Основы химии
а за счет своей плотности и остаточной
плотности s-облака становятся такими же по форме и плотности.(рис.4.12.).
Pz sp-
гибридизация
Py
S
Px
гибридизация ps- гибридизация
ps- гибридизация
ps- гибридизация
Рис.4.12. Перестройка (гибридизация)-электронных облаков атома углерода.
В данном преобразовании учавствуют одно s-облако и три р-облака,
поэтому такая перестройка называется sp3-гибридизацией. Как видно из
рис.4.12. в результате гибридизации не только изменяется форма облаков,
изменяется также взаимное расположение облаков, увеличиваются углы между
новыми (гибридными) орбиталями. Гибридное состояние атома приобретает
своеобразную геометрическую конфигурацию, которая и предопределяет
геометрическую структуру молекулы.
Н
Н
С Н
Н Н С
Н
Н
Н
Рис.3.13. Конфигурация молекулы СН4.
После гибридизации атом углерода (рис.4.12.) получил четыре гибридных
sp-облака. После взаимодействия с водородом образуется четыре
одинаковых сигма sp-гибридных связи. (рис.4.13.). Молекула СН4 приобретает
конфигурацию тетраэдра.
Так как гибридные облака имеют большую вытянутость в одну сторону от
ядра, чем в другую, то химическая связь, образованная гибридными облаками
более прочна, чем связь, образованная отдельными облаками, например, s- и p-
облаками. Гибридизация связана с энергетическим выигрышем в результате
образования более прочных связей и более симметричного распределения
электронной плотности в молекуле.
Рассмотрим другие типы гибридизации. sp-гибридизация. В преобразовании
участвуют одно s- и одно р-облако и гибридные sp-облака становятся линейно
расположенными (рис.4.14.)
S
sp-гибридизация
гибридные облака
P
исходные 1800
облака
Рис.4.14. Расположение гибридных атомов при sp-гибридизации.
При sp-гибридизации молекулы имеют линейную конфигурацию. Например,
молекула BeCl2 (Cl–Be–Cl).
sp2-гибридизация. Перестрой электронных облаков за счет одного s-облака
и двух р-облаков, приводит к образованию трех sp2-гибридных облаков,
расположенных друг относительно друга под углом 1200.
P
1200
S
P sp2-гибридизация
исходные гибридные
облака облака
Рис.4.15. Расположение электронных оболочек при sp2-гибридизации.
sp2-гибридизация дает треугольную конфигурацию молекул. Такую
конфигурацию имеет, например, молекула BCl3. Cl
B–Cl
Cl
Рис.4.16. sp2-
гибриди-
зация азота и
пирами-
sp3-гибридное молекула
дальная конфигура-
состояние атома азота NH3
ция молекулы NH3.
Рассмотрим молекулы NH3 и Н2О. В молекуле NH3 электронные облака
центрального атома азота гибридизированы. Тип гибридизации sp3. Однако во
взаимодействие вступили только три гибридных орбитали, содержащих по одному
электрону. На четвертой гибридной орбитали находится два электрона и
поэтому она во взаимодействии с водородом не участвует. Хотя азот имеет
sp3гибридное состояние, но конфигурация молекул не тетраэдрическая, а
пирамидальная, образованная как бы за счет p3-гибридных облаков
(рис.4.16.).
В молекуле Н2О атом кислорода находится в sp3-гибридном состоянии. Но
на двух гибридных орбиталях содержится по два электрона и только две
остальных, имеющих по одному электрону, вступают во взаимодействие с
водородом. Получается следующая картина: при sp3-гибридном состоянии
электронных облаков атома кислорода молекула воды имеет угловую
конфигурацию, образованную только за счет гибридных атомов.(рис.4.17.)
а) б)
в) О
Н Н
sp3-гибридное состояние 104,50
кислорода
Рис.4.17. sp3-гибридное состояние кислорода (а); конфигурация молекулы
Н2О (б,в)
Зависимость пространственных конфигураций молекул от типа гибридизации
дана в таблице 4.1.
Таблица 4.1.
|Тип гибридизации |Конфигурация молекул |Примеры |
|sp |линейная |BeCl2, ZnCl2, Co2. |
|sp2 |треугольная |H2O, H2S. |
|sp3 |тетраэдрическая |BCl3, BF3, Co32–. |
|sp3 (только p2 занята) |угловая |CH4, NH4+, BH4–. |
|sp3 (только p3 занята) |пирамидальная |SbH3, NH3. |
|sp2d |квадратная |PCl42–. |
|sp3d |бипирамидальная |PtCl5. |
|sp3d2 |октаэдрическая |SF6. |
4.3.2. Метод молекулярных орбиталей.
К сожалению метод валентных связей, имеющий хорошую наглядность, не
смог объяснить ряд особенностей отдельных молекул и устойчивость частиц.
Так, метод ВС не мог объяснить, почему в молекуле O2 остаются
неиспользованными два электрона и молекула обладает магнитными свойствами,
почему существуют и являются достаточно устойчивыми ионы Н2–, Ne2+, O2+ и
др.? Ответ на многие “почему?” был получен после введения в теорию
химической связи метода молекулярных орбиталей (метода МО).
Метод молекулярных орбиталей базируется на следующих положениях:
- Электроны в молекулах находятся на молекулярных орбиталях, как у атома –
на атомных.
- молекулярные орбитали получаются при складывании атомных орбиталей.
- Из двух атомных орбиталей образуется две молекулярные орбитали, одна из
которых имеет более низкую энергию.
- Орбиталь с более низкой энергией называется связывающей, а с более
высокой – разрыхляющей.
- Образуются как сигма (?-), так и пи (?-) молекулярные орбитали.
- Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит в
соответствии тех же принципов, что и по атомным: принципа наименьшей
энергии, принципа Паули и правила Гунда.
При взаимодействии двух s-атомных образуется две молекулярные орбитали:
?sсв и ?sраз (рис.4.18.).
?sраз
+
S S
?sсв
Рис.4.18. Схема образования?s -молекулярных орбиталей.
Р-атомные орбитали в зависимости от способа взаимодействия способны
образовывать два типа молекулярных орбиталей ?px-МО и ?py(pz)-МО.
(рис.4.19. и 4.20.)
?pxраз
+
Px Px
?pxсв
Рис.4.19. Схема образования ?px –МО.
?pzраз
+
?pzсв
Pz Pz
Рис.4.20. Схема образования ?pz –МО.
Рассмотрим с позиции метода МО несколько молекул.
Молекула Н2. У каждого атома водорода имеется на атомных орбиталях по
одному s-электрону. При взаимодействии водородов атомные орбитали
объединяются и образуют, как показано на рис.4.18. две молекулярные
орбитали: ?sсв и ?sраз. Диаграмма взаимного расположения связующих и
разрыхляющих молекулярных орбиталей показана на рис.4.21.
По принципу наименьшей энергии и принципу Паули оба электрона
располагаются на ?sсв-орбитале. Орбиталь ?sраз остается свободной.
Метод МО позволяет оценивать
проч-
А.О. МО А.О. ность химической
связи путем расчета
Н’ Н2 H’’ кратности связи. Кратность
связи (К.С.)
?sраз определяется
как полуразность числа
электронов на связующих орбиталях
(nсв) и
числа электронов на разрыхляющих
(nраз)
1S 1S КС= nсв –
nраз /2
?sсв Для молекулы водорода кратность
связи
Рис.4.21. Энергетическая диаграмма равна 1. КСн2=2–0/1=
| |  скачать работу |
Основы химии |
