Мы уже знаем, как устроен атом: ядро, электронные оболочки, орбитали. Следующий вопрос — что происходит, когда два атома сближаются. Почему одни соединяются в устойчивые молекулы, а другие — нет? Ответ даёт метод валентных связей (ВС) — первая из двух больших теорий химической связи (вторая — метод МО ЛКАО, о ней отдельно).

1. Что такое химическая связь

Химическая связь — это взаимодействие атомов, которое удерживает их вместе в устойчивой частице (молекуле, ионе, кристалле). Возникает за счёт перераспределения электронной плотности между ядрами.

Две ключевые характеристики:

  • Энергия связи (Eсв) — энергия, которая выделяется при образовании связи. Чем больше — тем прочнее молекула. Измеряется в кДж/моль.
  • Длина связи (l) — расстояние между ядрами в молекуле. Чем прочнее связь — тем она короче.
r E r₀ Eсв свободные атомы отталкивание
Кривая потенциальной энергии при сближении двух атомов. Минимум кривой — состояние равновесия: длина связи r₀, глубина ямы — энергия связи Eсв.

2. Ковалентная связь. Обменный механизм

Ковалентная связь — это связь, образованная за счёт общей электронной пары. Каждый из двух атомов даёт по одному неспаренному электрону, эти электроны становятся общими и оба принадлежат сразу двум ядрам.

Классический пример — молекула H₂. У каждого атома водорода один электрон в 1s. При сближении орбитали перекрываются, и электроны со противоположными спинами образуют общую пару:

H· + ·H → H:H (или H−H)

Такой механизм называется обменным — атомы «обмениваются» электронами, каждый даёт один.

Важно: для образования связи электроны должны иметь противоположные спины. Если спины одинаковы — связь не образуется, атомы отталкиваются.

Насыщаемость и направленность

У ковалентной связи есть два важных свойства:

  • Насыщаемость. Атом образует столько связей, сколько у него неспаренных электронов в данном состоянии (это и есть ковалентность). Углерод в возбуждённом состоянии даёт 4 связи, азот — 3 (или 4, если четвёртая образована по донорно-акцепторному механизму), кислород — 2, водород — 1.
  • Направленность. Связи направлены в определённые стороны, что и определяет геометрию молекул. Об этом — в следующей статье.

3. Донорно-акцепторный механизм

Не всегда оба атома дают по одному электрону. Иногда один атом предоставляет готовую электронную пару (донор), а другой — только свободную орбиталь (акцептор). Это тоже ковалентная связь, но образованная по донорно-акцепторному механизму.

Пример — ион аммония NH₄⁺:

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

У азота в NH₃ есть неподелённая пара электронов (донор). У H⁺ есть пустая 1s-орбиталь (акцептор). Азот отдаёт пару в общее пользование — и получается четвёртая связь N−H.

Ключевое: с точки зрения физики все четыре связи N−H в NH₄⁺ абсолютно одинаковы. То, что одна образовалась по донорно-акцепторному механизму — это просто способ описания. Когда связь уже образовалась, «механизм» не виден.

Другие примеры: H₃O⁺ (донор — H₂O, акцептор — H⁺), NH₃·BF₃ (донор — NH₃, акцептор — BF₃), комплексные соединения (лиганды — доноры, центральный ион — акцептор).

4. σ- и π-связи

Перекрывание орбиталей может быть разным — и от этого зависит тип связи.

σ-связь (сигма) — перекрывание вдоль линии, соединяющей ядра. Электронное облако симметрично относительно оси связи. Образуется при перекрывании s−s, s−p, p−p «голова к голове». Это самая прочная связь.

π-связь (пи) — перекрывание «боком»: электронные облака лежат по обе стороны от оси связи, сама ось остаётся «узлом». Образуется при перекрывании p−p или p−d перпендикулярно оси. π-связь слабее σ-связи.

σ-связь π-связь Перекрывание вдоль оси — плотность между ядрами Перекрывание «боком» — плотность над и под осью
σ-связь — единое облако вдоль оси, максимальная плотность между ядрами. π-связь — два симметричных лепестка над и под осью, на самой оси плотность равна нулю. σ прочнее, потому что электроны сосредоточены прямо между ядрами.

