Реферат пространственная конфигурация молекул
Обновлено: 07.07.2024
. Форма гибридной АО отличается от формы исходных АО (рис. 3.9). В гибридной АО электронная плотность смещается в одну сторону от ядра, поэтому при взаимодействии ее с АО другого атома происходит макс имальное перекрывание, которое приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива.
Пространственная конфигурация молекул. Характер гибридизации валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют пространственную конфигурацию (геометрическую форму) молекул:
1. Если в химическую связь вступает атом, у которого на внешней оболочке имеется s- и р – электроны, то у данного атома в процессе образования связи происходит sp – гибридизация АО (рис. 3.10).
(s+p) орбитали Две sp – орбитали
Рис. 3.10. Схема sp – гибридизации
Две sp – гибридные орбитали расположены симметрично под углом 180˚, отсюда и связи, образуемые с участием электронов этих орбиталей, также располагаются под углом 180˚. Например, у атома бериллия sp – гибридизация орбиталей проявляется в молекуле BeCl 2 , которая вследствие этого имеет линейную форму (рис. 3.13,а)
s-p – гибридизация характерна для атомов элементов II группы периодической системы (Be, Mg, Cd, Hg и т. д.), для углерода в СО 2 , в органических соединениях с тройной углерод – углеродной связью.
2. Если у атома, вступающего в химическую связь, на внешней оболочке имеется один s- и два p- электрона, то происходит sp 2 – гибридизация АО орбиталей этого атома (рис. 3.11).
(s+p+p) – орбитали Три sp 2 – орбитали
Рис. 3.11 . Схема sp 2 – гибридизации
Три sp 2 – гибридные орбитали расположены под углом 120˚. Под таким же углом располагаются и связи, образованные с участием электронов этих орбиталей. Например, вследствие sp 2 – гибридизации орбиталей атома бора молекула BCl 3 имеет треугольную форму (рис. 3.13, б). Распределение химических связей можно представить следующей схемой:
sp 2 – гибридизация встречается в молекулах элементов III группы периодической системы, а также в органических соединениях с двойной углерод – углеродной связью.
3. У атома, имеющего на внешней оболочке один s- и три р- электрона, при химическом взаимодействии происходит sp 3 – гибридизация этих АО (рис. 3.12).
(s+p+p+p) – орбитали Четыре sp 3 – орбитали
Рис. 3.12. Схема sp 3 – гибридизации
Четыре sp 3 – гибридные орбитали симметрично ориентированы в пространстве под углом 109˚28′ к четырем вершинам тетраэдра (рис. 3.13, в). Тетраэдрическое расположение связей и форма тетраэдра характерны для элементов IV группы, в том числе для многих соединений углерода, например, CH 4 :
4. Возможны также более сложные виды гибридизации с участием d- и f- орбиталей атомов, при которых образуются молекулы ещё более сложной конфигурации.
Комбинация орбиталей типа одной s-, трех р- и одной d- приводит к sp 3 d-гибридизации. Это соответствует пространственной ориентации пяти sp 3 d-гибридных орбиталей к вершинам тригональной бипирамиды (рис. 3.13, г). В случае sp 3 d 2 -гибридизации шесть sp 3 d 2 -гибридных орбиталей ориентируются к вершинам октаэдра (рис. 3.13, д). Ориентация семи орбиталей к вершинам пентагональной бипирамиды (рис. 3.13, е) соответствует sp 3 d 3 (или sp 3 d 2 f) – гибридизации валентных орбиталей центрального атома молекулы (комплекса).
Рис. 3.13. Пространственное расположение связей и конфигурация молекул:
а – линейная; б – треугольная; в – тетраэдрическая; г – тригонально-бипирамидальная; д – октаэдрическая; е – пентагонально-бипирамидальная
Влияние несвязывающей электронной пары центрального атома на строение молекул. Рассмотренная выше теория гибридизации орбиталей центрального атома (обозначен в общих формулах через А) применима к большому количеству молекул и ионов. Однако для ряда молекул и ионов, особенно имеющих несимметричное строение, рассмотренных представлений оказывается недостаточно. В подобных случаях применяют теорию полной гибридизации (Джиллеспи), в которой и связывающие, и неподеленные электронные пары центрального атома подвергаются sp 3 – гибридизации. sp 3 – гибридизация центральных атомов имеет место в молекулах NH 3 , H 2 O и им подобным, образованным их электронными аналогами.
