Квантовые концепции в химии

До создания квантовой механики полагали, что существует особая химическая сила, вызывающая связь атомов, которая, в отличие от других сил природы, обладает насыщаемостью. Квантовая механика следующим образом объяснила химические явления: взаимодействие электронных оболочек атомов порождает химические связи. Если атомные конфигурации подходят друг к другу, возникает одна округлая структура, несколько большая, чем до этого был каждый атом по отдельности. Так получается насыщенная молекула, и присоединить к ней еще какой-то атом почти невозможно. При образовании молекулы перекрытие электронных облаков приводит к образованию между ядрами некоторого отрицательного заряда, который как бы «цементирует» молекулу, стягивая ядра к области перекрытия. Энергия этого взаимодействия – порядка 1000 кДж/моль (у молекулы азота – 940, цезия – 42). Для сравнения, энергия межмолекулярного взаимодействия составляет порядка 100 кДж/моль, так что отличить их по энергии трудно, поэтому важно выделить главную черту химической связи – обобществление валентных электронов и перенос заряда, если связь образуется между разными атомами.
Главные отличительные черты химической связи:
понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов или атомных фрагментов, из которых она образована;
существенное перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей не связанных атомов или атомных фрагментов, сближенных на расстоянии связи.
Последняя особенность наиболее точно отделяет химическую связь от межмолекулярных взаимодействий, тогда как энергетический критерий является менее определенным.
Природа химической связи полностью определяется электрическими кулоновскими взаимодействиями ядер и электронов, однако правильное описание распределения электрического заряда возможно лишь с учетом законов квантовой механики. Точные расчеты зависимостей полной энергии и ее компонент от межъядерного расстояния для простейшей структуры с химической связью – молекулярного иона Н+2 с одноэлектронной связью – показывают, что минимум полной энергии, который достигается при равновесном межъядерном расстоянии, равном 1,06 А0, связан с резким понижением потенциальной энергии электрона вследствие концентрации и сжатия облака электронной плотности в межъядерной области. При этом кинетическая энергия электрона возрастает и наполовину компенсирует понижение потенциальной. Результирующий эффект (понижение энергии) превышает энергию расталкивания положительно заряженных ядер и обусловливает образование химической связи с энергией 255 кДж/моль. Такая интерпретация природы химической связи, дополненная учетом эффектов межэлектронного отталкивания и электронной корреляции, в целом распространяется на описание связей в двух- и многоэлектронных молекулах.
Полагая движение электронов независимым от намного более медленных ядерных движений (адиабатической приближение), можно вполне строго описать образование химической связи как результат действия кулоновских сил притяжения положительно заряженных атомных ядер к электронному облаку, сконцентрированному в межъядерном пространстве. Заряд этого облака стремится приблизить ядра друг к другу (связывающая область), тогда как электронный заряд вне межъядерного пространства (несвязывающая область) стремится ядра раздвинуть. В этом же направлении действуют и силы ядерного отталкивания. При сближении атомов на равновесное расстояние часть электронной плотности из несвязывающей области переходит в связывающую. Электронный заряд распределяется в обеих областях так, чтобы силы, стремящиеся сблизить и оттолкнуть ядра, были одинаковыми. Это достигается при некотором равновесном расстоянии, соответствующем длине связи.
Варианты классификации химической связи определяются различными ее характеристиками или способами описания (в духе классической теории валентности или в рамках квантовохимических представлений; следует подчеркнуть, что между этими подходами не всегда может быть установлено однозначное соответствие). В теории валентности каждой связи между атомами соответствует одна электронная пара. В зависимости от способа ее образовании из электронов связываемых атомов можно выделить ковалентную связь и координационную связь. Если электронная пара химической связи полностью принадлежит одному из атомов, то образуется ионная связь. По степени смещения центра тяжести электронного облака связывающих электронов химические связи делят на неполярные (равноудаленность от обоих атомных центров) и полярные (промежуточные между неполярными и ионными). Ковалентные и координационные связи подразделяются по числу образующих их электронных пар на простые и кратные – двойные, тройные и четверные.
При рассмотрении химической связи, основанном на квантовомеханических расчетах волновых функций многоатомных молекул, ионов, кристаллов, понятие двухцентровой связи, используемое в классической теории валентности, не получает прямого эквивалента вследствие делокализзации электронных орбиталей по нескольким (нередко всем) атомным центрам. Переход к локализованным орбиталям часто сохраняет возможность анализировать химические связи в многоатомных молекулах в рамках традиционных представлений о связях, поделенных и неподеленных электронных парах. Типичные примеры соединений с локализованными двухцентровыми связями – насыщенные углеводороды (связи С-Н, С-С). В том случае, когда процедура локализации не позволяет однозначно выделить в молекуле локализованные двухцентровые орбитали, реализующиеся в ней химические связи относят к многоцентровым связям, характерным для ненасыщенных соединений с сопряженными связями. Предельный случай делокализации – металлическая связь, обусловленная перемещением валентных электронов металла во всем пространстве кристаллической решетки, образуемой его положительными ионами.





Список литературы:

Горелов А.А. Концепции современного естествознания. – М.: Высшее образование, 2006. – 335 с.
Канке В.А. Концепции современного естествознания: учебник для вузов. – 2-е, испр. – М.: Логос, 2006. – 368 с.
Концепции современного естествознания: Учебник для вузов / Под ред. проф. В.Н. Лавриненко, проф. В.П. Ратникова. – 3-е изд., перераб. И доп. – М.: ЮНИТИ-ДАНА, 2007. – 317 с.
Кузьменко Н.Е. и др. Химия. – 3-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2000. – 544 с.
Лихин А.Ф. Концепции современного естествознания: учебник. – М.: ТК Велби, Изд-во Проспект, 2007. – 264 с.
Рузавин Г.И. Концепции современного естествознания: Учебник для вузов. – М.: ЮНИТИ, 2003. – 287 с.









Кузьменко Н.Е. и др. Химия. – 3-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2000. – 544 с.
Концепции современного естествознания: Учебник для вузов / Под ред. проф. В.Н. Лавриненко, проф. В.П. Ратникова. – 3-е изд., перераб. И доп. – М.: ЮНИТИ-ДАНА, 2007. – 317 с.
Кузьменко Н.Е. и др. Химия. – 3-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2000. – 544 с.
Кузьменко Н.Е. и др. Химия. – 3-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2000. – 544 с.
Рузавин Г.И. Концепции современного естествознания: Учебник для вузов. – М.: ЮНИТИ, 2003. – 287 с.
Канке В.А. Концепции современного естествознания: учебник для вузов. – 2-е, испр. – М.: Логос, 2006. – 368 с.












18