Лекция рассматривает основные аспекты химической связи, включая условия ее образования, а также различные теории, такие как гравитационная и электрохимическая. Основное внимание уделяется ковалентной связи, ее характеристикам, механизму образования и направленности, а также понятию валентности. Обсуждаются методы, используемые для объяснения химической связи, такие как метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.

1. Лекция № 7
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Наблюдаемые факты: Атомы большинства
химических элементов не существует в природе в
свободном (не связанном с другими атомами)
виде, а взаимодействуют друг с другом или с
атомами других элементов с образованием
молекул или ионов.
Иначе говоря, атомы большинства
элементов становятся более устойчивыми при
образовании химических связей с другими
атомами (молекулярное состояние вещества
более устойчивое, чем атомное).

2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Условия образования химической связи:
образование связей происходит при условии,
что возникает энергетическое состояние с более
низкой полной энергией, чем у непрореаги-
ровавших исходных атомов.
Это возможно в том случае, если при образовании
молекул происходит понижение полной энергии
системы, т.е. при образовании химических связей
выделяется энергия:
А(г) + В(г) → АВ(г) + энергия
«Максимуму устойчивости соответствует минимум
энергии системы»

3. ИСТОРИЯ ВОПРОСА
1. Гравитационная теория химической связи
(Бертолле).
2. Электрохимическая теория химической связи
(Берцелиус).
3. Теория строения химических соединений
(А. М. Бутлеров, 1861г.)
4. Современная теория химической связи.

4. Современная теория ХС исходит из
представления, что в образовании химической
связи, между атомами из всех существующих в
природе сил существенны только электро-
статические силы, т.е. силы взаимодействия
электрических зарядов, носителями которых
являются электроны и ядра атомов.
Фундаментальная роль в образовании
химических связей принадлежит электронам:
электроны выполняют роль своеобразного
«клея», удержива-ющего атомы друг около
друга.
СОВРЕМЕННАЯ ТЕОРИЯ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

5. 1. У s- и p- элементов внешними электронами;
2. У d-элементов внешними nS- и пред-
внешними (n-1) d- электронами.
3. У f-элементов nS, (n-1)d и (n-2) f- электро-
нами.
Химическая связь осуществляется
валентными электронами:

6. Согласно квантовомеханическим представле-
ниям описать химическую связь в веществе –
выяснить, как распределяется электронная плотность
в веществе, для чего необходимо точное решение
уравнения Шредингера.
Точное решение уравнения Шредингера
осуществлено только для иона Н2
+
. Для систем с двумя
и большим числом электронов, применяют
приближенные решения.
В зависимости от характера распределения
электронной плотности в веществе различают три
основных типа химической связи: ковалентную,
ионную и металлическую.
Водородная, Ван – дер – Вальсова
ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

7. Ковалентная связь – связь, образуемая парой
электронов, распределенной /обобществляемой/ между
двумя или большими числом атомов.
Первую модель ковалентной связи, основанную
на представлении о обобществлении электронов
предложил американский ученый Льюис, 1916г.
Льюис выдвинул следующий принцип: атомы
образуют химические связи в результате потери,
присоединения или обобществлении такого количества
электронов, чтобы приобрести завершенную
электронную конфигурацию атомов.
ТЕОРИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

8. Внешний уровень называется завершенным,
если он содержит максимальное число электронов,
которое может вместить.
Завершенные уровни отличаются большой
устойчивостью (минимум энергии !) и характерны для
атомов благородных газов (у всех у них, кроме гелия
на внешнем уровне содержится по восемь электронов
(s2
p6
).
Оболочка из восьми электронов получила
название ОКТЕТА. Таким образом, по Льюису:
химическая связь образуется вследствие стремления
атомов приобрести устойчивую восьмиэлектронную
оболочку (электронный октет)
ТЕОРИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

9. ОБРАЗОВАНИЕ ОКТЕТА
Cl· + ·Cl ‫׃‬→‫׃‬ Cl ‫׃‬ Cl ‫׃‬
. . . .
Na· + ·Cl ‫׃‬ → Na ‫׃‬ Cl ‫׃‬
▪ ▪ ▪ ▪
2s2
2p5
3s1
3s2
3p5
2s2
2p6
3s2
3р6
+ –
. . . .
. .. .
1. Обобществление электронов (ковалентная связь)
··
▪ ▪
▪ ▪ ▪ ▪
▪ ▪
3s2
3p5
3s2
3p5
3s2
3p6
3s2
3p6
2. Перенос электрона (ионная связь)
электронный октет

10. В современной теории химической связи
для объяснения причины понижения
энергии при образовании ковалентной
связи используются два метода: метод
валентных связей (МВС) и метод
молекулярных орбиталей (ММО).
ТЕОРИИ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

11. МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ
Метод ВС основан на двух идеях:
1. Химическая ковалентная связь возникает в
результате перекрывания атомных орбиталей
(одноэлектронных облаков), принадлежащих
разным атомам; получающаяся связь является
двухцентровой двухэлектронной связью.
2. При образовании молекулы электронная
структура составляющих ее атомов в основном
сохраняется, а все химические связи в молекуле
могут быть представлены набором локализо-
ванных (фиксированных) двухцентровых двух-
электронных связей.

