Метод валентных связей. Застройка внешнего энергетического уровня до конфигурации s2 или s2p6, в соответствии с представлениями Льюиса

Застройка внешнего энергетического уровня до конфигурации s² или s²p⁶, в соответствии с представлениями Льюиса, осуществляется путем обобществления электронов взаимодействующих атомов с образованием общих электронных пар.

Такую связь называют ковалентной, гомеополярной, атомной, парноэлектронной.

Пример образования молекул H₂, Cl_2, O_2. (На самоподготовке изобразить образование связей в молекулах N₂ и HCl).

Сначала записывают БЦЭФ и ГЭФ взаимодействующих атомов, а затем объединяют между собой орбитали, за счет которых образуются связи.

Н₂

Н⁰ БЦЭФ Н⁰

1s¹ 1s¹

Н₂

Cl₂

Cl БЦЭФ Cl

1s²2s²2p⁶3s²3⁵

	­¯	­¯	­¯	­			¯	­¯	­¯	­¯
	­¯	­¯	­¯	­¯			­¯	­¯	­¯	­¯
	­¯								s	­¯

Cl – Cl

Cl₂

О₂

O⁰ БЦЭФ О⁰

1s²2s²2p⁴

	­¯	­¯	­	­			¯	¯	­¯	­¯
	­¯									­¯

О = О

О₂

Существует два способа (механизма) обобществления электронов:

- обменный механизм (см. примеры выше);

- донорно-акцепторный.

Во втором случае при образовании химической связи один атом представляет пару электронов (донор), а другой атом – свободную орбиталь. Например: образование молекулы водорода из гидрид-иона и протона водорода.

Н Н

Н + Н = Н₂

NH₃ + Н ® NH₄

Современное учение о химической связи основано на квантовомеханических представлениях. Для описания химической связи в настоящее время широко используются два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

Таким образом, в соответствии с методом ВС ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит одновременно двум атомам. Сами же атомы сохраняют свою индивидуальность.

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

В широком смысле слова ковалентная связь – это химическая связь между атомами, осуществляемая путем обобществления электронов. Ковалентную связь можно рассматривать как универсальный, самый распространенный тип химической связи.

Для точного описания состояния электрона в молекуле необходимо решить уравнение Шредингера для соответствующей системы электронов и ядер, задавшись условием минимума энергии. Однако, в настоящее время решение уравнения Шреденгера возможно лишь для самых простых систем. Впервые приближенный расчет волновой функции электрона был произведен в 1927 году Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода. В результате проведенной работы они получили уравнение, связывающее потенциальную энергию системы с расстоянием между ядрами двух атомов водорода. При этом оказалось, что результаты расчетов зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины обоих электронов. При параллельных спинах сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. При противоположно направленных спинах сближение атомов до некоторого расстояния r₀ сопровождается снижением энергии системы, после чего она вновь начинает возрастать (рисунок 1).

Рис. 1. Зависимость энергии системы из двух атомов водорода от

межядерного расстояния в случае электронов

с параллельными спинами (1) и антипараллельными (2) спинами

Таким образом, в первом случае образования химической связи по энергетическим причинам не происходит, в случае же противоположно направленных спинов электронов образуется молекула Н₂ – устойчивая система из двух атомов водорода, расстояние между ядрами которых составляет r_0.

Рис. 2. Схема перекрывания электронных облаков при образовании

молекулы водорода

Вследствие перекрывания облаков электронная плотность между ядрами повышается, при этом возрастают силы притяжения между этой областью отрицательного заряда и положительно заряженными ядрами взаимодействующих атомов. Возрастание сил притяжения сопровождается выделением энергии, что и приводит к образованию химической связи.