У атома азота на четыре sp 3 – гибридные орбитали приходятся пять электронов.
7 N sp 3 -гибридизация
Следовательно, одна пара электронов оказывается несвязывающей и занимает одну из sp 3 -гибридных орбиталей, направленных к вершине тетраэдра (рис. 3.14). Молекула NH 3 имеет форму тригональной пирамиды.
Рис. 3.14. Перекрывание валентных орбиталей в молекулах CH 4 , NH 3 , H 2 O
У атома кислорода на четыре sp 3 -гибридные орбитали приходится шесть электронов:
8 О sp 3 -гибридизация
Теперь уже несвязывающие электронные пары занимают две гибридные sp 3 -орбитали. Молекула H 2 O имеет угловую форму (рис. 3.14).
В представлениях теории гибридизации уменьшение валентного угла НЭН в ряду СН 4 (109,5˚) – NH 3 (107,3˚) – H 2 O (104,5˚) объясняется следующим образом. В ряду С-N-О энергетическое различие между 2s- и 2р – орбиталями увеличивается, поэтому вклад 2s-орбиталей при гибридизации с 2р-орбиталями уменьшается. Это приводит к уменьшению валентного угла и постепенному приближению его к 90˚.
3.6. Полярность и поляризуемость химической связи
Ковалентная связь, в которой обобществленная электронная плотность (обобществленные электроны, связующее электронное облако) симметрична по отношению к ядрам взаимодействующих атомов, называется неполярной ковалентной связью. Такая связь реализуется в молекулах простых веществ, состоящих из одинаковых атомов (Н-Н, О=О, Cl-Cl, N≡N и т. д.). Она может появляться между разными атомами, обладающими одинаковой относительной электроотрицательностью. Например, в молекуле РН 3 связи Р-Н неполярные ковалентные, т. к. ЭО(Н)=2,1 и ЭО(Р)=2,1.
Ковалентная связь с несимметричным распределением обобществленной электронной плотности называется полярной ковалентной связью.
Если связь образована атомами разной природы и один из атомов сильнее притягивает электроны, то обобществлённая электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атома притягивать электрон служит электроотрицательность. Чем выше ЭО у атома, тем больше смещение электронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательностей атомов (ΔЭО) характеризует полярность связи.
Н апример, образование молекулы хлорида водорода НСl можно представить схемой:
О бобществленная электронная пара смещена к атому хлора, так как электроотрицательность хлора (ЭО=3) больше, чем атома водорода (ЭО=2,1). Смещение связующего электронного облака называют поляризацией. Вследствие этого заряд ядра водорода не компенсируется, а в атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра. Иными словами, атом водорода в HCl поляризован положительно, а атом хлора - отрицательно. На атоме водорода возникает положительный заряд, на атоме хлора – отрицательный. Заряды атомов в молекуле, возникающие из-за различия в электроотрицательностях, называют эффективными (δ). Эффективный заряд δ можно установить экспериментально, в молекуле HCl δ Cl = -0,18, δ н = +0,18 абсолютного заряда электрона. Вследствие этого возникает диполь, представляющий собой электрически нейтральную систему с двумя одинаковыми по величине положительными и отрицательным зарядами, находящимися на определенном расстоянии (длина диполя) ℓ друг от друга . Мерой полярности связи служит электрический момент диполя , равный произведению эффективного заряда δ на длину диполя ℓ:
Электрический момент диполя имеет единицу измерения кулон на метр (Кл∙м). В качестве единицы измерения используют также внесистемную единицу измерения дебай D, равную 3,3∙10 -30 Кл∙м. Как видно из данных, представленных в табл. 3.1, электрический момент диполя растёт с увеличением разности ЭО.
