2.3. Химическая связь. Строение молекулы

Молекула представляет собой сложное образование, включающее в себя несколько ядер и распределенную между ними электронную плотность. В 1925г. В.Коссель и Г.Льюис предложили теорию химической связи, согласно которой при образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую электронную конфигурацию благородных газов ns² np⁶, что соответствует минимуму энергии системы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности различают ковалентную, ионную, металлическую связи.

Основные параметры химических связей

Химическая связь характеризуется энергией, длиной и валентным углом (линиями, соединяющими ядра атомов).

Энергия связи – энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Энергия является мерой прочности химической связи. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь.

Длина связи – расстояние между центрами ядер атомов в молекуле. Чем меньше длина связи, тем прочнее связь.

При образовании молекул будут действовать силы двух типов: силы отталкивания между ядрами и силы притяжения между электронами и ядрами. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении атомов полная энергия системы понижается. В 1927 году Гейтлер и Лондон провели квантово-механический расчет строения молекулы водорода.

Оказалось, что при совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы, что требует затраты энергии. Такой процесс оказывается энергетически невыгодным, и химическая связь между ними не возникает (рис.1,кривая 2).

При противоположно направленных спинах сближение атомов до некоторого расстояния ℓ сопровождается уменьшением энергии системы (рис.1, кривая 1). При ℓ = Е система обладает наименьшей потенциальной энергией, то есть находится в наиболее устойчивом положении. Это означает, что при сближении двух атомов водорода с антипараллельными спинами возможно образование молекулы водорода.

Рис 1. Зависимость энергии систем двух

атомов водорода с антипараллельными(1)

и параллельными(2) спинами от расстояния

между ядрами

И

звестно, что радиус атома водородаr(H) = 0,53 А^о, тогда радиус молекулы водорода должен быть равен r(H₂) =1,06 А^о. В действительности же длина связи равна 0,74 А^о (участок перекрывания соответствует максимальной электронной плотности).

Рис.2. Перекрывание электронных облаков

при образовании молекулы водорода

Следовательно, можно сделать вывод о том, что химическая связь образуется за счет перекрывания электронных облаков с антипараллельными спинами.

Один из методов, дающий представление о механизме образования химической связи, - метод валентных связей.

Метод валентных связей. Ковалентная связь

Основные положения метода валентных связей (МВС):

• ковалентная связь образуется за счет перекрывания атомных орбиталей валентных электронов с антипараллельными спинами;

• перекрываются только облака неспаренных валентных электронов;

• в результате взаимодействия электронов в атомах образуется общая электронная пара, возникает единое электронное облако высокой плотности, которое находится между ядрами атомов.

Ковалентная связь - химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Различают два механизма образования ковалентных связей: обменный и донорно-акцепторный.

Обменный механизм заключается в том, что каждый из взаимодействующих атомов для образования общих электронных пар предоставляет свои неспаренные электроны.

Например:

↑↓

H: 1s¹ ↑

H₂

H: 1s¹ ↓

Донорно-акцепторный механизм заключается в том, что один из атомов – донор- отдает свою пару электронов на свободную орбиталь другого атома – акцептора. Например: азот – донор, водород – акцептор.

Донорно-акцепторный механизм лежит в основе образования комплексных соединений.

Свойства ковалентной связи:

• насыщаемость характеризует способность атомов элементов образовывать определенное число связей, т.е. показывает состав молекулы. Максимальное число связей определяется количеством неспаренных электронов и наличием свободных орбиталей. Число неспаренных валентных электронов при обменном механизме является мерой валентности (ковалентности) атома.

Например, молекула аммиака состоит из одного атома азота и трех атомов водорода.

	↓	↓	↓

₁₄N: 2s²2p³

₁H:1s¹

У атома водорода один неспаренный электрон, у атома азота – три неспаренных валентных электрона. Следовательно, один атом азота может образовать три связи с тремя атомами водорода, образуя молекулу NH_3;

• направленность: так как при образовании молекулы происходит перекрывание электронных плотностей, то это перекрывание может идти в двух направлениях:

1) По линии связи ядер атомов – этоσ-связь

а)

б)

s-s

p-p

Для s-облаков характерна только σ-связь.

2) Перпендикулярно линии, связывающей центры ядер – π-связь.

p-p

Направленность связи показывает пространственную структуру молекул, их геометрическую форму.

• полярность: ковалентная связь считается полярной(КПС), если образована атомами с разной электроотрицательностью и неполярной(КНПС) – с одинаковой электроотрицательностью (см. приложение).

Кратность ковалентной связи

Для ковалентной связи возможны случаи, когда два атома в молекуле связаны не одной связью, а двумя и более, то есть образуется не одна общая электронная пара, а несколько. Примером могут служить молекулы N₂, O₂, CH₂=CH₂ (этилен), ацетилена. При образовании кратных связей одна из них будет σ, а другие π. В первую очередь, образуется σ-связь как более прочная.