Химическая связь

Метод валентных связей (метод ВС).

(Задачи №№ 41¸8)

Метод ВС используется для объяснения природы ковалентной связи. Согласно данному методу, кова­лентная связь – это связь за счёт общей пары электронов с антипараллельными спинами, которая образу­ется при перекрывании 2-х АО соединяющихся атомов. Общая электронная пара может образовываться по об­менному и донорно-акцепторному механизму[9].

При обменном механизме ковалентная связь образуется путём обобществления неспаренных электронов обоих соединяющих атомов. Очевидно в связи с этим, что число связей, образуемых атомом по обменному механизму – его валентность (ковалентность) – равно числу неспаренных электронов.

Пример 4.1.1.1. Образование ковалентной связи между атомами водорода.

Атом водорода – простейший атом с единственным валентным s-электроном. Естественно, что каж­дый атом водорода способен участвовать в образовании только одной общей пары электронов. Это выража­ют, говоря, что водород – одновалентный элемент.

Записываем схему образования ковалентной связи между атомами водорода: H ˙ +H ˙ →H: H [10]. Элек­трон­ная схема молекулы водорода ясно указывает на наличие только одной ковалентной связи (одной общей пары электронов) между атомами.

Пример 4.1.2. Образование ковалентных связей между атомами N и H.

Атомы азота и водорода, взаимодействуя, образуют молекулы аммиака: N + 3H = NH₃.

Из графической схемы валентных подуровней видно, что имея 3 неспаренных электрона, атома азота способен образовать 3 ковалентные связи по обменному механизму. Изображаем графически схему пере­кры­ва­ния 3-х р-АО атома азота с s-АО 3-х атомов водорода, записываем электронную и валентную схему обра­зу­ю­щейся молекулы NH₃: электронная схема молекулы: Валентная схема молекулы:

Электронная и валентная схемы молекулы показывают, что валентность азота равна 3, а валентность каждого атома водорода равна 1.

Число ковалентных связей, образуемых атомом по обменному механизму, может увеличиваться в результате его возбуждения. [11] При возбуждении атома происходит разъединение спаренных электронов и их перехода в свободные АО того же уровня.

Пример 4.1.3. валентность атомов фтора и хлора в невозбуждённом и возбуждённых состояниях.

Из графических схем валентных подуровней видно, что в стационарном (невозбуждённом) состоянии каждый атом способен образовать только одну ковалентную связь – валентность (В) каждого атома равна 1.

Записываем электронные формулы атомов фтора и хлора в стационарном состоянии, определяем ва­лентные подуровни (в электронных формулах подчёркнуты) и представляем графически их электронные зна­че­ния.

₉F[1s² 2s²2p⁵]

	2s2		2p5

₁₇Cl[1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁵]

Являясь электронными аналогами, атомы F и Cl отличаются тем, что в атоме F внешний слой яв­ля­ет­ся насыщенным, тогда как во внешнем слое атома Cl имеется свободный 3d- подуровень. Поэтому атом F не может подвергаться возбуждению и, следовательно, его валентность повышаться так же не может. В ато­ме же Cl возбуждение возможно т.к. возможен переход валентных электронов в АО свободного 3d- подуровня. При возбуждении атома Cl происходит разъединение спаренных валентных электронов, следствием чего яв­ля­ется повышение валентности вплоть до значения, равного номеру группы. Изобразим графически возбуждение атома Cl.

[12]

Таким образом, по обменному механизму атом может образовывать ограниченное число кова­лент­ных связей соответственно числу неспаренных электронов. В этом заключается одно из двух важнейших свойств ковалентной связи – её насыщаемость. Вторым главным свойством ковалентной связи является её направленность, обусловленная тем, что перекрывание АО происходит в определённом направлении по отношению к взаимодействующим атомам.

В зависимости от направления перекрывания АО различают σ-, π- и δ-связи.[13] σ-связь образуется при перекрывании двух АО в направлении оси связи, а π-связь – при перекрывании АО в направлении пер­пендикуляра к оси связи. [14] σ-связь может образовываться при взаимодействии АО любой формы; при этом, об­ласть перекрывания АО находится между ядрами атомов на оси связи. π-связь образуется при взаимодействии только p- или d-АО; она характеризуется двумя областями перекрывания, лежащими по обе стороны от оси свя­зи.

Пример 4.1.4. Образование ковалентных связей между невозбуждёнными атомами P и As.

Записываем электронные формулы атомов, определяем валентные подуровни (в электронных формулах подчёркнуты), изображаем графически их электронное строение и даём графическое объяснение образования связей между атомами: ₁₅P[1s²2s²2p⁶ 3s²3p³ ]; ₃₃As[1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p³ ].

		:P:::As: – электронная схема молекулы

 

 

PºAs – электронная схема молекулы

 

 

Из электронной и валентной схем видно, что атомы P и As связаны тройной связью. [15] Поскольку на оси связи между ядрами соединяющихся атомов возможно существование только одной области перекрывания, в тройной связи молекулы AsP имеется только одна σ-связь, образующаяся, например, в направлении коорди­нат­ной оси «х»; остальные 2 связи являются π-связями, образующимися в направлении координатных осей «у» и «z».

Из рассмотренного примера вытекает общий вывод: в любой кратной связи одна связь является σ-связью, все остальные – π-связями.

1 | 2 | 3 | 4 |

Поиск по сайту:

---