И достигает 3,5–4Д. Дипольный момент ионных молекул достигает 10Д

00 и достигает 3,5–4Д. Дипольный момент ионных молекул достигает 10Д.

и –связи. Насыщаемость связи.

В зависимости от способа перекрывания валентных орбиталей взаимодействую-щих атомов различают –и – ковалентные связи.

–связью называют такую ковалентную связь, для которой область перекрывания находится на линии связывающей центры взаимодействующих атомов, например, в молекулах H₂, HCl (рис.4.8.)

Н Н H Cl

а) б)

х х

_s-s–cвязь_s–р–cвязь

Рис.4.8. а) молекула H₂ б) молекула HCl.

В обоих случаях область перекрывания лежит на линии “х”, проходящей через центры атомов.

 связь – это такая ковалентная связь, для которой область перекрывания располагается в плоскости перпендикулярной линии, связывающей центры взаимо-действующих атомов.

Рассмотрим молекулу кислорода О₂. Каждый атом кислорода имеет на внешнем квантовом уровне два неспаренных электрона, занимающих р-орбитали, например, р_х– и р_y–орбитали (рис.4.9.).

При взаимодействии друг с другом двух атомов кислорода происходит перекрывание попарно двух р_х–орбиталей и двух р_y–орбиталей. Причем, область перекрывания р_х–орбиталей находится на линии, связывающей центры двух атомов. При этом образуется _px-px –связь. Область перекрывания двух р_y–орбиталей лежит в плоскости (x–y), т.е. в плоскости перпендикулярной линии связывающей центры кислородов. Образуется _py-py –связь. Это показано на рис.4.10.

Pz

Py

Px _px-px

_py-py –связь

Рис.4.9. Рис.4.10. Образование и –связей в молекуле О₂.

В молекуле N₂ образуется две –связи. Наряду с _px-px–связью и _py-py–связью образуется вторая _pz-pz–связь. Эта связь образуется в результате перекрывания p_z–орбиталей обеих атомов азота имеющих тоже по одному неспаренному электрону с противоположными спинами.

_pz-pz

N _px-px N

_py-py

–связь вторичная после –связи. Она образуется в том случае, когда уже имеется –связь. Отдельно –связь между двумя атомами не существует. –связь как дополнительная менее прочная, чем –связь. Возможность образования –связи обеспечивает насыщаемость ковалентной связи и приводит к тому, что между двумя атомами могут быть не только одинарные, но и двойные и тройные связи.

Гибридизация связи. Направленность связи. Геометрическая конфигурация молекул.

Валентными являются электроны не только одного подуровня, орбитали которых имеют одинаковую форму, а и разных подуровней с различной конфигурацией электронных облаков. Например, атомы бария и углерода имеют валентные электроны, находящиеся на 2s и 2p-подуровнях (бор 2s²2p¹; углерод 2s²2p²). В образовании связи принимают участие одновременно s- и p-электронные облака имеющие различные конфигурации. Следовательно, должны образовываться разные по прочности химические связи, т.к. при взаимодействии с другими одинаковыми атомами полнота перекрывания будет разной.

Рассмотрим образование молекулы СН₄. В возбужденном атоме углерода валентные электроны располагаются на 2s¹2p³, т.е. по одному на каждой орбитале. (рис.4.4.).

При взаимодействии атома углерода с водородом образуется четыре ковалентных связи. Перекрывание электронных облаков водорода с р-облаками углерода происходит по полосам р-облаков, а s-облако углерода с s-облаком водорода может перекрываться в любом месте, т.к. все направления равноценны. При этом, площадь перекрывания s-облака у углерода с водородом будет отличаться от площади перекры–

вания р-облаков. Следовательно, в молекуле СН₄ один атом водорода будет иметь иную прочность связи, чем остальные три, чего практически не бывает. Все четыре атома водорода в молекуле метана неразличимы, имеют одинаковую энергию связи. Напрашивается вывод: все четыре облака в возбужденном атоме углерода имеют одинаковую форму и плотность. Эта идея привела к возникновению теории гибридизации.

В основе теории гибридизации лежит идея преобразо-

Рис.4.11. Расположение вания электронных облаков центрального атома перед его

валентных электронов взаимодействием с другими атомами. В результате такой

в возбужденном атоме перестройки электронные облака центрального атома раз-

углерода. ные по форме и плотности преобразуются в новые

(гибридные) облака одинаковой формы и плотности.

Так, у атома углерода в результате перестройки s-облако за счет своей плотности и частично плотности р-облаков приобретает форму односторонней гонтели. Аналогично все р-облака за счет своей плотности и остаточной плотности s-облака становятся такими же по форме и плотности.(рис.4.12.).

Pz sp-гибридизация

Py

S

Px

гибридизация ps- гибридизация

ps- гибридизация

ps- гибридизация

Рис.4.12. Перестройка (гибридизация)-электронных облаков атома углерода.

В данном преобразовании учавствуют одно s-облако и три р-облака, поэтому такая перестройка называется sp³-гибридизацией. Как видно из рис.4.12. в результате гибридизации не только изменяется форма облаков, изменяется также взаимное расположение облаков, увеличиваются углы между новыми (гибридными) орбиталями. Гибридное состояние атома приобретает своеобразную геометрическую конфигурацию, которая и предопределяет геометрическую структуру молекулы.

Н Н

С Н

Н Н С Н

Н

Н

Рис.3.13. Конфигурация молекулы СН₄.

После гибридизации атом углерода (рис.4.12.) получил четыре гибридных sp-облака. После взаимодействия с водородом образуется четыре одинаковых сигма sp-гибридных связи. (рис.4.13.). Молекула СН₄ приобретает конфигурацию тетраэдра.

Так как гибридные облака имеют большую вытянутость в одну сторону от ядра, чем в другую, то химическая связь, образованная гибридными облаками более прочна, чем связь, образованная отдельными облаками, например, s- и p-облаками. Гибридизация связана с энергетическим выигрышем в результате образования более прочных связей и более симметричного распределения электронной плотности в молекуле.

Рассмотрим другие типы гибридизации. sp-гибридизация. В преобразовании участвуют одно s- и одно р-облако и гибридные sp-облака становятся линейно расположенными (рис.4.14.)

S

sp-гибридизация гибридные облака

P

исходные 180⁰

облака

Рис.4.14. Расположение гибридных атомов при sp-гибридизации.

При sp-гибридизации молекулы имеют линейную конфигурацию. Например, молекула BeCl₂ (Cl–Be–Cl).

sp²-гибридизация. Перестрой электронных облаков за счет одного s-облака и двух р-облаков, приводит к образованию трех sp²-гибридных облаков, расположенных друг относительно друга под углом 120⁰.

P

120⁰

S

P sp²-гибридизация

исходные гибридные

облака облака

Рис.4.15. Расположение электронных оболочек при sp²-гибридизации.

sp²-гибридизация дает треугольную конфигурацию молекул. Такую конфигурацию имеет, например, молекула BCl₃. Cl

B–Cl

Cl

Рис.4.16. sp²-гибриди-

зация азота и пирами-

sp³-гибридное молекула дальная конфигура-

состояние атома азота NH₃ ция молекулы NH₃.

Рассмотрим молекулы NH₃ и Н₂О. В молекуле NH₃ электронные облака центрального атома азота гибридизированы. Тип гибридизации sp³. Однако во взаимодействие вступили только три гибридных орбитали, содержащих по одному электрону. На четвертой гибридной орбитали находится два электрона и поэтому она во взаимодействии с водородом не участвует. Хотя азот имеет sp³гибридное состояние, но конфигурация молекул не тетраэдрическая, а пирамидальная, образованная как бы за счет p³-гибридных облаков (рис.4.16.).

В молекуле Н₂О атом кислорода находится в sp³-гибридном состоянии. Но на двух гибридных орбиталях содержится по два электрона и только две остальных, имеющих по одному электрону, вступают во взаимодействие с водородом. Получается следующая картина: при sp³-гибридном состоянии электронных облаков атома кислорода молекула воды имеет угловую конфигурацию, образованную только за счет гибридных атомов.(рис.4.17.)

а) б) в) О

Н Н

sp³-гибридное состояние 104,5⁰

кислорода

Рис.4.17. sp³-гибридное состояние кислорода (а); конфигурация молекулы Н₂О (б,в)

Зависимость пространственных конфигураций молекул от типа гибридизации дана в таблице 4.1.

Таблица 4.1.