Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Ковалентная (неполярная, полярная) связь

В которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом , а другой атом принимал электрон и становился анионом .

Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные - двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , Cl 2 , N 2) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные - двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов . Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Однако, дважды лауреат Нобелевской премии Л. Полинг указывал, что «в некоторых молекулах имеются ковалентные связи, обусловленные одним или тремя электронами вместо общей пары» . Одноэлектронная химическая связь реализуется в молекулярном ионе водорода H 2 + .

Молекулярный ион водорода H 2 + содержит два протона и один электрон. Единственный электрон молекулярной системы компенсирует электростатическое отталкивание двух протонов и удерживает их на расстоянии 1,06 Å (длина химической связи H 2 +). Центр электронной плотности электронного облака молекулярной системы равноудалён от обоих протонов на боровский радиус α 0 =0,53 А и является центром симметрии молекулярного иона водорода H 2 + .

Энциклопедичный YouTube

• 1 / 5

  Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома .

  A· + ·В → А: В

  В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

  Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО . Обобществлённые электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

  Образование связи при рекомбинации атомов

  Однако, механизм межатомного взаимодействия долгое время оставался неизвестным. Лишь в 1930 г. Ф. Лондон ввёл понятие дисперсионное притяжение - взаимодействие между мгновенным и наведённым (индуцированными) диполями. В настоящее время силы притяжения, обусловленные взаимодействием между флуктуирующими электрическими диполями атомов и молекул носят название «Лондоновские силы ».

  Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени .

  Образование связи по донорно-акцепторному механизму

  Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм - взаимодействие разноименно заряженных ионов - протона H + и отрицательного иона водорода H - , называемого гидрид-ионом :

  H + + H - → H 2

  При сближении ионов двухэлектронное облако (электронная пара) гидрид-иона притягивается к протону и в конечном счёте становится общим для обоих ядер водорода, то есть превращается в связывающую электронную пару. Частица, поставляющая электронную пару, называется донором, а частица, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным .

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот .

  Аналогично происходит присоединение протона к молекуле аммиака с образованием комплексного катиона аммония :

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Таким путём (по донорно-акцепторному механизму образования ковалентной связи) получают большой класс ониевых соединений , в состав которого входят аммониевые , оксониевые, фосфониевые, сульфониевые и другие соединения .

  В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H 3 + :

  H 2 + H + → H 3 +

  Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H 3 + принадлежит одновременно трём протонам.

  Виды ковалентной связи

  Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

  1. Простая ковалентная связь . Для её образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

  • Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью . Такую связь имеют простые вещества , например: 2 , 2 , 2 . Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например, в молекуле PH 3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
  • Если атомы различны, то степень владения обобществлённой парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами , то такое соединение называется ковалентной полярной связью .

  В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π {\displaystyle \pi } -связью.

  В линейной молекуле ацетилена

  Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

  имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π {\displaystyle \pi } -связи между этими же атомами углерода. Две π {\displaystyle \pi } -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

  Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π {\displaystyle \pi } -связи, а единая π {\displaystyle \pi } диэлектрики или полупроводники . Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями) могут служить

  Билет №11

  Билет №12

  Билет №13

  Билет №14

  Билет №15 .

  ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 11

  Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Примеры окислителей и восстановителей.

  Метод валентных связей (МВС). Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.

  Ответ:

  Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, которые идут с изменением с.о. атомов. Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции - это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

  Степень окисления (с.о.) – заряд, который приписывается атому, считая его ионом

  Окислитель (Ox ) – принимает электроны.

  Восстановитель (Red ) – отдает электроны

  Ox 1 + Red 2  Red 1 +Ox 2

  Ox1 + ne– → Red1

  Cu2+ + 2e– → Cu0

  CuSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Cu

  Red2 – ne– → Ox2

  Zn0 – 2e– → Zn2+

  Метод валентных связей

  1927 Г. – Гейтлер и Лондон Квантово-механический расчет молекулы водорода

  

  Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО (Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей.), в котором простейшая химическая связь может быть как двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны.

  Механизмы образования связи

  Обменный А + BА: В

  Донорно-акцепторный А: +ВА: В BF 3 + F –  – : NH 3 + H +  +

  Механизм образования ковалентной связи.

  МВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный, дативный.

  Обменный механизм. К нему относят те случаи образования химической связи, когда каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществления по одному электрону, как бы обмениваясь ими. Для связывания ядер двух атомов нужно, чтобы электроны находились в пространстве между ядрами. Эта область в молекуле называется областью связывания (область наиболее вероятного пребывания электронной пары в молекуле). Чтобы произошел обмен не спаренными электронами у атомов необходимо перекрывание атомных орбиталей. В этом и заключается действие обменного механизма образования ковалентной химической связи. Атомные орбитали могут перекрываться только в том случае, если они обладают одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси.

