Головна

Хімічна зв'язок і будова молекул

  1.  C) бейберекет ?оз?ал?ан молекулаларди? массани тасималдауи
  2.  D) молекулаларди? массалари мен м?лшерлері ?те аз шама
  3.  D) молекулаларди? идис ?абир?аларимен со?ти?исуимен ж?не імпульс беруімен
  4.  I. Органічна будова народів, що живуть поблизу Північного полюса
  5.  I. Органічна будова привертає людини до здатності розуму
  6.  I. Основи молекулярно-кінетичної теорії
  7.  I. Порівняння органічної будови рослин і тварин у зв'язку з будовою людини

1.5.1 Механізми утворення ковалентного зв'язку

Теорія будови атома стала причиною для створення теорії хімічного зв'язку. У 1916 році (до цього часу вже стали відомі основні риси електронної структури атомів) німецький вчений В. Коссель припустив, що при взаємодії двох атомів один з них віддає електрони, а інший приймає; при цьому перший атом перетворюється в позитивно заряджений іон, а другий - в негативно заряджений. Електростатичне тяжіння утворилися іонів призводить до утворення стійкого з'єднання. Подальший розвиток ідей Косселя призвело до створення сучасних уявлень про іонної зв'язку.

У тому ж 1916 році американський фізико-хімік Дж. Льюїс висловив припущення, що хімічний зв'язок виникає в результаті утворення електронної пари, одночасно належить двом атомам. Ця ідея послужила вихідним пунктом для розробки сучасної теорії ковалентного зв'язку.

Процес спаровування електронів при утворенні молекули водню може бути зображений наступною схемою:

 Уявлення про механізм утворення хімічного зв'язку, розвинені на прикладі молекули водню, були поширені і на більш складні молекули. Розроблена на цій основі теорія хімічних зв'язків отримала назву методу валентних зв'язків (метод ВС). В основі методу валентних зв'язків лежить розглянуте вище положення про те, що будь-яка ковалентний хімічний зв'язок виникає в результаті взаємодії двох електронів з протилежно спрямованими спинами, причому спочатку ці електрони належать різним атомам, а що утворюється загальна електронна пара - обом атомам. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається обмінним механізмом. Саме за обмінним механізмом утворені хімічні зв'язки в молекулах водню і хлороводню:

Згідно з методом ВС ковалентний зв'язок тим міцніше, чим більшою мірою перекриваються взаємодіючі електронні хмари.

Таким чином, згідно з методом ВС ковалентний зв'язок є двухелектронной двухцентровой зв'язком, оскільки пара з двох електронів рухається в силовому полі, утвореному двома центрами - ядрами двох атомів. Комбінації таких двухелектронних двухцентрових зв'язків, що відображають електронну структуру молекули, отримали назву валентних схем.

 Крім обмінного механізму можливий донорно-акцепторні механізм утворення ковалентного зв'язку, відмінність якого можна показати на прикладі освіти іона амонію. Атом азоту в молекулі аміаку пов'язаний з трьома атомами водню трьома ковалентними зв'язками, утвореними за обмінним механізмом (хрестиками у формулі аміаку показані електрони, спочатку належали атомам водню). Крім того, у атома азоту є два спарених електрона. Така пара електронів теж може брати участь в утворенні ковалентного зв'язку з іншим атомом, якщо в зовнішньому електронному шарі цього атома  є вільна орбіталь. Незаповнена орбіталь є у іона водню. При взаємодії молекули аміаку з іоном водню ковалентний зв'язок виникає внаслідок того, що неподіленої пари електронів атома азоту, перекриваючи з вільною орбиталью іона H+, Стає загальною для обох атомів. В результаті цієї взаємодії утворюється іон амонію.

