ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Ковалентная связь. Донорно-акцепторная связь из "Краткий курс физ. химии" Основную роль в образовании ковалентной связи играет то. что каждый из электронов, участвующих в образовании связи, находясь в какие-то периоды времени в пространстве между ядрами связываемых атомов, притягивается ими обоими и вместе с тем притягивает их оба к себе и связывает в одну систему. Хотя это не единственный фактор, которым обусловливается связь между атомами, но он играет важную роль в образовании ковалентной связи. [c.63] Ковалентная связь является полярной в тех случаях, когда элементы, которым принадлежат взаимодействующие атомы, заметно различаются по своей электроотрицательности, но это различие не достигает такой степени, при которой связь становится чисто ионной. [c.64] Возможна различная степень полярности связи. Однако здесь нет непрерывного перехода, как может показаться на первый взгляд ...B природе нет скачков именно потому, что она слагается сплошь из скачков . Любые два соединения, хотя бы и самые близкие между собой, отличаются по полярности связи на какую-то конечную величину, т. е. эти переходы происходят не плавно, а скачкообразно. [c.64] При полярной связи электронное облако связывающей электронной пары не располагается симметрично по отношению к обоим связываемым атомам, как при неполярной и не концентрируется полностью при одном из них, как в случае ионной связи. Связывая оба атома, оно обнаруживает более высокую плотность у одного из них, т. е. смещается в той или другой степени в сторону одного атома. Так, в молекуле НС1 электронная пара в большей степени смещена к атому хлора, поэтому он приобретает некоторый отрицательный заряд, а атом водорода — положительный заряд. Несимметричное распределение электронной пары в молекуле НС1 приводит к большему выделению энергии при образовании молекулы, чем это было бы при симметричном распределении электронной пары или при переходе ее целиком к хлору. Этим и обусловливается образование такой молекулы и большая ее устойчивость. [c.64] Наиболее важной характеристикой полярной связи является степень асимметрии расположения электронной пары. Она определяется в первую очередь различием в электроотрицательности элементов. Чем больше это различие, тем менее симметрично располагается электронное облако и тем полярнее образованная им связь. Легко видеть, что полярность связи между двумя атомами двух данных элементов зависит и от валентного состояния так, например, в различных окислах серы (SO2, SO3 и др.) она будет неодинаковой. Полярность. Связи между двумя данными атомами в известной степени зависит и от того, с какими другими атомами они связаны. Это объясняется влиянием на них других атомов, содержащихся в молекуле. [c.64] Очевидно, валентная черточка, принятая в классических обозначениях органической химии, соответствует одной электронной паре ковалентной связи. [c.65] Значение электронных пар и октетов в образовании ковалентной связи между атомами было впервые оценено в работах Льюиса в 1016 г. Выяснение же ее механизма на основе методов квантовой механики было дано Гейтлбфом и Лондоном (1927). [c.65] К образованию ковалентной связи способны только неспаренные электроны атома. Поэтому образование соединений высших валентностей нередко требует энергетического возбуждения атома с переходом электрона на более высокий подуровень. Так, в свободном атоме хлора при нормальном состоянии его имеются электроны 15 , 2 2, 2р , Зр Невозбужденный атом хлора содержит только один неспаренный электрон и может образовать соответственно только одну валентную связь. Соединения же более высоких валентностей (более высоких степеней окисления) хлора образуются в результате энергетического возбуждения атома с переходом части электронов на Зй -подуровень, Так, образование соединений пятивалентного хлора может быть объяснено переходом двух электронов с Зр-подуровня на З -подуровень, в результате чего, в атоме оказывается 5 неспаренных электронов. Если требуется невысокий уровень возбуждения, то достигнуть его можно повышением температуры, действием сильного окислителя или другими путями. Расход энергии на возбуждение может быть возмещен при образовании связи. Если полной компенсации расхода энергии не происходит, это