Материал: Строение вещества. учебное пособие. Корнеева В.В., Корнеева А.Н

На возбуждение и процесс гибридизации атомных орбиталей требуется затрата энергии. Однако эта энергия с избытком компенсируется той энергией, которая выделяется при образовании химической связи за счет перекрывания электронных гибридных облаков с электронными облаками атома хлора. Так как в образовании гибридных облаков принимают участие одно s и одно p- облако, то этот вид гибридизации носит название sp-гибридизация. Все молекулы, в которых имеет место sp-гибридизация имеют линейное строение. Угол между всеми связями 1800. Термин гибридизация был введен американским физиком Поллингом.

sp2 –гибридизация:

Рис. 11

Комбинация одного s- и двух p-электронов приводит к образованию трех гибридных облаков, расположенных друг к другу под углом 1200, например BCl3 или BF3, молекула имеет плоскостную треугольную форму.

Рис. 12

В молекулах, где имеет место sp2-гибридизация, углы между связями 1200. Молекула имеет плоскостное строение.

30

sp3-гибридизация:

Рис. 13

Комбинация облаков одного s- и трех p-электронов приводит к sp3- гибридизации, при которой четыре гибридных облака симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, то есть под углом 109028´. Тетраэдрическое расположение связей характерно для многих соединений четырех валентного углерода, например СН4. Вследствие sp3-гибридизации орбиталей атома азота аналогичную структуру имеет и комплексный ион NH4+.

Рис. 14

Молекулы имеют пространственное строение. Углы между связями

109028´.

Механизмы образования ковалентной связи

Существует два механизма образования ковалентной связи:

1)если химическая связь возникает за счет перекрывания электронных орбиталей двух неспаренных электронов с антипараллельными спинами, принадлежащих двум различным атомам, то такой механизм называется обменным (потому что в решении уравнения Шредингера используется обменный интеграл);

2)донорно-акцепторный.

При взаимодействии нейтральных молекул

31

NH3+ HCl→NH4Cl

газ газ тв

BF3+ HF→ HBF4

Рис. 15

Поскольку хлор очень электроотрицательный элемент, то он перетягивает на себя электронную пару. Когда молекулы подходят близко друг к другу, то атом водорода оказывается между двумя электронными парами и водород подсоединяется к неподелённой электронной паре азота. Связь в ионе NH4+ образована тремя электронными парами, образованными за счёт неспаренных электронов азота и водорода, и четвёртой неподеленной парой азота и свободной орбиталью водорода. Такая связь, которая образована неподеленной электронной парой одного атома и свободной электронной орбиталью другого атома, называется донорно-акцепторной связь.

Атом, предоставляющий для образования связи неподеленную электронную пару, называется донором, а атом, предоставляющий свободную электронную орбиталь – акцептором. Связь в ионе BF4образована тремя электронными парами, образованными за счёт неспаренных электронов бора и фтора, и четвёртой неподеленной парой фтора и свободной орбиталью бора. В ионе BF4- донор F- , а акцептор В.

Донорно-акцепторная связь может возникать между атомами не только при взаимодействии сложных веществ друг с другом, но и при образовании молекулы из атомов.

Экспериментально было установлено, что в молекуле С = О, связь значительно более прочная, чем обычная двойная. Было высказано предположение, что в молекуле СО наряду с двумя связями, образованными по обменному механизму, имеет место донорно-акцепторная связь. Третья связь между углеродом и кислородом возникает за счет неподеленной электронной пары кислорода и свободной орбитали углерода С О (стрелка от донора к акцептору).

32

У d-элементов валентными являются электроны внешнего s-подуровня и неспаренные электроны предпоследнего d-подуровня.

Mn 1S22S22P63S23P63d54S2

Рис. 19

Количество неспаренных электронов уменьшается с порядковым номером, и максимальная валентность понижается, для железа максимальная валентность равна шести. Еще меньше неспаренных электронов у кобальта и никеля. Кобальт и никель проявляют валентность два и три в соединениях. Соединений с более высокой валентностью для этих элементов не получено. Для элементов платиновой группы максимальная валентность равна шести. И только осмий в соединениях может быть восьмивалентен. Его d-электроны могут распариваться на предпоследний f-подуровень. У f-элементов валентные электроны располагаются на внешнем s, предпоследнем d, предпредпоследнем f. Наиболее часто f-элементы проявляют валентность 3, 4 и реже шесть.

Ионная связь

По современным представлениям, основывающимся на волновых свойствах электрона, нельзя говорить о 100% ионной связи между атомами в молекуле, так как энергия ионизации всегда больше сродства к электрону. Экспериментально определены эффективные заряды над атомами в кристалле. Доля ионности определяется эффективными зарядами над ионами в молекуле. 100% ионной связи не может быть и потому, что вероятность нахождения электрона между двумя атомами, образующих связь, не может быть равна нулю, так как электрон обладает волновыми свойствами. По современным представлениям мы рассматриваем ионную связь, как очень сильнополярную ковалентную связь, при образовании которой общая электронная пара очень сильно смещена в сторону атома более электроотрицательного элемента. Таким образом, универсальным видом химической связи является ковалентная связь, а ионная связи лишь частный случай полярной ковалентной связи, возникающей между атомами очень сильно отличающимися по своей электроотрицательности. Условились считать ионной связью связь между типичными металлами и сильно электроотрицательными неметаллами (связь, возникающую между щелочными и щелочноземельными металлами, галогенами, кислородом и серой). Соединения с преобладанием ионного типа связи обладают некоторыми общими свойствами:

34