Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 13
Текст из файла (страница 13)
Эта теория доминирует в теории химической связи и теоретической химии вообще. Ее математический аппарат наиболее удобен для проведения количественных расчетов с помощью ЭВМ. Г Л А В А 3. ТЕОРИЯ ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ з 1. НАСЫЩАЕМОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ Рассмотрим в рамках теории валентных связей характерные особенности ковалентной связи - насыщаемость, направленность и поляризуемость. Одно из важнейших свойств химической связи — ее насыщаемость.
Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде дискретных частил с определенной структурой. Теория валентных связей (локзлизованных электронных пар) исходит кз положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается 77 Н 1 Н вЂ” С вЂ” Н 1 Н С 2П2рг С' 2П2р' ++ — — +++ 12 гр + Н вЂ” Н :О' Н'~ ~Н Нг Нг Но СН ! -С- + 4.Г: -Ф;ГГ~-Г: 1 А: + пВ = А-В донор акцептор о м'гр' ~+++ и ы'гр' )(.+++ 2р и гй + зй гйгн й н О! + 2И Нгег вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.
Таким образом, в представлении теории валентных связей химическая связь локализована между двумя атомами, т.е, она двухцентровая и двухэлектронная. Обозначение с помощью черточки химической связи в структурных формулах соединений нашло обоснование благодаря теории ВС. Валеитность. Под валентностью подразумевается свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента, Мерой валентности поэтому может быть число химических связей, образуемых данным атомом с другими атомами. Таким образом, в настоящее время под валентностью химического элемента обычно понимается его способность (в более узком смысле — мерв его способности) к образованию химических связей.
В представлении метода валентных связей числовое значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образует атом. Образование молекулы водорода из атомов можно представить следующим образом (точка означает электрон, черта — пару электронов): Н +.Н=нн или Н + Н=н-Н Поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле своего ядра, в образовании ковалентных связей могут принимать участие все одноэлектронные облака. Например, атомы кислорода и азота могут соединяться с двумя и тремя (соответственно) одновалентными атомами водорода: В ряде случаев число непарных электронов увеличивается в результате возбуждения атома, вызывающего распад двухэлектронных облаков на одноэлектронные.
Например, атом углерода в основном состоянии имеет два непарных электрона (2а22рг), а при возбуждении одного из 2э-электронов в 2рсостояние возникают четыре непарных электрона: Вследствие этого атом углерода может соединяться, например, с четырьмя атомами фтора (2а22рг), имеющими по одному непарному электрону: Возбуждение атомов до нового валентного состояния требует затраты определенной энергии, которая компенсируется энергией, выделяемой при'образовании связей С вЂ” Г. Донорио-акцепторный механизм образования ковалеитной связи. Возможен и другой механизм образования двухцентровой двухэлектронной связи, а именно при взаимодействии частиц, одна из которых имеет пару электронов А:, другая — свободную орбиталь сгВ: Частица.
предоставляющая для связи двухэлектронное облако, называется донороэп частица со свободной орбиталью, принимающая эту электронную пару, называется акйепторож. Механпзм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого называется донорно-акзенторны,и. гй Н 1 Н-В-Н 1 Н Н Н-Ва +:Н ь Н акцептор донор Х 2ээ 2р~ С 2эс2рэ В 2эс 2д' +-— + 2у ++ — ~+++ Н 1 Н-Х-Н 1 Н В 2э' 2р~ С 2э' 2дз ++— + 2р +++ 2д Н 1 Н-Х-Н 1 Н Н 1 Н-С-Н 1 Н Н 1 Н-В-Н 1 Н Н ! В + 3Н. -+ аВ-Н 1 Н дом: 80 Валентные возможности элементов.Имея в виду оба описанные выше механизма образования ковалентной связи, рассмотрим валентные возможности атомов бора, углерода и азота.
Это элементы 2-го периода, и следовательно, их валентные электроны распределяются по четырем орбиталям внешнего слоя: одной 2э- и трем 2р-: Поскольку у бора и углерода имеются энергетически близкие свободные 2р-орбитали, при возбуждении эти элементы могут приобрести новые электронные конфигурации: В соответствии с числом непарных электронов атомы В, С и Х могут образовать соответственно три, четыре и три ковалентные связи, например с атомами водорода: Н Н 1 С.
