В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 14

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

Наприклад, атом Карбону в основному стані має два неспарені

електрони (2sS2 Н^П). Проте він легко переходить в збуджений стан,

що супроводжується розпаруванням електронної пари, і набуває електронної конфігурації        2р^Ж!Ю з чотирма неспареними електронами. Таким

чином, максимальна ковалентність Карбону дорівнює чотирьом і визначається кількістю АО з неспареними електронами. Атом Бору у

збудженому стані (В*: 2sE2рЕ-Е-П) містить три неспарені електрони, одну вільну АО і може брати участь в утворенні зв'язку за донорно-акцепторним механізмом. Отже, максимальна ковалентність Бору також

дорівнює чотирьом. А у атома Нітрогену (N: 2sE3 КНН) окрім трьох неспарених електронів є неподілена пара (атом N - донор електронів) і його максимальна ковалентність також дорівнює чотирьом.

В утворенні зв'язків беруть участь АО тільки зовнішньої валентної оболонки. Так у атомів Карбону, Бору і Нітрогену зв'язки утворюються за участю тільки чотирьох АО другого енергетичного рівня, що обмежує можливі величини ковалентності цих атомів (не більше чотирьох). Ця властивість ковалентного хімічного зв'язку називається насиченістю. Насиченість і напрямленість ковалентного зв'язку обумовлюють склад молекули і її існування у вигляді дискретної частинки з певною структурою і геометрією.

У багатьох випадках атоми утворюють зв'язки за рахунок валентних електронів різних підрівнів, наприклад, s- і р-електронів. Не дивлячись на відмінність форм і енергій вихідних АО, зв'язки, що утворюються, можуть виявитися рівноцінними і симетричними. Ці факти пояснюються уявленнями про гібридизацію валентних орбіталей, згідно яким в таких випадках вихідні АО як би «змішуються» і утворюють нові орбіталі іншої форми. Останні називають гібридними АО, а сам процес їх утворення - гібридизацією. Кількість гібридних АО дорівнює кількості вихідних, а їх форма і енергія однакові і відрізняються від вихідних. Гібридні орбіталі розташовуються в просторі максимально симетрично. Гібридизація вимагає витрат енергії, якіпотім компенсуються за рахунок більшої енергії хімічних зв'язків, утворених гібридними АО.

Приклад 7.2. Визначить типи гібридизації АО центральних атомів і геометричну форму молекул: а) MgCl2; б) GaCl3; в) SnCl4 (такі молекули існують в газових фазах).

Розв'язання. а) MgCl2. Електронні формули атомів Cl і Mg:

Cl: 3s23p5 або 3s IfJ] 3p \\\\]\\]

Mg: 3s2   або 3s IffJ 3p

В утворенні зв'язку у атома Хлора бере участь одна р-орбіталь з неспареним електроном, а у атома Магнію в основному стані неспарених електронів немає. Зв'язки утворюють атоми Mg у збудженому стані:

Mg*: 3s13p1 або 3s [f~] 3p \j_

Із однієї s- і однієї р-орбіталі утворюються дві нові sp-гібридні атомні орбіталі:
spякі розташовуються симетрично, тобто під кутом 180° одна до однієї
Отже, зв'язки, що утворюються за участю цих орбіталей, також розташовуються під кутом 180°:

 

або     Cl - Mg - Clб) GaCl3. Комбінація однієї s- і двох р-орбіталей приводить до утворення трьох sp -гібридних АО (вкажіть вихідні АО, розглянув електронну структуру основного і збудженого стану атома Ga), розташованих під кутом 120°:Отже,   молекула   GaCl3   має   форму  рівнобічного   трикутника з

 

 

 

 

 

 

 

 

валентними кутами 120°:Cl


Clв) SnCl4. Комбінація однієї s- і трьох р-орбіталей (розгляньте атом Стануму у збудженому стані) приводить до sp -гібридизації, при якій чотири гібридних орбіталі симетрично орієнтовані в просторі до чотирьох вершин правильного чотирикутника - тетраедра, тобто під кутом 109°28':


Отже, молекула SnCl4 має аналогічну будову з валентними кутами 109°28':

