ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.
Гибридизация электронных орбиталей и геометрия молекул.
В обычных условиях только атомы инертных газов бесконечно долго могут
находиться в состоянии одноатомного газа. Атомы всех остальных элементов путем
химического взаимодействия образуют молекулы простых и сложных веществ. К
настоящему времени их известно более 10 миллионов. При переходе от атомного к
молекулярному состоянию происходит выделение энергии, и атом, входящий в состав
молекулы, переходит в наиболее устойчивое состояние.
Понижение энергии при переходе от атомного состояния к молекулярному связано с
заполнением электронами свободных орбиталей внешнего электронного уровня до
определенного устойчивого состояния. Состояние электронной завершенности атомы
могут достичь различными путями. В результате чего исторически сложились различные
виды химической связи.
Ковалентная
Водородная
Химическая связь
Ионная
Металлическая
Считается, что впервые теорию ковалентной связи сформулировал американский химик
Льюис 1916г, хотя сходные идеи ранее встречались в работах русского ученого Морозова
в 1907г.
Льюис исходил из предположения, что атомы могут достичь своей завершенности путем
образования общих с другими атомами электронных пар. Для образования ОЭП каждый
атом должен предоставить по одному не спаренному электрону. Электроны ОЭП должны
принадлежать обоим взаимодействующим атомам. Химическую связь, осуществляемую за
счет образования ОЭП называют ковалентной.
Классификация ковалентной связи
1.Механизм образования общих электронных пар может быть обменный или донорноакцепторный.
Обменный механизм действует, когда атом образует общие электронные пары за счет
объединения не спаренных электронов.
H2- перекрывание электронов S-S орбиталей
HCL- перекрывание электронов S-P орбиталей
CL2- перекрывание электронов р-р орбиталей
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи основан на
предоставлении не поделенной электронной пары(донор) одного атома и свободной
орбитали (акцептора) другого атома. Классический пример образование иона аммония.
2.По способу перекрывания электронных орбиталей = сигма и пи связи.
Сигма – перекрывание вдоль линии, соединяющей ядра атомов, прочная связь.
Пи – боковое перекрывание р -орбиталей в двух областях, менее прочная, чем сигма.
3. По числу общих электронных пар, связывающих атомы, т.е. по кратности:
Одинарные
Двойные
тройные
4. По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов.
Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, называют
неполярной, а образованной разными атомами – полярной.
Для оценки степени полярности наряду с другими чаще используют характеристику,
называемую электроотрицательностью (ЭО).
ЭО- способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. ЭО не
может быть выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для ее
количественного определения предложена шкала относительных ЭО, разработанная
ученым Полингом. (ЭО величина безразмерная)
Значения ЭО элементов по Полингу
Li
1.0
Na
0.9
K
0.8
Rb
0.8
Be
1.6
Mg
1.3
Ca
1.0
Sr
1.0
B
2.0
Al
1.6
Sc
1.3
Y
1.2
H
2.1
Ti
1.5
Zr
1.4
Fe
1.8
Ru
2.2
C
2.5
Si
1.9
Ge
2.0
Sn
2.0
N
3.0
P
2.2
As
2.0
Sb
1.9
O
3.5
S
2.6
Se
2.5
Te
2.1
F
4.0
Cl
3.2
Br
3.0
I
2.7
Водород и типичные неметаллы расположены в центре шкалы , их значения ЭО близки к
2. Большинство Ме имеют значения ЭО, приблизительно равные1,7, или меньше.
Шкала позволяет оценить полярность связи. Разность ЭО элементов позволяет определить
% принадлежность к типу химической связи.
Если разность ЭО =1,7, то характер связи на 50% ковалентный, на 50% ионный
Связи с разностью ЭО больше 1,7 считаются ионными
Связи с разностью ЭО меньше 1,7 считаются ковалентными полярными.
ИОННАЯ связь - крайний случай ковалентной - полярной связи.
Возникает между атомами типичных Ме и типичных Неме.
Ионная связь –электростатическое притяжение между ионами, образованными путем
полного смещения электронной пары к одному из атомов.
Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно
распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может
притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.
Ионная связь в отличии от ков.полярной характеризуется ненаправленностью.
Взаимодействие друг с другом 2-х ионов противоположного знака не может привести к
полной взаимной компетенции их силовых полей. В силу этого у них сохраняется
способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям.
