3.8. Алгоритм выполнения заданий по теме «Химическая связь. Строение молекул»

1. Написать электронные формулы валентных электронов в атомах, входящих в состав молекулы

2. Расположить валентные электроны по квантовым ячейкам в основном или возбужденном состоянии атомов.

3. Определить электроны, участвующие в образовании химических связей (определить валентность атомов элементов).

4. Изобразить перекрывание валентных электронных облаков атомов с учетом возможности их гибридизации и требования их максимального перекрывания. Определить количество, тип связей, механизм их образования.

5. Определить геометрическую форму молекулы (для наглядности изобразить химические связи черточками).

Примечания:а) молекулы общей формулыАВ₂ с sp-гибридизацией центрального атома А имеют линейную форму:

Угол между связями ВАВ равен 180^0.

б) молекулы общей формулы АВ₃с sp²-гибридизацией центрального атома А имеют форму плоского треугольника:

Угол между связями ВАВ равен 120^0.

в) молекулы общей формулы АВ₄с sp³-гибридизацией центрального атома А имеют форму тетраэдра:

Угол между связями ВАВ равен 109^028`.

г) молекулы общей формулы АВ₃(или АВ₃Е, где Е – несвязывающая электронная пара центрального атома А) с sp³-гибридизацией центрального атома А имеют форму тригональной пирамиды (NH₃, NF₃и другие молекулы, образованные аналогами азота):

Угол между связями ВАВ равен 107,3.

д) молекулы общей формулы АВ₂(или АВ₂Е₂, где Е – несвязывающая электронная пара центрального атома А) с sp³-гибридизацией центрального атома А имеют форму тригональной пирамиды (H₂О, H₂Sи другие молекулы, образованные аналогами кислорода):

Угол между связями ВАВ равен 104,5^0.

е) пункты а), б), в) касаются строения молекул, рассмотренных с применением теории гибридизации Полинга, пункты г) и д) – теории полной гибридизации Джиллеспи.

6. Определить полярность химических связей на основании расчета разности относительных электроотрицательностей (ЭО) элементов:

а) если ЭО  0, _связи  0, связь полярна, нужно указать вектор связи _связи;

б) если ЭО = 0, _связи = 0, связь неполярна и вектор связи _связи отсутствует.

7. Определить полярность молекулы (определить электрический момент диполя молекулы _м-лы), используя табл. 3.2:

_{n → m →}

 _м-лы = (_связи)_i + (_{несвяз.эл.пары})_j.

i=1 j=1

Несвязывающие электронные пары, расположенные на гибридных орбиталях (теория Джиллеспи), имеют собственный электрический момент диполя (направление от ядра центрального атома по оси расположения гибридной АО).

а) если _м-лы = 0, молекула неполярна;

б) если _м-лы  0, молекула полярна.

3.8. Ионная связь

При взаимодействии двух атомов, обладающих весьма различными электроотрицательностями, общая пара электронов может быть практически полностью смещена к атому с большей электроотрицательностью. В результате образуются две заряженные частицы – два иона, между которыми действуют силы электростатического притяжения.

Связь, которая осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, называется ионной.

Например, ионная связь возникает между цезием и фтором, разница ЭО у которых составляет более трёх единиц. К типичным соединениям с ионной связью относятся галогениды щелочных металлов, например CsF, CsCl, NaCl.

Ионная связь характеризуется:

• ненаправленностью, так как электрическое поле иона имеет сферический характер и равноценно во всех направлениях;

• ненасыщаемостью, поскольку при взаимодействии ионов не происходит полной взаимной компенсации их силовых полей (рис. 3.16) и ионы сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами.

Из-за отсутствия у ионной связи направленности и насыщаемости каждый ион окружен ионами противоположного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименно заряженных ионов. Поэтому соединения с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассматривать как единую гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов. Лишь при высоких температурах, когда вещество переходит в газообразное состояние, ионные соединения могут существовать в виде неассоциированных молекул.

Теория ионной связи разработана в 1916 г. немецким ученым В. Косселем. Согласно этой теории, устойчивой конфигурацией является оболочка инертного газа s²p⁶. Все атомы, участвующие в химическом взаимодействии, стремятся приобрести устойчивую оболочку инертного газа. При этом атомы металлов отдают свои валентные электроны, приобретая оболочку предыдущего инертного газа и положительный заряд. Атомы неметаллов принимают электроны, приобретая оболочку последующего инертного газа и отрицательный заряд. Например:

К 3s²3p⁶4s¹ – 1eˉ K⁺ 3s²3p⁶;

F 2s²2p⁵ + 1eˉ F2s²2p⁶.

Полного перехода электрона от одного атома к другому в действительности не происходит даже в типичных ионных соединениях – галогенидах щелочных металлов. Например, в кристалле NaCl эффективный отрицательный заряд атома хлора составляет лишь 0,94 заряда электрона; таким же по абсолютной величине положительным зарядом обладает и атом натрия. Нельзя провести точную границу между ионной связью и ковалентной полярной связью, можно оценивать только степень ионности связи, которая количественно характеризуется эффективными зарядами атомов () в молекуле. Можно сказать, что ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи, для которой эффективный заряд атомов по абсолютной величине близок к единице. Принято считать связь ионной, если разность электроотрицательностей атомов (ЭО) больше 1,9 или 0,5. Таким образом, природа химической связи едина и существующее различие между видами связей имеет количественный характер.

Свойства ионов:

1.Ионы обладают поляризующим действием – способностью деформировать, смещать электронную оболочку соседнего иона. В большей степени этим свойством обладают катионы. Поляризующее действие зависит, во-первых, от заряда и радиуса иона: чем больше заряд и меньше радиус иона, тем сильнее его поляризующее действие. Например:

а) Pb⁰ Pb²⁺Pb⁴⁺

r, Å 1,74 1,32 0,84

-------------------------------------->

поляризующее действие усиливается;

б) Li⁺ Na+ K⁺ Rb⁺ Cs⁺

---------------------------------------------------------->

радиус ионов увеличивается, поляризующее действие уменьшается.

Во-вторых, чем больше электронов имеет катион металла на внешнем энергетическом уровне, тем больше его поляризующее действие.

Например, в ряду: Ca²⁺(8eˉ), Fe²⁺(14eˉ), Zn²⁺(18eˉ)¹поляризующее действие ионов усиливается.

2. Поляризуемость – это способность иона деформироваться под действием электрического поля соседнего иона. У ионов с одинаковым зарядом и одинаковым строением внешней электронной оболочки поляризуемость возрастает с увеличением размеров ионов. Например:

а) Li⁺Na+K⁺Rb⁺Cs⁺

---------------------------------------------------------->

радиус ионов увеличивается, поляризуемость возрастает;

б) F^-Cl^-Br^-I^-

---------------------------------------------------------->

радиус ионов увеличивается, поляризуемость возрастает.

Легче поляризуются отрицательно заряженные ионы (анионы). Их размеры по сравнению с атомами возрастают, отталкивание между электронами увеличивается и поляризуемость возрастает. В первом приближении можно считать, что деформации подвергается только внешняя электронная оболочка иона.