Слід зауважити, що часто зустрічається в літературі термін «донорно-акцепторні зв'язок» не завжди правильно інтерпретується. Важливо розуміти, що має сенс говорити лише про донорно-акцепторном механізм утворення ковалентного зв'язку, оскільки після утворення, наприклад, іона амонію NH4+ неможливо визначити, яка з ковалентних зв'язків утворена по донорно-акцепторного, а яка за обмінним механізмом. Всі чотири ковалентні зв'язки в йоні амонію між атомом азоту і атомами водню абсолютно однакові.

1.5.2 Спрямованість ковалентного зв'язку

Утворення ковалентного зв'язку, що є результатом перекривання валентних електронних хмар взаємодіючих атомів, можливо тільки при певній взаємної орієнтації електронних хмар. При цьому область перекривання розташовується в певному напрямку по відношенню до взаємодіє атомам. Інакше кажучи, ковалентний зв'язок має спрямованість.

Подання про спрямованість ковалентних зв'язків дозволяє пояснити взаємне розташування атомів в багатоатомних молекулах. Так, наприклад, при утворенні молекули води електронні хмари двох неспарених 2p-електронів атома кисню перекриваються з 1s-електронними хмарами двох атомів водню (рисунок 1.3 а). Оскільки p-електронні хмари атома кисню розташовані перпендикулярно один до одного, то молекула H2O має кутову будову, причому можна було б припустити,  що кут між зв'язками O-H має становити 90 °.

 Молекула аміаку, що утворюється при взаємодії трьох p-електронів атома азоту з s-електронами трьох атомів водню, має структуру піраміди, в вершині якої знаходиться атом азоту, а в основі піраміди - атоми водню (рисунок 1.3 б). І в цьому випадку слід було б очікувати, що в молекулі NH3 кути між зв'язками N-H будуть рівні 90 °. Насправді ж кути між зв'язками (тобто валентні кути) в молекулах води та аміаку дещо відрізняються від 90 °. Причина цього обговорюється далі.

Якщо область перекривання електронних хмар знаходиться на осі, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів (тобто на осі зв'язку), то така ковалентний зв'язок називається ?-зв'язком (сигма-зв'язок) (рисунок 1.4 а - в).

При взаємодії p-електронних хмар, орієнтованих перпендикулярно осі зв'язку, утворюється не одна, а дві області перекривання, розташовані по обидва боки від цієї осі. Така ковалентний зв'язок називається ?-зв'язком (пі-зв'язок) (рисунок 1.4 г).

При утворенні молекули азоту з атомів, три неспарених p-електрона одного атома азоту і три неспарених p-електрона іншого, утворюють одну ?- і дві ?-зв'язку (малюнок 1.5).


 
 
 Малюнок 1.5 - Взаємодія p-електронних хмар атомів азоту при утворенні молекули N2

1.5.3 Гібридизація атомних орбіталей

Для пояснення відмінності валентних кутів в молекулах води та аміаку від 90 ° необхідно врахувати, що стійкого стану молекули відповідає така її геометрія і таке просторове розташування електронних хмар зовнішніх оболонок атомів, при яких потенційна енергія з'єднання буде мінімальною. Це призводить до того, що при утворенні сполуки форми і взаємне розташування електронних хмар атомів змінюються в порівнянні з їх формами і взаємним розташуванням у вільних атомах. В результаті досягається більш повне перекривання валентних електронних хмар і, внаслідок цього, освіту міцніших ковалентних зв'язків. В рамках методу валентних зв'язків така перебудова електронної структури атома розглядається на основі подання про гібридизації атомних орбіталей.

