Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Химическая связь. Метод ВС




Метод валентных связей (ВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В методе ВС связь всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. В образовании химической связи принимают участие валентные электроны. Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной орбиталью (ЛО).

Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направлен­ность и поляризуемость.

Насыщаемостьковалентной связи обусловлена ограни­ченными валентными возможностями атомов, т. е их спо­собностью к образованию строго определенного числа свя­зей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее чис­ло валентных орбиталей в атоме, т. е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную ковалентность эле­мента. Число уже использованных для этого орбиталей оп­ределяет ковалентность элемента в данном соединении.

Направленнностьковалентной связи является результа­том стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, ко­торая совпадает с их собственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Для p- и d-электрон­ных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется σ-связью.

После образования между двумя атомами σ-связи для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи, че­рез которую в этом случае проходит одна узловая плоскость. В результате образуется π-связь.

Связи, образованные атомом за счет орбиталей с различ­ным значением l, должны быть энергетически неравноцен­ными, что, однако, не подтверждается экспериментом. Про­тиворечие устраняется идеей гибридизации (Л. Полинг), согласно которой при образовании связей орбитали разной симметрии преобразуются в гибридные АО одинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей. Воз­можность гибридизации определяют три условия:

1) небольшая разница в энергии исходных АО, с увели­чением этой разницы уменьшается устойчивость их гиб­ридного состояния и прочность образуемых ими связей;

2) достаточная плотность электронных облаков, что оп­ределяется значением главного квантового числа;

4) большая степень перекрывания гибридных АО с орбиталями других атомов при образовании связей, что делает гибридное состояние более устой­чивым.

Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Образование гибридных АО происходит методом линейной комбинации (сложение и вычитание) исходных АО (ЛКАО).

Для определения геометрии молекул по типу гибридизации центрального атома используются следующие правила:

1. Определяется электронная формула центрального атома и связанных с ним атомов или ионов.

2. Устанавливается число σ связей и число неподеленных электронных пар центрального атома. Число неподеленных пар равно полуразности числа валентных электронов и степени окисления (по абсолютному значению).

3. Определяется число гибридных атомных орбиталей как сумму числа σ связей и неподеленных электронных пар.

4. По числу гибридных атомных орбиталей определяется тип гибридизации и направление гибридных орбиталей в пространстве.

5. Возвращаясь к строению валентного уровня центрального атома и связанных с ним частиц, определяется возможность образования дополнительных π связей.

6. Составляется валентная схема частицы и устанавливается, как согласуется геометрия частицы, длины связей, магнитные свойства с найденной структурой.

Поляризуемостьрассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной (чис­то ковалентной) или полярной. В первом случае связь об­разуется между одинаковыми атомами, и симметричное рас­пределение электронной плотности в межъядерном прост­ранстве приводит к совпадению центров тяжести положи­тельных и отрицательных зарядов. Полярная связь обра­зуется в тех случаях, когда межъядерная электронная плотность смещается к атому сбольшей электроотрицатель­ностью. Тогда центры тяжести ( + ) и (—) зарядов не совпа­дают и возникает система (электрический диполь) из двух равных по величине, по противоположных по знаку заря­дов (δ+ и δ—), расстояние между которыми называют длиной диполя l. Степень полярности такой связи оцени­вается значением электрического момента диполя μ, равного произведению абсолютного заряда электрона (q=1,6∙10-19 Кл) на длину диполя: μ = q· l. Дипольный момент обычно измеряют в дебалях (D). 1D = 3,33∙10-30 Кл∙м.

Поляризуемостью ковалентной связи называют ее спо­собность под действием внешнего электрического поля ста­новиться полярной или более полярной. Постоянный мо­мент диполя полярной связи μп в электрическом поле ста­новится больше на величину μi, равную временному мо­менту наведенного или индуцированного диполя: μ = μп + μi. Роль внешнего электрического поля могут играть заряженные частицы, входящие в состав самого соединения (ионы или атомы с большим аффективным зарядом δ). По­ляризующее действие иона приводит к деформации элект­ронной оболочки его соседей, которая тем больше, чем больше их поляризуемость, т. е. способность к такой де­формации. Чем больше заряд иона и меньше радиус, тем больше его поляризующее действие и меньше собственная поляризуемость.

 

Задачи:

1. Определите тип гибридизации центрального атома, значения валентных углов, форму и полярность следующих частиц: CO2, SO2, COCl2, PF3, CO, SO42-, CO32-, PF5, SOCl2, ICl5, SO32-, PO43-, P2O5, IF7, BF3, ClO4-, OF2, H2O, H2S, PH3.

2. Дипольный момент молекулы НСN равен 2,9D. Вычислите длину диполя.

3. Длина диполя молекулы фтороводорода равна 4∙10-11 м. Вычислите ее дипольный момент в дебая и в кулон-метрах.

4. Дипольные моменты молекул Н2О и Н2S равны соответственно 1,84 и 0,94D. Вычислите длины диполей. В какой молекуле связь более полярна? Укажите направления дипольных моментов связей в этих молекулах.

5. Дипольный момент молекулы SO2 равен 1,61D, молекулы СО2 — нулю. Одинаковы ли валентные углы ОSО и ОСО? Ответ мотивировать.

 

Задачи для самостоятельного решения:

1. Какие типы гибридизации АО углерода соответствуют образованию молекул СН4, С2Н6, С2Н42Н2.

2. Укажите тип гибридизации АО кремния в молекулах SiН4 и SIF4. Полярны ли эти молекулы?

3. Дипольный момент молекулы СS2 равен нулю. Каким типом гибридизации АО углерода описываете образование этой молекулы?

4. Дипольные моменты молекул ВF3 и NF3 равны соответственно 0 и 0,2D. Какими типами гибридизации АО бора и азота описывается образование этих молекул?


Занятие №10.







Дата добавления: 2014-10-22; просмотров: 900. Нарушение авторских прав


Рекомендуемые страницы:


Studopedia.info - Студопедия - 2014-2020 год . (0.003 сек.) русская версия | украинская версия