  

  Донорно-акцепторный и дативный механизмы.

  Донорно-акцепторный механизм связан с передачей неподеленной пары электронов от одного атома на вакантную атомную орбиталь другого атома. Например, образование иона - :

  

  Вакантная р-АО в атоме бора в молекуле BF 3 акцептирует пару электронов от фторид-иона (донор). В образовавшемся анионе четыре ковалентные связи В-F равноценны по длине и энергии. В исходной молекуле все три связи В-F образовались по обменному механизму.

  Атомы, внешняя оболочка которых состоит только из s- или р-электронов, могут быть либо донорами, либо акцепторами неподеленной пары электронов. Атомы, у которых валентные электроны находятся и на d-АО, могут одновременно выступать и в роли доноров, и в роли акцепторов. Чтобы различить эти два механизма ввели понятия дативного механизма образования связи.

  Экзаменационный билет № 12

  Второй закон термодинамики. Энтропия, ее физический смысл и способы вычисления. Изменение энтропии системы как вероятностный критерий направления протекания процесса.

  Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

  Ответ:

  Второй закон термодинамики

  

  В изолированной системе самопроизвольный процесс возможен лишь при увеличении энтропии.

  Ковалентная (неполярная, полярная) связь. Механизмы образования ковалентной связи

  При помощи химической связи атомы элементов в составе веществ удерживаются друг возле друга. Тип химической связи зависит от распределения в молекуле электронной плотности.

  Химическая связь - взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке под воздействием электрических сил притяжения между атомами. Атом на внешнем энергетическом уровне способен содержать от одного до восьми электронов. Валентные электроны - электроны предвнешнего, внешнего электронных слоев, участвующие в химической связи. Валентность - свойство атомов элемента образовывать химическую связь.

  Ковалентная связь образуется за счет общих электронных пар, возникающих на внешних и предвнешних подуровнях связываемых атомов.

  Общая электронная пара осуществляется через обменный или донорно-акцепторный механизм. Обменный механизм образования ковалентной связи - спаривание двух неспа-ренных электронов, принадлежащих различным атомам. Донорно-акцепторный механизм образования ковалетной связи - образование связи за счет пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

  Есть две основные разновидности ковалентной связи: неполярная и полярная.

  Ковалентная неполярная связь возникает между атомами неметалла одного химического элемента (O2, N2, Cl2) - электронное облако связи, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично по отношению к ядрам обоих атомов.

  Ковалентная полярная связь возникает между атомами различных неметаллов (HCl, CO2, N2O) - электронное облако связи смещается к атому с большей электроотрицательностью.

  Чем сильнее перекрываются электронные облака, тем прочнее ковалентная связь.

  Электроотрицательность - способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

  Свойства ковалентной связи: 1) энергия; 2) длина; 3) насыщаемость; 4) направленность.

  Длина связи - расстояние между ядрами атомов, образующих связь.

  Энергия связи - количество энергии, необходимое для разрыва связи.

  Насыщаемость - способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей.

  Направленность ковалентной связи - параметр, определяющий пространственную структуру молекул, их геометрию, форму.

  Гибридизация - выравнивание орбиталей по форме и энергии. Существует несколько форм перекрывания электронных облаков с образованием?-связей и?-связей (?-связь намного прочнее?-связи, ?-связь может быть только с?-связью). Ковалентная связь - это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар. В основе ее также лежит представление о приобретении атомами энергетически выгодной и устойчивой электронной конфигурации из 8 электронов (для атома водорода из 2). Такую конфигурацию атомы получают не путем отдачи или присоединения электронов как в ионной связи, а посредством образования общих электронных пар. Механизм образования такой связи может быть обменный или донорно-акцепторный.

  К обменному механизму относят случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону. Например водород: Н2 Н. +Н. >Н:Н или Н-Н. Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары за счет объединения неспаренных электронов. У каждого атома есть по одному s -электрону. Атомы Н равноценны и пары одинаково принадлежат обоим атомам. По этому же принципу происходит образование общих электронных пар (перекрывание р-электронных облаков) при образовании молекулы Сl2. При образовании молекулы N2 Образуются 3 общие электронные пары. Перекрываются р-орбитали. Связь называется неполярная.

  При образовании молекулы хлороводорода перекрывается орбиталь s-электрона водорода и орбиталь р-электрона хлора Н-Сl. Связывающая электронная пара смещена к атому хлора, в результате чего образуется диполь, который измеряется дипольным моментом. Связь называется полярная.

