Описание строения молекул и химической связи в методе локализованных пар (валентных связей)

Концепция гибридизации и гибридные состояния валентной электронной оболочки связанных атомов являются основой классической теории химической связи, называемой теорией локализованных пар или теорией валентных связей. Эта теория использует описание электронного строения молекул с помощью двухэлектронной химической связи. В двухатомной молекуле такая связь образуется за счет спаривания двух электронов с антипараллельными спинами, по одному электрону от каждого из атомов:

Процесс спаривания электронов (образования химической связи) является обратимым. Обратный процесс называется свободнорадикальной (гомолитической) диссоциацией и имеет место (преобладает) при температурах более высоких, чем прямой процесс образования связи А-В.

В сложных (многоатомных) молекулах образуется столько химических связей, образованных электронной парой, локализованной в межъядерном промежутке, сколько пар атомов вступает во взаимодействие друг с другом. Так, в метане СЬЦ пять атомов образуют четыре химические связи, в этане СгН* восемь атомов образуют семь химических связей. Следовательно, в насыщенных нециклических углеводородах из Адатомов образуется (N — 1) химических связей. Если насыщенный гидрид углерода образует цикл, как, например, в циклопропане С₃Н₆, то образуется N химических связей, в данном случае девять.

Описание особенностей одинарных химических связей между различными по природе атомами элементов, в том числе энергии химической связи, ее полярности, поведения под влиянием реагента в сфере химической реакции и т. д. подробно приводится в учебниках по неорганической химии. Здесь внимание сосредоточено на специфике связей атома углерода с атомами органогенов (табл. 2.1).

Таблица 2.1. Энергия и полярность локализованных химических а-связей

Энергии химических связей, приведенные в табл. 2.1, являются усредненными. Их числовые значения будут заметно изменяться в зависимости от того, какие атомы и атомные группировки насыщают остальные валентности атома. Так, например, у этана Н₃С-СН₃, триметилэтана (СН₃)₃С-СН₃ и фенилэтана С₆Н₅СН₂-СН₃ энергия С-С-связи составляет 368, 335 и 293 кДж/моль соответственно.

Зависимость свойств одинарной a-связи от атомного состава молекулы и ее строения будет рассмотрена в классах соединений.

Теория локализованных пар, опирающаяся на концепцию гибридизации валентных ст-электронов, позволяет наиболее просто и наглядно представить структурные формулы молекул с сти простыми л-связями, правильно оценить направленность и насыщаемость ковалентных a-связей, оценить в ряде случаев прочность химической связи. Расчеты, проведенные Л. Полингом, показали, что гибридные орбитали образуют более прочные a-связи, чем чистые орбитали. Так, если прочность условной химической связи, образуемой 2^-электроном принять за 1, то для 2/?-электрона получим 1,73, а для единичной гибридной s/?³-связи это значение возрастает до 2. Поэтому гибридизация происходит только в тех случаях, в которых затраты на нее окупаются образованием более прочных химических связей.

Теория валентных связей пригодна для описания строения молекул с сусвязями и одиночными л-связями, т. е. алканов, циклоалканов, алкенов, алкинов и их функциональных производных. Молекулы всех этих соединений можно описать единственной классической (бутлеровской) структурной формулой, например, для изобутана, в которой каждой валентной черточке отвечает двухэлектронная молекулярная орбиталь, локализованная между ядрами двух атомов С-С или С-Н:

Однако положение осложняется, если от таких молекул как бутен-2, уксусная кислота, гексамминокобальт (Ш) хлорида перейдем к ацетат-иону, изопрену, бензолу:

Если классические формулы строения первых трех соединений правильно отражают их электронное строение, то для ацетат-иона, изопрена и бензола они неверны, так как не отображают электронного состояния химических связей:

Л. Полинг попытался выйти из этого затруднения, выдвинув концепцию химического резонанса молекулярных структур.