Короткі теоретичні відомості. З усіх типів хімічного зв’язку в молекулах найбільш поширеним є ковалентний зв’язок, який утворюється внаслідок перекривання АО з неспареними електронами

З усіх типів хімічного зв’язку в молекулах найбільш поширеним є ковалентний зв’язок, який утворюється внаслідок перекривання АО з неспареними електронами взаємодіючих атомів. У першу чергу виникає так званий s- зв’язок, коли АО перекриваються вздовж прямої лінії - лінії зв’язку, що з’єднує ядра взаємодіючих атомів:

s - s s - p p - p

Деякі молекули мають дві області перекривання атомних орбіталей, які знаходяться над і під площиною, де знаходяться ядра взаємодіючих атомів та s- зв’язки, таким чином додатково виникає так званий p- зв’язок:

p - р p – d d – d

Усі s-зв’язки багатовалентного атома однакові, тобто цей атом має на АО однотипні валентні електрони. У випадку різнотипних валентних електронів відбувається гібридизація відповідних електронних орбіталей. Гібридні орбіталі мають лише таку форму:

Розглянемо основні типи гібридизації АО. Якщо атом двохвалентного елемента має валентні електрони ns ² np p або ns ² np p p , тобто якщо два неспарені електрони розташовані на орбіталях одного типу (р), гібридизація відсутня. Молекула у цьому випадку кутова, значення валентного кута дорівнює 90° і співпадає з розташуванням р -орбіталей у просторі. Якщо ж атоммає у збудженому стані ns np -валентні електрони, то вихідні АО – різних типів, тому відбувається sp- гібридизація. Треба знати, що гібридні АО розташовуються у просторі під максимальними кутами одна до іншої; у цьому випадку – під кутом 180°. Отже, молекула лінійна.

90°

гібридизація відсутня sp -гібридизація

Для атомів трьохвалентних елементів з неспареними електронами, розташованими на ns np p p -підрівнях (нормальний стан) або ns np p -підрівнях (збуджений стан іншого атома), не відбувається ніякої гібридизації у першому випадку, тому що вихідні АО однотипні, та відбувається sp ²-гібридизація АО у другому випадку. Отже, перша молекула має геометричну форму тригранної піраміди з валентним кутом 90° у вершині, тому що р -орбіталі розташовані у просторі під цим кутом одна до іншої. Друга молекула являє собою рівносторонній трикутник, тому що максимальний кут між трьома гібридизованими орбіталями дорівнює 120°:

90°

гібридизація відсутня sp ²-гібридизація

Для атома чотирьохвалентного елемента, в якого валентні електрони у збудженому стані знаходяться на ns np p p -підрівнях, наявні sp ³-гібридизаціяао та тетраедрична форма молекули з валентним кутом 109°28¢ (» 109,5°):

sp ³-гібридизація

При розв’язанні задач цього розділу потрібно розуміти різницю між полярністю зв’язку та полярністю молекули у цілому.Полярність зв’язкупов’язана з наявністю ефективних (реальних) зарядів (d^±) на атомах після утворення ковалентного зв’язку. Найпростіше вона оцінюється за різницею електронегативностей атомів (ЕН, або c, див. додаток, табл.1). Якщо ця різниця (DЕН) менша за 1,9, утворюється ковалентний полярний зв’язок, наприклад:

С - Н , С – Cl , C⁰ - S⁰

DЕН 0,4 0,5 0

полярні зв’язки неполярний зв’язок

При ЕН > 1,9 утворюється іонний зв’язок, який можна розглядати як граничний варіант ковалентного полярного зв’язку.

При наявності полярних зв’язків молекула у залежності від її будови може бути як полярною, так і неполярною. Якщо центри всіх позитивних і негативних зарядів співпадають у просторі, молекула неполярна; якщо не співпадають – молекула полярна. Так, молекули типу АВ₂ трикутної форми полярні, молекули типу АВ₂ лінійної форми неполярні.

Дата добавления: 2015-05-24