Пространственная структура молекул зависит от пространственной направленности перекрывания электронных облаков числом атомов в молекуле и числом электронных пар связей за счет неподеленных электронов. Существует несколько типов связи. Связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, называется σ-связью. Сигма-связь может возникать при перекрывании s-орбиталей, s и р-орбиталей, d-орбиталей, а также d и s-орбиталей, d и p-орбиталей и f-орбиталей друг с другом и другими орбиталями. Сигма-связь обычно охватывает два атома и не простирается за их пределы, поэтому является локализованной двухцентровой связью. Она имеет осевую симметрию, и оба атома могут вращаться вдоль линии связи, т.е. той воображаемой линии, которая проходит через ядра химически связанных атомов. Это исключает возможность образования пространственных изомеров.
После образования между двумя атомами σ-связи, для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи, через которую в этом случае проходит одна узловая плоскость. Связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по обе стороны линии, соединяющей ядра атомов (боковые перекрывания), называется p-связью. Пи-связь может образовываться при перекрывании р и р-орбиталей, р и d-орбиталей, d и d-орбиталей, а также f и p- , f и f-орбиталей.
Связь, образованная перекрыванием d-орбиталей всеми четырьмя лепестками, называется δ-связью (дельта-связь). Соответственно s-элементы могут образовывать только σ-связи; р-элементы – σ и p-связи, d-элементы – δ, p и σ-связи, а f-элементы – δ-, p-, σ- и еще более сложные связи. В связи с меньшим перекрыванием атомных орбиталей прочность у p- и δ-связей ниже, чем у σ-связей.
При наложении p-связи на σ-связь образуется двойная связь, например в молекулах кислорода (О = О), этилена (СН2 = СН2), диоксида углерода (0 = С = 0). Хотя энергия p-связи меньше, чем энергия σ–связи, однако суммарная энергия двойной связи выше энергии одинарной связи, а длина двойной связи меньше длины одинарной связи.
При наложении двух p-связей на σ-связь возникает тройная связь, например в молекулах азота (N ≡ N) и ацетилена (СН ≡ СН). Энергия тройной связи выше, а длина связи меньше, чем энергии и длины простой и двойной связей. Число связей между атомами называется кратностью связи. Каждая кратная связь всегда содержит только одну σ-связь. Число σ-связей, которые образует центральный атом в сложных молекулах или ионах, определяет для него значение координационного числа. Например, в молекуле NH3 и ионе NH4 + для атома азота оно равно трем и четырем соответственно.
Образование σ-связей фиксирует пространственное положение атомов относительно друг друга, поэтому число σ-связей и углы между линиями связи, которые называют валентными, определяют пространственную геометрическую конфигурацию молекул и комплексных ионов, что находит отражение в соответствующих моделях.
Связи, образованные атомом за счет орбиталей с различным значением орбитального квантового числа, должны быть энергетически неравноценными, что, однако, не подтверждается экспериментом. Противоречие устраняется идеей гибридизации, предложенной Л. Полингом (1901). Гибридизацииейназывают образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома. При этом орбитали разной симметрии смешиваются и переходят в гибридные атомные орбиталиодинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей.
Возможность гибридизации определяют три условия:
1) Небольшая разница в энергии исходных атомных орбиталей, с увеличением этой разницы уменьшается устойчивость их гибридного состояния и прочность образуемых ими связей.
2) Достаточная плотность электродных облаков, что определяется значением главного квантового числа.
3) Достаточная степень перекрывания атомных орбиталей с огрбиталями других атомов при образовании связей, что закрепляет гибридное состояние и делает его более устойчивым.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
Две sp-орбитали могут образовывать две s-связи (BeH2, ZnCl2). Еще две s-связи могут образоваться, если на двух p-орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (ацетилен C2H2). Молекулы, в которых осуществляется sp-гибридизация, имеют линейную геометрию.
