Метод валентных связей

В методе валентных связей (МВС) химическая связь рассматривают как двухэлектронную и двухцентровую: два электрона, образующих связь, локализованы в пространстве между двумя атомами и находятся в их общем пользовании.

Существуют различные механизмы образования общей электронной пары. Первый — называется обменным механизмом, он заключается в спаривании двух электронов, которые принадлежат разным атомам и имеют противоположные спины. Это можно отразить следующей схемой:

Второй механизм — донорно-акцепторный, приводит к образованию химической связи за счет того, что один атом предоставляет в общее пользование пару электронов, а другой — свободную орбиталь.

Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а атом, имеющий свободную орбиталь — акцептором. Схему образования связи в этом случае можно представить так:

Попробуем предсказать состав водородных соединений элементов второго периода Периодической системы: Li, Be, B, C, N, O, F.

Так как атом водорода имеет только один электрон, то образование связи будет происходить по обменному механизму: H-H. Атом лития на 2s-подуровне также имеет один неспаренный электрон и, значит, соединение должно иметь состав LiH. У атома бериллия этот 2s подуровень заполнен полностью, неспаренных электронов нет, следовательно, бериллий не должен образовывать ни одной химической связи с атомом водорода. У бора и следующих за ним элементов (C, N, O, F) происходит последовательное заполнение 2p-подуровня электронами; атомы этих элементов будут иметь какое-то количество неспаренных электронов. Если при образовании связей учитывать только наличие неспаренных электронов, то для этих элементов должны образоваться следующие водородные соединения: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Отсюда видно, что, применяя только обменный механизм образования химической связи, можно вступить в противоречие с экспериментальными данными: бериллий образует соединение с водородом состава BeH2, водородные соединения бора также имеют другой состав, а простейшее соединение углерода с водородом имеет состав — CH4.

Устранить это противоречие можно, предположив, что атомы элементов второго периода образуют молекулы в возбужденном состоянии, т. е. происходит распаривание s-электронов и переход одного из них на p-подуровень. Тогда возникает другое несоответствие с экспериментом. Поскольку энергии sи p-электронов различны, то и энергии образуемых ими химических связей должны отличаться; значит, подобные связи Э-Н должны иметь разную длину (в зависимости от того, орбитали какого типа принимают участие в их образовании).

Гибридизация атомных орбиталей.

Согласовать теорию и эксперимент можно, если ввести предположение о некоем усреднении энергий sи p-подуровней и образовании новых уровней, где энергии электронов, находящихся уже на орбиталях другого типа, будут одинаковы. Тогда, то по правилу Хунда, в атоме появляется максимальное число неспаренных электронов. Эта гипотеза получила название явления гибридизации, а орбитали, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней, называются гибридными. Естественно, что при этом меняется и форма электронных облаков, а также их расположение в пространстве. В зависимости от природы исходных атомных орбиталей, которые участвуют в образовании гибридных орбиталей, можно рассмотреть различные типы гибридизации и пространственные конфигурации полученных гибридных орбиталей (см. рисунок 7). Число получившихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу орбиталей, вступивших в гибридизацию.

sp-гибридизация. В этом явлении принимают участие одна s-орбиталь и одна p-орбиталь, в результате образуются две орбитали нового типа, которые называются sp-гибридными. Эти орбитали имеют форму, показанную на рисунке 7, их оси лежат на одной прямой, образуя угол 180о. В образовании связей в молекуле BeH2 принимают участие sp-гибридные орбитали атома бериллия, поэтому молекула BeH2 имеет линейное строение.

sp2-гибридизация. Во взаимодействие вступают одна s-орбиталь и две p-орбитали, в результате гибридизации образуются три sp2-гибридные орбитали (см. рисунок 7). Оси этих гибридных орбиталей расположены в одной плоскости под углом 120о. Например, атом бора в молекуле BF3 находится в sp2-гибридном состоянии, и эта молекула имеет форму правильного треугольника с атомом бора в центре.

sp3-гибридизация. В этом случае взаимодействуют исходные sи три pорбитали. В результате гибридизации образуются четыре новые sр3-гибридные орбитали (рис.7). Оси этих орбиталей направлены от центра к вершинам тетраэдра, углы между осями равны 109о28?. Молекула метана CH4 имеет тетраэдрическое расположение атомов водорода вокруг атома углерода, орбитали которого подвергаются этому типу гибридизации.

