Механизмы образования химических связей

Химическая связь в молекуле водорода соединяет между собой атомы, не имеющие электрического заряда, т.е. электронейтральные частицы. Па первый взгляд кажется, что такие частицы не должны проявлять взаимного притяжения, если не учитывать ничтожно малого гравитационного притяжения, с помощью которого невозможно объяснить образование устойчивых молекул. Однако, как показали квантово-механические расчеты, притяжение между атомами все-таки имеется. Такое притяжение можно охарактеризовать как остаточные силы электромагнитного взаимодействия. Эти силы слабее, чем притяжение противоположно заряженных ионов, но гораздо сильнее, чем гравитационное притяжение.

Имеется ряд разновидностей химических связей. Связь между атомами водорода представляет собой пример ковалентной химической связи.

Химическая связь, образованная электронной нарой, общей для двух атомов, называется ковалентной химической связью.

Электронная пара, связывающая атомы и создающая ковалентную связь, возникает из неспаренных электронов атомов. В результате образования общей электронной пары атомы оказываются в состоянии непрерывного обмена электронами. Поэтому рассмотренный механизм образования ковалентной химической связи называется обменным механизмом.

Атомы следующего за водородом химического элемента гелия, имеющие электронную пару Is2, не могут образовать химическую связь. Два атома гелия представляют собой систему, напоминающую два атома водорода с одинаковыми спиновыми квантовыми числами электронов (см. рис. 6.2). Если представить себе на этом рисунке атомы гелия, то потребуется определить состояние четырех электронов. Одна электронная пара смогла бы образовать облако в пространстве между ядрами, создавая силу притяжения, но вторая пара электронов была бы вытеснена на периферию, имела бы повышенную энергию и вызвала бы распад молекулы. Как следует из детальных расчетов, сила отталкивания в этом случае превышает силу притяжения, в результате чего молекула Не2 образоваться не может.

Важным условием образования ковалентной химической связи является достаточно сильное перекрывание (взаимное проникновение) электронных облаков, образующих электронную пару. В молекуле водорода расстояние между ядрами атомов 76 пм, откуда получается ковалентный радиус водорода 38 пм. При этом вандерваальсов радиус водорода 120 пм. Отсюда очевидно наличие перекрывания электронных облаков. Перекрывание затрагивает только внешние электронные облака атомов. Электроны на глубже расположенных орбиталях почти не изменяют своего состояния. Поэтому внешние электроны называют валентными, так как их взаимодействие с электронами других атомов ведет к образованию химических связей. Ковалентные связи наиболее легко образуют неспаренные электроны. Их числом и определяется валентность атома.

Валентность атома равна числу его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии.

Этот вопрос уже был затронут в гл. 3 (см. параграф 17). Валентность азота, кислорода и фтора совпадает с числом несиаренных электронов. Углерод в основном состоянии имеет только два неспаренных электрона. Однако устойчивых соединений с двухвалентным углеродом существует очень мало. Углерод легко переходит в возбужденное состояние ls22s12p3 с четырьмя неспаренными электронами и образует четыре химические связи, после чего уже не может вернуться в основное состояние. Следует учитывать, что энергия возбуждения не должна быть чрезмерно велика. Электрон может перейти на более высокий подуровень в пределах заполняющегося уровня у данного элемента, но переход на следующий уровень обычно требует слишком большой затраты энергии, которая уже не может быть компенсирована образованием химических связей.

Электронные пары, имеющиеся на валентных орбиталях у атомов азота, кислорода и ряда других элементов, называют пеподелеппыми. Эти электронные пары тоже могут участвовать в образовании химической связи, но по другому механизму. При наличии реагента, в котором есть атом со свободной орбиталью, неподеленная пара электронов образует с ним дополнительную связь, так что суммарное число связей данного атома может превысить его валентность.

Из энергетической диаграммы азота очевидно, что это трехвалентный атом. Он соединяется с тремя атомами водорода в молекулу аммиака NH3. Но азот образует с водородом еще и ион аммоний — ИЩ. К молекуле аммиака присоединяется ион водорода Н1, не имеющий электронов. Следовательно, химическая связь создается оставшейся валентной электронной парой азота. Это происходит путем частичной передачи этой пары от азота к водороду:

Рассмотрим еще пример. Отрицательный и положительный ионы водорода H~(ls2) и H~(ls°) не имеют неспаренных электронов, но при их взаимодействии электронная пара от Н~ смещается к Н+, частично переходя на его свободную орбиталь Is:

Из этих ионов образуется такая же молекула водорода, как и из атомов водорода.

В двух рассмотренных примерах химическая связь образуется по особому механизму, который называют донорно-акцепторным механизмом.

Атом (ион), давший электронную пару для образования химической связи, называется донором, основанием или нуклеофилом.

Атом (ион), принявший электронную пару на свою свободную валентную орбиталь, называется акцептором, кислотой или электрофилом.

В наших примерах акцептором электронной пары выступал иоп Н+. Способность обычных кислот быть «поставщиками» этих ионов оказывается причиной проявления ими кислотных свойств. Донором электронной пары в первом примере был атом азота, а во втором — ион водорода с отрицательным зарядом, или гидрид-ион. Основные свойства веществ всегда сводятся к наличию атома, имеющего неподеленную валентную электронную пару. Соответственно, кислотные свойства частицы обусловлены наличием атома, имеющего свободную валентную орбиталь.

Донорно-акцепторная связь иона водорода, присоединившегося к молекуле аммиака, не отличается от других связей азота с водородом в образовавшемся ионе аммония. Это означает, что свойства химической связи определяются не механизмом ее образования, а только природой атомов, между которыми возникла эта связь.

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ   ОРИГИНАЛ     След >