Метод валентных связей

Метод валентных связей (локализованных электронных пар) предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Поэтому химическая связь представляется двухэлектронной и двухцентровой, т.е. локализована между двумя атомами. В структурных формулах соединений обозначается черточкой:

H-Cl, H-H, H-O-H

Рассмотрим в свете Метода ВС, такие особенности связи, как насыщаемость, направленность и поляризуемость.

Валентность атома — определяется числом неспаренных (валентных) электронов, способных принять участие в образовании химической связи. Валентность выражается небольшими целыми числами и равна числу ковалентных связей. Валентность элементов, проявляющуюся в ковалентных соединениях, часто называют ковалентностью. Некоторые атомы имеют переменную валентность, например углерод в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и будет двух валентен. При возбуждении атома, возможно распарить другие два спаренных электрона и тогда атом углерода станет четырех валентен:

электронное строение атома углерода
электронное строение атома углерода

Возбуждение атома до нового валентного состояния требует затраты энергии, которая компенсируется выделяемой при образовании связей энергией.

Направленность ковалентной связи

Взаимное перекрывание облаков может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.

Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов. Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

образование химической связи
образование химической связи

σ– связь может возникнуть при перекрывании вдоль линии, соединяющей ядра атомов в следующих орбиталей: ss -, s— р-, р р-dd -орбиталей , а также  d— s-, d—  р– орбиталей. σ– связь обладает свойствами локализованной двухцентровой связи, каковой она и является.

π– связь может образовываться при перекрывании по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов следующих орбиталей: рр-, рd-, dd-, fp-, fd— и ff— орбиталей.

Итак, s— элементы способны к образованию только σ– связир— элементы — σ– и π– связиd— элементы — σ–, π– и δ‑ связи, а f— элементы — σ– , π– , δ-связи. При совместном образовании π– и σ- связей получается двойная связь. Если же одновременно возникают две π–и σ- связь, то образуется тройная связь. Количество возникших связей между атомами, называется кратностью связи.

При образовании связи с помощью  s орбиталей, ввиду их сферической формы, не возникает какого-либо преимущественного направления в пространстве, для наиболее выгодного образования ковалентных связей. В случае же р– орбиталей, электронная плотность распределена неравномерно, поэтому возникает определенное направление, по которому образование ковалентной связи наиболее вероятно.

Гибридизация атомных орбиталей

Рассмотрим пример. Представим, что четыре атома водорода соединились с атомом углерода и образовалась молекула метана CH4.

образование молекулы метана

Рисунок показывает что происходит, но не объясняет, как ведут себя s и р— орбитали, при образовании таких соединений. Хотя р— орбиталь имеет две части, развернутые друг относительно друга, но она может образовывать только одну связь. В итоге, можно предположить, что в молекуле метана один атом водорода присоединяется к 2s орбитали углерода, остальные – к 2р— орбитали. Тогда, каждый атом водорода будет находиться по отношению к другому под углом 90°, но это не так. Электроны отталкиваются друг от друга и расходятся на большее расстояние. Что же на самом деле происходит?

В результате, все орбитали объединяются, перестраиваются и образуют 4 эквивалентные гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра. Каждая из гибридных орбиталей содержит некий вклад 2s орбитали и некоторые вклады  2р— орбиталей. Поскольку 4 гибридные орбитали образованы одной 2sи тремя 2р— орбиталями, то такой способ гибридизации называют sp3-гибридизацией.

sp3-гибридизация орбиталей молекулы метана
sp3-гибридизация орбиталей в молекуле метана

Как видно из рисунка, конфигурация гибридных орбиталей позволяет четырем атомам вдорода образовать ковалентные связи с атомом углерода, при этом орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 109,5°.

Такой же тип гибридизации присутствует в таких молекулах, как NH3, H2O. На одной из sp3-гибридных орбиталей, в молекуле NH3, находится неподеленная электронная пара, а три остальные орбитали используются для соединения с атомами водорода. В молекуле H2O неподеленными электронными парами заняты две гибридные орбитали атома кислорода, а две другие используются для связывания с атомами водорода.

Гибридизация орбиталей молекул метана, аммиака, воды
Гибридизация орбиталей молекул метана, аммиака, воды

Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле. Эти электроны находятся на гибридных орбиталях. Когда же происходит перекрывание негибридных орбиталей двух атомов, то образуется кратная связь. Например, в молекуле этилена связь реализуется следующим образом:

sp2-гибридизация атомов этилена
sp2-гибридизация атомов этилена

Плоское расположение трех связей вокруг каждого атома углерода дает основание предположить, что в данном случае реализуется sp2-гибридизация ( гибридные орбитали образованы одной 2sи двумя 2р— орбиталями). При этом одна 2р— орбиталь остается неиспользованной (негибридной). Орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 120°.

Таким же образом, в молекуле ацетилена образуется тройная связь. В данном случае происходит sp-гибридизация атомов, т.е. гибридные орбитали образованы одной 2sи одной 2р— орбиталями, а две 2р— орбитали являются негибридными. Орбитали располагаются относительно друг друга под углом 180°

sp-гибридизация атомов ацетилена
sp-гибридизация атомов ацетилена

Ниже приведены примеры геометрического расположения гибридных орбиталей.

Набор атомных орбиталейНабор гибридных орбиталейГеометрическое расположение  гибридных орбиталейПримеры
s,pspЛинейное (угол 180°)  Be(CH3)2, HgCl2  MgBr2, СаН2, ВаF2, C2H2
s,p,psp2Плоское тригональное (угол 120°)BF3,GaCl3, InBr3,TeI3, C2H4
s,p,p,psp3Тетраэдрическое (угол 109,5°)CH4, AsCl4, TiCl4, SiCl4, GeF4
s,p,p,dsp2dПлоскоквадратнoe (угол 90°)Ni(CO)4, [PdCl4]2
s,p,p,p,dsp3dТригонально-бипирамдальное (углы 120° и 90°)PF5, PCl5, AsF5
s,p,p,p,d,dsp3d2Октаэдрическое ( угол 90°)SF6, Fe(CN)63-, CoF63-
Пространственное расположение гибридных орбиталей различных типов
Пространственное расположение гибридных орбиталей различных типов