Кратность связи

Если между двумя атомами одна пара электронов — это одинарная связь (одна σ). Если две пары — двойная (σ + π). Три пары — тройная (σ + 2π).

  • H−H — одинарная (σ)
  • O=O — двойная (σ + π)
  • N≡N — тройная (σ + 2π)

Чем больше кратность, тем короче и прочнее связь. Энергия связи N≡N ≈ 945 кДж/моль, и именно поэтому азот такой инертный.

5. Гибридизация атомных орбиталей

Теперь самое интересное. Как совместить знание об орбиталях (s — сфера, p — гантель) с реальной геометрией молекул?

Пример: углерод в метане CH₄. У него в возбуждённом состоянии 4 неспаренных электрона: один на 2s и три на 2p. Если бы связи шли «как есть», углы между ними были бы 90° (между p-орбиталями), а связь с участием 2s вообще не имела бы направленности. Но эксперимент показывает: все четыре связи одинаковы, угол между ними — 109,5°.

Объяснение — гибридизация: орбитали разной формы смешиваются и дают новые, одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали.

Типы гибридизации

Основные типы — по числу гибридных орбиталей:

  • sp — 1 s + 1 p = 2 гибридных орбитали. Угол 180°, форма линейная.
  • sp² — 1 s + 2 p = 3 гибридных орбитали. Угол 120°, форма плоская треугольная.
  • sp³ — 1 s + 3 p = 4 гибридных орбитали. Угол 109,5°, форма тетраэдр.
  • sp³d — 5 гибридных орбиталей. Тригональная бипирамида.
  • sp³d² — 6 гибридных орбиталей. Октаэдр.
sp 180°, линейная BeCl₂, CO₂, C₂H₂ sp² 120°, треугольник BF₃, C₂H₄, CO₃²⁻ sp³ 109,5°, тетраэдр CH₄, NH₃, H₂O
Три основных типа гибридизации. Число гибридных орбиталей = стерическое число: 2 → линия, 3 → треугольник, 4 → тетраэдр. Лопасти орбиталей направлены в стороны друг от друга — это и определяет углы между связями.

Правила гибридизации

  1. Гибридизуются орбитали с близкими энергиями и одинаковой симметрией.
  2. Число гибридных орбиталей = число исходных орбиталей (сколько взяли — столько получили).
  3. Гибридные орбитали одинаковы по форме и энергии, но направлены в разные стороны.
  4. Гибридизация — не физический процесс, а удобная математическая модель. Атом не «перестраивает» орбитали — мы просто описываем его состояние удобным способом.
Как определить тип гибридизации: посчитай стерическое число (СЧ) = число σ-связей + число неподелённых пар центрального атома. СЧ = 2 → sp. СЧ = 3 → sp². СЧ = 4 → sp³. Об этом — подробнее в статье про геометрию молекул.

Пример: гибридизация в NH₃ и H₂O

В NH₃ у азота 3 σ-связи N−H и одна неподелённая пара → СЧ = 4 → sp³. Но так как одна орбиталь занята парой, геометрия — не тетраэдр, а пирамида с углом ~107°.

В H₂O у кислорода 2 σ-связи O−H и две неподелённые пары → СЧ = 4 → sp³. Геометрия — угловая, угол ~104,5°.

Уменьшение угла (109,5° → 107° → 104,5°) связано с тем, что неподелённые пары сильнее отталкиваются друг от друга, чем связывающие.

6. Что важно запомнить

  • Химическая связь — это перераспределение электронной плотности между ядрами.
  • Ковалентная связь образуется за счёт общей электронной пары. Спины электронов должны быть противоположны.
  • Обменный механизм — оба атома дают по одному электрону. Донорно-акцепторный — один даёт пару, второй принимает.
  • σ-связь — перекрывание вдоль оси, прочнее. π-связь — «боком», слабее.
  • Кратность связи = число общих электронных пар.
  • Гибридизация — модель, объясняющая одинаковость связей и геометрию молекул.
  • sp — линейная (180°), sp² — треугольная (120°), sp³ — тетраэдр (109,5°).
  • Число гибридных орбиталей = стерическое число.

Если что-то осталось непонятным — напишите мне в Telegram. Гибридизацию мы разбираем на занятии с примерами каждой молекулы из вашей программы, чтобы вы могли определять её уверенно.