Метод валентного зв’язку

При поступовому зближенні атомів взаємодія зростає і стає особливо великим, коли відстань між ядрами виявляється менше 2rорб. На цій відстані електронні орбіталі атомів перекриваються. При такому зближенні електрони різних атомів водню вже не можуть рухатися незалежно. По-перше, при попаданні електрона з одного атома в область перекривання він може не повернутися, а переходить на ls-орбіталь другого атома. Те ж може відбуватися з електроном другого атома.

Таким чином, внаслідок перекривання орбіталей атоми постійно обмінюються електронами, якщо їх спінові числа протилежні за знаком. Протилежна спрямованість спинив обумовлена ​​принципом Паулі, який забороняє електронам з однаковими спіновими числами перебувати на одній орбіталі.

Квантово-механічні розрахунки показують, що в результаті обміну електронами між атомами виникає сильне тяжіння. Такий тип взаємодії називається обмінним. Відповідну цьому взаємодії обмінну енергію позначають Еоб. Для молекули водню обмінна енергія становить приблизно 90% всієї енергії зв’язку Ес. За своєю сутністю обмінна взаємодія електричне.

Крім обмінного взаємодії, певний внесок в енергію хімічного зв’язку вносять кулонівських сили, що діють між електронами і ядрами, як і між будь-якими точковими зарядами. Кулонівська взаємодія зростає зі зменшенням відстані між зарядами. При зближенні атомів водню енергія електростатичного притягання зростає, досягаючи максимуму при відстані, рівному довжині зв’язку. При подальшому зближенні електростатичне тяжіння зменшується внаслідок відштовхування ядер, і на малих відстанях кулонівське відштовхування стає переважаючим. Таким чином, енергія взаємодії між атомами Н складається з двох складових: обмінної енергії і кулоновской енергії.

Характер взаємодії між атомами залежить від знака спінових чисел електронів. Електрони в різних атомах можуть характеризуватися однаковими за знаком спинами. У цьому випадку енергія взаємодії

Між атомами завжди позитивна. При зменшенні відстані між атомами зростає сила відштовхування, і хімічний зв’язок не утворюється.

Якщо спінові числа електронів в атомах протилежні за знаком, енергія взаємодії негативна, коли відстань між ядрами не дуже мало. Атоми притягуються, і утворюється хімічний зв’язок. На енергетичної кривої в цьому випадку мається мінімум. Енергія, що відповідає мінімуму енергетичної кривої, дорівнює міцності хімічного зв’язку Ес. Для молекули водню квантово-механічний розрахунок за методом ВС дає значення Ес = 350 кДж / моль. Відстань, що відповідає мінімуму енергетичної кривої, дорівнює довжині хімічного зв’язку rс. Для молекули водню за методом ЗС отримують rс = 80 пм.

Таким чином, розрахункові значення міцності і довжини хімічного зв’язку для водню близькі до експериментальних: Ес = 430 кДж / моль, rс = 74 пм. Звідси можна зробити висновок, що положення методу ВС правильно відображають природу взаємодій при утворенні хімічного зв’язку.

Квантово-механічні розрахунки характеристик різних хімічних зв’язків дозволяють сформулювати такі два основні положення методу ВС про природу хімічного зв’язку:

1) хімічний зв’язок між двома атомами, яка виникає в результаті перекривання зовнішніх атомних орбіталей і шляхом узагальнення електронів, що знаходяться на цих орбіталях, називають ковалентним;

2) характеристики хімічного зв’язку (Ес, rс, αс, μс) і її природа визначаються типом перекриваються орбіталей атомів.

Довжина хімічного зв’язку. Найбільш наочна характеристика хімічного зв’язку – довжина хімічного зв’язку rс. Хімічний зв’язок утворюється в результаті часткового перекривання валентних орби-талей. Очевидно, що довжина зв’язку rс повинна бути приблизно дорівнює сумі орбітальних радіусів, що пов’язуються атоми А і В: rc (A – В) = = rорб. (А) + rорб. (В).

Кратні зв’язки. Освіта кратних (подвійних і потрійних) зв’язків також знаходить пояснення в методі ВС. Наприклад, утворення зв’язків в молекулі кисню О2 пояснюється наступним чином.

Електронна формула 2s22px22py12pz1 валентної оболонки атома Про вказує на можливість утворення двох зв’язків з допомогою орбіталей 2ру і 2pz. При взаємодії двох атомів кисню одна зв’язок утворюється в результаті перекривання їх орбіталей 2pz уздовж осі z (рис. 3.4).

Такий зв’язок називається σ-зв’язком. Зв’язки такого ж типу утворюються в молекулах Н2, F2, HCl.

Σ-зв’язком називають хімічну зв’язок, який утворюється в результаті перекривання валентних орбіталей на прямій, що сполучає ядра цих атомів.

Друга зв’язок між атомами кисню утворюється в результаті бічного перекривання орбіталей 2ру (рис. 3.5).

Бічне перекривання чи не суперечить принципам методу ВС. Така хімічна зв’язок називається π-зв’язком. Той же тип зв’язку в молекулах етилену, бензолу.

Π-зв’язком називають хімічний зв’язок між атомами, яка утворюється в результаті перекривання валентних орбіталей поза прямою, що проходить через ядра цих атомів.

Таким чином, дві хімічні зв’язки в молекулі кисню, що позначаються традиційно двома рисками О = О, з точки зору методу ВС мають різну природу. Одна з зв’язків σ, інша π. Міцність подвійного зв’язку Ec (О = О) = 490 кДж / моль істотно вище міцності одинарного зв’язку, Ес (Н-Н) = 430 кДж / моль (див. Рис. 3.5).

Необхідно мати на увазі, що зі збільшенням кратності довжина хімічного зв’язку зменшується.

Валентний кут. Крім розрахунку міцності Ес і довжини зв’язку важливим результатом методу ВС є також передбачення валентних кутів.

Відповідно з 2-м положенням методу ВС орієнтація хімічних зв’язків визначається типом перекриваються атомних орбіталей. s-Орбіталі сферически симетричні, і для них ступінь перекривання однакова по всіх


1 Star2 Stars3 Stars4 Stars5 Stars (1 votes, average: 5.00 out of 5)

Метод валентного зв’язку