Химическая связь. 
Химия

Изучив материал, изложенный в главе 3, обучающийся должен: знать

• • природу химической связи;
• • типы химических связей;
• • методы их описания — молекулярных орбиталей и валентных связей;
• • природу донорно-акцепторной связи;
• • основы координационной теории;
• • номенклатуру комплексных соединений; уметь
• • составлять схемы химических связей по методам МО и ВС для простейших двухатомных молекул;
• • использовать представления о гибридизации АО при описании химических связей в многоатомных молекулах;

владеть

• • терминологией, необходимой для описания химических связей;
• • представлениями о характере химических связей в многоатомных молекулах;
• • о пространственном строении молекул.

Энергия химической связи

Атомы большинства элементов не способны существовать в индивидуальном состоянии, сами по себе, а взаимодействуют друг с другом, образуя многочисленные и разнообразные соединения. Теория химической связи помогает нам ориентироваться в безбрежном океане соединений, она объясняет, какие атомы и в каких соотношениях соединяются друг с другом, насколько прочны образующиеся химические связи и как они направлены по отношению друг к другу, а главное, почему образуются химические связи.

Образование химической связи между двумя атомами — это энергетически выгодный процесс, он всегда сопровождается выделением определенной энергии:

Энергия связи А—В равна разности между суммой внутренних энергий атомов, А и В и энергией молекулы АВ в основных электронных состояниях.

Отнесенная к 1 молю связей, эта энергия может служить мерой прочности химической связи А—В.

Природа химической связи

Попробуем выяснить, откуда берется энергия химической связи в общем случае. Используя наш опыт рассмотрения строения атомов, мы начнем знакомство с химической связью с простейшего примера — молекулярного иона водорода Щ, содержащего два протона и единственный электрон. В присутствии обычных веществ такие частицы не существуют, так как отрывают электрон от других частиц, обладающих меньшим сродством к нему, но сами по себе эти ионы устойчивы. Для того чтобы разделить их на Н и Н⁺, нужно затратить 265 кДж/моль — энергию, равную энергии этой химической связи.

Чтобы понять ее происхождение, рассмотрим сначала классическую картину кулоновских взаимодействий, возникающих между двумя протонами и единственным электроном, составляющими пашу систему (рис. 3.1).

Рис. 3.1. Электростатические взаимодействия в молекулярном ионе Н!:

a — электрон в области связывания: ядра притягиваются друг к другу; б — электрон в области разрыхления: ядра отталкиваются друг от друга; равнодействующие силы обозначены более толстыми стрелками Между ядрами действуют силы отталкивания, а между каждым ядром и электроном — силы притяжения. В зависимости от положения электрона, но отношению к линии, соединяющей ядра, возникает либо результирующее связывание ядер друг с другом либо отталкивание, и, соответственно все пространство вблизи ядер можно разделить на области связывания и разрыхления. Что же касается сил, действующих на электрон, то в любом случае (если только электрон не находится на продолжении линии, соединяющей ядра) их равнодействующая направлена в область связывания, что в конечном счете способствует образованию связи.

В системе действуют следующие силы: взаимного отталкивания ядер; притяжения ядер к электрону; их равнодействующие, направленные, но оси связи, которые равны векторной сумме сил отталкивания ядер и проекций сил притяжения ядер к электрону на ось связи.

Таким образом, с классической точки зрения причина образования химической связи — одновременное взаимодействие электрона с двумя ядрами, а в общем случае — и с несколькими ядрами. Очевидно, что, если в соответствии с принципом неопределенности вместо электрона-частицы мы будем рассматривать диффузное электронное облако, то наши качественные заключения об электростатических взаимодействиях в системе не изменятся. Единственный электрон в молекулярном ионе Щ в равной степени взаимодействует с обоими ядрами, он делокализован — «размазан» симметрично между ними, причем большая часть его плотности сосредоточена в области связывания. При удалении от нее электронная плотность постепенно обращается в нуль.

Теперь добавим к нашей системе еще один электрон и рассмотрим простейшую молекулу Н₂. Из таких молекул состоит простое вещество — водород — газ, вполне устойчивый в обычных условиях. Благодаря тому, что в области связывания теперь делокализован уже не один электрон, а два, энергия связи резко возрастет — с 265 до 436 кДж/моль — немного меньше, чем вдвое. Она бы действительно удвоилась, если бы в молекуле не появилось межэлектронное отталкивание, с которым мы уже встречались при рассмотрении многоэлектронных атомов.

В целом учет принципа неопределенности дополняет классическую картину идеей делокализации электронов, которая является необходимым условием и главной причиной образования химической связи — делокализованный отрицательный заряд электронов, находящихся в области связывания между ядрами, связывает положительно заряженные ядра друг с другом. Образованная таким способом связь носит название ковалентной химической связи. Все теории химической связи сводятся, в конце концов, к различным способам описания делокализации электронов, т. е. к различным математическим методам нахождения волновых функций молекул.