15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.

16.σ – π- связи. Форма молекул. Гибридизация атомных орбиталей: Śρ, Śρ² Śρ³- гибридизация.

Свойства ковалентной связи.

Ковалентная связь обладает рядом важнейших свойств. К ним относятся: насыщаемость и направленность. Насыщаемость - она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентной связей. Это связано с тем что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной связи. Данное свойство и определяет (объясняет) состав молекулярных химических соединений

С точки зрения МВС третий атом Н не может присоединиться т.к. спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле Н₂.

Способность образовывать то или иное число ковалентных связей у атомов ограничивается возможностью получения максимального числа неспаренных электронов.

Направленность- свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы.

Причина направленности связи объясняется тем, что перекрывание электронных орбиталей возможно, только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания.

µ = q l

Электрический момент диполя выражается в Дебаях Д , 1Д=3,33 10 ^-30Кл м. Он является векторной величиной, например от отрицательного полюса диполя к положительному. q⁺ ← q^-

Расстояние меду центрами тяжести эффективных зарядов называется длиной диполя.

В многоатомных молекулах суммарный электрический момент диполя молекулы равен векторной сумме ЭМД отдельных связей. Поэтому полярность или неполярность молекулы, определяется, ее ЭДМ зависит от симметричности распределения зарядов, т.е. от геометрической структуры молекул. Например, молекула СО₂ является неполярной вследствие линейного строения, хотя отдельные связи С-О полярны (µ= 8,9 10^-29 Кл м).

q⁺

q^- О = С = О q^-

→ ←

µ µ

А молекула воды из-за своего строения является полярной:

2q^-

О

q⁺ Н ∕ \ Н q⁺

Полярность связей и всей молекулы в целом может изменяться под действием внешнего электрического поля или под воздействием другой молекулы или иона. Эта способность характеризуется поляризуемостью. Т.е. неполярные молекулы могут стать полярными, а полярные в еще более полярные вплоть до полного разрыва с образованием положительных и отрицательных ионов:

Н:С1: → Н :С1: → Н⁺ + :С1:^- такой распад называется гетеролитическим.

В случае разрыва с образованием атомов или радикалов наблюдается гомолитический разрыв:

Н : С1: → Н + С1:

Ковалентная связь. В слове "ковалентная" приставка "ко-" означает "совместное участие". А "валента" в переводе на русский – сила, способность. В данном случае имеется в виду способность атомов связываться с другими атомами.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую "копилку" – молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Рассмотрим возникновение ковалентной связи на примере образования молекулы водорода из двух атомов водорода . Этот процесс уже является типичной химической реакцией, потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое – молекулярный водород. Внешним признаком энергетической выгодности этого процесса является выделение большого количества теплоты.

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, например: О₂, N₂, С1₂, то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распространяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Такая связь называется неполярной или гомеополярной (например, молекула хлора). Если двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов, так что возникает ассиметрия в распределении зарядов. Такая связь называется полярной или гетерополярной.

Рассмотрим связывание двух атомов хлора ₁₇Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора.

На внешнем электронном уровне хлора содержится s² + p⁵ = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками мы обозначили только электроны внешнего, третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.

После объединения атомов в молекулу из двух неспаренных электронов атомов получается новая электронная пара:

При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении ОКТЕТА электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора. Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.

атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.

И при взаимодействии молекулы NН₃ и ионов Н⁺ образуется ковалентная связь и неподеленная пара электронов азота становится общей для двух атомов и образуется ион аммония:

Н Н

Н : N: + Н⁺ →[Н :N:Н]⁺

Н Н

Т.е. связь возникла за счет пары электронов одного атома и свободной орбитали другого. Атом, представляющий пару электронов называется донором. А свободную орбиталь - акцептором. Такой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. Связь, образовавшаяся по такому механизму, не отличается по своим характеристикам от ковалентной связи. Создаваемой за счет неспаренных электронов взаимодействующих атомов.

Таким образом, атомы образуют ковалентную связь различными способами.

При использовании метода валентных связей (МВС) эта способность оценивается с помощью валентности, количественной мерой которой является число ковалентных связей, образованных данным атомом, или, что-то же самое, число орбиталей, используемых атомом для образования связей.

σ- связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов.

π- связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Гибридизация атомных орбиталей.

Метод гибридизации исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных s, р, d-электронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, чем достигается их более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии, но более полное перекрывание электронных облаков обеспечивает более прочную химическую связь и следовательно, дополнительный выигрыш энергии. Если этот выигрыш достаточен для компенсации энергии деформации исходных атомных электронных облаков, то гибридизация приводит к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы, т.е. к повышению ее устойчивости.

Гибридизация атомных орбиталей – это смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа , в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали BeCl₂.

Электронная конфигурация валентной оболочки бериллия 2s². Для реакции с двумя атомами хлора необходим переход электронов бериллия в возбужденное состояние:

Чтобы объяснить равноценность связей Be—Cl, говорят о sp-гибридизации валентных атомных орбиталей бериллия, при которой одна s-орбиталь и одна p-орбиталь как бы смешиваются и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp-гибридные орбитали .

sp-гибридизация валентных орбиталей бериллия в соединении BeCl₂. Каждая гибридная орбиталь несимметрична (вытянута в сторону от ядра). Обе гибридные орбитали бериллия лежат на одной прямой.

Считается, что благодаря sp-гибридизации молекула BeCl₂ имеет линейную форму и все три ее атома находятся на одной прямой, а обе связи Be—Cl совершенно одинаковы. Такова геометрия и у всех других sp-гибридизованных молекул - независимо от элементов, которые входят в эти молекулы.

Если валентная оболочка атома включает электроны на одной s-орбитали и двух p-орбиталях, то имеет место sp²-гибридизация орбиталей. Примером может служить sp²-гибридизация бора при образовании молекулы BF₃.

sp²-гибридизация валентных орбиталей бора в соединении BF₃. Три sp²-гибридные орбитали бора лежат в одной плоскости под углом 120^o.

Наконец, когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp³-гибридизованные молекулы, имеющие геометрию тетраэдра (рис. 3-9). Примером может служить молекула метана СН₄.

sp³-гибридизация валентных орбиталей углерода. Четыре sp³-гибридные орбитали углерода направлены в вершины правильного тетраэдра. Атом углерода находится в центре тетраэдра. Углы между всеми связями равны и составляют 109°28'.

Существует важное правило: При гибридизации ЧИСЛО ГИБРИДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ всегда РАВНО ЧИСЛУ ИСХОДНЫХ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

17.Описание молекулы по методу линейной комбинации атомных орбиталей. Молекулярная орбиталь (ЛКАО-МО) Связывающие и разрыхляющие МО ( заполнение электронами МО в простейших молекулах Н₂⁺, Н_2, Не_2, Не₂ ⁺²).