Основные положения метода валентных связей.
В основе метода ВС лежат следующие положения:
1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.
2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом.
H: 1s1;
N: 1s22s2p3;
Cl: 1s22s2p63s2p5.
Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью по методу ВС. Так, ковалентность водорода равна 1, азота - 3.
По способу перекрывания электронных облаков, связи бывают двух видов: s - связь и p - связь.
s - связь возникает при перекрывании двух электронных облаков по оси, соединяющей ядра атомов.
p - связь образуется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
Основные характеристики ковалентной связи:
1. Длина связи, ℓ. Это минимальное расстояние между ядрами взаимодействующих атомов, которое соответствует наиболее устойчивому состоянию системы.
2. Энергия связи, Emin – это то количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва химической связи и для удаления атомов за пределы взаимодействия.
3. Дипольный момент связи 
, 
qℓ. Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для неполярных молекул дипольный момент равен 0, для полярных не равен 0. Дипольный момент многоатомной молекулы равен векторной сумме диполей отдельных связей.
Рассмотрим, например, СО2:
O C O
= 0
H2O:
H
O ≠ 0
H
4. Ковалентная связь характеризуется направленностью, валентным углом и определённой формой молекулы.
Перекрывание валентных облаков происходит только при определённом валентном угле.
1). Линейная молекула, φ = 180˚ H – Cl
2). Угловые молекулы, обычно трёхатомные. Пример – H2O
3). Пирамидальные молекулы, обычно 4-х атомные. Пример – NH3, PCl3.
5. Насыщаемость ковалентной связи - это число ковалентных связей, которые может образовывать атом. Оно ограничено, т.к. элемент обладает ограниченным количеством валентных электронов. Максимальное число ковалентных связей, которые может образовывать данный атом в основном или возбуждённом состоянии, называется его ковалентностью.
Пример: водород – одноковалентен, кислород – двухковалентен, азот – трёх- ковалентен и т. д.
Некоторые атомы могут повышать свою ковалентность в возбуждённом состоянии за счёт разъединения спаренных электронов.
Пример Be:
Be: 1s22s2
Be0 Be*
Ковалентность Be0 = 0, а ковалентность Be* = 2. Образуется Sp – гибридизация. Sp – гибридные облака имеют форму неправильной гантели, с валентным углом, равным 180˚.
Cl Be Cl
B0: 1s22s2p1
Валентность = 1 sp2 – гибридные орбитали
Валентный угол при sp2 – гибридизации равен 120°
C: 1s22s2p2
 |  |  |  |
2p2 hn
2s2 ¯ sp3
Образуются sp3 – гибридные орбитали. Пример: CH4, валентный угол равен 109˚28//
Дата добавления: 2015-08-08; просмотров: 1079;