Материал: Строение вещества. методические указания к внеаудиторной самостоятельной работе по химии. Барсукова Л.Г., Вострикова Г.Ю
|
|
|
|
Рис. 6. Схема sp-гибридизации |
|||||||
Например, в молекуле MgCl2 |
образуются две равнозначные σ-связи, в ко- |
||||||||||
торых участвуют две sргибридных орбитали |
|
|
|
|
|||||||
|
s p |
|
|
E |
|
s |
p |
||||
Mg 3 |
↑↓ |
|
|
|
→ |
Mg * 3 |
↑ |
↑ |
|
|
|
Гибридные электронные облака располагаются в пространстве на одной прямой под углом 1800, что дает возможность осуществиться одинаковому полному перекрыванию их с электронными облаками хлора. Это обеспечивает линейное строение молекулы MgCl2 (рис. 7).
Рис. 7. Схема строения молекулы MgCl2
sp2-гибридизация. В этом случае происходит смешение трех валентных орбиталей: одной s типа и двух р типа. Три sp2-гибридных орбитали располагаются в пространстве под углом 1200 в одной плоскости (рис. 8).
|
|
|
|
Рис.8. Схема sр2-гибридизации |
|
||||||
Например, в молекуле AlCl3 |
образуются три равнозначные |
σ-связи, в |
|||||||||
которых участвуют три sр2 – гибридных орбитали алюминия: |
|
||||||||||
|
s p |
|
|
E |
|
s p |
|
||||
Al 3 |
↑↓ |
↑ |
|
|
→ |
Al * 3 |
↑ |
↑ |
↑ |
|
|
Три sp2- гибридных электронных облака атома алюминия, перекрываясь с р-электронными облаками хлора, образуют устойчивую плоскую тригональную молекулу (рис. 9).
26
Рис. 9. Схема строения молекулы AlCl3
sp3-гибридизация. В гибридизации участвуют одна s- и три р-орбитали, в результате образуются четыре sp3- гибридных орбитали, ориентированных в пространстве к вершинам тетраэдра под углом 109028/ (рис. 10).
Рис. 10. Схема sр3-гибридизации
Такую гибридизацию можно рассмотреть на примере молекулы метана.
|
s p |
E |
s p |
||||||
C 2 |
↑↓ |
↑ |
↑ |
|
→ C * 2 |
↑ |
↑ |
↑ |
↑ |
Рис. 11. Схема строения молекулы СН4
Соответствующее строение имеют и другие молекулы с такой гибридизацией атомных орбиталей.
У элементов третьего и последующего периодов в образовании гибридных электронных орбиталей могут участвовать и d-орбитали. Особенно важен случай sp3d2-гибридизации, когда образуется 6 гибридных орбиталей, вытянутых к вершинам октаэдра (рис. 12).
27
|
[SnF6]2- |
октаэдр |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Рис. 12. Схема строения координационного иона [SnF6]2- |
|||||
|
|
|
|
Таблица 3 |
|
|
|
Тип гибридизации и геометрия молекул |
|||
Тип гибридизации |
|
Угол связи |
Геометрическая |
Примеры |
|
центрального ато- |
|
|
форма молекулы |
|
|
ма |
|
|
|
|
|
sp |
|
1800 |
линейная |
BeF2,ZnCl2,C2H2… |
|
sp2 |
|
1200 |
плоский тре- |
BCl3, AlF3,C2H4… |
|
|
|
|
угольник |
|
|
sp3 |
|
109028/ |
тетраэдрическая |
СCl4, CH4, РCl3, |
|
|
|
|
|
SiH4, NH3, H2O |
|
sp3d |
|
900 и 1200 |
бипирамидальная |
PF5 |
|
sp3d2 |
|
900 |
октаэдрическая |
SF6, SbCl6¯ |
|
В гибридизации могут участвовать атомные орбитали, занятые одним непарным электроном, двумя спаренными электронами или свободные орбитали. Это можно рассмотреть на примере молекулы воды (рис. 13).