Метод гібридизації атомних орбіталей виходить з припущення, що при утворенні сполуки замість вихідних атомних s-, p- і d-електронних хмар утворюються такі рівноцінні «змішані» (тобто гібридні) електронні хмари, які витягнуті у напрямку до сусіднім атомам, внаслідок чого досягається більш повне перекривання з електронними хмарами цих атомів. Така зміна електронних хмар вимагає витрати енергії, однак більш повне перекривання електронних хмар взаємодіючих атомів призводить до утворення більш міцних хімічних зв'язків і, як наслідок, до деякого виграшу в енергії. Якщо цей енергетичний виграш достатній, щоб компенсувати витрати енергії на деформацію вихідних електронних хмар атомів, то така гібридизація призводить до зменшення потенційної енергії утворюється молекули і підвищенню стійкості молекули. Далі концепція гібридизації атомних орбіталей розглядається на конкретних прикладах утворення молекул BeF2 , BF3 , CH4 , SF6 .

Атом берилію в збудженому стані має два неспарених електрона, що займають 2s- і 2p-орбіталі. При перекривання цих орбіталей з p-  електронними хмарами двох атомів фтору могли б утворитися дві ковалентні зв'язку. Так як s- і p-орбіталі відрізняються за формою і енергії, то утворилися зв'язку повинні були б бути нерівноцінними. Досвід же показує, що в молекулі BeF2 обидві зв'язку рівноцінні. Цей факт можна пояснити з позицій теорії гібридизації атомних орбіталей: замість однієї s- і однієї p-орбіталей атома берилію утворюються дві гібридні sp-орбіталі, які розташовані під кутом 180 ° один до одного (малюнок 1.6). Освіта двох sp-гібридних орбіталей з однієї s- і однієї p-орбіталей називається sp-гібридизацією. Перекриття гібридних sp-електронних хмар атома берилію з p-електронними хмарами атомів фтору призводить до утворення лінійної молекули BeF2 (Рисунок 1.6).

Малюнок 1.6 - sp-гібридизація

Таким чином, при sp-гібридизації електронних хмар центрального атома утворюється молекула має лінійну конфігурацію.

Можливі й інші випадки гібридизації атомних орбіталей, причомучисло утворюються гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних атомних орбіталей, що беруть участь в гібридизації. Наприклад, при гібридизації однієї s- і двох p-орбіталей (sp2гібридизація; читається: «ес-пе-два») утворюються три рівноцінні sp2орбіталі. В цьому випадку гібридні електронні хмари розташовуються під кутом 120 ° один до одного (малюнок 1.7).

 
 
 Малюнок 1.7 - sp2гібридизація

Цьому типу гібридизації відповідає утворення плоскої трикутної молекули. Прикладом такої молекули є BF3.  Вихідні орбіталі атома бору в збудженому стані (одна s- і дві p-орбіталі) беруть участь в гібридизації з утворенням трьох рівноцінних sp2-орбіталей. Тому молекула BF3 побудована в формі правильного трикутника, в центрі якого знаходиться атом бору, а в вершинах розташовуються атоми фтору.

Якщо в гібридизації бере участь одна s- і три p-орбіталі (sp3гібридизація; читається: «ес-пе-три»), то в результаті утворюються чотири гібридні sp3орбіталі, витягнуті у напрямку до вершин тетраедра, тобто sp3-електронні хмари орієнтовані в просторі під кутом 109 ° 28' по відношенню один до одного (малюнок 1.8).

 
 
 Малюнок 1.8 - sp3гібридизація

Цей тип гібридизації здійснюється в збудженому  атомі вуглецю при утворенні молекули CH4. Тому молекула метану має форму тетраедра, причому всі чотири зв'язку С-H в цій молекулі рівноцінні.

 При утворенні молекул води і аміаку також відбувається sp3гібридизація електронних хмар атомів кисню та азоту відповідно. Саме тому валентні кути в молекулах води та аміаку рівні не 90 °, а близькі до тетраедричних (? HOH = = 104,5 °; ? HNH = 107,3 ??°). Деяка відмінність цих кутів від 109 ° 28' пояснюється наступним чином. У атома кисню з чотирьох гібридних орбіталей тільки дві беруть участь в утворенні хімічних зв'язків з атомами водню, а дві інші зайняті неподіленими парами електронів (рисунок 1.9 а). У молекулі аміаку з чотирьох гібридних sp3-орбіталей атома азоту тільки три беруть участь в утворенні хімічних зв'язків; одна гібридна sp3орбіталь містить неподілену пару електронів (рисунок 1.9 б). Така асиметрія в розподілі електронних хмар навколо ядер атомів кисню (в молекулах води) і азоту (в молекулах аміаку) призводить до спостережуваних відхилень валентних кутів від тетраедричних, характерних для випадку sp3гібридизації.