Cl Cl

Окрім розглянутих, можливі і інші типи гібридизації, у тому числі і за

2          3 2

участю d-орбіталей (sp d, sp d і інші), і конфігурації (квадрат, октаедр і інші) молекул і іонів, що відповідають ним.Для пояснення близькості валентних кутів до тетраедрів в молекулах аміаку NH3 (^HNH = 107,3°), води Н2О (^ИОИ = 104,5°) і в деяких інших молекулах, передбачається, що гібридизуються і АО валентної оболонки, які безпосередньо не беруть участь в утворенні зв'язків і містять неподілену пару електронів. Наприклад, в молекулі води атом Оксигену має електронну

конфігурацію 2s 2p

У гібридизації окрім двох р-орбіталей з неспареними електронами, що утворюють зв'язок з атомами Гідрогену, беруть участь і АО 2s і 2р з неподіленими електронними парами. Звідси тип гібридизації sp3 і валентний кут повинен бути близьким до 109°. Зменшення цього кута пояснюється міжелектронним відштовхуванням, яке найсильніше між неподіленими парами електронів або неподіленими парами і електронами, що беруть участь в утворенні зв'язків. Описане явище найбільш характерне для елементів другого періоду. Дійсно, вже в молекулі H2S валентний кут близький до 90°, тобто до кута між негібридизованими АО (^HSH = 92,2°).

Важливою властивістю хімічного зв'язку є його полярність. Якщо хімічний зв'язок утворений атомами з однаковою електронегативністю (ЕН), то електронна пара розташовується симетрично відносно обох атомів. Такий зв'язок називається неполярним (наприклад Н-Н). Якщо ж ЕН атомів різна, то електрони зміщуються до атома з більшою ЕН. Таке зміщення електронів називається поляризацією хімічного зв'язку, а сам зв'язок називається полярним (наприклад, H-Cl). Ступінь полярності визначається різницею ЕН. Чим більше АЕН атомів, тим вище полярність хімічного зв'язку.

Поляризація хімічного зв'язку приводить до появи на атомах надлишкових зарядів, рівних за величиною і протилежних за знаком (Н :Cl- ). Центри тяжіння цих зарядів знаходяться на відстані, що дорівнює довжині хімічного зв'язку (/). Таким чином, виникає дипольний момент, що є кількісною характеристикою полярності хімічного зв'язку, величина якого розраховується за формулою:

m = / d

Тут стрілка указує на векторний характер дипольного моменту. Його напрям

 

за домовленістю співпадає з напрямом зміщення електронів ( H : Cl ).

Порядок величини m можна знайти, якщо прийняти / = = 10-10 м, а 5 прийняти за порядком величини таким, що дорівнює заряду електрона (10-19Кл), тобто |і = 10 10 10 19 = 10 29 Кл м. Одиницею вимірювання дипольного

моменту є дебай (Д): 1Д = 3,33-10-30 Кл-м.

Дипольний момент молекули є векторною сумою дипольних моментів всіх хімічних зв'язків. Результат додавання залежить від геометрії молекул.

Приклад 7.3. Чи полярні молекули: а) СО2; б) Н2О?

Розв'язання. а) Молекула СО2 має лінійну будову:

 

Кожний зі зв'язків С-О полярний (m СО Ф 0), але сумарний дипольний момент

 

молекули дорівнює нулю ( | = 0), тобто вона неполярна, оскільки дипольні моменти двох зв'язків С-О рівні за модулем і протилежні за напрямком. У загальному випадку молекули з центром симетрії є неполярними.


б) Молекула води має кутову будову і дипольні моменти двох зв'язків О Н, як видно зі схеми, складаються векторно в значний сумарний дипольний момент молекули:

Таким чином, молекула Н2О полярна.

 

Контрольне питання. Чи вірне ствердження, що якщо всі зв'язки в молекулі полярні, то і молекула полярна?

На величину дипольного моменту молекули сильно впливають неподілені електронні пари валентної оболонки. Наприклад, в сполуках тривалентного азоту сумарний дипольний момент може або збільшуватися, якщо сумарний дипольний момент хімічних зв'язків має такий же напрям, як

 

і дипольний момент, пов'язаний з неподіленою парою електронів (m

 

Контрольне питання. Поясніть, чому дипольний момент молекули NH3 складає 1,47 Д, а молекули NF3 - 0,21 Д, хоча за величинами ЕН можна було б чекати більшу полярність молекули NF3?

