Материал: Курс общей химии. Спиридонов Б.А
Например, рассмотрим строение молекулы N2
Связь осуществляется за счет перекрывания 3 - p – электронных облаков вдоль оси x, y и z
Рис. 12. Образование - связи в молекуле N2
Перекрывание электронных облаков происходит вдоль линии, соединяющей центры атомов, а также перпендикулярно линии, соединяющей центры
Рис. 13. Образование - связей в молекуле N2
Как видно, в молекуле N2 между атомами азота осуществляется одна - связь (рис. 12) и две - связи (рис. 13).
73
Рис. 14. Схема образования - связи
- связь возникает при перекрывании двух d – атомных орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях, четырьмя лепестками (рис. 14).
Таким образом, s– электроны могут участвовать лишь в образовании - связи, p– электроны – в образовании и - связей, а d– электроны – как в образовании и - связей, так и
- связей.
- и - связи налагаются на - связи, вследствие чего образуются двойные и тройные, как, например, в молекуле азота. Количество связей, образующих между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратно-
сти связи изменяются длина связи и ее энергия. Энергия двойной связи не увеличивается в два раза, а энергия тройной связи не увеличивается в три раза по сравнению с энергией одинар-
ной связи. Это вызвано тем, что энергия - связи меньше, чем энергия - связей; - связь менее прочная, чем - связь и разрушается при химических взаимодействиях в первую очередь.
Гибридизация атомных орбиталей. При образовании нескольких химических связей иногда участвуют различные атомные орбитали одного и того же атома. Например, в молекуле метана четыре химические связи образованы путем перекрывания трех p и одной s – орбитали атома углерода с четырьмя s – орбиталями атомов водорода. Так как энергия и форма s и p – орбиталей различны, то можно было бы ожидать, что одна из четырех связей в молекуле метана будет отличать-
74
ся от других связей по прочности и по характеру направленности. Однако эксперименты показали, что все четыре связи в молекуле метана равноценны. Этот и другие подобные факты удалось объяснить при помощи теории гибридизации. Согласно этой теории при образовании молекул происходит изменение формы и энергии атомные орбиталей. Вместо неравноценных, например, s и p – орбиталей образуются равноценные гибридные орбитали, имеющие одинаковую форму и энергию, т.е. происходит гибридизация (смешение) атомных орбиталей. При образовании химических связей с участием гибридных орбиталей выделяется больше энергии, чем при образовании связей с участием отдельных s и p – орбиталей, поэтому гибридизация атомных орбиталей приводит к большему понижению энергии системы и соответственно повышению устойчивости молекулы.
Рис. 15. Форма sp – гибридной орбитали
Гибридная орбиталь по форме отличается от атомных орбиталей. Так, гибридная s и p – орбиталь отличается большей вытянутостью по одну сторону от ядра, чем по другую
(рис. 15).
Электронная плотность в области перекрывания гибридного электронного облака будет больше электронной плотности в области перекрывания отдельно s и p – орбиталей. По-
75
этому связь, образованная электронами гибридной орбитали характеризуется большей прочностью, чем связь, образованная электронами отдельно s - или p - орбитали.
Типы гибридизации s- и p- электронных облаков. Пространственная конфигурация молекул.
1) sp – или q2 – гибридизация характерна, когда в образовании связи участвует 1 s и 1 p- электрон.
Например, рассмотрим строение молекулы BeCl2
При возбуждении атома образуются две гибридных орбитали расположенные под углом 1800 относительно друг друга (рис. 16)
Рис. 16. Схема sp – гибридизации
Молекула имеет линейное строение типа AB2.
2) sp2 – или q3 – гибридизация. Гибридные облака располагаются под углом 1200 в одной плоскости (рис. 17).
При образовании гибридного облака участвует один s и 2 p электрона.
Рис. 17. Схема sp2 - гибридизации
76
Например, молекула BCl3
Молекула имеет форму плоского треугольника.
3) sp3 – q4 – гибридизация осуществляется за счет одного s и трех p – электронных облаков. Облака при этом типе гибридизации располагаются пол углом 1090 28 (рис. 18). 4 гибридных облака направлены из центра правильного тетраэдра к его вершинам. Примером такой молекулы может быть CH4,
CCl4.
Рис. 18. Схема sp3 – гибридизации
Кроме рассмотренных возможны и другие типы гибридизации валентных орбиталей и отвечающие им типы пространственной конфигурации молекул. Комбинация одной s – трех p
– и одной d – орбиталей приводит к sp3d – гибридизации. Это соответствует ориентации пяти sp3d – гибридных орбиталей к вершинам тригональной бипирамиды. В случае sp3d2 – гибридизации шесть sp3d2 гибридных орбиталей ориентируются к вершинам октаэдра. Ориентация семи орбиталей к вершинам пентагональной бипирамиды соответствует sp3d3 (или sp3d2f) – гибридизации валентных орбиталей центрального атома молекулы.
77