 У елементів третього і наступного періодів в освіті гібридних електронних хмар можуть брати участь і d-орбіталі. Наприклад, при утворенні молекули SF6 відбувається гібридизація однієї s-, трьох p- і двох d-орбіталей збудженого атома сірки (sp3d2гібридизація).

при sp3d2гібридизації утворюються шість рівноцінних гібридних орбіталей, витягнутих до вершин октаедра (рисунок 1.10). Саме sp3d2гібридизація пояснюється октаедричні структура молекули SF6 .

 
 
 Малюнок 1.10 - sp3d2гібридизація

На відміну від ковалентного зв'язку, іонна зв'язок не має спрямованість, оскільки взаємодія між іонами здійснюється незалежно від напряму (рисунок 1.11).

 Два різнойменних іона, прітянувшіеся один до одного, зберігають здатність електростатично взаємодіяти з іншими іонами. У цьому полягає ще одна відмінність між іонним і ковалентним типами зв'язку: іонний зв'язок не володіє насичуваність (рисунок. 1.11). Тому до даного іону може приєднатися різне число іонів протилежного знака. Це число визначається розмірами взаємодіючих іонів, а також тим, що сили тяжіння між протилежно зарядженими іонами повинні переважати над силами відштовхування, що діють між однойменно зарядженими іонами.

1.5.4 Металева зв'язок

Дослідження електронної будови твердих металів показали, що у вузлах кристалічної решітки металу знаходяться іони металу, а валентні електрони, які здійснюють хімічну зв'язок, належать не двом або декільком певним атомам (іонів), а всьому кристалу металу. При цьому валентні електрони здатні вільно переміщатися в обсязі кристала. Утворену подібним чином хімічний зв'язок називають металевим зв'язком, А сукупність вільних електронів, що знаходяться між вузлами кристалічної решітки металу - електронним газом. Наявністю електронного газу, здатного вільно переміщатися по всьому кристалу металу пояснюються такі характерні для металів властивості, як високі електро- і теплопровідність.

Пластичність металів також пояснюється специфічними властивостями металевої зв'язку. При механічній дії на тверде тіло окремі шари його кристалічної решітки зміщуються один щодо одного. У кристалах з атомної структурою в вузлах кристалічної решітки знаходяться атоми, пов'язані один з одним ковалентними зв'язками, і таке зміщення шарів призводить до розриву зв'язків між атомами, що належать різним верствам, і кристал руйнується. У кристалах з іонним структурою при взаємному зміщенні шарів створюється таке положення, при якому поряд виявляються однойменно заряджені іони; при цьому виникають сили електростатичного відштовхування, і кристал також руйнується. У разі ж металу при зміщенні окремих шарів його кристалічної решітки відбувається лише певний перерозподіл електронного газу, який зв'язує між собою атоми (іони) металу, при цьому розриву хімічних зв'язків не відбувається, метал деформується, не руйнуючись.

 Періодична система хімічних елементів |  Основні положення координаційної теорії


 Вступ |  Квантовомеханічний опис стану електрона в атомі |  Природа хімічного зв'язку в комплексних сполуках |  Класифікація комплексів |  Номенклатура комплексних сполук |  Дисоціація комплексних сполук в розчинах |  Освіта і руйнування комплексів |  Геометрія комплексних іонів |  Ізомерія комплексних сполук |  Вступ |

© 2016-2022  um.co.ua - учбові матеріали та реферати