В молекуле аммиака NH3 орбитали атома азота тоже находятся в sp3-гибридном состоянии, причем, три пары электронов являются общими с атомами водорода и участвуют в образовании связей, а одна электронная пара принадлежит только атому азота и называется неподеленной электронной парой. Для предсказания геометрии молекулы аммиака атом азота следует поместить в центр тетраэдра, атомы водорода — в три вершины, а неподеленную электронную пару — в четвертую вершину. Таким образом, молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды.

Рассмотрим строение молекулы воды. Здесь две неподеленные электронные пары кислорода занимают две вершины тетраэдра, а две другие вершины заняты атомами водорода, что дает угловую форму молекулы воды.

Описывать геометрию молекулы HF с этих позиций не имеет смысла, т. к. ясно, что она будет линейна, поскольку через две точки можно провести одну прямую линию.

Неподеленная электронная пара образует более размытое «электронное облако», чем связывающая (обобществленная, общая) пара электронов, поэтому она занимает больший объем, приводя к уменьшению валентных углов по сравнению с тетраэдрическим углом в 109о28?.

Валентные электроны могут располагаются не только на sи p-орбиталях, но и на d-орбиталях, которые также принимают участие в гибридизации. Например, гибридизация с участием d-орбиталей: sp3d2 (d2sp3) и sp3d. В первом случае реализуется октаэдрическое строение, а во втором образуется тригональная бипирамида.

Предположение об образовании гибридных орбиталей было большим достижением теории валентных связей, но не описывало все возможные пространственные конфигурации молекул, встречающиеся в природе.

Теория отталкивания электронных пар валентного уровня Гиллеспи.

Исходя из электростатических представлений Гиллеспи предложил более общую теорию пространственного строения молекул. Основные положения теории отталкивания электронных пар валентного уровня Гиллеспи:

• 1. Геометрия молекулы или иона определяется только числом электронных пар на валентном уровне центрального атома.
• 2. Электронные пары занимают такое расположение на валентной оболочке атома, когда они максимально удалены друг от друга, т. е. электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались. Геометрические многогранники, реализующиеся при этом, подчиняются формуле Декарта-Эйлера:

«число вершин плюс число граней, минус число ребер равно двум».

• 3. Область пространства, которую занимает несвязывающая, неподеленная пара электронов имеет большие размеры, чем та область, которая занята связывающей электронной парой.
• 4. Размер области пространства, занятой связывающей парой электронов, уменьшается с увеличением электроотрицательности лиганда и с уменьшением электроотрицательности центрального атома.
• 5. Две электронные пары двойной связи занимают большую область пространства, чем одна электронная пара простой связи.

Обозначения, которые используются для описания геометрической конфигурации молекул:

А — многовалентный атом;

X — атомы, связанные с атомом А;

n — число атомов X;

E — неподеленная пара электронов;

m — количество неподеленных электронных пар.

Тогда формула молекулы по Гиллеспи записывается так: AXnEm.

Геометрия молекулы зависит от суммы (n + m). Число n, определяет количество атомов X, непосредственно присоединенных к атому A, совпадает с его координационным числом. Каждая электронная пара принимается за точечный заряд. Центральный атом, А помещается в центр сферы некоторого радиуса, который для однотипных присоединенных атомов X равен длине связи A-X. На поверхности сферы располагаются точечные электронные пары.

Применяя правило максимального удаления электронных пар на сфере друг от друга, можно вывести геометрию простейших молекул и ионов, постепенно увеличивая сумму поделенных и неподеленных пар (рис. 8 и табл.1 Приложения).

Молекулу AX рассматривать не имеет смысла, так как она всегда будет линейной, независимо от того, какое количество неподеленных электронных пар имеет атом А.

Молекула типа AX2 также всегда будет линейной, так как максимальное отталкивание двух электронных пар будет располагать эти электронные пары на концах диаметра условной сферы.

