двох електронів);

б) атоми, що утворюють хімічний зв'язок, обмінюються між собою електронами, які утворюють зв'язують пари. Енергія обміну електронами між атомами (енергія тяжіння атомів) вносить свій внесок в енергію хімічного зв'язку. Додатковий внесок в енергію зв'язку дають кулонівських сили взаємодії частинок;

в) в утворенні хімічного зв'язку беруть участь електрони з антипаралельними спинами;

г) характеристики хімічного зв'язку (енергія, довжина, полярність і ін.) визначається типом перекривання АО.

Електронна структура молекули значно відрізняється від електронної структури утворюють її атомів. Наприклад, електронні орбіталі в молекулі водню не мають сферичної симетрії на відміну від АТ атома водню, так як електронна пара належить двухцентровой молекулярної системі. У той же час ця зв'язуюча електронна пара знаходиться на більш низькому енергетичному рівні, ніж неспарені електрони атомів водню.

В результаті утворення молекул з атомів зміни зазнає лише електронна структура зовнішніх і предвнешнего оболонок атомів. Тому в утвореній молекулі атоми з вихідної електронної структурою не існує. У атомів в молекулі зберігаються лише електронні конфігурації внутрішніх електронних оболонок, що не перекриваються при утворенні зв'язків.

Здатність атома приєднувати або заміщувати певне число інших атомів з утворенням хімічних зв'язків називається валентністю. Згідно з методом ВС, кожен атом віддає на утворення спільної електронної пари (ковалентного зв'язку) по одному неспарених електронів. Кількісною мірою валентності в обмінному механізмі методу ВС є число неспарених електронів у атома в основному або збудженому стані. До них відносяться неспарені електрони зовнішніх оболонок атомів s- і р-елементів, зовнішніх і предвнешнего оболонок d- елементів.

При утворенні хімічного зв'язку атом може переходити в збуджений стан в результаті роз'єднання пари або пар електронів і переході одного (або декількох електронів, що дорівнює числу роз'єднаних пар) на вільну орбіталь тієї ж оболонки. Наприклад, електронна конфігурація кальцію в основному стані записується як 4s 2. Відповідно до обмінним механізмом методу ВС валентність його дорівнює нулю, тобто для Са (... 4s 2) валентностьВ = 0. У атома кальцію в четвертій оболонці (п = 4) є вакантні р- орбіталі. При порушенні атома відбувається розпарювання електронів і один з 4s- електронів переходить на вільну 4s- орбиталь. Валентність кальцію в збудженому стані дорівнює двом, тобто при розпарюванні валентність збільшується на дві одиниці.

Просторова структура молекул.

Як було показано раніше, ковалентний хімічний зв'язок характеризується спрямованістю, що обумовлено певними орієнтаціями АТ в просторі.

Зв'язок, утворена перекриванням АТ по лінії, що з'єднує ядра з'єднуються атомів, називається # 963; -зв'язком. прикладами освіти # 963; -зв'язків є перекривання s-орбіталей, s- і p-орбіталей, р-орбіталей, d-орбіталей, а також d- і s-орбіталей, d- і р-орбіталей і т.д. Деякі з прикладів # 963; -зв'язків наведені нижче.

Можна бачити, що в разі # 963; -зв'язків область максимальної електронної щільності знаходиться на лінії, що з'єднує ядра атомів.

Зв'язок, утворена перекриванням АТ по обидві сторони від лінії, що з'єднує ядра атомів (бокове перекривання), називається π-зв'язком. π-зв'язок може утворитися при перекривання р-р, р-d, f-p, f-d і f-f-орбіталей. Нижче наведені приклади освіти π-зв'язків.

Оскільки при утворенні π-зв'язків ступінь перекривання орбіталей невелика в порівнянні з # 963; -зв'язків, енергія цих зв'язків істотно нижче.

При накладенні π-зв'язку на # 963;-зв'язок утворюється подвійний зв'язок, наприклад, в молекулах кисню, етилену, діоксиду вуглецю:

При накладенні двох π-зв'язків на одну # 963;-зв'язок виникає потрійний зв'язок, наприклад, в молекулах азоту, ацетилену, синильної кислоти:

Чим вище кратність зв'язку, тим більше її енергія і тим менше довжина зв'язку.

Деякі форми сполук неможливо пояснити з точки зору їх утворення з порушених або збудженому атомів. Так, в молекулі метану всі зв'язки С-Н рівноцінні, що суперечить набору орбіталей у порушених і не збудженому форм атома вуглецю. Послідовне обгрунтування цього та інших фактів знайдено в рамках концепції гібридизації АТ.

Гібридизація - це змішання різних по енергії і формі орбіталей атома, що призводять до утворення такої ж кількості однакових по енергії і формі гібридних орбіталей. Еквівалентність гібридних орбіталей зумовлює не тільки освіту рівноцінних по енергії зв'язків, а й однакові валентні кути між зв'язками, утвореними цими орбиталями. Слід підкреслити, що гібридні АТ утворюються у одного атома, що має різні орбіталі, причому об'єктом гібридизації є орбіталі, які мають близькі значення енергії.

У разі метану гібридизація є результатом змішання однієї s- і трьох р-орбіталей в збудженому стані атома вуглецю, так звана sp 3-гібридизація.

Освіта гібридних орбіталей обумовлює енергетичну вигідність утворюються за допомогою цих орбіталей хімічних сполук. Це пов'язано з двома факторами.

По-перше, гібридні орбіталі ассимметричного, що обумовлює великий ступінь перекривання при утворенні ними хімічних зв'язків і більшу їх міцність.

По-друге, валентні кути між гібридними орбиталями більше, ніж негібридних, що обумовлює меншу ступінь відштовхування між електронами зв'язків, утворених цими орбиталями, і робить молекулярні системи більш стабільними.

При sp 3-гібридизації поздовжні осі симетрії гібридних орбіталей знаходяться по відношенню один до одного під кутом 109º28 '- відповідних їх напрямку до кутів тетраедра, центром якого є ядро ​​атома.

Якщо об'єктами гібридизації є одна s і дві р-орбіталі, то такий тип гібридизації називається sp 2 - гібридизація, а кути між поздовжніми осями цих орбіталей рівні 120ºС і відповідають мінімальному відштовхування між валентними електронами.

При змішуванні однієї s- і однієї р-орбіталі має місце sp-гібридизація. В цьому випадку валентний кут між гібридними орбиталями становить 180 # 730; С.

Просторова структура молекул визначається числом атомів в молекулі, гибридизацией орбіталей і числом неспарених електронів на них, відповідальних за освіту зв'язків.

Молекула, утворена двома атомами, лінійна. Якщо на зовнішній оболонці атома є два неспарених р-електрона, то при перекривання їх АТ орбиталями інших атомів, утворюється кутові молекули. До таких атомам відносяться атоми р-елементів VI групи (O, S, Se, Te), електронна конфігурація зовнішніх оболонок яких приведена нижче.