Основні положення методу валентних зв’язків

1. ковалентний хімічний зв'язок утворюють два електрони з протилежними спинами, що належать двом атомам. Наприклад, при зближенні двох атомів водню відбувається часткове перекривання їх електронних орбіталей і утворюється загальна пара електронів

Ковалентний зв'язок може бути утворена і по донорно-акцепторного механізму. Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок електронної пари одного атома (донора) і іншого атома (акцептора), який надає для цієї пари вільну орбіталь, називається донорно-акцепторні.

Розглянемо як приклад механізм утворення іона амонію NH4 +. У молекулі NH3 три поділені електронні пари утворюють три зв'язку N- H, четверта пара зовнішніх електронів є неподіленої, вона може дати зв'язок з іоном водню, в результаті виходить іон амонію NH4 +:

Таким чином, іон NH4 + має чотири ковалентних зв'язку, причому всі чотири зв'язку N-H рівноцінні, тобто електронна щільність рівномірно розподілена між ними.

2. При утворенні ковалентного хімічного зв'язку відбувається перекривання хвильових функцій електронів (електронних орбіталей), при цьому зв'язок буде тим міцніше, чим більше це перекривання.

3. Ковалентная хімічний зв'язок розташовується в тому напрямку, в якому можливість перекривання хвильових функцій електронів, що утворюють зв'язок буде найбільшою.

4. Валентність атома в нормальному (не збудженому) стані визначається:

• числом неспарених електронів, що беруть участь в утворенні загальних електронних пар з електронами інших атомів;
• наявністю донорной здатності (за рахунок однієї неподіленої електронної пари).

У збудженому стані валентність атома визначається:

• числом неспарених електронів;
• числом вакантних орбіталей, здатних акцептувати електронні пари донорів.

Таким чином, валентність виражається невеликими цілими числами і не має знака. Мірою валентності є число хімічних зв'язків. якими даний атом з'єднаний з іншими.

До валентним відносяться перш за все електрони зовнішніх рівнів, але для елементів побічних підгруп до них відносяться і електрони передостанніх (предвнешнего) рівнів.

Розглянемо електронну конфігурацію атома бору:

де В * - атом бору в збудженому стані.

Атом бору в основному стані одновалентен. Атом бору в збудженому стані має три неспарених електрона і може утворювати сполуки, де він буде трьохвалентний. Енергія, витрачена на перехід атома в збуджений стан в межах одного енергетичного рівня, як правило, з надлишком компенсується енергією, що виділяється при утворенні додаткових зв'язків.

Завдяки наявності в атомі бору вільної орбіталі бор - один з найсильніших акцепторів неподілених електронних пар. наприклад:

В результаті утворюється комплексний іон [BF4] -. має чотири ковалентні s-зв'язку.

Уявімо схему розподілу електронів в атомі азоту:

Оскільки азот має три неспарених електрона, його валентність дорівнює трьом. Перехід атома азоту в збуджений стан неможливий, оскільки другий енергетичний шар не містить d-орбіталі. Атом азоту може надати неподілену електронну пару зовнішніх електронів атома, що має вільну орбіталь (акцептору). Наприклад, в іоні амонію азот чотиривалентний (див. Пункт 1).

Схеми перекривання атомних орбіталей при утворенні зв'язків в молекулах H2 O, NH3. CH4

Молекула води складається з атома кисню і двох атомів водню. Два неспарених р-електрона атома кисню займають дві орбіталі, які розташовуються під кутом 90 o один до одного. При утворенні молекули води орбиталь кожного р-електрона перекривається орбиталью s - електрона атома водню (рис. 7.1).

Кут між зв'язками повинен бути близький до кута між хмарами р-електронів, тобто до 90 о. Експериментально знайдено, що кут між зв'язками в молекулі води дорівнює 104,5 о. Це пов'язано з тим, що електрони сильніше відтягнуті до атому кисню, оскільки зв'язок О-Н є полярним ковалентним зв'язком. Таким чином, відбувається відштовхування позитивних зарядів, що виникають у атомів водню, що призводить до збільшення кута між зв'язками.

В освіті молекули аміаку беруть участь три неспарених р-електрона атома азоту, орбіталі яких розташовані в трьох взаємно перпендикулярних напрямках і s-електрони трьох атомів водню (рис. 7.2).

Три зв'язку N-H в молекулі аміаку повинні розташовуватися під кутами один до одного, близькими до 90 о. Експериментально знайдено, що кут між зв'язками в молекулі аміаку дорівнює 107,3 ​​о. це обумовлено тією ж причиною, що і в разі молекули води. Крім того, ми не враховуємо участь 2s-електронів в утворенні хімічних зв'язків.

