Фридрих Август Кекуле

Основные понятия химии — «атом» и «молекула». Атомов известно лишь немногим более 100 видов, а вот мо­лекул — свыше 18 млн. Столь богатое разнообразие обусловлено тем, что атомы разных элементов, взаимодей­ствуя друг с другом, способны объеди­няться в молекулы, причём молекулы могут содержать разное число атомов одного вида. К этому выводу учёные пришли ещё в первой половине XIX в. Шотландский химик Арчибальд Купер (1831 — 1892) и немецкий химик Фридрих Август Кекуле (1829—1896) практически одновременно, в 1858 г., предложили изображать связи между атомами в виде чёрточек. Так появи­лись структурные формулы молекул, показывающие, в каком порядке раз­ные атомы связаны друг с другом.

Важное открытие, касающееся хи­мической связи, принадлежит нидер­ландскому химику Якобу Вант-Гоффу. Он доказал, что четыре связи атома углерода в органических соединени­ях направлены к вершинам тетраэд­ра, в центре которого находится сам атом. Это означало, что химические связи имеют жёсткую направлен­ность, а молекулы характеризуются определённой геометрической фор­мой. Швейцарский химик Альфред Вернер (1866—1919) распространил данный вывод и на неорганические молекулы, создав теорию строения комплексных соединений.

Несмотря на многие гениальные догадки о строении молекул, приро­да связи между атомами оставалась загадкой до тех пор, пока за дело не взялись физики. В 1897 г. англий­ский учёный Джозеф Джон Томсон (1856—1940) открыл электрон и сра­зу понял: эта частица может играть ключевую роль в образовании хими­ческой связи. В той же статье, в кото­рой сообщалось об открытии элект­рона, Томсон предположил, что между атомами в молекуле действуют электрические силы, причём один конец химической связи имеет поло­жительный заряд, а другой — отрица­тельный. Идея оказалась очень плодотворной и легла в основу всех после­дующих теорий химической связи.

ТЕОРИЯ ЛЬЮИСА, ИЛИ ЭЛЕКТРОННЫЙ «КОЛХОЗ»

Классическую электронную теорию химической связи предложил в 1916 г. американский химик Гилберт Ньютон Льюис (1875—1946). Как уже было известно, завершённые элек­тронные оболочки атомов благород­ных газов отличаются особенной ус­тойчивостью. Льюис предположил, что при образовании химической связи возникают пары электронов, которые принадлежат сразу двум ато­мам. Тем самым атомы заполняют до конца свой внешний электронный уровень и приобретают электрон­ную конфигурацию благородного газа. Льюис назвал это правилам ок­тета, так как атомы всех благород­ных газов (кроме гелия) имеют на внешнем уровне восемь электронов. С помощью правила октета удалось объяснить электронное строение ог­ромного числа соединений. А связь, образованная за счёт общей пары электронов, получила название ковалентной.

Для обозначения электронов Льюис использовал точки: Н:Н. Но часто общую пару электронов изо­бражают просто чёрточкой, которая и символизирует химическую связь: Н—Н. В молекуле Н₂ каждому атому принадлежат два электрона (конфи­гурация атома гелия), которые предо­ставлены в общее пользование двумя атомами водорода (это обменный механизм образования ковалентной связи).

Подобным образом устроена и мо­лекула F₂. У атома фтора на внешнем уровне семь электронов — чтобы до­стичь электронной конфигурации неона не хватает одного. Поэтому каждый атом F отдаёт по одному электрону в общее пользование:

Теперь оба атома имеют на внешнем уровне по восемь электронов (октет), из которых два общих, а шесть (три пары) сохраняются в индивидуаль­ном пользовании.

Аналогично образуются и кратные связи. Так, тройная связь в молекуле N₂ (NºN) возникает в результате создания трёх общих электронных пар.

В двухатомных молекулах простых веществ (Н₂, F₂, N₂ и др.) общие пары электронов в равной степени принад­лежат обоим атомам. Такая связь на­зывается непопярной. При образова­нии ковалентной связи в молекулах сложных веществ общая электронная пара оказывается смещённой в сторо­ну одного из атомов. Молекула при этом поляризуется: одна её часть несёт частичный положительный за­ряд (8+), а другая — отрицательный (8-). Примером может служить моле­кула HF, в которой атом Н достигает электронной конфигурации гелия, а атом F — неона:

Общая электронная пара в этом со­единении смещена в сторону атома фтора. Это пример полярной связи.

Бывает, что один из атомов (донор электронов) предоставляет в общее пользование два электрона, а другой (акцептор) — ни одного. Такой меха­низм образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным (иногда эту связь обозначают стрел­кой, направленой к акцептору).

Пример — ион аммония. Атом азо­та имеет три неспаренных электрона, которые участвуют в трёх ковалентных связях с тремя атомами водоро­да. Кроме того, у атома азота есть ещё одна пара электронов. При присоеди­нении иона Н⁺ к аммиаку NH₃ эта пара поступает в совместное пользо­вание атомов азота и водорода. В дан­ном случае атом азота выступает в ка­честве донора, а Н⁺ — акцептора электронной пары:

ЧЕМ ДАЛЬШЕ ДРУГ ОТ ДРУГА, ТЕМ ЛУЧШЕ. ВЛИЯНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ПАР НА ГЕОМЕТРИЮ МОЛЕКУЛ

В 1957 г. канадский физикохимик Роналд Джеймс Гиллеспи создал простую, но красивую теорию, которая позволяет с хорошей точностью по структу­ре Льюиса предсказывать геометрическую форму молекул.

Согласно этой теории, во многих простых молекулах химические свя­зи расположены таким образом, что электронные пары, принадлежащие одному атому, максимально удалены друг от друга.

Например, в молекуле ВеН₂ атом бериллия делит с атомами водо­рода две пары электронов. Одна пара максимально удалена от другой, когда угол между связями составляет 180°. Это означает, что молекула линейна.

Теория даёт возможность установить геометрическое строение молекул типа AX_nE_m, где к центральному атому А присоединены n атомов X и име­ется также т неподелённых электронных пар (что обозначено символом Е_m). Общее число электронных пар m+n составляет от двух до восьми.

Чтобы определить максимально удалённое расположение электронных пар, можно представить каждую пару точечным зарядом на поверхности сферы, в центре которой находится атом, и найти максимум суммы рас­стояний между этими зарядами.