Три связывающие электронные пары, максимально удаленные друг от друга, образуют правильный треугольник (молекула AX3). В этом случае угол X-A-X равен 120о. Такое строение имеют молекулы BF3, AlF3. Если одну из связывающих электронных пар заменить неподеленной парой электронов, тогда молекула будет описываться формулой AX2E и иметь угловое строение, причем, согласно третьему правилу Гиллеспи, угол X-A-X станет меньше 120о. Примером такой геометрии может служить молекула SnF2.

Четыре связывающие пары электронов будут образовывать в пространстве тетраэдр. По теории Гиллеспи это тип молекулы AX4. Угол X-A-X составит 109о28?. Типичными представителями этого типа молекул являются молекулы CH4, CCl4, SnF4. Последовательно уменьшая число связывающих пар электронов и увеличивая число неподеленных электронных пар, для молекул типа AX3E получим тригонально-пирамидальное строение (молекула аммиака NH3), а для молекул типа AX2E2 — угловое (молекула воды H2O). Такая геометрия получается, если в вершинах тетраэдра последовательно локализуются неподеленные электронные пары, что приводит к уменьшению тетраэдрического угла.

Рис. 8. Зависимость геометрии молекул от расположения атомов и электронных пар на поверхности сферы

Координационное число «пять» реализуется в молекулах типа AX5.

Примерами подобных молекул являются пентафторид или пентахлорид фосфора (PF5, PCl5). Пять атомов галогенов в пространстве занимают вершины тригональной бипирамиды. Три атома располагаются в экваториальной плоскости, образуя равнобедренный треугольник, а два — соответственно над и под этой плоскостью. Расстояние от центра молекулы до одной из вершин пирамиды, называемое аксиальным, больше аналогичного экваториального. Валентный угол между связями, лежащими в экваториальной плоскости, равен 120о, а валентный угол между связями, лежащими в аксиальной плоскости — 180о. У молекул, являющихся производными от тригональной бипирамиды, для неподеленных электронных пар возникают две альтернативные возможности расположения. При аксиальном расположении она испытывает отталкивание от трех близлежащих атомов, а в экваториальной — от двух. Поэтому первые неподеленные пары электронов всегда занимают экваториальное положение как энергетически наиболее выгодное. Примером может служить молекула тетрафторида серы SF4, которая имеет форму качелей или дисфеноида. В молекулах типа AX3E2, таких, как ClF3 или ICl3, вторая неподеленная электронная пара располагается также в экваториальной плоскости. Поэтому все четыре атома находятся в одной плоскости, напоминая по форме букву Т. За счет того, что неподеленная пара электронов занимает в пространстве область большего размера, происходит искажение соответствующих валентных углов в сторону их уменьшения. Третья неподеленная пара электронов, также занимая положение в экваториальной плоскости, превращает Т-образную молекулу в линейную. Представителем молекул типа AX2E3 является молекула дифторида ксенона XeF2.

Наиболее выгодное размещение шести атомов X вокруг центрального атома A — октаэдрическое. Молекулы типа AX6, например SF6, имеют форму октаэдра. Первая неподеленная пара электронов будет занимать любую из вершин октаэдра, превращая его в квадратную пирамиду. Примером молекулы типа AX5E может служить IF5. Для второй неподеленной электронной пары имеются две возможности расположения: по соседству с первой (цис-положение) и напротив нее (транс-положение). Максимальное отталкивание электронных пар заставляет занять транс-положение. Вследствие этого молекулы типа AX4E2 имеют форму квадрата, например, XeF4. Дальнейшее увеличение числа неподеленных электронных пар для молекул типа AX3E3 и AX2E4, приводит соответственно к Т-образному и линейному строению соответственно.

Аналогичным образом, исходя из теории максимального отталкивания электронных пар, можно предсказать строение молекул с числом электронных пар более шести.

Таким образом, теория валентных связей и максимального отталкивания электронных пар обладают лишь предсказательной силой в обосновании геометрии молекул. Объяснить же многие другие экспериментальные факты они не могут. Эти методы несостоятельны при описании электронодефицитных молекул, таких как бороводороды, с нечетным числом электронов. Они также испытывают большие трудности при объяснении цвета соединений и предсказании их магнитных свойств.