Типы химической связи

Ковалентная связь

Основным типом химических связей в органических соединениях являются ковалентные связи.

Ковалентной называется химическая связь, образованная за счет обобществления электронов связываемых атомов.

Для квантово-механического описания ковалентной связи используют два основных подхода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). Здесь остановимся только на первом из них.

В основе метода ВС лежит представление о спаривании электронов, происходящем при перекрывании АО. Обобщенная пара электронов с противоположными спинами образует между ядрами двух атомов область с повышенной электронной плотностью, притягивающую оба ядра. Возникает двухэлектронная ковалентная связь. АО в молекуле сохраняют свою индивидуальность. Оба спаренных электрона остаются на АО связанных атомов, т. е. они локализованы между ядрами.

а (сигма) — и к (пи)-связи. (пи)-Электроны

Существуют два типа ковалентной связи: а (сигма) — и к (пи)-связи.

о-Связью называется одинарная ковалентная связь, образованная при перекрывании АО по прямой (оси), соединяющей ядра двух связываемых атомов с максимумом перекрывания на этой прямой.

а-Связь может возникать при перекрывании любых (s-, р-_у гибридных) АО. У органогенов (углерод, азот, кислород, сера) в образовании a-связей могут принимать участие гибридные орбитали, обеспечивающие более эффективное перекрывание (рис. 2.7).

Рис. 2.7. а=Связи

Кроме осевого возможен еще один вид перекрывания — боковое перекрывание р-АО, приводящее к образованию л-связи.

л-Связыо называется связь, образованная при боковом перекрывании негибридизованныхр-АО с максимумом перекрывания, но обе стороны от прямой, соединяющей ядра атомов (рис. 2.8).

Рис. 2.8. я°Связь

Встречающиеся в органических соединениях кратные связи являются сочетанием аи л-связей: двойная — одной аи одной л-, тройная — одной аи двух л-связей.

Свойства ковалентной связи выражаются через ее количественные характеристики — энергию, длину, полярность, поляризуемость.

Энергия связи представляет собой энергию, выделяющуюся при ее образовании или необходимую для разъединения двух связанных атомов. Энергия служит мерой прочности связи: чем больше энергия, тем связь прочнее.

Длина связи — это расстояние между центрами связанных атомов. Двойная связь короче одинарной, а тройная — короче двойной. Для связей между атомами углерода, находящихся в разном состоянии гибридизации, характерна общая закономерность: с увеличением доли 5-орбитали в гибридной орбитали уменьшается длина связи. Например, в ряду соединений пропан СН₃—СН₂СН₃, нропен СН₃—СН=СН₂, иронии СН₃—С=СП длина связи СН₃—С соответственно равна 0,154,0,150 и 0,146 нм.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением (поляризацией) электронной плотности. Полярность молекулы количественно оценивают величиной ее дипольного момента, измеряемого в кулон-метрах или дебаях (1 Д = 3,4* 10^-30 Кл м). Из дипольных моментов молекулы могут быть вычислены дипольные моменты отдельных связей. Чем больше дипольный момент, тем связь полярнее. Причиной полярности связи служит различие в электроотрицательное™ связанных атомов.

Электроотрицательность характеризует способность атома в молекуле притягивать электроны, участвующие в образовании химической связи. С увеличением электроотрицательности атома возрастает степень смещения в его сторону электронов связи.

Электроотрицательность не является абсолютной константой элемента. Она зависит от эффективного заряда ядра, вида гибридизации АО и влияния заместителей. Например, электроотрицательность атома углерода, находящегося в состоянии sp¹- или ^/^-гибридизации, выше, чем в состоянии 5/г*-гибридизации, что связано с увеличением в гибридной орбитали доли 5-орбитали. При переходе атомов из sp'^]- в sp²— и далее в 5р-гибридизованпое состояние постепенно уменьшается протяженность гибридной орбитали (особенно в направлении, обеспечивающем наибольшее перекрывание при образовании a-связи), а это означает, что в такой же последовательности максимум электронной плотности располагается все ближе к ядру соответствующего атома.

В случае неполярной или практически неполярной ковалентной связи разность в электроотрицательности связанных атомов равна или близка к нулю. С увеличением разности в электроотрицательности возрастает полярность связи. При разности до 0,4 говорят о слабополярной, более 0,5 — сильнополярной ковалентной связи и более 2,0 — ионной связи.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. По поляризуемости я-связь значительно превосходит a-связь, так как максимум электронной плотности я-связи располагается дальше от связываемых ядер. Поляризуемость в значительной мере определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

w-Электроны. Помимо электронов, участвующих в образовании аи я-связей, многие атомы в молекулах органических соединений имеют на внешнем электронном уровне неподеленную пару электронов, не принимающую участия в образовании связи. Носителями неподеленных пар электронов (n-электронов) являются атомы азота, кислорода, серы, галогенов:

Неподеленныс пары электронов играют важную роль в проявлении химических свойств соединений. В частности, они ответственны за способность соединений вступать в донорно-акцепторное взаимодействие.