Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - [25]

Положения. При формировании электронных оболочек в конце каждого периода реализуется устойчивая s2 и s2p6 кон-фигурация, поэтому атомы стремятся создать устойчивые 2-х или 8-и электронные оболочки.

ТЕОРИЯ КОССЕЛЯ

Застройка внешнего ē слоя до двух или восьмиэлектронной конфигурации может происходить двумя способами:

а) путем присоединения электронов б) путем отдачи электронов

а) 11Na 1s22s22p63s1

Na0 – ē → Na+[1s22s22p6(Ne)]

б) 17Cl 1s22s22p63s23p5

Cl0 +ē → Cl-[1s22s22p63s23p6(Ar)]

Процесс образования химической связи заключается в передаче электронов от атома Na к атому Cl, в результате чего образуются разноименно заряженные ионы, связанные между собой силами электростатического взаимодействия. Такая связь получила название ионной (гетерополярной) или электровалентной.

Недостаток теории в невозможности объяснения связи в органических соединениях, а также в молекулах H2, Cl2 и т.д.

ТЕОРИЯ ЛЬЮИСА

Основным положением теории Льюиса является то, что образование химической связи до устойчивой 2-х или 8-элект-ронной оболочки осуществляется путем обобществления электронов.

1) Cl2      17Cl      1S22S22P6 3S23P5

Символом элемента обозначим ядро атома с внутренними электронами, внешние валентные электроны – точками.

(Cl–Cl)

Рассмотрим образование химической связи для молекулы N2

7N      1S22S22P3

2P3      Px Py Pz

(N ≡ N )

Такая связь, образовавшаяся путем обобществления электронов, называется ковалентной или гомеополярной или атомной.

В том случае, когда химическое соединение или молекула состоят из одинаковых атомов образуется неполярная ковалентная химическая связь.

При образовании молекул, состоящих из разных атомов, образуется ковалентная полярная связь, причем электронные пары смещаются в сторону более электроотрицательного атома. Для оценки полярной химической связи вводится величина дипольного момента, чем больше значение его, тем больше полярность связи ядрами. В результате проведенного расчета было установлено, что образование ковалентной химической связи возможно только лишь в том случае, если спины электронов ориентированы противоположно, т.е. ковалентная химическая связь представляет собой 2-х центровую, 2-х-электронную химическую связь с различной ориентацией спинов.

Е – энергия системы,

r – расстояние между ядрами, ДЕ – энергия диссоциации молекул Н, которую условно можно считать энергией образующейся химической связи

В случае кривой оси (I) не происходит образования химических связей. В случае противоположном (II) наблюдается образование минимума полной энергии, что свидетельствует об образовании ковалентной химической связи. r0 представляет собой межъядерное расстояние. Данный метод был распространен на различные химические соединения: органические, неорганические, комплексные соединения. Метод валентных связей является наглядным поскольку электронная пара может быть представлена в виде черты (валентность).

Многие свойства химических соединений объ-ясняются методом валентных связей, однако метод ВС не объясняет существование, напри-мер, ионов (Н₂⁺) или молекул СО, NO

ВОЗБУЖДЕННЫЕ ВАЛЕНТНОСТИ АТОМОВ

Известно, что многие элементы способны участвовать в образовании нескольких типов химически связей. Это происходит при возбуждении атома и при переходе электрона на сво-бодные вакантные орбитали (p, d, f ).

При столкновении двух атомов Cl c различными ориентациями спинов ē происходит образование соединений с вален-тностью, равной 1.

Таким образом, в рамках метода валентных связей и объясняется возможность образования возбужденных валентностей атомов Cl. По этой же схеме происходит образование возбужденных состояний других атомов.

НАСЫЩАЕМОСТЬ И НАПРАВЛЕННОСТЬ СВЯЗЕЙ В

ПРОСТРАНСТВЕ

Важным свойством химических связей является ее насыщаемость и направление в пространстве, что характеризует строение молекулы. Насыщение химических связей объясняется с позиций запрета Паули. Направление химических связей объ-

ясняется пространственной ориентацией электронных атомных орбиталей. В зависимости от ориентации атомных орбиталей происходит условное деление на орбитали σ и π

Условное обозначение выбирается относительно элементов симметрии. Если элементом симметрии является ось симметрии, такая связь называется σ-связью. Если элементы симметрии – плоскость, то такая связь получила название π-связи.

H₂O      NH₃

HOH = 104°3

HNH = 107°

HOH =104° 30'

Следовало ожидать, что значение валентных углов для этих молекул должны быть равны 90°. Однако, экспериментальные данные показали, что значения этих углов равны (см. выше). Объяснение этого расхождения впервые было получено Поли-нгом введением гипотезы гибридизации.

ГИБРИДИЗАЦИЯ ОРБИТАЛЕЙ

Рассмотрение понятия гибридизации орбиталей, лучше всего понять на примере: бериллия, бора, углерода

4Be 1S22S2

Be → Be*

ΔΕ = 323 кДж/моль

Атом Be, поглощая энергию, переходит в возбужденное состояние. При образовании химических связей происходит смешивание по форме и энергии электронных орбиталей. В результате об-разуется смешанная (гибридная) электронная орбиталь.

Произошло образование новой sp –гибридной орбитали.

При смешивании по форме и энергии двух орбиталей s– и p-типа наблюдается выигрыш в энергии, т.е. понижение энергии по сравнению с s– и р-орбиталями.