Следовательно, ионная связь ненасыщенная.
1)Ионные соединения представляют собой твердые, прочные тугоплавкие вещества с
высокой температурой плавления. (галогениды щелочных металлов, гидроксиды, соли
кислородсодержащих солей, др.электролиты)
2)Вещества с ковалентной связью характеризуются кристаллической решеткой двух
типов:
Атомной- алмаз, графит, кварц
Молекулярной – в обычных условиях газы, легколетучие жидкости , твердые
возгоняющиеся вещества - (хлор, вода, йод, сухой лед, углекислый газ)
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
-связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны
между ионами металлов в металлической кристаллической решетке. Такая связь
ненаправленная, ненасыщенная, характеризуется небольшим числом валентных
электронов и большим числом свободных орбиталей.
Ме – е = Ме
Наличием Ме связи обусловлены физические свойства Ме и сплавов: твердость,
электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск.
Вещества с Металлической связью имеют металлическую кристаллическую решетку.
ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
- Атом водорода, связанный ковалентной связью с атомами фтора, кислорода, азота
(реже хлора и серы) способен к образованию дополнительной связи, называемой
водородной.
Возможность образования ВС может быть объяснена тем, что атом Н обладает рядом
характеристик:
- малым размером и большой проникающей способностью;
- имеет значительный положительный заряд, обеспечивающий электростатическое
притяжение;
- имеет частично свободную электронную орбиталь, обеспечивающую частично донорноакцепторное взаимодействие.
Считается, что ВС представляет совокупность электростатического притяжения атомов
водорода с атомами, несущими отрицательный заряд.
ВС на порядок слабее обычной КС и зависит главным образом от ЭО атомов, с которыми
связан атом водорода.
ВС оказывает заметное влияние на физические, химические и биологически активные
свойства веществ. Аммиак, вода, фтороводород обладают более высокими температурами
плавления и кипения, чем их аналоги с большей молекулярной массой.
Плавиковая кислота, электролит средней силы, одноосновная кислота, способная
образовывать кислые соли
HF= H + F
F + HF = HF2
__________________________________
2HF +KOH= KHF2 + H2O
ВС оказывает влияние на структуру и свойства природных биополимеров, углеводов,
белков, нуклеиновых кислот. Наличием прочных ВС можно объяснить уникальную
линейную механическую прочность целлюлозы, устойчивость вторичных, третичных
белковых макромолекул.
Природа химической связи уникальна, характеризуется определенным единством.
Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах:
Гибридизация. Геометрия молекул.
Образование КС происходит в направлении максимального перекрывания электронных
орбиталей вдоль линии, связывающей центры ядер взаимодействия атомов. А поскольку
все электронные орбитали определенным образом ориентированы в пространстве
молекулы, образованные с помощью ковалентных связей имеют соответствующую
пространственную форму. (линейную, треугольную, пирамидальную, угловую и т.п.)
В момент образования связей s-p электронные орбитали подвергаются процессу
гибридизации.
(процесс взаимодействия орбиталей, приводящей к выравниванию по форме и энергии)
Гибридные орбитали, имеющие одинаковую форму и определенным образом
ориентированы в пространстве /
Гибридизация и типы гибридизации на примере молекулы углерода (строение метана)….
Гипотеза гибридизации может быть использована для объяснения структуры молекул не
только метана , но и воды, аммиака….
В отличии от метана тетраэдр у аммиака и воды искаженный, т.к. часть гибридных
орбиталей содержит неподеленные электронные пары, которые не участвуют в
образовании связей.
Универсальность гипотезы гибридизации доказывает факт изменения структуры
молекулы аммиака при переходе в катион аммония (правильный тетраэдр)
Тип
гибции
Sp
Общие
Несвязыв. Состав
электронные эл.пары
пары
молекулы
2
0
АВ2
Геометрия
молекулы
ПРИМЕРЫ
линейная
BeCL2
CO2
Sp2
3
2
0
1
АВ3
АВ2
Треугольная
угловая
BCL3
O3
SO3
SO2
Sp3
4
3
0
1
АВ4
АВ3
2
АВ2
Тетраэдр
CH4
Пирамида
NH3
(тригональная)
H2O
угловая
2
CCL4
NF3