Метод валентных связей. Основные положения метода:

Основные положения метода:

1)Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2)Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

3)При образовании молекулы электронная структура составляющих её атомов в основном сохраняется, а все химические связи в молекуле могут быть представлены набором фиксированных(локализованных) двух центровых двухэлектронных связей. (не для всех соединений).

В целом электронная структура молекулы выглядит как набор различных валентных схем(метод локализованных пар).

Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков связываемых атомов. Существуют разные способы перекрывания этих электронных облаков.

1. Прямое перекрывание:

В этом случае единственная область перекрывания электронных облаков лежит на прямой, соединяющей ядра атомов. Связь, образованная таким образом, называется

Связью.

В зависимости от вида перекрывающихся облаков может образоваться s-s,

s-p, p-p, s-d, p-d σ-связи.

2. Боковое перекрывание:

В этом случае две области перекрывания электронных облаков находятся по разные стороны от плоскости, в которой лежат ядра связываемых атомов. Связь, образованная при таком перекрывании ЭО, называется π- связью.
Как и в случае σ-связи, в зависимости от вида перекрывающихся облаков могут образоваться различные разновидности π-связи: p-p, p-d, d-d π-связи.

π-связь –ковалентная связь между атомами образованная при боковом перекрывании их электронных облаков.

В методе валентных связей различают обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи.

Обменный механизм. К обменному механизму образования химической связи относятся случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону.

В молекулах Н₂, Li₂, F₂ и Cl₂ связи образуются за счет неспаренных s-электронов этих атомов. В молекулах HF и HCl связи образуются s-электронами водорода и p-электронами галогенов. Особенностью образования соединений по обменному механизму является насыщаемость, которая показывает, что атом образует не любое, а ограниченное количество связей. Их число, в частности, зависит от количества неспаренных валентных электронов. Из квантовых ячеек N и Н

можно видеть, что атом азота имеет 3 неспаренных электрона, а атом водорода – один. Принцип насыщаемости указывает на то, что устойчивым соединением должен быть NH₃, а не NH₂, NH или NH₄.

Донорно-акцепторный механизм – образование ковалентной связи за счёт двухэлектронного облака одного атома(донор) и свободной орбитали другого(акцептор).

Примером образования химической связи по донорно-акцепторному механизму является

реакция аммиака с ионом водорода: H⁺ + ׃NH₃ = NH₄⁺

Роль акцептора электронной пары играет пустая орбиталь иона водорода. В ионе аммония NH₄⁺ атом азота четырехвалентен.

В молекуле аммиака заселены все четыре орбитали азота, из них три – по обменному механизму электронами азота и водорода, а одна содержит электронную пару, оба электрона которой принадлежат азоту. Такая электронная пара называется неподеленной электронной парой.

Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования; по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

В приведенных формулах нитросоединения связи азота с кислородом неравноценны. Однако, как показывают результаты физических исследований, эти связи энергетически совершенно одинаковы. Следовательно, электронная пара, обусловливающая отрицательный заряд, не сосредоточена целиком на каком-либо одном кислородном атоме, а несколько смещена к азоту при одновременном смещении от азота ко второму кислородному атому подвижной π-электронной пары двойной связи. В результате выравнивания электронной плотности в нитрогруппе формальный отрицательный заряд (-1) распределяется поровну (-1/2) между обоими атоми кислорода:

В плоском треугольном ионе (NO₃)^- делокализованные π-связи равномерно распределяются между всеми атомами кислорода. Точно также делокализованные π-связи равномерно распределяются между всеми атомами кислорода в соединениях (BO₃)^3-,(CO₃)^2-,SO₃, в BF₃ – между всеми атомами фтора,в анионах (PO₄)^3- и (SO₄)^2-, имеющих тетраэдрическое строение делокализованные связи равномерно распределяются между всеми атомами кислорода

Рис.1 Структурные формулы SO₄^2- и PO₄^3- с учётом делокализации π-связи.

Валентность

Валентность- свойство атома данного элемента присоединять или замещать определённое число атомов другого элемента. Мерой валентности является число ковалентных связей, которые образует атом. При этом учитывают связи, образованные как по обменному механизму, так и по донорно-акцепторному.

При образовании химической связи по обменному механизму каждый из взаимодействующих атомов по одному неспаренному электрону для образования связывающей электронной пары. Так образуется, например, молекула водорода: Н∙ + ∙Н = Н׃Н

При определении числа химических связей, которые атом элемента может образовывать по обменному механизму, следует учитывать, что при переходе атома в возбуждённое состояние число его неспаренных электронов может увеличится в результате разделения некоторых электронных пар и перехода электронов на более высокие энергетические подуровни. Если энергия, затраченная на возбуждение атома, не очень велика, то она может компенсироваться энергией образующейся химической связи, и возбуждённое состояние стабилизируется. Это возможно при переходе электронов на более высокие подуровни внутри одного и того же энергетического уровня.

Валентности атомов лития (1s²2s¹2p⁰), азота(1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹),

кислорода(1s²2s²2p_x²p_y¹p_z¹), фтора(1s²2s²p⁵), неона(1s²2s²2p⁶) равны числу неспаренных электронов в основном состоянии, так как разделение любой из электронных пар в этих атомах возможно только при переходе электронов на новый, более высокий энергетический уровень.

Таким образом валентность лития равна 1, азота 3, кислорода 2, фтора 1, неона 0.

В атомах бериллия бора углерода может происходить разделение электронных пар за счёт перехода электронов с 2s- подуровня на 2p-подуровень,так как в атомах этих элементов на 2p- подуровне имеются вакантные орбитали. Поэтому валентности 2,3 и 4, присущие атомам Ве,В,С в возбуждённом состоянии, более характерны для них, чем валентности, определяемые числом неспаренных электронов в основном состоянии.

Число химических связей, которые атом образует по донорно-акцепторному механизму, зависит от числа имеющихся на его валентных подуровнях несвязывающих электронных пар или вакантных орбиталей. Например, атом азота может образовывать четыре химические связи: три- за счёт трёх неспаренных электронов и ещё одну – за счёт электронной пары.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: