Основные постулаты метода

В основе теории валентных связей лежит концепция локализованных электронных пар. При образовании химической связи происходит перекрывание орбиталей атомов, образующих связь. Одинарную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам. В результате перекрывания АО между ядрами образуется область с повышенной электронной плотностью, что приводит к притяжению ядер и, соответственно, к понижению энергии системы, т.е. к образованию химической связи. Таким образом, химическая связь является двухцентровой и двухэлектронной.

Связи

σ-Связь возникает в результате перекрывания атомных орбиталей вдоль оси, проходящей через центры атомов (рис.4.2.1.), то есть между атомами, имеющими неспаренные электроны на s-, p-, или d-орбиталях.

Рис. 4.2.1. σ-Связи между
s -орбиталями	p-орбиталями	d-орбиталями

π-Связь (пи-связь) образуется по обе стороны линии σ-связи при боковом перекрывании p- или d-орбиталей (рис.4.2.2.). Максимальное число π-связей равно двум. Они располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях.

Рис. 4.2.2. π-Связь между
p-орбиталями	d-орбиталями

Кроме π-связей в кратную связь могут входить δ-связи (дельта-связь), которые образуются при перекрывании d-орбиталей четырьмя лопастями (рис. 4.2.3.). Максимальное число δ-связей между двумя атомами равно двум.

Рис. 4.2.3. π-Связь между d-орбиталями

Исходя из условий симметрии, следует, что электроны s-орбиталей могут участвовать лишь в σ-связывании, p-электроны – уже в σ- и π-связывании, а d-электроны – как в σ- и π-, так и в δ-связывании. Максимальное перекрывание облаков (наиболее прочная связь) осуществляется при σ-связи.