+ 4Н. -е Н-С-Н:Х + 3Н. -ь:Х-Н 1 1 Н Н Атом бора имеет свободную орбиталь, поэтому в молекуле ВН, дефицит электронов. В молекуле же, ХНэ при атоме азота имеется неподеленная (несвязывающая) электронная пара. Таким образом, молекула ВНэ может выступать как акцептор, а молекула ХНэ, наоборот, — как донор электронной пары. Иными словами, центральные атомы той и другой молекулы способны к образованию четвертой ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Простейший донор электронной пары — гидрид-ион Н .
Присоединение отрицательного гидрид-иона к молекуле ВНэ приводит к образованию сложного (комплексного) иона ВН с отрицательным заря- Простейший акцептор электронной пары — протон Н', его присоединение к молекуле ХНэ тоже приводит к образованию комплексного иона ХН', но уже с положительным зарядом: Н 1 Н-Х: + аН' -ь Н донор акцептор Из сопоставления структурных формул молекулы СНа и комплексых ионов ВН и ХН' идно, что атомы бора, углерода и азота в этих соединениях четырехалентны. Следует отметить, что в ионах ВН и ХН„' все четыре связи авноценны и неразличимы, следовательно, в ионах заряд делокализоан ~рассредоточен) по всему комплексу, Рассмотренные примеры показывают, что способность атома образоывать ковалентные связи обусловливается не только одноэлектронны, но и двухэлектронными облаками или соответственно наличием вободных орбиталей.
3 2. НАПРАВЛЕННОСТЪ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ Поскольку электронные облака имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зави'симости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака ;различают о-, .г- и 8-связи (рис. 46). 81 Для объяснения пространственной конфигурации молекул сущест; вует ряд теорий (моделей).
Рассмотрим модель гибридизации орбиталей. Модель гибридизации атомных орбиталей. Обычно химические связи образуются за счет электронов разных энергетических состоя' ний атома. Так, у атомов бериллия 12зз2р'), бора (2з'2рз) и углерода 12з'2рз) в образовании связей одновременно принимают участие как э-, так и р-электроны. Несмотря на различие форм исходных электронных облаков связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположенными симмегрично. В молекулах ВеС!м ВС!з и СС14, например, вэлентный угол С1ЭС1 равен 180', 120' и 109'28 ' соответственно: ь-Связи Р и с. 46.
Схемы перекрывания орбитэлей при образовании в-, т-, б-связей Сисиа-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии соединения атомов. Пи-связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии соединения атомов. Дельта- связь обязана перекрыванию всех четырех лопастей д — электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Исходя из уело— вий симметрии, можно сказать, что электроны з-орбиталей могут участвовать лишь в в-связывании, р-электроны — уже в в- и г-связывании, 'а д-электроны — как в в- и г-, так и в 6-связывании.
Для горбиталей способы перекрывания еще разнообразнее. Максимальное перекрывание облаков, образующих в-связи, совпадает с линией, соединяющей центры атомов. Поскольку электронные облака (кроме в-облака) направлены в пространстве, то и химические связи, образуемые с их участием, пространственно направлены. Так, гантелевидные р-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно.
Следовательно, угол между связями, образуемыми р-электронами атома, должен быть 90 . Таким образом, пространственное расположение в-связей определяет пространственную конфигурацию молекул. Пространственные формулы молекул весьма разнообразны.
Так, молекула СОз имеет линейную структуру, молекула СНе — тетраэдрическую, молекула г1Нз — пирамидальную, воды — угловую, ЯОз треугольную. 82 С1 —  — С1 еэа' Как же неравноденные по исходному состоянию электроны образуют равноценные химические связи? Ответ на этот вопрос дает представление о гибридизации валентнмх врбаепалей. Согласно этому пред- н ;, ставлению химические связи формируются электронами не чистых, ' а нсмешанных", так называемых ьибридныа арбиталей. Последние являются результатом смешения атомных орбитвлей, Иначе говоря, при гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитапи (облака) новой, но уже одинаковой формы и одинаковой энергии Следует отметить, что, как физи- к 'ческий процесс, гибридизация , орбиталей не существует.
Теория гибридизации представляет собой удобную модель наглядного описа-: . +;:;: ';, ,ния молекул, . л а.з1... г На рис. 47 показана гибридная орбиталь, возникшая за счет комбинации в- и р-орбиталей. Она больше ,вытянута по одну сторону от ядра, ,' чем по другую, т.е. электронная У плотность в ней сконцентрирована по одну сторону в большей степени, Р и с. 47.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
