Repetitor_po_Khimii

Важной характеристикой ковалентной связи является по-

лярность связи.

Полярность связи зависит от электроотрицательности элементов, атомы которых участвуют в образовании связи

(см. § 3.6).

Напомним, что электроотрицательность (ЭО) элемента

характеризует способность его атома в молекуле притягивать к себе общую электронную пару.

Если ковалентная связь образуется между атомами с одинаковой ЭО, то общая электронная пара (область перекрывания электронных облаков) находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов. Такая связь называется неполярной связью. Неполярные связи существуют в молекулах

простых веществ: Н2, N2, Cl2, О2 и т. д.

Молекулы с неполярными связями являются неполярны-

ми молекулами.

Если ковалентная связь образуется между атомами с различной ЭО, то общая электронная пара (область перекрывания электронных облаков) смещается в сторону атома

с большей ЭО:

+δ –δ

А : В

ЭОА < ЭОВ

Врезультате смещения электронной плотности на атоме

сбольшей ЭО возникает избыточный отрицательный заряд (–δ), а на атоме с меньшей ЭО — положительный заряд (+δ).

• Ковалентная связь с неравномерным распределением электронной плотности между взаимодействующими атомами называется полярной связью.

Если молекула состоит из двух атомов, которые связаны полярной связью, то такая молекула является полярной молекулой, т. е. представляет собой диполь.

• Диполь — это электронейтральная система, в которой центры положительного и отрицательного зарядов находятся на определенном расстоянии друг от друга.

Схематично диполь изображается следующим образом:

120

Расстояние между центрами зарядов называется длиной

диполя (l ).

Количественной характеристикой полярности связей и

молекул является дипольный момент.

→

Дипольный момент μ равен произведению заряда δ на

длину диполя l :

→

μ = δ · l

Чем больше дипольный момент, тем больше полярность связи и молекулы. Дипольный момент является векторной величиной. Вектор дипольного момента направлен от центра

положительного заряда к центру отрицательного заряда.

Примером полярной молекулы является молекула хлоро-

водорода НСl.

В результате перекрывания s-облака атома водорода и p-об- лака атома хлора образуется одинарная σ-связь:

Так как ЭО хлора больше ЭО водорода, связь в молекуле НСl является полярной связью. Следовательно, молекула НСl представляет собой диполь.

Чем больше разность ЭО связанных атомов, тем сильнее смещается электронная плотность к атому более электроотрицательного элемента, тем больше дипольный момент молекулы. Например, в ряду молекул HI HBr HCl разность ЭО и полярность связей и молекул увеличиваются:

	Н — I		Н — Br		Н — Сl
ЭО:	2,1	2,5	2,1	2,8	2,1	3,0
ЭО:	0,4		0,7		0,9

Полярность связей и молекул увеличивается

121

Рис. 8. Определение дипольного момента молекулы воды

Рис. 7. Схема перекрывания электронных облаков в молекуле воды

Если молекула состоит из трех или большего числа атомов, дипольный момент молекулы равен векторной сумме

дипольных моментов всех связей в этой молекуле.

Для определения дипольного момента молекулы необходимо знать расположение в пространстве векторов дипольных моментов связей, которое зависит от геометрического строения молекулы.

Рассмотрим, например, строение молекулы воды Н2О и определим, является ли эта молекула полярной или неполярной.

Атом кислорода имеет на p-подуровне внешнего электронного слоя 2 неспаренных электрона. Расположенные под углом 90° p-облака этих электронов перекрываются с s-об- лаками двух атомов водорода и образуют две одинарные σ-связи, как это показано на рис. 7. Каждая связь О—Н является полярной связью, так как ЭО(О) > ЭО(Н); области перекрывания электронных облаков смещаются к атому кислорода, на котором возникает избыточный отрицательный заряд. На атомах водорода возникают избыточные положительные заряды. Отталкивание между этими одноименными зарядами обусловлиаает увеличение угла между связями до 104,5°. Схематично строение молекулы воды с изображением диполъных моментов связей О—Н и дипольного момента молекулы в целом показано на рис. 8.

Дипольный момент молекулы воды равен сумме дипольных моментов двух связей О—Н:

122

→	→	→
μ	(H2O) = μ	(O – H) + μ (O – H)

Эта сумма определяется по правилу параллелограмма. Как видно из рис. 8, молекула воды характеризуется определен-

ной величиной дипольного момента, т. е. является полярной молекулой (диполем).

Однако существует достаточно много молекул, которые содержат полярные связи, но сами являются неполярными.

Примеры таких молекул будут рассмотрены в следующем параграфе.

Вопросы для контроля

1.Какие вещества существуют в виде свободных атомов?

2.Что называется химической связью?

3.Какова природа сил, которые обусловливают химическую связь?

4.Какие структуры могут образоваться в результате связывания атомов?

5.Какие типы химической связи вы знаете?

6.Какие электроны называются валентными электронами?

7.Какие электронные структуры внешнего слоя стремятся приобрести атомы при образовании химической связи?

8.Как объяснял образование ковалентной связи Г. Льюис?

9.Как изменяется энергия системы взаимодействующих атомов при образовании химической связи?

10.Что происходит с электронными облаками при образовании ковалентной связи?

11.Что представляет собой область перекрывания электронных облаков?

12.В каком случае ковалентная связь называется одинарной (простой) связью?

13.Какие связи называются σ-связями? Что такое π-связи? Какие электронные облака могут участвовать в образований π-связей?

14.Что характеризует кратность связи?

15.Какие связи называются: а) двойными; б) тройными; в) кратными?

16.Что характеризует электроотрицательность элемента?

17.Какая связь называется: а) неполярной связью; б) полярной связью?

18.Что такое диполь? Что называется длиной диполя?

19.Чему равен дипольный момент?

20.От чего зависит полярность (дипольный момент) двухатомных молекул?

21.Чему равен дипольный момент молекул, которые состоят из трех или большего числа атомов?

22.Является ли молекула воды диполем?

123

§3.8. Валентность элементов

вковалентных соединениях. Гибридизация орбиталей. Направленность ковалентной связи. Пространственное строение молекул

Теория строения атома и теория ковалентной связи объясняют физический смысл понятия «валентность элемента» (начальные сведения о валентности см. в § 1.6).

В образовании ковалентных связей участвуют неспаренные электроны, поэтому валентность элемента (т. е. число

химических связей, которые образует атом этого элемента) определяется числом неспаренных электронов в его атоме.

Число неспаренных электронов в атомах многих элементов

при образовании химических связей может увеличиваться в результате перехода атомов из основного состояния в возбу-

жденное состояние.

Возбужденное состояние атома — это состояние с более высокой энергией, чем основное. Процесс перехода атома из

основного в возбужденное состояние называется возбужде-

нием атома.

Возбуждение атома при образовании химических связей обычно представляет собой разъединение спаренных элект-

ронов и переход одного из них с данного подуровня на свободную орбиталь другого подуровня. Как правило, этот пе-

реход происходит в пределах одного энергетического уровня. В процессе возбуждения изменяется спиновое квантовое число электрона, который переходит с одного подуровня на другой.

Рассмотрим, например, процесс возбуждения атома углерода. В основном состоянии атом углерода имеет на p-поду- ровне два неспаренных электрона:

Валентность углерода в основном состоянии равна двум. При поглощении энергии (Е) один из электронов 2s-поду- ровня переходит на свободную орбиталь 2p-подуровня, в результате число неспаренных электронов увеличивается до четырех:

124

В возбужденном состоянии углерод является четырехвалентным. Такую валентность углерод проявляет в большин-

стве соединений.

Таким образом, переход атома в возбуяеденное состояние

обусловливает увеличение валентности элемента и является причиной существования переменной валентности.

Затраты энергии на возбуждение атомов компенсируются той энергией, которая выделяется при образовании дополнительных химических связей.

Возбуждение атомов при образовании химических связей возможно не для всех элементов. Этим объясняется существование элементов с постоянной валентностью

(§ 1.6).

Например, атомы кислорода О и серы S имеют одинаковую конфигурацию внешнего электронного слоя — s2p4, так как кислород и сера находятся в главной подгруппе VI группы. В основном (невозбужденном) состоянии атомы кислорода и серы имеют по два неспаренных электрона на внешнем электронном слое:

Поэтому в основном состоянии кислород и сера имеют одинаковую валентность, равную II.

Атом кислорода при образовании химических связей не может перейти в возбужденное состояние, потому что на 2-м энер-

гетическом уровне нет свободных орбиталей (отсутствует d-по- дуровень). Это и является причиной постоянной валентности

кислорода во всех соединениях.

Для атома серы переход в возбужденное состояние возможен. В процессе возбуждения электроны атома серы переходят с 3s- и 3p-подуровней на свободные орбитали 3d-подуровня:

125

В возбужденных состояниях (обозначаются символом элемента со звездочкой) валентность серы равна IV и VI.

Число неспаренных электронов в основном и возбужденных состояниях атомов и максимальная валентность элементов 2-го и 3-го периодов представлены в табл. 18.

Данные табл. 18 показывают, что максимальное число неспаренных электронов, а соответственно и высшая валент-

ность элемента равны номеру группы, в которой он находится. Исключениями являются фтор F, кислород О и азот N, атомы

которых не могут переходить в возбужденное состояние. (Характер химических связей и валентное состояние азота в соединениях типа N2O5, HNO3 и др., где азот формально пятивалентен, будут рассмотрены в следующем параграфе.)

Таблица 18

Взаимосвязь между высшей валентностью элемента и числом неспаренных электронов

№ группы

I

II

III

IV

V

VI

VII

I

II

III

IV

V

VI

VII

Элемент

Li

Be

В

C

N

O

F

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Число неспарен-

ных электронов

1

0

1

2

3

2

1

1

0

1

2

3

2

1

в основном

состоянии

Число неспарен-

4

3

ных электронов

–

3

4

–

–

–

–

–

2

3

4

5

в возбужденном

6

5

7

состоянии

Высшая

I

II

III

IV

III

II

I

I

II

III

IV

V

VI

VII

валентность

В возбужденных атомах неспаренные электроны находятся на разных подуровнях, и, следовательно, орбитали этих электронов различаются по энергии и по форме. Однако ковалентные связи, которые образуют эти электроны, являются

равноценными. Это объясняется явлением, которое называется гибридизацией орбиталей.

126

• Гибридизация атомных орбиталей — это смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа (например, s- и p-орбиталей), в результате которого образуют-

ся одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали.

Число образующихся гибридных орбиталей равно числу

орбиталей, которые участвуют в гибридизации.

Наиболее важные типы гибридизации орбиталей: sp (смешение одной s- и одной p-орбитали), sp2 (смешение одной s- и двух p-орбиталей), sp3 (смешение одной s- и трех p-ор- биталей).

sp-Гибридизация

Рассмотрим этот тип габридизации на примере молекулы

хлорида бериллия ВеСl2. Валентность бериллия в этом соединении равна II, что соответствует числу неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома: 2sl2pl.

В результате гибридизации 2s-орбитали и одной 2p-ор- битали образуются две гибридные орбитали (рис. 9), которые располагаются на одной линии (угол между орбиталями 180°).

Рис. 9. Образование гибридных sp-орбиталей в атоме бериллия

sp-Гибридные орбитали атома бериллия перекрываются с p-орбиталями атомов хлора с образованием двух σ-связей (рис. 10).

Рис. 10. Перекрывание электронных облаков в молекуле ВеСl2

127

Гибридные sp-облака всегда располагаются под углом

180°, поэтому для молекул, которые содержат sp-гибриди- зованные атомы, характерно линейное строение.

Каждая связь Be—Cl является полярной связью, так как ЭО(Сl) > ЭО(Ве). Векторы дипольных моментов двух связей Be—Cl в молекуле ВеСl3 равны по величине, но имеют проти-

воположное направление, поэтому векторная сумма равна нулю. Это значит, что молекула ВеСl2 является неполярной

молекулой.

Следовательно, полярность молекулы зависит не только

от полярности имеющихся в ней химических связей, но и от геометрической формы молекулы.

sp2-Гибридизация

Рассмотрим этот тип гибридизации на примере молекулы хлорида бора ВСl3. Валентность бора в этом соединении рав-

на III, что соответствует числу неспаренных электронов

ввозбужденном состоянии атома: 2sl2p2.

Врезультате гибридизации 2s-орбитали и двух 2p-орби- талей образуются три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости; угол между орбиталями 120° (рис. 11).

Рис.11. Образование гибридных sp2-орбиталей в атоме бора

Гибридные sp2-орбитали атома бора перекрываются с p- орбиталями трех атомов хлора с образованием трех σ-связей

(рис. 12).

Молекула ВСl3 имеет форму равностороннего треугольника.

128

Рис. 12. Перекрывание электронных облаков в молекуле ВСl3

Эта молекула является еще одним примером неполярных молекул, содержащих полярные связи.

sp3-Гибридизация

В состоянии sp3-гибридизации находится, например, атом углерода в молекуле метана СH4. В этом соединении атом уг-

лерода образует 4 одинарные связи, т. е. его валентность равна IV. Такую валентность углерод имеет в возбужденном состоянии: 2sl2p3.

В результате гибридизации 2s-орбитали и трех 2p-орби- талей образуются четыре гибридные орбитали, которые располагаются под углом 109,5° друг к другу и направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится ядро атома углерода (рис. 13).

Рис, 13. Образование гибридных sp3-орбиталей в атоме углерода

129