3. Объяснение ковалентной химической связи в рамках метода валентных связей.

Метод валентных связей был создан трудами Гейтлера и Лондона (немецких физиков, которые по уравнению Шредингера рассчитали энергию связи и межъядерное расстояние для молекулы водорода). Развитие этот метод получил в трудах Полинга, Слейтера и Джиллеспи.

Основные положения метода валентных связей:

1. одинарная химическая связь образуется путем перекрывания одноэлектронных орбиталей взаимодействующих атомов, при этом электроны образующие связь должны иметь антипараллельные спины,

2. связь может образоваться за счет перекрывания двухэлектронной орбитали одного атома с пустой орбиталью другого атома,

3. связь двухэлектронная и двухцентровая, такая связь является локализованной.

В первом случае связь образуется по обменному механизму, а во втором по донорно-акцепторному.

Типы перекрывания электронных облаков.

Различают s-s-,p-p-,d-d-,s-p-,d-p-, s-d-перекрывания. Если при перекрывании электронных облаков возникает одна область перекрывания и она лежит на линии, связыващей ядра, то образуется сигма-связь (σ). Если образуются две области перекрывания и они лежат выше и ниже линии, связыващей ядра, то образуется пи-связь (π). Пи-связь возникает только после образования сигма-связи и обуславливает кратность связи.

4. Свойства ковалентной связи. Насыщаемость, направленность, поляризуемость.

Насыщаемость проявляется в способности атома иметь максимальная ковалентность. Максимальная ковалентность это число связей, которое может дать атом за счет неспаренных электронов с учетом возбужденных состояний, с учетом ионизациии и с учетом донорно-акцепторного механизма образования связи. Так максимальная ковалентность атомов элементов первого периода равна единице (одна s-орбиталь), второго периода равна четырем (одна s-орбиталь и три p-орбитали). У атомов элементов третьего периода она увеличивается за счет свободных 3d-орбиталей до шести или девяти. Предела ковалентности не найдено.

Направленность объясняется тем, что электронные облака имеют определенную форму и ориентированы друг относительно друга под определенными углами. Молекулы, в связи с этим, имеют определенную геометрическую форму. В связи могут участвовать чистые орбитали и гибридные.

В молекуле следует различать центральный атом, вокруг которого координируются другие атомы (периферийные).

Если валентные возможности центрального атома в обычном состоянии позволяют образовать необходимое число сигма- и пи-связей электронами одного подуровня, то в связи участвуют чистые либо s-, либо p-орбитали.

В этом случае молекулы имеют линейную (участвуют в связи s-или p-орбитали), уголковую (участвуют две p-орбитали) или пирамидальную форму (участвуют три p-орбитали) молекул, с углом связи 180⁰ и 90⁰ (Cl₂, HCl, H₂S, PH₃ и т.д.).

Если в связи участвуют электроны разных подуровней, то вместо разных орбиталей возникают гибридные (концепция гибридизации Полинга).

Гибридизация это усреднение электронных облаков по форме и по энергии. Происходит гибридизация при приближении к центральному атому периферийных атомов. При этом гибридизации подвергаются орбитали центрального атома и вместо двух, трех, четырех, пяти и т.д. разных орбиталей возникают две, три, четыре, и т.д. гибридные орбитали. Гибридизация становится невозможной, если орбитали сильно отличаются по энергии. Поэтому по группам ПС сверху вниз склонность к гибридизации уменьшается.

Типы гибридизации:

sp-гибридизация (гибридная орбиталь на 50% s и на 50% p), угол между орбиталями 180⁰ – форма расположения связей линейная (CO₂, MgCl₂ и т.д.);

sp²-гибридизация (гибридная орбиталь на 30% s и на 70% p), угол между орбиталями 120⁰ – форма расположения связей - плоский треугольник (BH₃, AlCl₃ и т.д.);

sp³-гибридизация (на 25% s и на 75% p), угол между связями 109,5⁰ – форма расположения связей – тетраэдр (CH₄, H₂O, NH₃ и т.д.);

sp³d-гибридизация, при этом образуются 5 гибридных орбиталей, три под углом 120⁰ в одной плоскости, а две под 90⁰ перпендикулярно этой плоскости, форма расположения связей – тригональная бипирамида (PCl₅, ClF₃ и т.д.);

sp³d²-гибридизация, угол между орбиталями 90⁰, форма расположения связей – октаэдр (SF₆, PF₆^-) и т.д.

Правило определения типа гибридизации.

Тип гибридизации определяется числом сигма-связей + число неподеленных электронных пар. В гибридизации, таким образом, могут участвовать орбитали, содержащие неподеленные электронные пары ( H₂O, NH₃ и т.д.). От типа гибридизации зависит геометрия молекулы.

Поляризуемость ковалентной связи. Это способность связи становиться полярной, либо более полярной, под действием внешнего электрического поля.

Этим объясняется способность к диссоциации ковалентных молекул при растворении в воде. Вода – это полярная жидкость, в которой происходит поляризация ковалентной связи молекул растворенного вещества, вплоть до гетеролитического распада. Так молекула HCl ковалентная, но в воде диссоциирует на ионы (HCl →H⁺ + Cl^-). По ряду галогеноводородных кислот поляризуемость усиливается и, несмотря на уменьшение полярности связи, сила кислот растет от HF к HI.

Лекция 4. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь (2часа).

План лекции

1. Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационное, индукционное, дисперсионное взаимодействие.

2. Водородная связь.