Н2О
s |
p |
|
|
||
О 2 |
↑↓ |
↑↓ |
↑ |
↑ |
|
|
|
|
↓ |
|
↓ |
|
|
|
s |
|
s |
|
|
H |
H |
||
Рис.13. Схема строения молекулы Н2О
Здесь две σ-связи образуют угол, определяемый направлением р-орбиталей кислорода в пространстве. Однако угол между связями не 90°, а 104,5°, который близок к тетраэдрическому. Объяснить это можно явлением гибридизации электронных орбиталей, которое приводит к образованию более энергетически выгодных структур, т.е. более прочных связей. При образовании молекулы воды наблюдается sp3-гибридизация, в которой принимают участие четыре орбитали кислорода: две р-орбитали, на каждой из которых расположено по одному электрону, и s- и р-орбитали, на которых по два спаренных элек-
28
трона. Некоторые расхождения в величине угла связаны с неравноценным состоянием электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды.
Кроме рассмотренных теорий химической связи, существуют и более сложные, которые дают возможность расширить представления о природе химической связи, например, метод молекулярных орбиталей (ММО). ММО объясняет существование прочного молекулярного иона водорода (Н2+), парамагнетизм кислорода, дробную кратность связи и др., что невозможно объяснить с помощью метода валентных связей. В данном пособии рассмотрена более простая, но достаточно информационная теория МВС.
3.3. Водородная связь
Атом водорода, связанный непосредственно с сильно электроотрицательными атомами (фтор, кислород, сера, азот), обладает способностью к образованию еще одной связи с другим подобным атомом. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.
Возникновение водородной связи можно объяснить в первом приближении действием электростатических сил, но в окончательном варианте эта связь ближе всего к донорно-акцепторному взаимодействию. Энергия водородной связи 8 - 40 кДж/моль, что значительно слабее ковалентной связи (для сравнения - энергия ковалентной связи 150 - 400 кДж/моль), поэтому ее обозначают пунктиром или точками:
Н+-F- + Н+-F-→ Н+-F-··· Н+-F-··· Н+-F-
H-O-H+ H-O-H→ H-O-H···O-H···O-H и т.д.
| |
| |
Н |
Н |
Этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, что служит причиной аномально высоких температур кипения и плавления различных веществ. Например, водородные соединения подгруппы кислорода H2S, H2Se, H2Te в обычных условиях газы, вода - жидкость с достаточно высокой температурой кипения (1000 С).
Особенно большое значение водородные связи имеют для органических соединений (спирты, кислоты, белки, нуклеиновые кислоты и др.). В них встречаются межмолекулярные и внутримолекулярные водородные связи:
1) раствор спирта в воде:
2) димеры уксусной кислоты (СН3СООН)2:
29
3) внутримолекулярная водородная связь в молекуле о-гидроксибензальдегида:
3.4.Металлическая связь
Осуществовании межатомной связи в металлах свидетельствуют энергии связи кристаллических решеток металлов, которые меняются в широких пределах. Между ковалентной и металлической связью имеется большое сходство
-оба типа химической связи основаны на обобществлении валентных электронов. Только в металлах валентные электроны обслуживают весь кристалл, т.е. они полностью делокализованы. Делокализация валентных электронов в металлах является причиной хорошей тепло- и электропроводности металлов (рис.
14).
Рис.14. Схема кристаллической решетки металла
Металлическая связь - многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов в твердом или жидком веществе, основанная на обобществлении внешних электронов атомов. В газообразном состоянии атомы всех веществ, в том числе и металлов, связаны между собой только ковалентной связью.
Вопросы для самоподготовки
1.Природа химической связи, основные виды связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.
2. Характеристики связи: энергия, длина, полярность, направленность, насыщаемость, σ- и π- связи.
3.Метод валентных связей. Механизм образования связей (обменный, донорноакцепторный).
4.Валентность элементов в нормальном и возбужденном состояниях. Максимальная валентность.
5.Гибридизация атомных электронных орбиталей (sp, sp2, sp3) и пространственное строение молекул.
Литература: [1, §2.1-2.3]; [2, гл. III, с. 117-159].
30