Виды химической связи. Геометрическая форма отдельных молекул на основе теории гибридизации и структура молекул неорганических и органических веществ

ЛЕКЦИЯ №6.

Высшими центрами вегетативной регуляции являются

ПЕРЕДНИЙ ГИПОТАЛАМУС ® трофотропные центры (парасимпатические)

ЗАДНИЙ ГИПОТАЛАМУС ® эрготрофные центры (симпатические)

СРЕДНИЙ ГИПОТАЛАМУС ® центры обмена веществ и терморегуляции

ЛИМБИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ® центры интеграции вегетативных и соматических функций, эмоциональных реакций

КОРА ГОЛОВНОГО МОЗГА ® центры условных рефлексов, организации поведения

Как мы уже рассмотрели с вами в предыдущей лекции, химическая связь бывает различных видов: ковалентная (полярная и неполярная) ионная, металлическая и т.д.

Ковалентная связь, как и донорно-акцепторная химическая связь образуется между атомами, расположенными в пространстве друг относительно друга определенным образом – направленно. Это вызвано необходимостью наибольшего перекрывания волновых функций (атомных орбиталей) электронов. По-видимому, чем сложнее конфигурации атомных орбиталей, тем больше возможно вариантов их взаимных перекрываний.

По виду перекрывания волновых функций электронов – связи обозначаются строчными греческими буквами σ, π, d, φ и т.д. созвучно с латинскими s, p, d, f и т.д., обозначающими те атомные орбитали, которые определяют характер симметрии связи.

σ связи и π-связь мы разобрали в предыдущей лекции.

Направленность ковалентных связей в пространстве придает многоатомным частицам (радикалам, молекулам, ионам) определенную форму – конфигурацию. От неё зависит внутренняя структура вещества, а следовательно, и его свойства. Поэтому вопрос о расположении в пространстве атомных орбиталей и об их взаимном влиянии требует рассмотрения.

Чем полнее в пространстве перекрываются друг с другом две атомные орбитали, участвующие в химической связи, тем меньшим запасом энергии обладают электроны, находящиеся в области перекрывания и осуществляющие связь между этими атомами.

При образовании молекулы вместо исходных атомных s, p, d, f – формы образуются такие равноценные «смешанные» орбитали или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии.

Но более полное перекрывание электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, следовательно, к дополнительному выигрышу энергии.

Например: рассмотрим молекулу BeF₂, ZnCl₂, CdCl₂, HgJ₂ и т.д.

Be в невозбужденном состоянии неспаренных электронов не имеет. При «распаривании» т.е. переходе в возбужденное состояние образуется 1s²2s¹2p¹ т.е. образуются 2 неспаренных электрона.

У фтора один неспаренный электрон в форме р.

Молекула состоит из одного атома бериллия и двух атомов фтора.

F – Be – F

Вместо исходных s и p орбиталей атома бериллия могут образоваться две равноценные гибридные орбитали (sp). Образующие более вытянутые формы sp орбиталей образуют более прочную связь и энергетически более выгодную. Этот процесс называется sp – гибридизацией. 2 орбитали будут направлены друг к другу под углом в 180˚ и иметь противоположные знаки (+) и (-).

sp² – гибридизация.

Три различные атомные орбитали (АО), комбинируясь друг с другом, образуют 3 одинаковые гибридные орбитали. Получаются три равноценные гибриды, расположенные под углом в 120˚ относительно центра координат. В качестве примера можно привести молекулы Ga, Zn, Te с галогенами и также бора.

		в возбужденном состоянии

Образуются три равноценные орбитали. Образуют правильный треугольник.

В молекуле органических соединений, например в этилене, - sp² гибридизация.

sp³ – гибридизация

Гибридизация одной s и трех p – орбиталей характерна для углерода, Si и германия. Гибридные sp³ орбитали на ¼ имеют характер s – орбитали и на ¾ - p – орбитали, поэтому у них более вытянутая форма, чем у sp² – орбиталей, и от центра атома они расходятся под углами 109˚ к вертикали тетраэдра.

Подобный тип гибридизации имеется в атомах С- углерода, азота в NH₄⁺; TiCl₄ и др. Из органических веществ в этане, метане (CH₄).

Рассмотрим также молекулу воды. При её образовании происходит sp³ – гибридизация атомных орбиталей кислорода. Именно поэтому валентный угол в НОН равен 104˚, т.е. ближе к 109˚, чем к 90˚. Отличие от 109˚ можно понять, если учесть неравноценность состояния электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды.

В молекуле воды только четыре из восьми электронов, занимающих гибридные sp³ орбитали атома кислорода образуют связи О – Н, а две электронные пары остаются неподеленными, т.е. принадлежат только атому кислорода.

Дата добавления: 2013-12-13