  По донорно-акцепторному механизму происходит образование иона аммония. Донор (азот) имеет электронную пару, акцептор - (Н+) свободную орбиталь, которую пара электронная азота может занять. В ионе аммония три связи азота с водородом образованы по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному. Все 4 связи равноценны.

  Ковалентные связи классифицируют не только по механизму образования общих электронных пар, соединяющих атомы, но и по способу перекрывания электронных орбиталей, по числу общих пар, а также по смещению их. По способу перекрывания - у (сигма s- s, s-р, р-р) р (р-р гантели перекрываются двумя местами). В молекуле азота между атомами существуют одна у-связь и две р-связи, которые находятся в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

  По числу общих электронных пар различают: одинарные Н2, НСl; двойные С2Н4, СО2; тройные N2.

  По степени смещенности: полярные и неполярные. Связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью - неполярная, с разной - полярная.

  Исследования ученых позволили сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется путем образования пары электронов с противоположно направленными спинами. Каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т.е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами - ядрами атомов водорода. Это представление о механизме образования химической связи было развито учеными Гейтлером и Лондоном на примере водорода.это было распространено и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория образования химической связи получила название метода валентных связей. Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. Хотя этот метод не оказался универсальным и в ряде случаев не в состоянии правильно описать структуру и свойства молекул - все же он сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химической связи и не потерял своего значение до настоящего времени. В основе метода ВС лежат следующие положения:

  Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

  Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

  Геометрическая форма s -орбитали сферическая, от центра к краям размазанная (более плотная у ядра, и менее- на краях). Орбитали р-электронов представляют собой гантели, направленные вдоль осей координат. Облака d -электронов имеют более сложную форму. Метод гибридизации орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекул вместо исходных s-, р-, d-,f- орбиталей (облаков) образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается более полное их перекрывание с электронными облаками других атомов. На гибридизацию затрачивается энергия, за то она окупается более полным перекрыванием. Получается более прочная молекула. Затраченная на гибридизацию энергия окупается энергией, выделяющейся при образовании связи. Пример -молекула метана.В результате перекрывания четырех гибридных sр3 орбиталей атома углерода и 4 s орбиталей 4-х атомов водорода, образуется тетраэдрическая модель молекулы метана с четырьмя у связями, под углом 1090. Если в молекуле гибридизуется 3-р орбитали, то sр2 гибридизация - молекула этилена, если 2 орбитали sр - гибридизция (ацетилен). У элементов 3 и последующих периодов в образовании гибридных облаков участвуют и d-электроны. В этом случае образуются 6 равноценных гибридных облака, вытянутых к вершинам октаэдра sр3 d2-гибридизация. Такую гибридизацию имеет центральный атом комплексного иона. Этим объясняется их октаэдрическая структура.

  Ковалентная связь обладает направленностью. Область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.

  Характер распределения электронов по молекулярным орбиталям позволяет объяснить магнитные свойства частиц. Молекулы, суммарный спин которых равен нулю, проявляют диамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются против направления поля. Молекулы, суммарный спин которых отличен от нуля, проявляют парамагнитные свойства, т.е. во внешнем магнитном поле их собственные магнитные моменты ориентируются в направлении поля. Таким образом молекула Н2 диамагнитна.

  Геометрическая форма молекул зависит от направленности химической связи. Ядра атомов молекул имеющих sр-гибридизацию атомных орбиталей расположены в одной плоскости, sр2 -направлены к вершинам треугольника, sр3 - к верщинам тетраэдра

  Существуют два главных способа (механизма) образования ковалентной связи.

  1) Спинвалентный (обменный) механизм : электронная пара, образующая связь, образуется за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденныхатомах.

  Однако число ковалентных связей может быть больше числа неспаренных электронов. Например, в невозбужденном состоянии (которое называется также основным состоянием) атом углеродаимеет два неспаренных электрона, однако для него характерны соединения, в которых он образует четыре ковалентные связи. Это оказывается возможным в результатевозбуждения атома. При этом один из s-электронов переходит на p-подуровень:

  Увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на возбуждение атома. Поскольку валентностьатома зависит от числа неспаренных электронов, возбуждение приводит к повышению валентности. У атомовазота,кислорода,фтораколичество неспаренных электронов не увеличивается, т.к. в пределах второго уровня нет свободныхорбиталей, а перемещение электронов на третийквантовый уровеньтребует значительно большей энергии, чем та, которая выделилась бы при образовании дополнительных связей. Таким образом, при возбуждении атома переходы электронов на свободные орбитали возможны только в пределах одного энергетического уровня.

