Метод валентных связей. Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, обуславливающем образование устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы

Химическая связь

Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, обуславливающем образование устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы, кристалла и др.). Основными типами химической связи являются ковалентная, ионная и металлическая.

Основные характеристики химической связи

1. Энергия связи – это та энергия, которая выделяется при образовании химической связи или затрачивается на ее разрыв, выражается в кДж/моль связей или в эВ на одну связь и характеризует ее прочность. Чем больше энергия связи, тем она прочнее.

2. Длина связи (межъядерное расстояние) – это расстояние между ядрами атомов в молекуле, выражается в нм. Длины связей обусловлены в основном размерами реагирующих атомов.

Обычно более прочным связям соответствуют меньшие межъядерные расстояния.

3. Валентные углы – это углы между направлениями химических связей в многоатомных молекулах, т.е. углы между прямыми линиями, соединяющими ядра атомов в молекуле. Валентные углы зависят от пространственной структуры образуемой молекулы. Например, в линейной молекуле диоксида углерода валентный угол равен 180⁰, а в тетраэдрической молекуле метана валентные углы между направлениями любой пары связей одинаковые и составляют 109,5⁰.

Ковалентная химическая связь

Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Она являются универсальным типом химической связи.

Ковалентная связь делится на:

1. ковалентная неполярная - возникает между одинаковыми атомами (например, в молекулах H₂, N₂, Cl₂);

2. ковалентная полярная - возникает между разными атомами (например, в молекулах H₂O, NH₃, CO₂).

Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными (С-С, С-Н, С-N и др.).

Метод валентных связей

Согласно этому методу, одинарную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам. При этом происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов с образованием области повышенной электронной плотности в межъядерном пространстве.

В зависимости от формы электронных облаков соединяющихся атомов различают следующие типы перекрывания: s-s, s-p, возможны также s-d, p-d и d-d – перекрывания.

При смешивании одной s- и одной p-орбитали реализуется sp-гибридизация. Например, в молекуле гидрида бериллия BeH₂ атом бериллия Be 1s²2s² находится в возбужденном двухвалентном состоянии:

а неспаренные электроны располагаются на разных (s и p) орбиталях.

Ве

Ве^*

H Be H

Таким образом, sp-гибридизация приводит к образованию двух равноценных электронных облаков, расположенных под углом 180° друг ко другу, следствием чего является линейная конфигурация молекулы гидрида бериллия:

Этот тип гибридизации характерен для элементов II группы периодической системы и встречается в соединениях BeГ₂ (Г=F, Cl, Br, I), HgГ₂ и др.

Смешивание одной s- и двух p-орбиталей приводит к sp²-гибридизации электронных облаков. Так, в молекуле трифторида бора атом бора (B 1s²2s²2p¹) находится в возбужденном трехвалентном состоянии:

В

В^*

Таким образом, sp2-гибридизация приводит к образованию трех равноценных гибридных электронных облаков, расположенных под углом 120° друг ко другу. Перекрывание этих облаков с одноэлектронными орбиталями фтора:

приводит к структуре молекулы BF₃ в виде правильного треугольника с углами связей FBF равными 120°. Этот тип гибридизации характерен для элементов III группы периодической системы и встречается в соединениях BГ₃, AlГ₃, AlH₃ и др.

При смешивании одной s- и трех p-орбиталей реализуется sp³-гибридизация. Например, в молекуле метана CH₄ атом углерода C 1s²2s²2p² находится в возбужденном четырехвалентном состоянии:

При sp³-гибридизации образуются четыре равноценные гибридные орбитали, направленные от центра к вершинам правильного тетраэдра под углом 109,5°, что приводит к тетраэдрической структуре молекулы CH₄ (см. рис. на стр. 2). Этот тип гибридизации характерен для элементов IV группы периодической системы и встречается в соединениях СГ₄, SiГ₄, SiH₄ и др.

В гибридизации могут участвовать вместе с s- и p- также и d-орбитали. Так, в молекуле PF5 возбужденный пятивалентный атом фосфора:

sp³d-гибридизация

образует пять гибридных орбиталей, направленных из центра к вершинам тригональной бипирамиды, в связи с чем молекула пентафторида фосфора имеет тригональнобипирамидальное строение. Углы FPF в этой молекуле составляют 90°, 120° и 180°:

Если в образовании связей участвуют электроны разных подуровней (электронных оболочек), то имеет место гибридизация (смешивание, усреднение) электронных облаков так, что из нескольких различных по форме, неравноценных электронных облаков образуется такое же число одинаковых по форме, равноценных электронных облаков, определенным образом расположенных в пространстве.

Поиск по сайту: