Материал: Строение вещества. учебное пособие. Корнеева В.В., Корнеева А.Н

связь не может образоваться. В случае с антипараллельными спинами (б) при сближении электронов энергия системы уменьшается, достигает минимального значения при расстоянии r0. Дальнейшее сближение приводит к резкому возрастанию энергии отталкивания.

Основные положения метода валентных связей (МВС)

1.Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов с антипараллельными спинами. При этом происходит перекрывание электронных облаков и между ними возникает зона повышенной электронной плотности, что приводит к уменьшению потенциальной энергии.

2.В пространстве химическая связь располагается в направлении максимального перекрывания электронных облаков.

3.Из нескольких связей прочнее та, у которой перекрывание атомных орбиталей наибольшее.

Метод ВС хорошо объясняет возникновение ковалентной связи.

Характеристики ковалентной связи

1. Энергия образования ковалентной связи – это та энергия, которая выделяется при образовании 1 моль вещества из атомов.

Н+Н=Н2+435 кДж/моль Чем больше энергии выделяется при образовании химической связи, тем

больше энергии надо затратить на её разрыв.

2.Энергия разрыва связи – это та энергия, которую необходимо затратить на разрыв числа Авогадро связей в молекулах простого или сложного вещества. Энергия разрыва связей равна по величине и противоположна по знаку энергии образования связей. Энергия разрыва связей характеризует прочность химической связи.

3.Под длиной связи понимаем расстояние между центрами ядер двух взаимодействующих атомов в молекуле (рис. 3).

Рис. 3

25

В однотипных молекулах длина связи увеличивается с увеличением атомного радиуса и в этой же последовательности уменьшается прочность связи.

4. Полярность ковалентной связи.

Если молекула образована атомами одного и того же элемента, то область повышенной электронной плотности располагается симметрично относительно ядер обоих атомов. Такая связь называется ковалентной неполярной или гомеополярной.

Если химическая связь возникает между двумя атомами, различающихся по своей электроотрицательности, то область перекрытия электронных облаков всегда будет смещена в сторону более электроотрицательного элемента. Вследствие этого над взаимодействующими атомами возникает дробные электрические заряды (рис. 4).

Рис. 4

Такая ковалентная химическая связь, при образовании которой область повышенной электронной плотности смещена в сторону более электроотрицательного элемента, называется ковалентной полярной или гетерополярной. Полярность связи увеличивается с увеличением различия в электроотрицательности взаимодействующих атомов (рис. 5).

Li – O; Be – O; B – O; C – O; N – O; O – O

увеличение полярности связи

H – F; H – Cl; H – Br; H – I

увеличение полярности связи.

Рис. 5

Количественной мерой полярности химической связи является дипольный момент μ=δl, где δ – заряд, возникающий над атомами, а l – расстояние между центрами возникающих зарядов.

5. Направленность химической связи.

Химическая связь всегда направлена в сторону наибольшего перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов. Направление перекры-

26

вания электронных облаков определяется формой электронных облаков взаимодействующих атомов.

Если область повышенной электронной плотности лежит на прямой (оси), соединяющей ядра атомов, то такая связь называется σ-связь (рис. 6).

Рис. 6

При взаимодействии p- и d-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи образуются не одна, а две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси. Такая связь называется π- связью (рис. 7).

Рис. 7

При взаимодействии двух d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях образуется δ-связь (дельта-связь) перекрывание четырех лепестков d-электронов.

6. Кратность химической связи.

Если два атома связаны друг с другом только одной связью, то связь называется простой или одинарной. Простая связь – это всегда σ-связь. Если два

27

атома связаны между собой двумя парами электронов, то связь называется двойной. В двойной связи одна связь – σ-связь, другая – π-связь.

Если два атома связаны между собой тремя парами электронов, то связь называется тройной. В тройной связи одна σ-связь и две π-связи. Следует помнить, что прочность двойной связи всегда меньше, чем удвоенная прочность простой связи, так как σ-связь прочнее в большинстве случаев π-связи. Обычно при химических реакциях разрывается сначала π-связь, и только затем σ-связь.

7. Насыщенность ковалентной связи.

Так как каждый атом имеет определенное количество неспаренных электронов, он может образовать определенное количество связей химической связи. Свойство атомов образовывать определенное количество связей с другими атомами определяет свойство насыщенности ковалентной связи. Благодаря насыщенности ковалентной связи, каждое химическое вещество имеет стехиометрический состав. Благодаря направленности химической связи, каждая молекула имеет строго определенное расположение в пространстве атомов относительно друг друга, то есть каждая молекула имеет определенное строение.

Электронные структуры возбужденных атомов и гибридизация атомных орбиталей

Рис. 8

В нормальном состоянии бериллий не может образовывать химические связи, так как у него нет неспаренных электронов. Однако известно, что бериллий достаточно химически активный элемент с металлическими свойствами. Бериллий легко вступает в реакции, образуя соединение с валентностью, равной двум. Процесс перехода электрона на более высокий энергетический подуровень в пределах данного уровня называется возбуждением, или промотированием (один электрон с s- подуровня переходит на p-подуровень).

Если бы два атома хлора образовывали химическую связь с орбиталями разного типа Be, то молекула оказалась бы несимметричной и прочность обеих связей Be – Cl была бы разной. Однако всеми исследованиями установлено, что обе связи Be – Cl имеют одинаковую прочность, одинаковую длину, а молекула BeCl2 имеет линейное строение, то есть все атомы находятся на одной прямой. На основании строения молекулы BeCl2 и других подобных молекул было введено понятие гибридизации атомных орбиталей.

28