165292 (739462), страница 10

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 10)

Валентными являются электроны не только одного подуровня, орбитали которых имеют одинаковую форму, а и разных подуровней с различной конфигурацией электронных облаков. Например, атомы бария и углерода имеют валентные электроны, находящиеся на 2s и 2p-подуровнях (бор 2s²2p¹; углерод 2s²2p²). В образовании связи принимают участие одновременно s- и p-электронные облака имеющие различные конфигурации. Следовательно, должны образовываться разные по прочности химические связи, т.к. при взаимодействии с другими одинаковыми атомами полнота перекрывания будет разной.

Рассмотрим образование молекулы СН₄. В возбужденном атоме углерода валентные электроны располагаются на 2s¹2p³, т.е. по одному на каждой орбитале. (рис.4.4.).

При взаимодействии атома углерода с водородом образуется четыре ковалентных связи. Перекрывание электронных облаков водорода с р-облаками углерода происходит по полосам р-облаков, а s-облако углерода с s-облаком водорода может перекрываться в любом месте, т.к. все направления равноценны. При этом, площадь перекрывания s-облака у углерода с водородом будет отличаться от площади перекры–

в ания р-облаков. Следовательно, в молекуле СН₄ один атом водорода будет иметь иную прочность связи, чем остальные три, чего практически не бывает. Все четыре атома водорода в молекуле метана неразличимы, имеют одинаковую энергию связи. Напрашивается вывод: все четыре облака в возбужденном атоме углерода имеют одинаковую форму и плотность. Эта идея привела к возникновению теории гибридизации.

В основе теории гибридизации лежит идея преобразо-

Рис.4.11. Расположение вания электронных облаков центрального атома перед его

валентных электронов взаимодействием с другими атомами. В результате такой

в возбужденном атоме перестройки электронные облака центрального атома раз-

углерода. ные по форме и плотности преобразуются в новые

(гибридные) облака одинаковой формы и плотности.

Так, у атома углерода в результате перестройки s-облако за счет своей плотности и частично плотности р-облаков приобретает форму односторонней гонтели. Аналогично все р-облака за счет своей плотности и остаточной плотности s-облака становятся такими же по форме и плотности.(рис.4.12.).

Pz sp-гибридизация

Py

S

Px

гибридизация ps- гибридизация

ps- гибридизация

ps- гибридизация

Рис.4.12. Перестройка (гибридизация)-электронных облаков атома углерода.

В данном преобразовании учавствуют одно s-облако и три р-облака, поэтому такая перестройка называется sp³-гибридизацией. Как видно из рис.4.12. в результате гибридизации не только изменяется форма облаков, изменяется также взаимное расположение облаков, увеличиваются углы между новыми (гибридными) орбиталями. Гибридное состояние атома приобретает своеобразную геометрическую конфигурацию, которая и предопределяет геометрическую структуру молекулы.

Н Н

С Н

Н Н С Н

Н

Н

Рис.3.13. Конфигурация молекулы СН₄.

После гибридизации атом углерода (рис.4.12.) получил четыре гибридных sp-облака. После взаимодействия с водородом образуется четыре одинаковых сигма sp-гибридных связи. (рис.4.13.). Молекула СН₄ приобретает конфигурацию тетраэдра.

Так как гибридные облака имеют большую вытянутость в одну сторону от ядра, чем в другую, то химическая связь, образованная гибридными облаками более прочна, чем связь, образованная отдельными облаками, например, s- и p-облаками. Гибридизация связана с энергетическим выигрышем в результате образования более прочных связей и более симметричного распределения электронной плотности в молекуле.

Рассмотрим другие типы гибридизации. sp-гибридизация. В преобразовании участвуют одно s- и одно р-облако и гибридные sp-облака становятся линейно расположенными (рис.4.14.)

S

sp-гибридизация гибридные облака

P

исходные 180⁰

облака

Рис.4.14. Расположение гибридных атомов при sp-гибридизации.

При sp-гибридизации молекулы имеют линейную конфигурацию. Например, молекула BeCl₂ (Cl–Be–Cl).

sp²-гибридизация. Перестрой электронных облаков за счет одного s-облака и двух р-облаков, приводит к образованию трех sp²-гибридных облаков, расположенных друг относительно друга под углом 120⁰.

P

120⁰

S

P sp²-гибридизация

исходные гибридные

облака облака

Рис.4.15. Расположение электронных оболочек при sp²-гибридизации.

s p²-гибридизация дает треугольную конфигурацию молекул. Такую конфигурацию имеет, например, молекула BCl₃. Cl

B–Cl

Cl

Рис.4.16. sp²-гибриди-

зация азота и пирами-

sp³-гибридное молекула дальная конфигура-

состояние атома азота NH₃ ция молекулы NH₃.

Рассмотрим молекулы NH₃ и Н₂О. В молекуле NH₃ электронные облака центрального атома азота гибридизированы. Тип гибридизации sp³. Однако во взаимодействие вступили только три гибридных орбитали, содержащих по одному электрону. На четвертой гибридной орбитали находится два электрона и поэтому она во взаимодействии с водородом не участвует. Хотя азот имеет sp³гибридное состояние, но конфигурация молекул не тетраэдрическая, а пирамидальная, образованная как бы за счет p³-гибридных облаков (рис.4.16.).

В молекуле Н₂О атом кислорода находится в sp³-гибридном состоянии. Но на двух гибридных орбиталях содержится по два электрона и только две остальных, имеющих по одному электрону, вступают во взаимодействие с водородом. Получается следующая картина: при sp³-гибридном состоянии электронных облаков атома кислорода молекула воды имеет угловую конфигурацию, образованную только за счет гибридных атомов.(рис.4.17.)

а) б) в) О

Н Н

sp³-гибридное состояние 104,5⁰

кислорода

Рис.4.17. sp³-гибридное состояние кислорода (а); конфигурация молекулы Н₂О (б,в)

Зависимость пространственных конфигураций молекул от типа гибридизации дана в таблице 4.1.

Таблица 4.1.

4.3.2. Метод молекулярных орбиталей.

К сожалению метод валентных связей, имеющий хорошую наглядность, не смог объяснить ряд особенностей отдельных молекул и устойчивость частиц. Так, метод ВС не мог объяснить, почему в молекуле O₂ остаются неиспользованными два электрона и молекула обладает магнитными свойствами, почему существуют и являются достаточно устойчивыми ионы Н₂^–, Ne₂⁺, O₂⁺ и др.? Ответ на многие “почему?” был получен после введения в теорию химической связи метода молекулярных орбиталей (метода МО).

Метод молекулярных орбиталей базируется на следующих положениях:

• Электроны в молекулах находятся на молекулярных орбиталях, как у атома – на атомных.

• молекулярные орбитали получаются при складывании атомных орбиталей.

• Из двух атомных орбиталей образуется две молекулярные орбитали, одна из которых имеет более низкую энергию.

• Орбиталь с более низкой энергией называется связывающей, а с более высокой – разрыхляющей.

• Образуются как сигма (-), так и пи (-) молекулярные орбитали.

• Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит в соответствии тех же принципов, что и по атомным: принципа наименьшей энергии, принципа Паули и правила Гунда.

П ри взаимодействии двух s-атомных образуется две молекулярные орбитали:_s^св и _s^раз (рис.4.18.).

_s^раз

+

S S _s^св

Рис.4.18. Схема образования_s -молекулярных орбиталей.

Р -атомные орбитали в зависимости от способа взаимодействия способны образовывать два типа молекулярных орбиталей _px-МО и _py(pz)-МО. (рис.4.19. и 4.20.)

_px^раз

+

Px Px _px^св

Рис.4.19. Схема образования _px –МО.

_pz^раз

+

_pz^св

Pz Pz

Рис.4.20. Схема образования _pz –МО.

Рассмотрим с позиции метода МО несколько молекул.

Молекула Н₂. У каждого атома водорода имеется на атомных орбиталях по одному s-электрону. При взаимодействии водородов атомные орбитали объединяются и образуют, как показано на рис.4.18. две молекулярные орбитали:_s^св и _s^раз. Диаграмма взаимного расположения связующих и разрыхляющих молекулярных орбиталей показана на рис.4.21.

По принципу наименьшей энергии и принципу Паули оба электрона располагаются на _s^св-орбитале. Орбиталь _s^раз остается свободной.

М етод МО позволяет оценивать проч-

А.О. МО А.О. ность химической связи путем расчета

Н’ Н₂ H’’ кратности связи. Кратность связи (К.С.)

_s^раз определяется как полуразность числа

электронов на связующих орбиталях (n_св) и

числа электронов на разрыхляющих (n_раз)

1S 1S КС= n_св – n_раз /2

_s^св Для молекулы водорода кратность связи

Рис.4.21. Энергетическая диаграмма равна 1. КСн₂=2–0/1=1

молекулы Н₂. Энергия диссоциации молекулы Н₂ состав-

ляет 432 кДж/моль.

Молекула Не₂. Энергетическая диаграмма молекулы по методу МО представлена на рисунке 4.22.

А.О. МО А.О. По сравнению с молекулой водорода,

Не’ Не₂ Hе’’ энергетическая диаграмма молекулы Не₂

_s^раз содержит также два электрона на _s^раз -

Характеристики

Список файлов реферата