ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Орбитали. Природа химической связи. Типы связей из "Органическая химия Издание 3" Орбитали. Химические свойства атомов определяются преимущественно поведением электронов, находящихся на наружных оболочках и обладающих наибольшей энергией. Эти электроны играют важную роль в образовании химических связей, хотя в некоторых случаях в этом процессе участвуют и электроны, расположенные на внутренних оболочках. [c.16] Движение электрона, обладающего волновыми свойствами, описывается с помощью волновой функции 4) или i j(x, у, z) как функции координат X, у, г. [c.16] Вероятность нахождения электрона в данном элементарном объеме вьфажается черезТ 5 , являющейся действительным положительным числом. [c.16] Для наглядности орбитали изображают графически как область пространства, в которой вероятность пребывания электрона, выражаемая квадратом значения волновой функции достаточно велика (рис. 1—3). Рисунок обозначает объемную границу поверхнос- ти, внутри которой находится примерно 90% величины г 5 . 5-Орби-тали имеют сферическую конфигурацию — форму шара (рис. 1) р-орбитали изображаются двумя сферами или объемными восьмерками — имеют один узел (рис. 2) -орбитали являются сочетанием четырех сфер или двух объемных восьмерок — имеют два узла (рис. 3). Знаки относятся к угловой части самой функции. [c.17] Теория многоэлектронных атомов. Точное решение уравнения Шредингера не получено для атома с двумя и более электронами. Орбитали многоэлектронных атомов отличаются от орбиталей атома водорода. Однако можно ожидать, что их число и характер угловых частей будут тождественны орбиталям атома водорода. Поэтому при описании электронного строения многоэлектронных атомов используются орбитали атома водорода, заполняющиеся в порядке уменьшения их стабильности электронами данного атома в соответствии со следующими правилами ) каждую орбиталь могут занимать не более двух электронов с противоположно направленными спинами (принцип Паули) 2) на орбиталях с одинаковой энергией размещается сначала по одному электрону с одинаковым спином, так как при этом достигается более стабильное состояние вследствие того, что энергия взаимного отталкивания электронов будет меньше. [c.17] Для атомов гелия, азота, кислорода и фтора подобный переход с разобщением спаренных электронов из основного в возбужденное состояние энергетически невыгоден. [c.17] Первое состояние осуществляется, если энергия отрыва электрона от атома, взаимодействующего с углеродом, невелика второе — если сродство атома партнера к электрону велико (рис. 6). [c.18] Природа химической связи (природа сил, действующих между атомами в молекуле) была установлена благодаря сочетанию в одном познавательном процессе расчетных квантовомеханических и экспериментальных физико-химических и химических методов исследования. [c.18] Важная роль принадлежит двум квантовомеханическим методам теории молекулярных орбиталей (Р. Малликен, Э. Хюккель и др.), полное название этого метода Линейная комбинация атомных орбиталей — молекулярные орбитали или сокращенно ЛКАО — МО, и методу валентных связей — ВС (Л. Полинг), развитому в используемом в огранической химии методе резонанса. Оба метода являются приближенными, и при решении конкретной задачи используется метод, наиболее подходящий для данного случая. Так, метод молекулярных орбиталей дает более естественное описание сопряженных молекул. [c.18] образованная сг-связывающей орбиталью, называется а-связью (рис. 7,6). [c.20] Распределение электронных плотностей связывающих и разрыхляющих молекулярных орбиталей нетрудно представить при помощи графиков, показывающих поперечные сечения поверхностей равных электронных плотностей (рис. 8,а,б). Соотношение энергий орбиталей иона Нг наглядно выражается схемой (рис. 9). [c.20] Дополнительная устойчивость, которую приобретает электрон, находясь на связывающей орбитали, при образовании ковалентной связи количественно выражается обменным интегралом (Р). [c.20] Рассмотренные выше представления о волновых функциях и орбиталях являются теоретической основой для понимания природы химической связи, строения и реакционной способности органических соединений и будут использованы при описании всего последующего материала органической химии. [c.22] Существует несколько основных типов химических связей. [c.22] Ионная, или гетерополярная, связь возникает при переходе одного или нескольких наружных электронов от атома, участвующего в образовании связи, на другой атом при этом первый становится положительно заряженным ионом (катионом), а другой — отрицательно заряженным ионом (анионом). Ионная связь нетипична для органических соединений, она встречается преимущественно в солях органических кислот или оснований и Рис. 11. Кривые по- имеет значение при оценке строения и свойств тенциальной энергии соответствующих анионов и катионов. [c.22] Полярная ковалентная связь возникает, когда атомы, ее образующие, обладают различным сродством к электрону. Электронное облако связи отклоняется от симметричного положения и смещается к более электроотрицательному атому, и поэтому один конец связи является относительно отрицательным, а другой — относительно положительным. Практически все ковалентные связи иолярны, за исключением совершенно симметричных молекул, в которых центр симметрии совпадает с серединой данной связи. [c.23] Донорно-акцепторная, или координационная, связь образуется в результате взаимодействия неподеленной пары электронов (р-орбитали) одного атома со свободной орбиталью другого атома. Вследствие обобществления неподеленной пары атом, отдающий ее, заряжается положительно и является донором, а атом, принимающий неподеленную пару, заряжается отрицательно и называется акцептором. Координационная связь отличается от ковалентной по способу образования и может рассматриваться как результат наложения ковалентной и ионной связей и поэтому называется также семи(полу)полярной связью. [c.23] Водородная связь осуществляется при участии электронодефицитного атома водорода, ковалентно связанного с электроотрицательным атомом (фтор, кислород, азот) и поэтому способного к дополнительному электростатическому взаимодействию с другим атомом, имеющим неподеленную пару электронов. Существуют меж-и внутримолекулярные водородные связи, т. е. возникающие между атомами разных или одной и той же молекулы. Энергия водородных связей значительно меньше, чем ковалентных. [c.23] Вернуться к основной статье