Теория химической связи

 

Донорно – акцепторный механизм
ковалентной связи

 

NH4+	H3O+
ион аммония	ион гидроксония
NH3 + H+ = NH4+	H2O + H+= H3O+

Ион водорода – атом Н, потерявший свой единственный электрон и имеющий свободную орбиталь.

H0 – e H+

На связь с водородом идет 3 электрона атома азота

Неподелённая электронная пара азота самопроизвольно, с энергетическим выигрышем, занимает свободную орбиталь иона водорода.

 

.

 

Атом азота, имеющий неподелённую электронную пару, называется донором.

Частица принимающая электронную пару на свою свободную орбиталь, называется акцептором.

Отсюда - донорно – акцепторная связь.

В случае донорно – акцепторной связи две частицы соединяются в одну при помощи электронной пары (также как в ковалентной связи по методу валентных связей).

При возникновении донорно-акцепторной связи частицы не имеют неспаренных валентных электронов. В данном случае одна частица имеет неподелённую электронную пару, а другая - свободную орбиталь. Это отличает донорно- акцепторный механизм от ковалентной связи по методу валентных связей.

Понятие ковалентной связи объяснило образование, строение и свойства очень многих веществ, органических и неорганических.

Но ковалентная связь не смогла объяснить образование сложных частиц, имеющих нечётное колличество валентных электронов; существование таких частиц, как молекулярные ионы. А также ковалентная связь по методу ВС не объяснила парамагнитные и диамагнитные свойства веществ.

Для ответа на все эти вопросы в середине двадцатого века был разработан метод молекулярных орбиталей, трактующий механизм ковалентной связи.

По методу молекулярных орбиталей любая молекула рассматривается как совокупность всех ядер и электронов всех атомов, образующих данную сложную частицу.

Существует несколько вариантов этого метода. Рассмотрим один из них, наиболее распространённый.

ЛКАО МО – линейная комбинация атомных орбиталей - есть молекулярная орбиталь.

Образование её можно представить как результат сложения и вычитания комбинируемых атомных орбиталей.

Если атомные орбитали обозначить φ_A и φ_B, то их линейная комбинация даст молекулярные орбитали двух типов. При сложении возникает молекулярная орбиталь ψ₊, при вычитании - ψ_-.

Сложение означает, что молекулярная орбиталь характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами, поэтому энегетически она выгоднее исходных атомных орбиталей. Такая орбиталь называется связующей.

При вычитании атомных орбиталей образуется орбиталь с пространственным разрывом между ядрами. Электронная плотность равна нулю, и подобная орбиталь энергетически менее выгодна, чем исходные атомные орбитали. Такая молекулярная орбиталь называется разрыхляющей.

Молекулярные орбитали дополняются электронами по тем же законам,что и атомные - согласно принципу наименьшей энергии и запрету Паули.

Молекулярные орбитали располагаются по уровню энергии в следующем порядке:

σ_св 1S < σ_разр 1S < σ_св 2S < σ_разр 2S < σ_св 2P_x < π_св 2P_y= π_св 2P_Z < π_св 2P_y = π_св 2P_Z < σ_св 2P_x

Ион водорода H₂⁺ имеет один электрон, который займёт наиболее энергетически выгодную орбиталь σ_св 1S.

Электронная формула данного иона:

σ_св 1S¹.

Молекула водорода H₂ имеет два электрона и его электронная формула:

σ_св 1S².

Существует критерий, по которому определяют, образовалась ли прочная частица.

Этот критерий называют порядком связи.

Порядок связи (N) оценивается полуразностью связующих и разрыхляющих электронов

.

Чем выше порядок связи, тем прочнее ковалентная частица. Если порядок связи равен нулю, частица не существует.