12. МЕТОД ВС
Перекрывание 1s – орбиталей двух атомов водо-
рода схематически изображают так:
Н Н Н : Н+
1s1
1s1
1s2
1s2
область
высоких
энергий
область
низких
энергий
ОТТАЛКИВАНИЕ
ПРИТЯЖЕНИЕ
r0 = 0,074
r, нм
+
0
–
Энергия
изолированных
атомов

13. МЕТОД ВС
Перекрывание 1s – орбиталей двух атомов водорода
схематически изображают так:
Н Н Н : Н+
1s1
1s1
1s2
1s2
область
высоких
энергий
область
низких
энергий
ОТТАЛКИВАНИЕ
ПРИТЯЖЕНИЕ
r0 = 0,074
r, нм
+
0
–
Энергия
изолированных
атомов

14. Ковалентная связь может возникать не только за счет
перекрывания одноэлектронных облаков с противо-
положными спинами:
ДОНОРНО – АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ
ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
В этом случае химическая связь образуется за счет
электронной пары одной частицы (донора) и
свободной орбитали другой (акцептора):
общая схема: А: + □В А – В
А· + ·В А : В (или А – В)
Метод ВС предлагает и другой способ образования
ковалентной связи – донорно-акцепторный.
Донор Акцептор

15. ДОНОРНО – АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ
КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
ПРИМЕР: NH3 + H+
→ NH4
+
2s 2p H ‫׃‬ N ‫׃‬ + □ H+
→ H ‫׃‬ N ‫׃‬ H
МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ
▪ ▪
H
1H … 1s2
HH7N … 2s2
2p3
. .. .
▪ ▪
H

16. СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
1. НАСЫЩАЕМОСТЬ
2. НАПРАВЛЕННОСТЬ
3. ПОЛЯРИЗУЕМОСТЬ
Насыщаемость ковалентной связи.
Валентность.
Вследствие насыщаемости ковалентной связи,
атомы элементов могут образовывать лишь
ограниченное число химических связей.
Способность атома химического элемента к
образованию определенного числа химических
связей с другими атомами называется
ВАЛЕНТНОСТЬЮ.
Численное значение валентности соответствует
числу ковалентных связей, образуемых атомом /в
представлении метода ВС/.

17. Если учитывать только обычный механизм
образования ковалентных связей (за счет неспа-
ренных электронов), то валентность будет
определяться числом имеющихся в атоме
неспаренных электронов (СПИНВАЛЕНТНОСТЬ).
С учетом донорно-акцепторного механизма
образования ковалентной связи численное значение
валентности будет определяться не только наличием
одноэлектронных облаков, но и двух – электронных
облаков и свободных орбиталей.
Валентность в общем случае будет
определяться числом орбиталей, используемых при
образовании химических связей.
НАСЫЩАЕМОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.
ВАЛЕНТНОСТЬ.

18. НАПРАВЛЕННОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
1. σ-связи – возникают при перекрывании АО
вдоль линии, соединяющей атомные центры.
2. π-связи – электронные облака (АО) пере-
крываются по обе стороны от линии соединения
атомов.
3. δ-связи – возникают при перекрывании всех
четырех лопастей d-электронных облаков,
расположенных в параллельных плоскостях.
Электронные облака (АО) атома имеют определенную
форму и расположение в пространстве. Их взаимное
перекрывание может осуществляться разными
способами:

19. НАПРАВЛЕННОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
σ-связь
π-связь
δ-связь
s-s s-p p-p
d-d
p-p d-p d-d
d-d

20. Направленность ковалентной связи
σ-связь
π-связь
δ-связь
s-s s-p p-p
d-d
p-p d-p d-d
d-d

21. КРАТНЫЕ СВЯЗИ
·
В молекуле N2 тройная связь состоит из одной σ-связи
(Px – Px) и двух π-связей (Py – Py и Pz – Pz –
перкрывание):
7N … 2s2
2p3
2s 2p
Px Py Pz
π- и σ- связи могут накладываться на σ-связи,
вследствие чего образуются двойные и тройные
связи.
Пример: :N· + ·N: → :N ≡ N:
.
·
.

22. Поскольку электронные облака (АО) направлены в
пространстве, то их химические связи, образуемые с
их участием, пространственно направлены. Так
гантелевидные р-орбитали расположены в атоме
взаимно перпендикулярно, поэтому угол между σ-
связями, образованный р-электронами равен 90º.
Пространственная конфигурация молекул
π
π
z
x
y
y
z
x
σ N N
π
σ