От строения атома к химической связи

С появлением теории химического строения молекулу начали определять, как совокупность химически связанных атомов. Однако еще много десятилетий понятием химическая связь пользовались как символом (валентная черточка). Представления об электронной природе химической связи в органическую химию пришли лишь в начале XX в. на базе знаний о строении атома.

Строение атома — исходная предпосылка к познанию природы химической связи

Вспомним основные положения о строении атома, необходимые для понимания природы химической связи.

• 1. Атом состоит из положительно заряженного ядра и находящихся в его поле отрицательно заряженных электронов. Число электронов в атоме химического элемента равно положительному заряду ядра атома и порядковому номеру элемента в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева.
• 2. Электроны в атомах располагаются на разных энергетических уровнях или слоях. В атоме определённого элемента число уровней, занятых электронами, равно номеру периода, в котором находится этот элемент. Число электронов на внешнем (валентном) энергетическом уровне атомов элементов малых периодов равно номеру группы, в которой находится элемент.
• 3. Траекторию движения электрона в поле ядра проследить невозможно. Поэтому движущиеся вокруг ядра электроны можно представить в виде электронного облака. Ближе к ядру оно относительно плотное, а дальше от ядра — разрежённое. Область, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют орбиталью.
• 4. Орбитали могут различаться своей формой и размерами (рис. 1). Их обозначают латинскими буквами s, р, d, / и т. д. На каждом уровне имеется одна s-орбиталь, которая содержит наиболее прочно связанные с ядром электроны. Начиная со второго уровня, появляются по три р-орбитали, а с третьего уровня — по пять d-орбиталей. s-Орбитали имеют форму шара. р-Орбитали похожи на объёмную восьмёрку (гантель), причём точка её перегиба совпадает с расположением ядра атома. Оси трёх р-орбиталей взаимно перпендикулярны и энергетически эквивалентны.

Рис. 7. Форма и расположение в пространстве электронных sи р-орбиталей атома углерода

5. Каждая орбиталь характеризуется определённой энергией и на ней может находится не более двух электронов. В соответствии с принципом минимума энергии сначала заполняются орбитали с самой низкой энергией (ближайшие к ядру), затем орбитали с более высокой энергией и т. д. Энергетически эквивалентные орбитали сначала заполняются единичными электронами. По мере поступления электронов происходит окончательное заполнение орбиталей двумя электронами.

Электронная теория исходит из положения, что все химические превращения атомов обусловлены изменением их внешних (валентных) электронных оболочек. В частности, такое фундаментальное понятие, как валентность определяется числом неспаренных электронов.

В табл. 5 приведено строение внешних (валентных) электронных оболочек элементов I и II периодов.

Стремление атомов к взаимодействию (к образованию химических связей) обусловлено неустойчивостью их электронных оболочек. Атомы стремятся изменить свою внешнюю электронную оболочку таким образом, чтобы приобрести устойчивое состояние. Полная химическая инертность благородных газов указывает на высокую устойчивость электронной оболочки их атомов. Октет для большинства атомов представляет наиболее устойчивую электронную оболочку. Исключением является водород, внешняя электронная оболочка которого может заполняться парой электронов (достигать электронной конфигурации ближайшего инерта — атома гелия). Переход к устойчивой электронной оболочке при образовании химической связи сопровождается понижением энергии электронов. Следует напомнить, что чем ниже уровень энергии любой системы, тем большей стабильностью она обладает.