Наибольшее количество соединений в органической химии обладает молекулярным строением. Атомы с данным типом строения составляют исключительно ковалентные связи.
Типы ковалентных связей
Ковалентной называется тип связи, который возникает между атомами за счет обобществления ими части своих внешних электронов.
Ковалентные связи в соответствии с числом обобществленных электронных пар делят на:
- одинарные,
- двойные,
- тройные.
Орбитали могут быть двух форм:
- $s$ - орбитали (форма сферическая);
- $p$ - орбитали (форма гантели).
Связи способны отличаться в зависимости от типа перекрытия орбиталей.
- Если при перекрывании орбиталей область их перекрытия пересекает линия, соединяющая ядра, то данные связи называют $\sigma$ - связями.
- Если перекрывание орбиталей образуются две области, над и под линией, которая соединяет ядра атомов, то такие связи называют $\pi$ связями.
Если имеют дело с ковалентными связями, то всегда присутствует $\sigma$ - связь. Она возникает между парой атомов. $\pi$ - связь появляется только в двойных и тройных связях. При этом двойная связь всегда $\sigma$ - связь и $\pi$ - связь. Тройная связь – это одна $\sigma$ - связь и две $\pi$ - связи.
Получается, что в органических соединениях $\sigma$ - связь встречается наиболее часто.
Строгий квантово-механический расчет валентных связей не представляется возможным, поскольку уравнение Шредингера на сегодняшний день не получило точного решения для какой-либо сложной молекулы. Некоторые попытки приближенного решения этого уравнения приводят к неплохим и понятным результатам.
Для характеристики химической связи при помощи уравнения Шредингера сделаем следующие допущения:
- положим, что электрон в химической связи (в самом простом случае между парой атомов) в молекуле характеризуется молекулярной волновой функцией электрона (молекулярной орбиталью). Данные молекулярные орбитали аналогичны атомным орбиталям электрона, но относятся к нескольким атомам одновременно. Атомные орбитали описывают положение электрона в силовом поле ядра атома. Молекулярные орбитали характеризуют нахождение электрона в силовом поле двух и более ядер.
- Молекулярная орбиталь выражается при помощи функции от атомной орбитали. Для вычисления молекулярной орбитали используются несколько приближений. Например, применяют принцип линейной комбинации атомных орбиталей. Для молекулы, состоящей из двух атомов, имеем:
$\Psi=C_1\psi_1+C_2\psi_2 (1),$
где $\psi_1$ и $\psi_2$ - атомные орбитали; $C_1$ и $C_2$ - коэффициенты, являющиеся собственными векторами, которые определяют долю каждой атомной орбитали в молекулярной орбитали. Первоначально коэффициенты $C_1$ и $C_2$ являются неизвестными. Выражение (1) подставляют в уравнение Шредингера, решают его, применяя принцип минимизации энергии. Для молекулы из двух атомов получают пару молекулярных орбиталей с разными энергиями (большей и меньшей в сравнении с исходным состоянием).
Гипотеза гибридизации
Гибридизация орбиталей – это гипотетический процесс, в нем орбитали, которые первоначально обладали различными формами и энергиями соединяются.
Гипотеза о гибридизации считает, что из нескольких атомных орбиталей с различными энергиями и различной симметрией образуется такое же количество гибридных орбиталей с одинаковой энергией и одинаковой симметрией.
Гибридизация считается возможной только при образовании химических связей. Гибридизируются, в основном, атомные орбитали, имеющие частичное заполнение (имеющие по одному электрону). Так, если, например, рассматривается атом углерода, то гибридизации атомных орбиталей предшествует возбуждение.
Так, в процессе взаимодействия одной $s$- и трех $p$ - орбиталей возникает четыре $sp^3$ - равные по энергии и форме гибридные орбитали. Происходит $sp^3$ - гибридизация. Оси симметрии гибридных орбиталей составляют между собой угол, равный $109^028’$, это так называемый тетраэдрический угол.
Имеется возможность реализовать два других типа гибридизации. В этих взаимодействиях не принимают участие одна или две $p$ - орбитали. Так, возможна:
- $sp^2$ - гибридизация, в результате нее возникают тройка $sp^2$ - гибридные орбиталей и остается одна негибридизированная орбиталь $p$. Оси симметрии $sp^2$ - гибридных орбиталей размещены в одной плоскости и составляют угол между собой, равный $122^0$ (тригональный угол). При этом ось $p$ - орбитали направлена нормально к плоскости трех осей $sp^2$ - гибридных орбиталей.
- $sp$ - гибридизация. При этой гибридизации возникают две равноправные $sp$ - гибридные орбитали и остается пара взаимно нормальных негибридизированных $p$ - орбиталей. Оси симметрии $sp$ - гибридных орбиталей лежат на одной прямой (диагональный угол $180^0$).
Представление об $sp$ и $sp^2$ - гибридизации применяют для пояснения и изображения образования двойных и тройных связей.
Гипотезу о гибридизации с успехом используют для нескольких атомов, например:
- $N$,
- $O$,
- $Si$.
- $S$,
- $P$ и др.
Представление о гибридизации атомных орбиталей при образовании химических связей - это только прием для реализации наглядности построения молекулярных орбиталей $\sigma$ и $\pi$ типа.
Теорию гибридизации предложил Л. Полинг. Данная теория стала центральной в методе валентных связей.
Гибридизация – это не реальный процесс в физике, а модель, при помощи которой объясняют структуру молекулы, причину изменения вида атомных орбиталей при создании ковалентных химических связей.
Данную гипотезу первоначально использовали для рассмотрения простых молекул, несколько позднее ее применение расширили, усложнив молекулы.
Заметим, что существуют другие, более сложные квантово-механические приемы с помощью которых строят молекулярные орбиталь из негибридизированных атомных орбиталей, при этом получают такие же результаты.
Теория гибридизации легла в основу теории отталкивания электронных пар Гиллеси – Найхолма. В соответствии с которой, каждому типу гибридизации отвечает своя ориентация в пространстве гибридных орбиталей центрального атома.
