Описание - ковалентная связь
Cтраница 1
Описание ковалентных связей, образуемых атомом углерода, менее просто, чем приведенное выше описание для азота и кислорода; оно требует нового понятия: образования валентных орбит путем гибридизации простых атомных орбит. Если бы эта электронная конфигурация представляла валентное состояние углерода, то последний был бы двухвалентным, с пространственным распределением связей, подобным тому, которое имеется у кислорода. Однако это находится в полном противоречии с экспериментальными данными. [1]
Возможность описания ковалентной связи одной ковалентной ф-цией в случае водорода способствовала развитию т.н. теории спин-валентности, согласно к-рой ковал ситная связь обусловлена спариванием электронов. [2]
Для квантово-механического описания ковалентной связи и строения молекул могут быть применены два подхода: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей. [3]
При описании ковалентной связи часто удобно использовать понятие степени окисления. [4]
При таком описании ковалентной связи ( когда электроны, образующие связь, поставляются в равной степени двумя атомами) становится ясно, что наиболее прочную связь дают два электрона. Образование прочных связей энергетически выгодно, и поэтому атомы стремятся образовать по возможности больше связей, насколько это возможно без привлечения внутренних, крепко связанных электронов. Именно это и имеется в виду, когда говорят, что атомы обобществляют свои электроны, чтобы иметь завершенные октеты. Сказанное объясняет важную роль понятия электронной пары в теории химической связи. Электроны оказываются спаренными вовсе не по какой-то таинственной причине и не потому, что энергия их отталкивания уменьшается в результате спаривания. Наоборот, чтобы поместить два электрона на одну и ту же орбиталь, необходимо затратить энергию. Они образуют пару, чтобы создать такое распределение заряда, которое могло бы как можно сильнее понизить энергию всей системы, и одно из множества таких распределений способно привести к образованию молекулы. Такое описание роли электронной пары ясно просматривается как в теории молекулярных орбиталей, так и в теории валентных связей. [5]
 |
Общая схема молекулярных орбиталей для молекул АВ при. [6] |
Таким образом, метод молекулярных орбиталей универсален и служит для описания ковалентных связей различной степени полярности, в том числе приближающихся к ионным. [7]
Характер химической связи в молекуле кислорода О2, а соответственно и некоторые свойства молекулярного кислорода необъяснимы с позиций теории общих электронных пар, рассмотренной в § 3.7. Однако они становятся понятны при использовании другого способа описания ковалентной связи - метода молекулярных орбиталей. [8]
В частности, этим обстоятельством объясняется то, что структуры с ковалентнъгми связями часто характеризуются низкими координационными числами и не подчиняются законам плотнейших упаковок. Позднее было показано, что для описания ковалентной связи недостаточно указания на взаимодействие пары общих электронов с антипараллельными спинами. Необходимо, кроме этого, учитывать и другие квантовые числа электронов, участвующих в связи, в частности тип подуровня. При прочих равных условиях р-электроны дают более сильную связь, чем 5-электроны. Показано, что определенному сочетанию электронов, участвующих в связи, соответствует определенное пространственное-расположение атомов вокруг центрального. Если в связи принимают участие несколько р-электронов, то такие связи стремятся расположиться друг к другу под прямыми углами. Структура аммиака пирамидальная, с большим ди-польным моментом, а не треугольная, с моментом, равным1 нулю, так как в связи участвуют три р-электрона. [9]
Однако обычно свободные радикалы очень неустойчивы и высокореак-ционноспособны, и их реакционноспособность может быть всегда объяснена как результат тенденции неспаренных электронов к образованию пары с возникновением ковалентноц связи. Таким образом, хотя одно - и трехэлектрон-ные связи возможны ( но обычно лишь между атомами одинаковой или почти одинаковой электроотрицательности), например в ионах HJJ или Не, более обычным является описание ковалентной связи с помощью спаренных электронов, находящихся в поле действия двух ядер. Спаривание электронов в молекуле, по-видимому, всегда приводит к снижению ее энергии по сравнению с состоянием с неспаренными электронами, и причина этого безусловно-связана с тем, что в результате спаривания увеличивается плотность заряда, между положительно заряженными ядрами. Исключение из этого правила составляет молекула кислорода, сильный парамагнетизм которой указывает на наличие двух неспаренных электронов. [10]
Суммируя, можно сказать: вычисления теплоты образования Н - связи при помощи простейшей модели точечных зарядов долгое время рассматривались как имеющие некоторое предсказательное значение и, что более важно, как подтверждающие электростатическую модель Н - связи. Однако, если добавить необходимые члены отталкивания, согласие с экспериментальными данными теряется. Этими уточнениями, которые восстанавливают согласие с экспериментом, электростатическая модель приближается к описанию ковалентной связи с помощью точечных зарядов. [11]
Страницы: 1