отражается на химической стойкости соединения. Как известно, многие соединения пяти- и семивалентного хлора в соответствующих условиях способны разлагаться со взрывом. [c.65] Особый интерес представляют подобные возбуждения атома углерода. В свободном атоме углерода, находящемся в нормальном состоянии, содержатся электроны 152, 2 , 2р . При образовании соединений, в которых углерод четырехвалентен, один из 2з-элек-тронов атома переходит на подуровень 2р, так что распределение электронов отвечает состоянию 1 , 2 , 2р , причем имеется четыре неспаренных электрона. Энергия, затрачиваемая на такие переходы в возбужденное состояние, может компенсироваться ири образовании валентных связей. [c.65] Если данный атом углерода не имеет кратных (двойных или тройных) связей, то каждый из этих четырех валентных электронов (25, 2рЗ) образует по электронной паре с электроном взаимодействующего атома, причем вследствие гибридизации связей ( 18) все четыре электрона по ряду свойств (энергия связи, межатомные расстояния и некоторые другие) становятся равноценными. Такие связи называют о-связями (сигма-спязи). При одинаковых заместителях а-связи атома углерода располагаются в пространстве под тетраэдрическим углом 109°28. [c.66] Подобные же представления используются и для объяснения природы кратных связей между атомами других элементов и, в частности, между разными атомами, например в карбонильной группе, С=0. Однако прн этом электроны я-связи, как более легко поляризуемые, способны в той или другой степени смещаться к одному из атомов, что приводит к поляризации связи. [c.66] Теория кратных связей, развиваемая на основе представлений о ст- и л-свя-зях, получила широкое распространение в настоящее время, но она не является единственно возможной. [c.66] образующие связь, обладали спином, противоположным по знаку (это отвечает принципу Паули). В таком случае говорят об атипараллельных спинах. В противоположном же случае (т. е. при параллельных спинах) связь не образуется. [c.67] прн рассмотрении соязп между атомами водорода в молекуле ЬЬ можно показать, что при сближении двух атомов водорода с антипараллельными спинами электро тая плотность становится большей в пространстве между ядрами атомов (рнс. 13, а), что и приводит к дальнейшему сближению их с образованием молекулы Нг- Это сопровождается выделением значительного количества энергии (102 ккал1моль), стабилизирующего систему. [c.67] При сближении двух атомов водорода с параллельными спинами электронная плотность в пространстве между ядрами атомов понижается (рис. 13,6), что приводит к преобладанию сил отталкивания между атомами над силами притяжения и препятствует соед1П1ению их в молекулу. [c.67] Такой метод рассмотрения связи между двумя данными атомами используется не только для двухатомных молекул, но и для ковалентных связей в многоатомных молекулах. И в этом случае каждой простой связи отвечает одна электронная пара. [c.67] Наряду с этим методом в настоящее время все шире используется метод молекулярных орбит(ы -тод МО), являющийся наиболее общим методом, охватывающим как ковалентные, так и ионные и до-норно-акцепториые (см. ниже) связи, В этом методе образование химической связи рассматривается как результат движения в совокупности всех электронов в поле действия всех атомных ядер и всех электронов, содержащихся в данной молекуле. Точнее говоря, метод МО рассматривает движение каждого электрона в поле действия всех ядер и всех электронов. Вследствие большой сложности такой задачи практически рассмотрение ограничивается обычно только валентными электронами и при этом вводятся те или другие упрощающие допущения. [c.67] Цифрами указана плотность электронного облака в условных единицах. [c.67] Как и в методе ВС здесь учитывается значение параллельности или антипараллельности спинов электронов данной пары. Энергия молекулярной орбиты, образованной электронами с антипараллельными спинами меньше, чем энергия соответствующих орбит в атомах. Образование ее из соответствующих атомных орбит сопровождается выделением энергии. Такую орбиту называют Связывающей. Энергия связи электрона такой орбиты в молекуле выше, чем энергия связи его в атоме. Так, потенциал ионизации атома водорода равен 13,5 в, а молекулы На 15 0. [c.68] Вернуться к основной статье