  Элементы 3-го периода – фосфор,сера,хлор– могут проявлять валентность, равную номеругруппы. Это достигается возбуждением атомов с переходом 3s- и 3p-электронов на вакантные орбитали 3d-подуровня:

  P* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 (валентность 5)

  S* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (валентность 6)

  Cl* 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 3 (валентность 7)

  В приведенных выше электронных формулахвозбужденных атомов подчеркнутыподуровни, содержащие только неспаренные электроны. На примере атома хлора легко показать, что валентность может быть переменной:

  

  В отличие от хлора, валентность атомаFпостоянна и равна 1, т.к. на валентном (втором) энергетическом уровне отсутствуют орбитали d-подуровня и другие вакантные орбитали.

  2) Донорно-акцепторный механизм : ковалентныесвязи образуются за счет спаренных электронов, имеющихся на внешнем электронном слое атома. В этом случае второй атом должен иметь на внешнем слое свободную орбиталь. Например, образованиеиона аммонияиз молекулыаммиакаи иона водорода можно отобразить схемой: (изображение электронов крестиками и точками на приведенной ниже схеме весьма условно, т.к. в действительности электроны неразличимы):

  

  Атом, предоставляющий свою электронную пару для образования ковалентной связи, называется донором, а атом, предоставляющий пустую орбиталь, – акцептором. Ковалентная связь, образованная таким способом, называетсядонорно-акцепторной связью. В катионе аммония эта связь по своим свойствам абсолютно идентична трем другим ковалентным связям, образованнымобменным способом.

  
  

  Гибридизация атомных орбиталей

  Для объяснения отличия валентных угловв молекулах H 2 O (104,5) и NH 3 (107,3) от 90 следует принять во внимание, что устойчивому состоянию молекулы отвечает ее геометрическая структура с наименьшей потенциальной энергией. Поэтому при образовании молекулы форма и взаимное расположениеатомных электронных облаковизменяется по сравнению с их формой и расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрываниеорбиталейпри образованиихимической связи. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии, но более полное перекрывание приводит к образованию более прочной связи, и в целом получается выигрыш в энергии. Этим и объясняетсявозникновение гибридных орбиталей.

  Форма гибридной орбитали может быть определена математически путем сложения волновых функцийисходных орбиталей:

  

  В результате сложения волновых функций s- и p-орбиталей с учетом их знаков оказывается, что плотность электронного облака(величина  2) по одну сторону от ядра повышена, а по другую – понижена.

  В целом процесс гибридизации включает следующие этапы: возбуждение атома,гибридизация орбиталейвозбужденного атома, образование связей с другими атомами. Затраты энергии на первые два этапа компенсируются выигрышем энергии при образовании более прочных связей с гибридными орбиталями. Тип гибридизации определяется типом и количеством участвующих в ней орбиталей.

  Ниже рассмотрены примеры различных видов гибридизации s- и p-орбиталей.

  

  Гибридизация одной s- и одной p-орбитали (sp-гибридизация) происходит, например, при образовании гидрида бериллия, галогенидовбериллия,цинка,кадмияиртути. Атомы этих элементов в нормальном состоянии имеют во внешнем слое два спаренных s-электрона. В результате возбуждения один из s-электронов переходит в p-состояние – появляется два неспаренных электрона, один из которых s-, а другой p-электрон. При образованиихимической связиэти две различные орбитали преобразуются в две одинаковые гибридные орбитали.Общее количество орбиталей при гибридизации не изменяется . Две sp- гибридные орбитали направлены под углом 180º друг к другу и образуют две связи (рисунок 2):

  

  Рисунок 2 – Перекрывание sp-орбиталей бериллия и p-орбиталей хлора в молекуле BeCl 2

  Экспериментальное определение структуры молекул BeГ 2 , ZnГ 2 , CdГ 2 , HgГ 2 (Г–галоген) показало, что эти молекулы являютсялинейными, и обе связи металла с атомами галогена имеют одинаковую длину.

  Гибридизация одной s- и двух p-орбиталей (sp 2 -гибридизация) имеет место, например, при образовании соединений бора. Возбужденный атом бора обладает тремя неспаренными электронами – одним s-электроном и двумя p-электронами. Из трех орбиталей образуются три эквивалентные sp 2 -гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 друг к другу (рисунок 3). Действительно, как показывают экспериментальные исследования, молекулы таких соединений бора, как BГ 3 (Г-галоген), B(CH 3) 3 – триметилбор, B(OH) 3 – борная кислота, имеют плоское строение. При этом три связи бора в указанных молекулах имеют одинаковую длину и расположены под углом 120.

