Ковалентная связь. Теории Льюиса и Лондона. МВС. Свойства. Дипольный момент.

Дж. Льюис (1916) высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам. Это послужило исходным пунктом разработки современной теории ковалентной связи.

Связь, которая образована электронами, принадлежащими двум взаимодействующим атомам, называется

ковалентной.

Основные положения теории Льюиса:

1) при взаимодействии атомов между ними формируется поделенные (общие) электронные пары, принадлежащие обоим атомам;

2) за счет общих электронных пар каждый атом в молекуле приобретает на внешнем энергетическом уровне восемь электронов (ns2 np6), а если этот уровень первый, то два электрона (ns2);

3) конфигурация ns2 np6 – это устойчивая конфигурация инертного газа и в процессе химического взаимоействия каждый атом стремится ее достигнуть. Пара электронов, принадлежащих обоим атомам, называется

поделенной, а пара электронов, принадлежащих только одному из взаимодействующих атомов, называется неподленной;

4) количество общих электронных пар определяет ковалентность элемента в молекуле и оно равно числу

электронов у атома, недостающих до восьми;

5) валентность свободного атома определяется числом неспаренных электронов.

Недостатки данной теории:

1) не объясняет, почему электроны соединяются в пары;

2) не объясняет, почему существуют молекулы с непарным количеством электронов (NO);

3) не объясняет существование молекул, содержащих элемент с большим, чем 8 электронов (SF6);

4) не объясняет структуры ионных соединений.

Впервые расчет строения молекулы водорода был произведен в 1927 г. В. Гейтлером и Ф. Лондоном.

Двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной.

Представления о механизме образования химической связи, развитые В. Гейтлером и Ф. Лондоном на примере водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория

химической связи получила название метода валентной связи. Основные положения метода валентных связей

(МВС):

1) ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем

эта электронная пара принадлежит двум атомам;

2) при образовании химической связи происходит перекрывание электронных облаков и между ядрами возникает область с повышенной электронной плотностью, при этом выделяется энергия;

3) химическая связь возникает в месте максимального перекрывания электронных облаков, обычно по оси электронных облаков;

4) химическая связь тем прочнее, чем больше область перекрывания, степень перекрывания зависит от их размеров и плотности;

5) образование молекулы сопровождается сжатием электронных облаков и уменьшением размеров молекулы по сравнению с размерами атомов;

6) в образовании химической связи принимают участие s- и p-электроны внешнего энергетического уровня и d-электроны предвнешнего

энергетического уровня.

Для наглядного изображения валентных схем необходимо электроны, находящиеся во внешнем электронном слое обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома

Н• + • Н → Н : Н.

Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами (число образованных связей), называется ковалентностью элемента.

К основным свойствам ковалентной связи относятся:

1) направленность – ковалентная связь возникает в направлении, обеспечивающим максимальное перекрывание электронных облаков, по осям электронных облаков.

Ковалентная связь, которая образуется при перекрывании электронных облаков вдоль линии, связывающих центры взаимодействующих атомов, называется σ-связью.

Ковалентная связь, которая образуется перпендикулярно линии, связывающих центры взаимодействующих

атомов, называется π-связью.

при образовании π-связей

2) насыщаемость – все одноэлектронные (неспаренные) электронные облака стремятся принять участие в образовании связи;

3) поляризуемость – смещение области повышенной электронной плотности к одному из атомов под действием внешнего электрического поля.

Химическая связь в молекуле, образованной одинаковыми атомами, область перекрывания электронных облаков находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов, называется ковалентной неполярной (гомеополярной).

Химическая связь в молекуле, образованная разными атомами и область перекрывания электронных облаков смещена к более электроотрицательному атому, называется ковалентной полярной (гетерополярной).

Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому,

что отрицательный заряд оказывается вблизи более электроотрицательного атома, а положительный – вблизи менее электроотрицательного атома. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй

– избыточный положительный заряд, который называют эффективным зарядом атомов в молекуле. Система из двух равных по абсолютной величине, но противолоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называют электрическим диполем. В окружающем диполь пространстве образуется электрическое поле. Напряженность этого поля характеризуется дипольным моментом:

произведение абсолютного значения заряда электрона (q) на расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов в молекуле (l) называется дипольным моментом (µ). Дипольный момент равен:

µ = ql (размерность Кл⋅м или Д; 1Д = 3,33⋅10–30Кл⋅м).

12. Гибридизация атомных орбиталей (sp-,sp²-,sp³-гибридизация). Примеры.

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

Концепция гибридизации валентных атомных орбиталей была предложена американским химиком Лайнусом Полингом для ответа на вопрос, почему при наличии у центрального атома разных (s, p, d) валентных орбиталей, образованные им связи в многоатомных молекулах с одинаковыми лигандами оказываются эквивалентными по своим энергетическим и пространственным характеристикам. Представления о гибридизации занимают центральное место в методе валентных связей. Сама гибридизация не является реальным физическим процессом, а только удобной моделью, позволяющей объяснить электронное строение молекул, в частности гипотетические видоизменения атомных орбиталей при образовании ковалентной химической связи.
Концепция гибридизации с успехом была применена для качественного описания простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. В настоящее время используется в основном в методических целях и в синтетической органической химии.

sp-гибридизация

sp-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.
[править]sp2-гибридизация

sp2-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей
[править]sp3-гибридизация

sp3-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.

13. δ- и π- связь. Свойства. Примеры.

Сигма-связь– это первая, более прочная связь, которая образуется при перекрывании электронных облаков в направлении прямой, соединяющей центры атомов.

Сигма-связь – это обычные ковалентные связи атомов углерода с атомами водорода.

Молекулы предельных углеводородов содержат только сигма-связи.

Пи-связь – это менее прочная связь, которая образуется при перекрывании электронных облаков вне плоскости атомных ядер.

Электроны π-связи и δ-связи теряют свою принадлежность к определенному атому.

Особенности δ-связи и π-связи:

1) вращение атомов углерода в молекуле возможно в случае, если они соединены δ-связью;

2) появление π-связи лишает атомы углерода в молекуле свободного вращения.

Водородная связь.

Металлическая связь.