1.3. Способы образования ковалентной связи.
В отличие от ионных связей, характерных для неорганических сое-динений, органическим соединениям присущи ковалентные связи. Приро-да ковалентной связи в настоящее время интерпретируется в рамках двух подходов. В основе первого подхода лежат правило октетов Г. Льюиса и представление об электронных эффектах. Второй подход основан на кван-товохимическом представлении природы ковалентной связи.
Структурная теория А. Бутлерова заложила основы для объяснения взаимного влияния атомов в молекуле. Однако за черточками в структурных формулах химики XIX века не могли предполагать наличие электронов. В частности, объясняя возможность существования структурных изомеров – соединений, имеющих одинаковый элементный состав, но различные строение и свойства – структурная теория А. Бутлерова не могла объяснить, почему тот или иной изомер обладает соответствующими свойствами.
Например, из структурной теории А. Бутлерова никак не следовало, что a-хлормасляная кислота должна быть почти на два порядка сильнее -хлормасляной кислоты.
a-хлормасляная кислота -хлормасляная кислота
(Ка=1.4×10-3) (Ка=3.0×10-5)
Ситуация изменилась после открытия электронов (Дж. Томсон, 1897г.) и работ Г. Льюиса (1916г.): под черточкой в структурной формуле химики стали понимать пару электронов.
Наиболее полное понимание природы химической связи оказалось возможным, однако, лишь после создания квантовой механики (работы Н. Бора, Луи Де Бройля, Э. Шредингера и других). Согласно квантово-механическим представлениям, электроны в атомах находятся на атомных орбиталях. Атомная орбиталь – квантовомеханическое понятие, принятое для обозначения наиболее вероятной области нахождения электронов в атоме. В физическом понимании, каждая атомная орбиталь представляет собой волновую функцию, она описывается собственным набором кванто-вых чисел и для атома водорода может быть выражена математической функцией. Атом каждого элемента обладает лишь строго определенным числом и типом атомных орбиталей.
Ниже даны условные графические представления орбиталей атомов элементов второго периода и наборы квантовых чисел, описывающих эти орбитали.
Главное квантовое число n определяет размер и энергию АО; оно может принимать целочисленные значения, а его максимальное значение для данного элемента определяется номером периода.
Побочное (азимутальное) квантовое число l определяет форму АО: l=0, 1, …(n-1).
Магнитное квантовое число m определяет пространственную ори-ентацию АО: m=0, ±1, …±l.
Значения квантовых чисел
Типы АО n l m
1s-орбиталь 1 0 0
2s-орбиталь 2 0 0
2px-орбиталь 2 1 1
2py-орбиталь 2 1 -1
2pz-орбиталь 2 1 0
Независимо от значения n, s-орбиталь всегда имеет сферическую симметрию относительно ядра атома: волновая функция s-орбитали поло-жительна во всей области пространства.
Каждая p-орбиталь имеет узловую плоскость (соответственно yz, xz и xy), в которой ее волновая функция меняет свой знак.
Показанные изображения АО (и соответствующие им наборы кван-товых чисел) справедливы независимо от того, имеются на АО 1 или 2 электрона, или не имеется ни одного.
В образовании химических связей принимают участие лишь электро-ны, занимающие АО с главным квантовым числом n, равным номеру периода, т.е. валентные электроны – электроны, находящиеся на валент-ных оболочках атомов. И еще одно важное положение здесь уместно подчеркнуть: в образовании ковалентных связей принимают участие как чистые (негибридизованные), так и смешанные (гибридные) атомные орбитали (подробнее о гибридизации АО см. в разделе 1.4). Заполнение электронами орбиталей и числа валентных электронов атомов различных элементов приведены в табл. 1.5.
Число орбиталей в валентной оболочке атома данного элемента определяется значением n2, а число электронов в валентной оболочке атома равно номеру группы.
Предпочтительность орбиталей валентной оболочки для связывания определяется тем, что электроны внутренних оболочек очень прочно связа-ны с ядром и имеют высокие потенциалы ионизации. Ниже на рис. 1.1 сравниваются энергии электронов на различных АО углерода (указаны значения соответствующих потенциалов ионизации).
Табл. 1.5