 

Іонний зв'язок

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок повної поляризації ковалентного зв'язку. Якщо різниця електронегативностей за Полінгом АЕН атомів, що створюють зв'язок, більше 2, то можна вважати, що

електрони практично повністю переходять до атома з більшою ЕН (Na : Cl) і атоми перетворюються на іони (№+СГ). Хімічний зв'язок в цьому випадку здійснюється за рахунок сил електростатичної взаємодії між протилежно зарядженими іонами. Цей зв'язок, на відміну від ковалентного, не характеризується напрямленістю і насиченістю (у тому розумінні, яке ми вкладали в ці терміни при розгляді ковалентного зв'язку). Кількість іонів протилежного заряду, яке може розташуватися навколо даного іона, визначається, головним чином, розмірами іонів, що взаємодіють.

Для кристалічних іонних сполук поняття окремих молекул, наприклад, молекули №С1, втрачає сенс, і весь кристал можна розглядати як гігантську молекулу, що складається з величезного числа іонів: №ИС1И. Запис №С1, що використовується, вказує тільки на співвідношення іонів №+ і С1- в кристалічній гратці. Його називають формульною одиницею.

Звичайно, електрони повністю не переходять від одного атома до іншого навіть у разі великих АЕН. Тому для характеристики хімічного зв'язку часто використовують поняття ступеня іонності, яка показує (у долях одиниці або відсотках) ступінь зміщення електронів від одного атома до іншого. Чим більше АЕН, тим вище ступінь іонності хімічного зв'язку.У деяких молекулах одночасно утворюються ковалентні і іонні хімічні зв'язки. Загальне число хімічних зв'язків, утворених даним атомом, називається валентністю.

Приклад 7.4. Розгляньте утворення хімічних зв'язків і визначить валентність і ковалентність Нітрогену і Сульфуру в молекулах нітратної (азотної) HN03 і сульфатної (сірчаної) H2S04 кислоти.

Розв'язання. а) Молекула азотної кислоти складається з атомів Гідрогену, Оксигену і Нітрогену. Їх електронні формули:

Н: 1sl або 1s \\}      О: 2s22p4 або 2s Щ 2p \ Ц It It

„2~ 3

N: 2s22p3 або 2s [Щ 2p \ f \ \ \ \

 

Один з атомів Оксигену за рахунок своїх неспарених електронів утворює ковалентні зв'язки з атомом Гідрогену і Нітрогену, які виділяють для утворення цих зв'язків по одному неспареному електрону:

H-0-N . або НЮ :ІЧ

 

Неспарені електрони Нітрогену, що залишилися, беруть участь в утворенні двох ковалентних зв'язків з другим атомом Оксигену:

H-0-N-0 або Н:О :ТЧ::СІ) :

Один з електронів неподіленої пари Нітрогену переходить до третього

атома Оксигену. В результаті атом Нітрогену стає позитивно (+1), а Оксигену

- негативно (-1) зарядженими. Крім того, у цих атомів виявляється по

одному неспареному електрону

.. -1       .. . +1 :0 . i НЮ:№Ю:

Між третім атомом Оксигену і атомом Нітрогену утворюються два зв'язки. Один - ковалентний при усуспільненні неспарених електронів, другий - іонний. Молекулу азотної кислоти можна зобразити наступною схемою: -1

0-1 :0.. -:1

H-0-N+-10   або Н:0..:N::0:

 

 

Таким чином, Нітроген утворює чотири ковалентні зв'язки і один іонний, і його загальна валентність дорівнює п'яти.Звичайно, зображена структура є умовною. Фактично в молекулі HNO3 негативний заряд і один ковалентний п-зв'язок рівномірно розподілені між двома атомами Оксигену так, що кратність кожного з двох зв'язків Нітрогену з «кінцевими» атомами Оксигену дорівнює 1,5:

 

-М2H O


+1

-NO

г1/2

Проте описана процедура дозволяє легко визначити дійсну валентність центрального атома.

б) У молекулі сірчаної кислоти в утворенні хімічних зв'язків беруть участь два атоми Оксигену і один атом Сульфуру, які мають наступні електронні конфігурації:

Н: 1sl або 1s [f]      О: 2s22p4 або 2s [tB 2p \ fj It It

S: 3s23p4 або 3s [fj 3p \ \f \ f \ f

 

Послідовно застосовуючи описаний вище метод, можна показати (зробіть це самостійно), що структурна формула і електронна схема молекули сірчаної кислоти мають вигляд:V2'


O



-1

або       H:O: S+2:O:HКонтрольне питання. Визначить валентність і типи хімічних зв'язків Фосфору в ортофосфорній кислоті Н3РО4 і Хлору в хлорній кислоті НС1О4.

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах