Где q – величина заряда; l – расстояние между центрами положительных и отрицательных зарядов.

В полярной молекуле HCl электронная пара смещена в сторону атома хлора, и на атоме хлора избыток электронной плотности, а на атоме водорода недостаток электронной плотности. Дипольный момент двухатомных молекул уменьшается по группе сверху вниз. Дипольный момент многоатомных молекул зависит не только от электроотрицательности атомов в составе молекулы, но и от геометрии молекулы. Дипольный момент многоатомной молекулы считают равным векторной сумме дипольных моментов всех связей (пренебрегая их взаимным влиянием).

Если в молекуле имеются полярные связи, но векторы дипольных моментов равны по абсолютной величине и противоположны по направлению, то µ=0. Пример: в молекуле СО₂ каждая связь С = О полярна. Но вследствие того, что эта молекула имеет линейную структуру, дипольные моменты связей направлены в противоположные стороны. Векторная cумма дипольных моментов связей равна нулю. Отсюда и дипольный момент молекулы µ = 0.

О = С = О

Аалогично, в молекуле метана СН₄ структура тетраэдрическая, µ = 0.

С

|

Н - С – Н

|

С

В то же время в молекулы SO₂, H₂O нелинейны. Например, s имеет 6 электронов на внешнем слое, поэтому в молекуле SO₂ имеет 2 пары неподеленных электронов.

Гибридизация. Возбужденный атом бериллия имеет электронную конфигурацию 2s¹2р¹, возбужденный атом бора – 2s¹2р², углерода -2s¹2р³. Поэтому можно считать, что в образовании химических связей могут участвовать не одинаковые, а различные атомные орбитали. Например, в таких соединениях, как BeCl₂, BCl₃ и CCl₄ должны быть неравноценные по прочности и направлению связи, причем σ -связи у р-орбиталей должны быть более прочными, чем связи из s-орбиталей, так как для р- орбиталей имеются более благоприятные условия для перекрывания. Однако опыт показывает, что в молекулах, содержащих центральные атомы с различными валентными орбиталями (s-, р-, d-), все связи равноценны. Точно так же объяснение, основанное на перекрывании s- и р-орбиталей неприменимо для соединений углерода. В атоме углерода заселенность атомных орбиталей такова: 1s² 2s² 2p². На основании такой конфигурации можно ожидать образование молекулы, подобной воде, в которой атом углерода имел бы валентность 2 с взаимно перпендикулярными связями. Это не наблюдается у атома углерода, четырехвалентность которого и тетраэдрическая структура его соединений хорошо известны. Четырехвалентность углерода можно объяснить тем, что один 2s-электрон при возбуждении переходит на вакантную 2рz -орбиталь с образованием конфигурации: 1s² 2s¹ 2p³. Согласно теории валентных связей такие конфигурации предсказывают, что в молекуле СН₄ три атома водорода энергетически эквивалентны, и связи, образованные ими, взаимно перпендикулярны, а четвертый атом водорода удерживается более слабой связью, которая располагается под углом 125° по отношению к остальным связям. Однако в действительности все четыре связи углерода эквивалентны. Объяснение этому явлению дали Слейтер и Полинг. Они пришли к выводу, что различные орбитали, не сильно отличающиеся по энергиям, образуют соответствующее число гибридных орбиталей. По Слейтеру и Полингу, гибридные орбитали образуются из орбиталей различной симметрии, но не сильно отличающихся по энергии. Число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в связи. Гибридные орбитали одинаковы по форме электронного облака и по энергии. По сравнению с атомными орбиталями они более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обусловливают лучшее перекрывание электронных облаков. Гибридизация атомных орбиталей требует затраты энергии, поэтому гибридные орбитали в изолированном атоме неустойчивы. При образовании химической связи гибридные орбитали стабилизируются. Вследствие более прочных связей, образованных гибридными орбиталями, выделяется энергия, и молекула становится более стабильной. Таким образом, гибридизация энергетически выгодна за счет образования более прочных связей и более симметричного распределения электронной плотности в молекуле. Рассмотрим образование гибридных атомных орбиталей из атомных орбиталей. Так, комбинация одного s- и одного р-электронных облаков приводит к возникновению двух гибридных облаков, расположенных относительно друг друга под углом 180°. При этом образуется sp-гибридное состояние. Пример: sp-гибридизация атома Ве проявляется в молекуле ВеCl₂, которая вследствие этого имеет линейную геометрию Cl - Be - Cl. Комбинации 1s- и двух 2р-орбиталей приводят к образованию трех гибридных облаков, расположенных под углом 120°. Под такими же углами располагаются связи, образованные с их участием. Пример: sp²-гибридизация атома бора приводит к тому, что BCl₃ имеет треугольную форму (s+p+p)-орбитали.

 

Рис. 4. sp²-гибридизация.

Комбинация облаков одного s- и трех р-электронов приводит к sp³- гибридизации, при которой четыре гибридных облака симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, т.е. под углом 109, 28°. Тетраэдрическое расположение связей характерно для многих соединений четырехвалентного углерода (СН₄).

 

Рис. 5. Образование тетраэдрических связей при sp³ – гибридизации

в молекуле CCl_4.

Вследствие sp³-гибридизации орбиталей атома азота аналогичную структуру имеет и комплексный ион NH₄⁺. sp³-гибридизация может осуществляться и в тех случаях, когда центральный атом молекулы образует менее четырех связей, но имеет неподеленные электронные пары. Так, если считать, что ковалентные связи в молекуле NH₃ образованы за счет участия трех электронов атома азота, то валентный угол должен быть равным 90°, однако валентный угол равен 107°, что гораздо ближе к тетраэдрическому углу 109°, чем к 90°. Это означает, что связи N-H в NH₃ образованы не за счет чистых р-орбиталей азота, а за счет орбиталей, претерпевающих частичную sp³-гибридизацию. Это приводит к пространственной ориентации неподеленной пары атома азота. Аналогичная картина sp³-гибридизации наблюдается в молекуле воды, в которой валентный угол составляет 105°, а не 90°. В молекуле HCl также имеется некоторая sp³-гибридизация атома хлора, и поэтому три неподеленные электронные пары в атоме хлора оказываются равноценными.

В гибридизацию могут включаться не только s- и p-, но и d- и f-электроны. Таким образом, если известно, что молекула или ион АВ₂ обладают линейной структурой, то атом А имеет sр-гибридные орбитали; если в молекуле АВ₃ угол между cвязями составляет 120°, то атом А имеет sр²-гибридные орбитали. Если молекула или ион построены в виде тетраэдров, то центральный атом имеет sp³-гибридные орбитали.

Ионная связь

При взаимодействии атомов с различной электроотрицательностью образуются молекулы с полярной химической связью. Электронная плотность смещается к более электроотрицательному атому, и молекула приобретает дипольный момент. Чем больше разность электроотрицательностей, тем более величина дипольного момента, тем более ионной становится химическая связь. Но в молекулах не бывает чисто ионной связи даже при взаимодействии щелочных металлов с галогенами. Так, в NaCl ионность связи составляет около 80%. Но в кристаллах, в твердом состоянии существует много ионных соединений, в узлах кристаллических решеток которых находятся ионы. В кристаллах существование ионов энергетически выгодно, так как при образовании ионного кристалла выделяется энергия за счет образования более устойчивой кристаллической структуры. Затраты на дополнительную ионизацию и образование ионов компенсируются энергией, выделяющейся при образовании кристаллической решетки.

Природу ионной связи, а, следовательно, структуру и свойства ионных соединений можно объяснить с помощью электростатической теории химической связи. Согласно этой теории, химическое взаимодействие трактуется как процесс образования ионов и последующего их электростатического взаимодействия. Способность элементов образовывать простые ионы обусловливается электронной структурой их атомов. Её можно оценить величиной потенциалов ионизации и сродства атомов к электрону. Катионы легче всего образуют элементы с меньшими потенциалами ионизации (щелочные и щелочноземельные элементы). Образование же катионов других элементов в условиях обычных химических превращений маловероятно, так как это связано с затратой большой энергии на ионизацию атомов. Вследствие высокого сродства к электрону простые отрицательные ионы легче всего образуют р-элементы седьмой группы. Выделением энергии сопровождается присоединение электронов к атомам О, S, C, некоторым другим элементам. Присоединение же последующих электронов с образованием многозарядных атомов вследствие отталкивания электронов энергетически невыгодно и требует уже затраты энергии. Пример: присоединение одного электрона к атому кислорода сопровождается выделением 1.47 эВ энергии, а присоединение второго электрона уже требует затраты 8.3 эВ. Тем не менее, такой подход оказался удачным для галогенидов щелочных металлов. При образовании молекулы положительно и отрицательно заряженные ионы сближаются. По законам электростатики между ними действуют силы притяжения, описываемые законом Кулона. В то же время ионы не могут приблизиться друг к другу настолько, чтобы произошло слияние, вследствие сил отталкивания. На каком-то равновесном расстоянии r⁰ силы притяжения и отталкивания уравновешиваются, и потенциальная энергия взаимодействия может быть выражена как сумма двух членов, один из которых обусловлен силами притяжения в соответствии с законом Кулона, а второй – силами отталкивания. Силы отталкивания действуют на близких расстояниях.

Ненаправленность и ненасыщенность ионной связи.

Электрические заряды ионов обусловливают их притяжение и отталкивание и в целом определяют стехиометрический состав соединений. Ионы можно представить себе как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределены во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению. Иначе говоря, ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью. Понятно, что взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации силовых полей. В силу этого у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной, ионная связь характеризуется еще и ненасыщаемостью.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: