Лекция 8. Химическая связь. Метод

Гибридизация – это процесс смешивания (сложения) различных по форме и энергии атомных орбиталей с образованием такого же количества новых, но уже одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей. Гибридная орбиталь имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую, поэтому степень ее перекрывания с орбиталью другого атома больше, а значит гибридная орбиталь образует более прочную связь по сравнению с негибридными орбиталями.

Существуют следующие типы гибридизации:

1) sp – гибридизация орбиталей – это гибридизация (смешивание) одной s- и одной р-орбитали, при этом образуются две sp – гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом 180^о. Поэтому и связи, образуемые с участием этих орбиталей, тоже располагаются под углом 180^о. Например, sр-гибридизация орбиталей наблюдается у атома бериллия в молекуле ВеCl₂, поэтому эта молекула имеет линейную форму:

2) sр²- гибридизация – это смешивание одной s-орбитали и двух р-орбиталей с образованием трех одинаковых sp²-гибридных орбиталей, расположенных под углом120^о относительно друг друга:

Например, sp²-гибридизация валентных орбиталей атома бора в молекуле ВСl₃, поэтому эта молекула имеет форму треугольника:

3) sр³-гибридизация – это смешивание одной s– и трех р–орбиталей с образованием четырех гибридных sp³-орбиталей, причем эти гибридные орбитали направлены к четырем вершинам тетраэдра под углом 109^о28^΄ (сто девять градусов двадцать восемь минут). Такая гибридизация наблюдается в молекулах ССl₄, СН₄ и др.

Если химическая связь образуется между атомами равных размеров и одинаковой электроотрицательностью, то образуется неполярная ковалентная связь (Н: Н,). Если электроотрицательности атомов различны, но не сильно отличаются друг от друга, то происходит смещение электронной плотности (общей электронной пары) к более электроотрицательному атому и образуется полярная ковалентная связь, например в НСl. Н^δ+ – Сl^δ-.

Полярность связи количественно выражается дипольным моментом μ = l ∙ q, где μ – дипольный момент связи, l – длина связи, q –абсолютная величина эффективного заряда атома. Дипольный момент выражается в единицах Дебая (Д) или в системе СИ в Кл ∙ м (кулон ∙ метр). μ(НСl) = 1,08 Д или 0,347 ∙ 10^-29Кл м. Чем больше значение μ, тем связь более полярная. Дипольный момент связи зависит от разности электроотрицательностей двух атомов, образующих между собой связь.

Поляризуемость связи – это есть способность ковалентной связи поляризоваться (деформироваться) в результате действия на молекулу внешнего электрического поля (или при действии иона и полярной молекулы). При этом неполярная связь становится полярной, а полярная связь становится более полярной. Поляризуемость связи зависит от заряда атомов, образующих связь, от размера атомов и формы орбиталей.

Эффективный заряд атома – это заряд, который возникает на атомах при образовании химической связи между ними вследствие смещения электронной плотности (общей электронной пары) к атому более электроотрицательного элемента Н^δ+ - Сl^δ-. Согласно опытным данным эффективный (реальный) заряд на атоме водорода составляет δ⁺ = + 0,18, а на атоме хлора составляет δ^- = -0,18 заряда электрона, т.е. связь в молекуле НСl имеет на 18% ионный характер, а на 82% - ковалентный характер (т.е. в НСl ковалентная полярная связь). Чем больше разность электроотрицательностей двух связанных атомов, тем больше на них возникает эффективный заряд.

Дата добавления: 2014-01-07