При утворенні молекули метану атом вуглецю переходить в збуджений стан, тобто має три неспарених р-електрона і один s-електрон.

Міркуючи так само, як і в попередніх випадках, можна припустити, що атом вуглецю буде утворювати три зв'язку, спрямовані під кутом 90 o один до одного і зв'язок, спрямовану довільно, оскільки вона утворена s-електроном, а s-електрон має сферичну симетрію.

Оскільки р-орбіталі більш витягнуті від ядра, s-орбіталь, вони сильніше перекриваються з орбиталями інших атомів, а, значить, зв'язку, утворені р-електронами повинні бути більш міцними. Але з експерименту відомо, що всі зв'язки в молекулі метану рівноцінні і спрямовані до вершин тетраедра (кут між зв'язками дорівнює 109,5 о.

Це явище пояснюється поданням про гібридизації хвильових функцій, введеним Полингом і Слейтером. Гібридизація валентних орбіталей - це вирівнювання їх за формою і енергії. Уявлення про гібридизації використовується в тому випадку, коли в утворенні зв'язків в молекулі беруть участь електрони, що належать до різних типів орбіталей. Гібридна орбиталь асиметрична і сильно витягнута по одну сторону від ядра.

Розглянемо електронна будова молекули метану, але вже з позицій методу гібридизації. Чотири неспарених електрона атома вуглецю взаємодіють між собою в ході утворення хімічного зв'язку з електронами іншого атома, даючи чотири нових рівноцінних гібридних хмари. Така гібридизація називається sp 3-гібридизація. Чотири абсолютно однакові sp 3 -гібрідние орбіталі атома вуглецю розташовані під кутом 109,5 про один до одного і спрямовані до вершин тетраедра, в центрі якого розташований атом вуглецю (рис. 7.3).

Виникає питання - чи можна з позицій гібридизації орбіталей пояснити утворення хімічного зв'язок між атомами в молекулах H2 O і NH3. Спрямованість зв'язків в цих молекулах можна пояснити з використанням поняття гібридизації. Такий підхід є навіть більш точним, ніж викладений раніше. Це обумовлено тим, що гібридна орбіталь сильно витягнута в одну сторону від ядра, і перекривання гібридних орбіталей з електронними орбиталями інших атомів є більш сильним, ніж перекривання орбіталей s- і р-електронів, що призводить до утворення більш міцного зв'язку, а, значить, і більш стійких молекул.

Перш ніж перейти до розгляду структури молекул H2 O і NH3 з використанням моделі гібридизації, складемо алгоритм визначення геометрії молекули цим методом:

• необхідно визначити наявність неподілених електронних пар або неспарених електронів у центральних атомів (за положенням у періодичній системі);
• слід знайти число гібридних орбіталей, що дорівнює сумі числа s -зв'язків і числа неподілених електронних пар центрального атома;
• необхідно встановити тип гібридизації орбіталей:

Можливі й інші типи гібридизації хвильових функцій електронів, наприклад, гібридизація за участю d-орбіталей.

Утворення хімічного зв'язку в молекулах H2 O і NH3 також можна пояснити з позицій sp 3-гібридизації атомних орбіталей кисню та азоту (рис. 7.4).

У той час як у атома вуглецю всі чотири гібридні орбіталі зайняті зв'язують електронними парами (рис. 7.3), у атома азоту одна з чотирьох гібридних орбіталей зайнята неподіленої електронної парою (кут 107,3 ​​о), а у атома кисню - дві орбіталі (кут 104,5 о) (рис. 7.4). Значить, відразливе дію неподілених електронних пар впливає на валентні кути - при переході від молекул метану до молекул аміаку і води валентний кут зменшується.

-Мобільний зв'язок - хімічний зв'язок, утворена в результаті перекривання електронних орбіталей вздовж лінії, що з'єднує ядра атомів.

-Мобільний зв'язок - хімічний зв'язок, утворена в результаті перекривання електронних орбіталей по обидва боки від лінії, що з'єднує ядра атомів.

Метод накладення валентних схем. делокалізованних-зв'язок

Розглянемо метод накладення валентних схем на прикладі азідоводорода HN3. У молекулі HN3 атоми азоту пов'язані один з одним, а з воднем з'єднаний один з них.

Центральний атом азоту може бути тривалентним за рахунок неспарених електронів, але в обох випадках в молекулі залишаються два неспарених електрона, що робить схеми малоймовірними.

Перенесемо один з s-електронів центрального атома на "верхній" атом азоту:

Равновероятности схема вийде, якщо перемістимо один з s-електронів центрального атома на інший атом азоту: