Общая химия (стр. 15 )

Направленность ковалентной связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрию (форму). Рассмотрим это на примере образования молекул O и .

Известно, что ковалентная связь возникает в направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов. При образовании молекул НС1 происходит перекрывание s-орбитали атома водорода с p-орбиталью атома хлора. Молекулы такого типа имеют гантелеобразную форму (рис. 3.2, б).

На внешнем уровне атома кислорода имеются два неспаренных электрона. Орбитали их взаимно перпендикулярны, т. е. располагаются относительно друг друга под углом 90°. При образовании молекулы воды орбиталь каждого р-электрона перекрывается орбиталью 1s-электрона атома водорода вдоль линии осей координат в месте, обозначенном более густыми точками (рис. 3.3). Химические связи в этом случае должны быть направлены под углом 90°.

Экспериментально найдено, что угол между связями в молекуле воды Н—О—Н равен 104,5° (ниже, в конце этого параграфа, объяснено это отклонение).

Таким образом, атом кислорода с двумя неспаренными (валентными) p-электронами образует с водородом молекулу воды, которая имеет угловую форму. Очевидно, молекулы такой же формы должны образовывать с водородом аналоги кислорода — сера, селен, теллур.

В образовании молекулы участвуют три неспаренных р-электрона атома азота, электронные орбитали которых также взаимно перпендикулярны, и 1s-электроны трех атомов водорода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей (рис. 3.4). Молекула имеет форму правильной пирамиды: в углах треугольника находятся атомы водорода, в вершине пирамиды — атом азота. Угол между связями Н—N—Н равен 107,3°. Молекулы такой же формы (но с другим значением угла) образуют с водородом аналоги азота — фосфор, мышьяк, сурьма.

Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, всегда имеют пространственную направленность. Углы между связями называются валентными.

Очень часто электроны, участвующие в образовании ковалентной связи, находятся в различных состояниях, например один в s-,

другой в p-орбиталях. Казалось бы, и связи в молекуле по прочности должны быть неравноценными. Однако опыт показывает, что они равнозначны. Это явление объясняется представлением о гибридизации атомных орбиталей, введенным Л. Полингом.

Гибридизацию валентных орбиталей рассмотрим на примере образования молекул хлорида бериллия , хлорида бора и метана .

Переход атома бериллия в возбужденное состояние сопровождается разъединением спаренных электронов, т. е. распадом двухэлектронного облака (2s2) на одноэлектронные. Схематически это можно изобразить так:

Перевод 2s-электрона на 2р-орбиталь, т. е. переход атома в возбужденное состояние, требует затраты энергии, которая с избытком компенсируется в реакции за счет образования двух связей. В возбужденном состоянии бериллий присоединяет два атома хлора:

Обе связи Be—С1 одинаково прочны и расположены под углом 180°.

Одинаковая прочность связей объясняется гибридизацией валентных (внешних) орбиталей, т. е. смещением их и выравниваем по форме и энергии. В этом случае первоначальная форма и энергия электронных орбиталей атома взаимоизменяются и образуются электронные орбитали одинаковой формы и энергии. Гибридная орбиталь асимметрична и сильно вытянута по одну сторону от ядра (рис. 3.5).

Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных (чистых) s - и р-орбиталей, так как при гибридизации происходит большее перекрывание. Гибридизация осуществляется тогда, когда в образовании связей данного атома участвуют электроны разного типа (в нашем примере s - и р-электроны). При этом число гибридных орбиталей равно числу исходных.

Таким образом, в образовании химической связи в молекуле участвуют один s - и один р-электрон центрального атома, т. е. бериллия. В этом случае происходит sр-гибридизация орбиталей (читается: эс-пэ-гибридизация) (рис. 3.6). Две гибридные ор-

битали ориентируются под углом 180° друг к другу, т. е. молекула имеет линейную форму — все три атома расположены на одной линии (рис. 3.7).

В молекуле хлорида бора осуществляется sp2-гибридизация орбиталей центрального атома (читается: эс-пэ-два-гибридизация).

У атома бора (электронная структура 12s22pl, в возбужденном состоянии) в гибридизации участвуют орбитали одного s - и двух р-электронов, что приводит к образованию трех гибридных орбиталей, расположенных под углом 120° (рис.3.8). Молекула имеет форму плоского равностороннего треугольника с атомом В в центре. Угол между осями гибридных орбиталей составляет 120°, все четыре атома лежат в одной плоскости (рис. 3.9).

При образовании молекулы метана атом углерода переходит в возбужденное состояние, сопровождающееся разъединением спаренных 2s-электронов, т. е. распадом двухэлектронного облака на одноэлектронные:

Как видно из схемы, атом углерода в основном состоянии имеет два неспаренных электрона (двухвалентен), в возбужденном состоянии (обозначено звездочкой) — четыре (четырехвалентен) и может присоединить четыре атома водорода:

При образовании молекулы метана у атома углерода подверглись гибридизации орбитали одного s - и трех р - электронов и получились четыре одинаковые гибридные орбитали (рис. 3.10). Такая гибридизация называется -гибридизацией (читается эс-пэ-три-гибридизация). Валентный угол между осями гибридных орбиталей составляет 109°28'. В результате перекрывания четырех гибридных -орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется прочная молекула метана с четырьмя одинаковыми связями (рис. 3.11).

Гибридизацией орбиталей объясняется и тот факт, что валентные углы связей у молекул воды и аммиака меньше тетраэдрического (см. рис. 3.3 и 3.4). Как и в случае образования метана, при образовании молекул воды и аммиака происходит -гибридизация атомных орбиталей атомов кислорода и азота. Но у атома углерода все четыре -орбитали заняты связывающими электронными парами (см. рис. 3.11), тогда как у атома азота

одна -орбиталь из четырех занята несвязывающей электронной парой (см. рис. 3.4), а у атома кислорода ими заняты две -орбитали (см. рис. 3.3). Таким образом, на изменении угла от тетраэдрического (109°28') сказывается отталкивающее действие неподеленных (несвязызаюших) электронных пар, занимающих -гибридные орбитали: у атома азота одна (угол 107,3°)^ У атома кислорода их две (угол 104,5°).