Главная Случайная страница



Полезное:

Как сделать разговор полезным и приятным Как сделать объемную звезду своими руками Как сделать то, что делать не хочется? Как сделать погремушку Как сделать неотразимый комплимент Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами Как сделать идею коммерческой Как сделать хорошую растяжку ног? Как сделать наш разум здоровым? Как сделать, чтобы люди обманывали меньше Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили? Как сделать лучше себе и другим людям Как сделать свидание интересным?


Категории:

АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника







S 3p 3d. Отсюда получаем следующую электронную схему молекулы хлора Сl2 : : + : ¾® : : : или Сl¾Cl





Отсюда получаем следующую электронную схему молекулы хлора Сl2 : : + : ¾® : : : или Сl¾Cl

Ковалентную связь, образованную посредством одной общей электронной пары, называют ординарной и изображают в структур­ных формулах одним валентным штрихом. Если же связь образуется за счёт двух или трёх общих электронных пар, она называется двойной или тройной, соответственно.

Кратные ковалентные связи изображают в структурных формулах двумя или тремя валентными штрихами. Так, атом азота имеет три неспаренных электрона:

       
   


N­¯ ­ ­ ­

S 2p

поэтому молекула N2 образуется в результате обобщения трёх элек­тронных пар (возникает тройная ковалентная связь):

+ ¾® или N ≡ N

В молекуле оксида углерода (IV) двойные ковалентные связи:

: : + ∙ ∙+ : : ¾® :: ::

или О=С=О

Молекула СО2 образована атомом углерода в возбуждённом со­стоянии: С* 2s12p3.

Таким образом, валентность химического элемента (как способ­ность его атомов образовывать определённое число химических свя­зей) зависит от количества неспаренных электронов его атома в основном или возбуждённом состояниях.

Одним из свойств ковалентной химической связи является её полярность. Если электроотрицательность (способность к смещению электронной плотности) атомов, образующих молекулу, одинакова или очень близка, то общая электронная пара располагается строго симметрично по отношению к обоим ядрам. Такая ковалентная связь называется неполярной. Неполярная ковалентная связь осуще­ствляется, например, в молекулах Н2, F2, O2, N2, в любых других гомоядерных молекулах, образованных атомами одного и того же элемента.

Если же электроотрицательность атомов различна, электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. При этом возникают частичные (дробные) заряды: отрицательный на бо­лее электроотрицательном атоме и положительный на атоме с меньшей электроотрицательностью. В молекуле образуются два по­люса. Подобные ковалентные связи называют полярными. Напри­мер, в молекулах НCl, H2O, NH3 и т.д.



В случае очень большой разницы в электроотрицательностях (численно более 2), поляризация связи приобретает необратимый ха­рактер. Это происходит тогда, когда соединение образуют, с одной стороны, атом, легко отдающий свои валентные электроны, имею­щий низкий потенциал ионизации (прежде всего, это щелочные и щёлочно-земельные металлы), а с другой стороны, атом, проявляю­щий тенденцию к присоединению электронов, обладающий высоким сродством к электрону (галогены, кислород, азот и, отчасти, сера и фосфор). При этом электрон полностью переходит от первого атома ко второму. Атомы превращаются в заряженные частицы - ионы. Атом, отдавший один электрон, приобретает заряд +1 и на­зывается катионом. Атом, приобретший дополнительный электрон, получает заряд -1 и называется анионом. Электростатическое при­тяжение, возникшее между разноименно заряженными ионами, на­зывают ионной химической связью. Примерами ионных соединений являются галогениды и оксиды щелочных металлов: LiCl, K2O, CsI и т.п.

Повышение электронной плотности в результате образования общей электронной пары (ковалентная химическая связь) можно представить с помощью области перекрывания атомных орбиталей, занятых неспаренными валентными электронами, образующих дан­ную молекулу. Перекрывание орбиталей происходит в том направ­лении, которое обеспечивает образование максимальной области пе­рекрывания. По этой причине, а также в связи с тем, что орби­тали имеют определённую геометрическую форму, ковалентная связь обладает свойством направленности.

Перекрывание орбиталей может осуществляться разными спосо­бами. Например, при образовании s-связи перекрывание происходит

вдоль линии, соединяющей ядра (рис. 1):

           
 
   
     
 


       
   


s s s p p p

(молекула Н2) (молекула НCl) (молекула Сl2)

Рис. 1. Перекрывание орбиталей s-способом.

 

При боковом перекрывании орбиталей образуется p-связь. В этом случае возникают две общие области: над и под плоскостью, в ко­торой лежат ядра. На схемах p-связь принято изображать условно (рис. 2, а и б).

 

а) б)

       
   
 
 

 


Рис.2. Перекрывание орбиталей p-способом.

s- и p-Способами перекрывания орбиталей харак­теризу-ется не ионная, а ковалентная связь. Причём, s-способ при­водит к образованию более прочной ковалентной связи, поскольку в этом случае реализуется большая степень перекрывания.

Для того чтобы дать характеристику определённой молекулы ме­тодом ВС, требуется:

- по величинам электроотрицательности определить тип химиче­ской связи (ковалентная неполярная, ковалентная полярная или ионная) в соединении;



- написать электронные формулы атомов, принимающих участие в образовании молекулы;

- выбрать валентные электроны; распределить их по квантовым ячейкам; выбрать неспаренные электроны;

- в случае, если количество неспаренных электронов меньше численного значения валентности многовалентного атома, перевести последний в возбуждённое состояние;

- установить, на каких орбиталях находятся эти неспаренные электроны;

- если связь ковалентная, нарисовать перекрывание этих орбита­лей в молекуле;

- если связь ионная, указать, какие атомы и сколько электро­нов отдают и принимают, указать величину зарядов ионов в соеди­нении.

Пример:молекула сероводорода (H2S).

Электроотрицательность: серы 2.58, водорода 2.10. Связь между атомами Н и S - ковалентная полярная. Обобществленные элек­тронные пары смещены в молекуле сероводорода от атомов водо­рода (на которых появляется частичный положительный заряд) к атому серы (возникает частичный отрицательный заряд). Элек­тронная формула водорода: Н 1s1; серы: S 1s22s22p63s23p4. Ва­лентные электроны водорода: 1s1; серы: 3s23p4. Распределение электронов по квантовым ячейкам:

Н ­ S ­¯ ­¯ ­ ­

1s 3s 3p

Неспаренные электроны серы занимают две 3р-орбитали. По­скольку спиновая валентность атома серы соответствует ва­лентности, обусловливающей формульный состав молекулы серово­дорода, атом серы образует две химические связи в основном со­стоянии.

По причине взаимной перпендикулярности двух р-орбиталей од­ного подуровня, схема перекрывания 3р-орбиталей серы и s-орбиталей двух атомов водорода имеет вид, представленный на рис. 3,а. Соединив ядра атомов водорода и серы прямыми линиями, полу­чаем геометрическую фигуру, дающую представление о форме мо­лекулы: молекула сероводорода имеет угловое строение (рис. 3,б).

а) S б) S

 
 

 


H H

i i

Рис.3. Угловое строение молекулы сероводорода:

а) схема перекрывания орбиталей;

б) форма молекулы.

В возбуждённых состояниях некоторых многовалентных атомов неспаренные электроны занимают разные энергетические уровни, то есть характеризуются орбиталями различной формы и энергии. Од­нако согласно экспериментальным данным, химические связи, обра­зуются такими атомами, эквивалентны (равноценны). В подобных случаях прибегают к представлениям о гибридизации орбиталей. Этот процесс заключается в том, что из разных по форме и энер­гии орбиталей образуются одинаковые, так называемые гибридные орбитали. При этом тип гибридизации обусловливает определённую форму молекулы.

Типы гибридизации для s- и р-орбиталей приведены в табл. 2.

Т а б л и ц а 2

Исходные орбитали Тип гибри- дизации   Геометрия молекулы
Одна s и одна р     Одна s и две р     Одна s и   три р   sp     sp2   sp3   180° Линейная     Тригональная 120° (плоскотреу- гольная)     109° 28¢ Тетраэдри- ческая    

Пример:молекула тетрабромметана (СBr4).

Электронные формулы: С 1s22s22p2

Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5.

Валентные электроны: С 2s22p2; Br 4s24p5.

Распределение по квантовым ячейкам (основное состояние):

               
       


С ­¯ ­ ­ Br ­¯ ­¯ ­¯ ­

2s 2p 4s 4p

Поскольку валентность углерода в CBr4 равна 4, атом углерода вступает во взаимодействие с атомом брома не в основном, а в возбуждённом состоянии:

С*­ ­ ­ ­

Из одной s- и трёх р-орбиталей 2s 2p

атома углерода (по числу исход­ных) образуются четыре гибридных sp3-орбитали. Такому типу гибридизации соот-ветствует тетраэдрическая форма молекулы четырёх-бромистого углерода (рис.4):

Br

       
   
 


109° 28¢

 
 


С

. Br

Br

Br

 

Рис.4. Перекрывание орбиталей в молекуле СBr4 и

геометрия этой молекулы.

 








Date: 2015-05-04; view: 442; Нарушение авторских прав



mydocx.ru - 2015-2021 year. (0.015 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав - Пожаловаться на публикацию