При смешении s- и двух р-орбиталей образуется три sp 2 -гибридные орбитали, угол между осями которых равен 120°.
Три sp 2 -орбитали могут образовывать три s-связи (BF3, AlCl3). Еще одна связь (s-связь) может образоваться, если на p-орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон (этилен C2H4). Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию.
При смешении s и трех р-орбиталей – четыреsp 3 -гибридных орбитали, угол между осями которых равен 109°28'. Молекулы, в которых осуществляется sp 3 -гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH4, NH3).
Форма гибридных атомных орбиталей отличается от формы исходных. В гибридной атомной орбитали электронная плотность смещается в одну сторону от ядра, поэтому при взаимодействии ее с атомной орбиталью другого атома происходит максимальное перекрывание, которое приводит к повышению энергии связи. Это повышение энергии связи компенсирует энергию, требуемую на образование гибридной орбитали. В результате химические связи, образованные гибридными орбиталями прочнее, а полученная молекула – более устойчива.
Геометрическая конфигурация молекул полностью определяется типом гибридных орбиталей центрального атома только при условии, что все гибридные атомные орбитали участвуют в образовании связей. Если хотя бы на одной из них остается неподеленная электронная пара, то конфигурация, определяемая типом гибридизации, реализуется не полностью (табл. 2).
Линейной конфигурацией обладают молекулы, образованные или двумя атомами (независимо от типа гибридизации, например, КВr), или центральный атом которых обладает sp-гибридизацией (ZnCl2, BeF2). Угол между связями в данном случае составляет 180 0 .
Возможная геометрическая конфигурация
молекул при sp 3 -гибридизации
| Число неподеленных пар | Число σ-связей | Геометрическая конфигурация | Примеры |
| Тетраэдр | СН4 | ||
| Тригональная пирамида | NН3 | ||
| Угловая | Н2О | ||
| Линейная | КВr |
В случае, когда центральный атом имеет два неспаренных р-электрона, то происходит sp 2 - или dp 2 - гибридизация. При условии, что все гибридные атомные орбитали участвуют в образовании связи конфигурация молекулы – плоская тригональная, а угол между атомами 120 0 (BCl3, AlF3). Если одна гибридная орбиталь не участвует в образовании связи (H2S, H2O), то конфигурация молекулы не меняется, а угол между связями уменьшается в H2S до 92 0 , а в H2O до 105 0 , что связано с отталкиванием неподеленной пары центрального атома (серы или кислорода) от двух гибридных орбиталей, перекрытых s-орбиталями водорода.
При sp 3 -гибридизации участие четырех гибридных атомных орбиталей в связи приводит к образованию молекулы с конфигурацией тетраэдра и углом между связями – 109 0 28¢ (СН4, CCl4, SiН4). Если в образовании связи одна гибридная орбиталь участия не принимает, то образуется молекула в виде тригональной пирамиды с углом между связями 108 0 (NН3).
Более сложные виды гибридизации приводят к образованию более сложной пространственной конфигурации молекул. Например, у серы возможна sp 3 d 2 -гибридизация, которая приводит к октаэдрической конфигурации молекул.
Таким образом, пространственная структура молекул зависит от типа гибридизации центрального атома и числа неподеленных пар. Образование p-связей стабилизирует состояние молекулы.
Одним из важнейших свойств ковалентной связи является её направленность. Она определяет пространственную структуру молекул. Если в молекуле имеется больше одной ковалентной связи, то двухэлектронные облака связей вступают во взаимодействие друг с другом. Представляя собой заряды одного знака, они отталкиваются друг от друга, стремясь занять такое положение в пространстве, когда их взаимное отталкивание будет минимальным. Если в первом приближении считать отталкивание всех облаков одинаковым, то в зависимости от числа взаимодействующих облаков (связей) наиболее выгодным расположением будет:
для `2` облаков - линейное расположение,
для `3` облаков - плоский треугольник,
для `4` облаков - тетраэдр,
для `5` облаков - тригональная бипирамида,
для `6` облаков - октаэдр.
Это наиболее распространенные геометрические формы многоатомных молекул (рис. 8).
Часто в образовании связей участвуют различные электроны, например `s` и `p`-электроны. Казалось бы, образующиеся связи тоже должны быть неравноценными. Однако опыт показывает, что все связи одинаковы. Теоретическое обоснование этого факта было предложено Слейтером и Полингом, которые ввели понятие гибридизации атомных орбиталей. Они показали, что при участии в образовании связей нескольких различных орбиталей, незначительно отличающихся по энергии, можно заменить их тем же количеством одинаковых орбиталей, называемых гибридными. При этом орбитали смешиваются и выравниваются по энергии. Изменяется и первона-чальная форма электронных облаков: гибридные орбитали асимметричны и сильно вытянуты по одну сторону от ядра.
Если гибридизуются две орбитали - `s`- и `p`- - тип гибридизации так и называется: `sp`-гибридизация. Он реализуется, например, в молекуле $$ <\mathrm
В этом соединении атому бериллия нужно образовать две связи с атомами хлора. Он переходит в возбужденное состояние и его электронная пара, находящаяся на `2s`-орбитали, распаривается:
Орбитали, занятые валентными электронами, гибридизуются по типу `sp`-гибридизации, в результате чего изменяется их первоначальная форма, они становятся одинаковыми как по форме, так и по энергии, и в таком состоянии способны образовывать более прочные связи за счёт наиболее полного перекрывания с `p`-орбиталями атомов хлора:
Таким образом, геометрия этой молекулы - линейная, валентный угол связи `180^@`.
Рассмотрим пример `sp^2`-гибридизации. При образовании молекулы хлорида бора $$ <\mathrm
`3sp^2("B")+p("Cl")+p("Cl")+p("Cl")->3` ковалентные связи `"B"-"Cl"`.
Поскольку три гибридные $$ s
^$$-орбитали расположены под углом `120^@` друг к другу в одной плоскости, то образующаяся молекула $$ <\mathrm
Четыре $$ s
^$$-гибридных облака определят тетраэдрическое строение молекулы с валентными углами `109,5^@`, например в молекуле метана $$ <\mathrm
Существуют и другие виды гибридизации, в частности, с участием `d`-электронов. Например, $$ s
^d$$-гибридизация приводит к структуре тригональной бипирамиды, а $$ s
^^$$-гибридизация формирует октаэдрическую структуру молекулы.
Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали имеют определенную форму, их максимальное перекрывание возможно при определенной пространственной ориентации. Поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью.
-Связи. В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают и -связи.
а-Связь возникает при перекрывании атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (рис. 11.4). Простейший случай -связи наблюдается у молекулы образующейся за счет перекрывания -орбиталей атомов водорода (рис. П.4,а). Вследствие сферической формы -орбиталей два -электрона могут образовывать только такую связь, при которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, соединяющей ядра атомов. а-Связь может возникнуть также при перекрывании 5- и р-орбиталей (рис. 11.4, б), двух р-орбиталей (рис. 11,4, в), двух d-орбиталей (рис. II.4, г) и -орбиталей и и р-орбиталей. а-Связь возникает, если атомные р- и d-орбитали ориентированы вдоль оси связи.
я-Связь осуществляется при перекрывании атомных орбита-лей по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов. При взаимодействии двух р-орбиталей (рис. II.5, а), расположенных перпендикулярно оси, соединяющей ядра атомов, возникают две области
Рис. II.4. Перекрывание различных электронных облаков при образовании а-связи
перекрывания. Соответственно -связь характеризуется двумя областями перекрывания, расположенными по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов. -Связь также может образоваться при перекрывании р- и d-орбиталей (рис. 11.5,6) или двух d-opбиталей (рис. 11.5,в).
-Связь возникает при перекрывании двух d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях (рис. II.6). Таким образом, -электроны могут участвовать лишь в образовании а-связи, р-электроны — в образовании а- и -связей, -электроны — как в образовании и -связей, так и -связей. Еще более разнообразны способы взаимодействия -электронов.
и -Связи налагаются на -связи, вследствие чего образуются двойные и тройные связи. Например, между атомами углерода в молекуле этилена образуются одна а- и одна -связи. Соответственно связь между атомами углерода является двойной: Двойные связи также возникают при образовании молекул некоторых кислот и т.
Между атомами углерода в молекуле ацетилена имеется одна а-связь и две -связи, соответственно связь между атомами углерода является тройной, Тройная связь также возникает при образовании молекулы азота Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия. На рис. II.7 приведена зависимость между энергией и кратностью связи, которая имеет нелинейный характер. Энергия двойной связи не увеличивается в два раза, а энергия тройной связи не увеличивается в три раза по сравнению с энергией одинарной связи. Это обусловлено разницей в энергии а- и -связей. Так, например, для связей углерод — углерод энергия -связи меньше энергии л-связи; для связей азот — азот — обратное соотношение.
Гибридизация атомных орбиталей.
Часто в образовании нескольких химических связей участвуют различные атомные орбитали одного и того же атома. Например, в молекуле метана четыре химические связи образованы путем перекрывания трех р- и одной -орбитали атома углерода с четырьмя -орбиталями атомов водорода. Так как энергия и форма s- и р-орбиталей различны, то можно было бы ожидать, что одна из четырех связей
Рис. II.5. Перекрывание электронных облаков при образовании л-связи
Рис. 11.6. Перекрывание электронных облаков при образовании -связн
Рис. 11.7. Влияние кратности связи углерод — углерод на ее энергию
в молекуле метана будет отличаться от других связей по прочности и по характеру направленности.
Однако эксперименты показали, что все четыре связи в молекуле метана равноценны. Этот и другие подобные факты удалось объяснить с помощью теории гибридизации атомных орбиталей.
Согласно этой теории, при образовании молекул происходит изменение формы и энергии атомных орбиталей. Вместо неравноценных, например s- и р-орбиталей, образуются равноценные гибридные орбитали, имеющие одинаковую энергию и форму, т. е. происходит гибридизация (смешение) атомных орбита-лей. При образовании химических связей с участием гибридных орбиталей выделяется больше энергии, чем при образовании связей с участием отдельных s- и р-орбиталей, поэтому гибридизация атомных орбиталей приводит к большему понижению энергии системы и соответственно повышению устойчивости молекулы. На рис. 11.8 представлена форма гибридной орбитали, возникающей при комбинации атомных s и р-орбиталей.
Гибридная s — р-орбнталь больше вытянута в одну сторону от ядра, чем в другую. Электронная плотность в области перекрывания гибридного электронного облака будет больше электронной плотности в области перекрывания только s- или р-орбиталей. Поэтому связь, образованная электронами гибридной орбитали, характеризуется большей прочностью, чем связь, образованная электронами s- или р-орбитали.
Гибридизация атомных орбиталей обусловливает также и более симметричное распределение электронной плотности в молекуле. Так, при комбинации атомных s- и р-орбиталей (зр-гибри-дизации) возникают две гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180° (рис. 11.9). Смешение одной 5- и двух р-орбиталей (-гибридизация) приводит к образованию трех гибридных орбиталей, расположенных друг к другу под углом 120° (рис. 11.10). Взаимодействие одной s- и трех р-орбиталей сопровождается -гибридизацией, при которой четыре гибридные орбиталн симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, т. е. расположены под углом (рис. 11.11).
Рис. 11/8. Форма sр-гибридной орбитали
Пространственная конфигурация молекул.
Направленность химических связей определяет пространственную конфигурацию молекул. Если в состав молекул входят два одинаковых или два различных атома, перекрывание атомных орбиталей которых происходит вдоль оси, соединяющей центры их ядер, то молекулы имеют линейную форму. Такая форма характерна для молекул водорода, галогенов, элементов I группы периодической системы (в парообразном состоянии молекулы элементов этой группы состоят из двух атомов:
Если при образовании химических связей возникают две sp-гибридные орбитали, расположенные друг к другу под углом 180° (см. рис. 11.9), то молекула будет иметь линейную форму. Примерами таких молекул являются молекулы галидов бериллия. Возбужденный атом бериллия имеет два неспаренных электрона при гибридизации атомных орбиталей образуются две sp-орбитали. При взаимодействии бериллия с галогенами происходит перекрывание sp-орбиталей бериллия с р-орбиталями галогенов, в результате чего образуются молекулы линейной формы, например
Если при образовании химических связей происходит -гибридизация электронных орбиталей атома, то возникают три sp2-орбитали, расположенные друг к другу под углом 120° (см. рис. 11.10). При взаимодействии такого атома с тремя другими
Рис. 11.9. Схема sp-гибридизации
Рис. 11.10. Схема -гибридизации: -орбитали; — три -орбитали
Рис. 11.11. Схема -гибридизации: Орбитали; б - четыре -орбитали
образуется молекула, имеющая форму плоского треугольника, например молекула
При -гибридизации образуются четыре -орбитали, расположенные друг к другу под углом (см. рис. II.11). Поэтому при взаимодействии атома, у которого имеются неспаренные один s- и три р-электрона, с четырьмя другими атомами образуется молекула, имеющая конфигурацию тетраэдра. Пространственная конфигурация молекул, образованных при и -гибридизации, представлена на рис. II.12, а, б, в и при ведена в табл. II.3. При других видах гибридизации образуются молекулы еще более сложной конфигурации (рис. 11.12, г, д, е; табл. II.3).
Таблица II.3. Пространственные структуры некоторых соединений
Рис. II.12. Пространственная конфигурация некоторых молекул: а — линейная; б — треугольная; в — тетраэдрическая; — тригоиально-бипирамидальная; — октаэдрическая; тригоиальио-пирамидальная
На пространственную конфигурацию молекул влияют внешние атомные орбитали, имеющие неподеленную пару электронов. Рассмотрим конфигурацию молекулы Внешний уровень атома азота имеет строение
Если считать, что ковалентные связи в молекуле образованы за счет участия трех р-электронов атома азота, то валентный угол между ними должен быть равным 90°. Однако он составляет рис. II.13. Это означает, что связи в молекуле образованы не за счет чистых р-орбиталей атомов водорода и азота, а за счет орбиталей, претерпевших -гибридизацию и подвергшихся действию сил отталкивания неподеленной пары электронов.
Полярные и неполярные молекулы.
В зависимости от характера распределения электронной плотности между ядрами молекулы подразделяют на неполярные и полярные. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. В полярных молекулах в одной части молекулы преобладает положительный, в другой — отрицательный заряд.
Полярные молекулы являются диполями, т. е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов
Рис. II.13. Перекрывание электронных облаков в молекуле
находящихся на некотором расстоянии друг от друга. Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называется длиной диполя.
Для оценки полярности молекул обычно используют электрический момент диполя , равный произведению длины диполя на электрический заряд 6, т. е.
Длина диполя имеет значение порядка диаметра атома, т. е. а заряд электрона , поэтому электрический момент диполя близок к значению Из уравнения (11.2) видно, что электрический момент диполя определяется так же, как и электрический момент связи Электрический момент диполя двухатомной молекулы равен электрическому моменту диполя связи. Электрический момент диполя многоатомной молекулы, как векторная величина, равен геометрической сумме электрических моментов диполей входящих в нее связей. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, молекула (за счет sp-гибридизации орбиталей атома углерода) имеет симметричное линейное строение
Поэтому хотя связи и имеют сильно полярный характер вследствие взаимной компенсации их дипольных моментов молекула в целом неполярна По этой же причине неполярны высокосимметричные тетраэдрические молекулы октаэдрическая молекула Напротив, в молекуле полярные связи располагаются под углом Поэтому электрические моменты диполей взаимно не компенсируются и молекула воды является полярной Электрические моменты диполей молекул приведены в табл. II.4.
Читайте также: