Login processing...

Trial ends in Request Full Access Tell Your Colleague About Jove

10.5: Теория Валентных Связей
СОДЕРЖАНИЕ

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. You will only be able to see the first 20 seconds.

Education
Valence Bond Theory
 
ТРАНСКРИПТ

10.5: Теория Валентных Связей

Обзор теории валентных связей

Теория валентной связи описывает ковалентную связь как перекрытие полузаполненных атомных орбиталей (каждая из которых содержит один электрон), которые дают пару электронов, поделенных между двумя связанными атомами. Орбитали на двух различных атомах перекрывается, когда часть одной орбитали и часть второй орбитали занимают одну и ту же область пространства. Согласно теории валентной связи, ковалентная связь возникает при соблюдении двух условий: (1) орбиталь на одном атоме перекрывает орбиталь на втором атоме и (2) одиночные электроны в каждой орбитали комбинируются для формирования электронной пары. Взаимное притяжение между этой отрицательно заряженной электронной парой и положительно заряженными ядрами двух атомов служит для физического связывания двух атомов с помощью силы, которую мы определяем как ковалентную связь. Прочность ковалентной связи зависит от степени перекрытия вовлеченных орбиталей. Орбитали, которые перекрывают друг друга в значительной степени, образуют связи, которые сильнее, чем те, которые имеют меньшее перекрытие.

Влияние орбитального перекрытия на энергию системы

Энергия системы зависит от того, насколько перекрываются орбитали. В случае атомов водорода сумма энергий двух атомов водорода изменяется по мере приближения друг к другу. Когда атомы находятся далеко друг от друга, перекрытие отсутствует, и по условию сумма энергий равна нулю. По мере того как атомы перемещаются вместе, их орбитали начинают перекрываться. Каждый электрон начинает чувствовать притяжение ядра другого атома. Кроме того, электроны начинают отталкиваться друг от друга, как и ядра. Хотя атомы все еще значительно разделены,притяжения немного сильнее, чем отталкивание, энергия системы уменьшается и связь начинает формироваться. По мере приближения атомов друг к другу увеличивается перекрытие, поэтому притяжение ядер к электронам продолжает увеличиваться, как и отталкивание между электронами и между ядрами. При определенном расстоянии между атомами, которое варьируется в зависимости от задействованных атомов, энергия достигает своего самого низкого (самого стабильного) значения. Это оптимальное расстояние между двумя связанными ядрами — это расстояние связи между двумя атомами. Связь стабильна, потому что на данный момент силя притяжения и отталкивания объединяются, чтобы создать минимально возможную энергетическую конфигурацию. Если расстояние между ядрами будет уменьшаться дальше, то импульс между ядрами и отталкиваниями, поскольку электроны находятся в непосредственной близости друг от друга, станет сильнее, чем силы притяжения. В этом случае энергия системы возрастет, что приведет к дестабилизации системы.  

Энергия связи

Энергия связи представляет собой разницу между минимальным значением энергии, которое наблюдается на расстоянии связи, и энергией двух разделенных атомов. Это количество энергии, высвобождаемой при формовании связи. И наоборот, для разрыва связи требуется такое же количество энергии. Для молекулы H2, на расстоянии связи 74 пм, энергия системы на 7.24 × 10-19 Дж ниже в энергии, чем энергия двух отдельных атома водорода. Это может показаться небольшим числом. Однако из нашего более раннего описания термохимии мы знаем, что энергии связи часто обсуждаются в расчете на моль. Например, требуется 7.24 × 10-19 Дж, чтобы разбить одну связь H–H, но требуется 4.36 × 105 Дж, чтобы разбить связи 1 моля H–H.  

Типы связей

Помимо расстояния между двумя орбиталями, ориентация орбиталей также влияет на их перекрытие (кроме двух с орбиталей, которые сферически симметричны). Большее перекрытие возможно, когда орбитали ориентированы таким образом, что они перекрывают прямую линию между двумя ядрами.  

Перекрытие двух s орбиталей (как в H 2 ), перекрытие орбитали s и p орбиталь (как в HCl) и сквозное перекрытие двух p орбиталей (как в Cl 2 ) - все они создают сигма-связи (& sigma; связи).

  & sigma;связь является ковалентной связью, в которой плотность электронов сконцентрирована в области вдоль межъядерной оси; то есть линия между ядрами проходит через центр области перекрытия. Одиночные связи в структурах Льюиса описаны как & sigma; связи в теории валентных связей.

Связь пи (& pi;связь) — это тип ковалентной связи, который возникает из-за бокового перекрытия двух p orbitals. В πсвязи области перекрытия орбиталей лежат на противоположных сторонах межъядерной оси. Вдоль самой оси расположен узел, то есть плоскость, где вероятность нахождения электрона - нулевая.

В то время как все одиночные связи являются σсвязями, множественные связи состоят из связей σ и π. В соответствии со структурами Льюиса, O2 содержит двойную связь, а N2 содержит тройную связь. Двойная связь состоит из одной σ связи и одной π связи, а тройная связь состоит из одной σ связи и двух π связей. Между любыми двумя атомами первая образованная связь всегда будет σ связью, но в любом месте может быть только одна связь σ. В любой множественной связи будет одна σ связь, а остальные одна или две будут π связями. Что касается энергии связи, то в среднем углеродная одинарная связь составляет 347 кДж/моль, в то время как при двууглеродной связи связь π увеличивает прочность связи на 267 кДж/моль. Добавление дополнительной связи π приводит к дальнейшему увеличению на 225 кДж/моль. Похожую модель мы видим при сравнении других связей σ и π. Таким образом, каждая индивидуальная связь π, как правило, слабее соответствующей связи σ между двумя атомами. В связи σ существует большая степень орбитального перекрытия, чем в связи π.

Этот текст был адаптирован из Openstax, Химия 2е изд., раздел 8.1 Теория валентной связи.

Get cutting-edge science videos from JoVE sent straight to your inbox every month.

Waiting X
simple hit counter