  

  Рисунок 3– Перекрывание sp 2 -орбиталей бора и p-орбиталей хлора в молекуле BCl 3

  Гибридизация одной s- и трех p-орбиталей (sp 3 -гибридизация) характерна, например, для углеродаи его аналогов –кремнияигермания. В этом случае четыре гибридные sp3-орбитали расположены под углом 10928 друг к другу; они направлены к вершинам тетраэдра(в молекулах CH 4 , CCl 4 , SiH 4 , GeBr 4 и др.). Валентные углыв молекулах H 2 O (104,5º) и NH 3 (107,3º) не точно соответствуют взаимному расположению “чистых” p-орбиталей (90º). Это обусловлено некоторым вкладом s-электронов в образование химической связи. Такой вклад есть не что иное, как гибридизация. Валентные электроны в этих молекулах занимают четыре орбитали, которые близки к sp 3 -гибридным. Незначительное отличие валентных углов от тетраэдрических 109º28" объясняется, согласно теории Гиллеспи,тем, что неподеленные гибридные орбитали занимают в пространстве больший объем.

  

  

  

  

  

  

  Во многих молекулах центральный атом не подвергается гибридизации. Так, валентные углы в молекулахH 2 S, PH 3 и др. близки к 90,т.е. образование связей происходит с участием “чистых” p-орбиталей, расположенных под прямым углом друг к другу.
  
  
  

  

  Химическая связь.

  Разные вещества имеют различное строение. Из всех известных на сегодняшний день веществ только инертные газы существуют в виде свободных (изолированных) атомов, что обусловлено высокой устойчивостью их электронных структур. Все другие вещества (а их в настоящее время известно более 10 млн.) состоят из связанных атомов.

  Примечание: курсивом выделены те части текста, которые можно не учить и не разбирать.

  Образование молекул из атомов приводит к выигрышу энергии, так как в обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное.

  У атома на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Если число электронов на внешнем уровне атома максимальное, которое он может вместить, то такой уровень называется завершенным . Завершенные уровни ха­рактеризуются большой прочностью. Таковы внешние уровни атомов благородных газов: у гелия на внешнем уровне два электрона (s 2), у остальных - по восемь электронов (ns 2 np 6). Внешние уровни атомов других элементов незавершенные и в процессе химического взаимодействия они завершаются.

  Химическая связь образуется за счет валентных электронов, но осуществляется она по-разному. Различают три основных типа химических связей: ковалентную, ионную и металлическую.

  Ковалентная связь

  Механизм возникновения ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода:

  Н + Н = Н 2 ; Q = 436 кДж

  Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 1 s-электроном. При сближении атомов до определенного расстояния происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей)

  В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами; увеличение же плотности отрицательного заряда благоприятствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком.

  Итак, ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков (образования молекулы Н 2) это расстояние составляет 0,074 нм. Наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов (это происходит при образовании σ–связи). Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа гелия.

  
  

  Изображать химические связи принято по-разному:

  1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического знака элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой

  H∙ + H∙ →H:H

  2) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают черточкой (штрихом) (например, Н-Н), которая символизирует общую пару электронов.

  Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с по­мощью двух общих электронов, или электронной пары:

  Неподеленная пара электронов, в атоме их 3

  ← Неподеленная пара электронов,

  В молекуле их 6.

  неспаренный электрон общая или поделенная пара электронов

  Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой.

  Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной; если больше, то кратной двойной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары).

  Одинарная связь изображается одной черточкой (штрихом), двойная - двумя, тройная - тремя. Черточка между двумя атомами показывает, что у них пара электронов обобщена, в результате чего и образовалась химическая связь. С помощью таких черточек изображают структурные формулы молекул.

  Итак, в молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (s 2 p 6), причем два из них (электронная пара) в одинаковой мере принадлежат обоим атомам. Перекрывание электронных орбиталей при образовании молекулы показано на рис:

  В молекуле азота N 2 атомы имеют три общие электронные пары:

  :N· + ·N: → :N:::N:

  Очевидно, молекула азота прочнее молекулы водорода или хлора, чем и обусловлена значительная инертность азота в химических реакциях.

  Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется ковалентной.

  Механизмы образования ковалентной связи.

  Ковалентная связь образуется не только за счет перекрывания одноэлектронных облаков, - это обменный механизм образования ковалентной связи.

  При обменном механизме атомы предоставляют в общее пользование одинаковое количество электронов.

  Возможен и другой механизм ее образования - донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома.

  Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония NH 4 +

  При взаимодействии аммиака с НСl происходит химическая реакция:

  NH 3 + HCl = NH 4 Cl или в сокращенном ионном виде: NH 3 + Н + = NH 4 +

  При этом в молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако):