Лекция 7. Природа химической связи и строение химических соединений

1. Механизм образования ковалентной связи.

2. Основные положения метода валентных связей.

3. Гибридизация атомных орбиталей.

1. Механизм образования ковалентной связи

Учение о химической связи - центральная проблема современной химии. Это учение развивается давно. Было выделено несколько типов химической связи: ионная, ковалентная (полярная и неполярная), металлическая и водородная связи.

Химическая связь между двумя атомами образуется только в том случае, если при сближении атомов полная энергия системы (т.е. сумма кинетической и потенциальной энергии) уменьшается.

Р ассмотрим систему из двух атомов водорода, находящихся на очень большом расстоянии друг от друга, при этом один атом водорода (Н) поместим в начало координат. По оси абсцисс на графике (рис. 9) отложено расстояние между центрами (т.е. ядрами) атомов водорода (оно обозначено r). По оси ординат отложена потенциальная энергия системы Е.

Рисунок 9. Потенциальная энергия системы, состящей из двух атомов водорода: а – при параллельных спинах электронов; б – при противоположно направленных (антипараллельных) спинах двух электронов

По мере сближения двух атомов Н между ними возникают электростатические силы двух типов: во-первых, силы притяжения между положительным ядром одного атома и отрицательным электроном другого атома; во-вторых, силы отталкивания между ядрами разных атомов и между электронами разных атомов. При сближении атомов, у которых электроны с параллельными спинами (↑↑) (см. кривую “а”), силы отталкивания всегда преобладают и энергия системы при сближении атомов все время увеличивается (т.е. кривая идет вверх). Поэтому для сближения атомов необходимо затрачивать энергию, а это энергетически невыгодно, поэтому в этом случае молекула Н₂ из двух атомов Н при их сближении не образуется.

Если же сближаются атомы Н, у которых электроны с антипараллельными спинами ↑↓ (см. кривую “б”), то при сближении атомов вначале преобладают силы притяжения (т.е. кривая идет вниз), а затем преобладают силы отталкивания (кривая идет вверх). Поэтому вначале наблюдается уменьшение потенциальной энергии (т.е. энергия выделяется) и при r = r_о = 0,74 ∙ 10^-10 м система из двух атомов Н обладает наименьшей энергией, т.е. находится в самом устойчивом состоянии. И вот эта устойчивая система из двух атомов Н и будет представлять собой молекулу Н₂.

При дальнейшем сближении атомов энергия возрастает, поэтому сближения атомов Н на расстояние меньше, чем r_o не происходит.

Таким образом, молекула Н₂ образуется при сближении двух атомов Н, имеющих неспаренные электроны с противоположно направленными спинами (↑↓).

Схематически механизм образования молекулы Н₂ из двух атомов Н можно так показать: образование связи между атомами Н в молекуле Н₂ происходит за счет неспаренных электронов двух атомов Н, причем эти электроны с точки зрения квантовой механики представлены в виде 1S – электронных облаков.

Рисунок 10. Схема перекрывания атомных 1S – электронных облаков при образовании молекулы Н_2.

Радиус атома водорода (размер электронного облака) равен 0,53 ∙ 10^-10 м, а расстояние между ядрами в молекуле Н₂ (ядра показаны точками) равно 0,74 ∙ 10^-10 м, т.е. меньше, чем сумма двух радиусов двух свободных атомов Н (равное 2 ∙ 0,53 ∙ 10^-10 = 1,06 ∙ 10^-10м).

Таким образом, при сближении двух атомов Н и образовании между ними химической связи (т.е. образовании молекулы Н₂) происходит перекрывание электронных облаков двух связанных атомов, поэтому в пространстве между ядрами в месте перекрывания электронная плотность больше, т.е. вероятность нахождения электронов между ядрами больше. Поэтому возрастает притяжение между положительными ядрами и отрицательной электронной плотностью в месте перекрывания, в результате чего ядра сближаются, т.е. образуется химическая связь в молекуле Н₂. При этом выделяется большое количество энергии при образовании молекулы Н₂ из двух атомов, т.е. молекула Н₂ более устойчива, чем два отдельных атома Н.

Таким образом, ковалентная связь образуется при перекрывании электронных облаков двух связываемых атомов и чем больше степень перекрывания электронных облаков, тем больше выделяется энергии, а значит образуется более прочная химическая связь.

Мерой прочности химической связи является энергия связи – это есть энергия, которую нужно затратить для разрыва связи. За энергию связи можно также считать энергию, которая выделяется при образовании связи. Энергия связи измеряется в Дж, кДж. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь. Энергия связи зависит от природы атомов, образующих связь; от кратности связи между атомами.

Пример: Н – Н Е = 436 кДж/моль; Н – Сl Е = 431 кДж/моль; Cl – Cl Е = 242 кДж/моль.

Длина химической связи - это расстояние между центрами атомов, образующих химическую связь между собой, т.е. расстояние между ядрами двух атомов. Длина связи зависит от природы атомов, образующих между собой связь и от кратности связи между атомами. Как правило, с увеличением энергии связи длина связи уменьшается (в однотипных соединениях), с увеличением кратности связи длина связи уменьшается.

Н – Н (0,7410^-10 м);  С – С  (1,5410^-10 м);

= С = С = (1,3410^-10м); – С  С – (1,2010^-10м).

σ - и π- связи.

Химическая связь образуется при перекрывании электронных облаков атомов, причем это перекрывание может происходить разными способами.

Если перекрывание электронных облаков (атомных орбиталей) происходит по общей линии, соединяющей центры двух атомов, то образуется σ - связь, например (рис. 11).

Рисунок 11. Образование σ - связи.

Если перекрывание атомных орбиталей (электронных облаков) происходит по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов (т.е. вверху и внизу от этой линии), то образуется  - связь (рис. 12).

Рисунок 12. Образование - связи.

Для образования химической связи (σ - или  - связи) необходимо, чтобы волновые функции ψ в месте перекрывания имели одинаковый знак (или обе с плюсом, или обе с минусом).

Отметим, что s-электронные облака образуют только σ - связи, а р- и d- электронные облака могут при перекрывании образовывать как σ -, так и -связи.

Кратность или порядок связи - это есть число связей между двумя атомами в молекуле. Кратность связи может выражаться целыми и дробными числами: 1, 2, 1 и т.д. Молекул, в которых кратность связи больше единицы, много. Например, в молекуле N₂ содержится тройная связь, т.е. кратность связи равна трем, причем одна связь σ -типа и две другие связи π - типа: N ≡ N. С увеличением кратности связи, как правило, энергия связи увеличивается, а длина связи уменьшается.

2. Основные положения метода валентных связей.

Для объяснения образования химической связи применяются 2 метода:

1. метод валентных связей (ВС);

2. метод молекулярных орбиталей (МО).

Метод ВС исходит из положения, что каждая пара атомов (два атома) в молекуле образуют между собой связь при помощи общих электронных пар.

1. Ковалентная связь образуется при помощи общих электронных пар, образованных из атомов, имеющих неспаренные электроны с противоположно направленными спинами.

2)Ковалентная связь тем прочнее, чем больше степень перекрывания электронных облаков.

3) Ковалентная связь образуется в направлении максимального перекрывания электронных облаков (тогда образуется самая прочная связь).

Таким образом, химическая связь образуется по методу ВС за счет общей пары электронов и эта связь локализована (расположена) между двумя атомами, т.е. она двухэлектронная и двухцентровая. Поэтому метод ВС еще называется методом локализованных электронных пар (ЛЭП).