Ковалентний зв’язок
Якщо ядра атомів діють на зовнішні електрони з близькою за величиною силою, створюється рівноважна система, у якій має місце збалансоване притягання протилежно заряджених часток і відштовхування однаково заряджених. У цьому випадку реалізовується так званий ковалентний зв’язок.
Уперше на прикладі водню В. Гайтлер і Ф. Лондон розглянули такий варіант взаємодії атомів. На рис. 12 показана запропонована ними схема сукупних взаємодій протонів і електронів у молекулі водню.
|
У подальшому уявлення В.Гайтлера і Ф.Лондона щодо механізму утворення ковалентного зв’язку в молекулі водню були застосовані й до більш складних молекул.
Виходячи з такої схеми ковалентний зв’язок спочатку зображали у вигляді двох крапок між символами атомів, які хімічно взаємодіють між собою:
|
Ці пари крапок відповідали сумісним парам електронів. Потім їх замінили рисками:
|
що дало змогу зображати просторову будову молекул.
Залежно від того, які орбіталі (s, p, d, f) і як взаємодіють між собою, можуть утворюватись різні типи ковалентного зв’язку: s, p чи d.
У випадку утворення s-зв’язку електронні хмари мають лише одну зону перекриття:
s s s(s,s)
p s s(p,s)
p p s(p,p)
d s s(d,s)
У процесі утворення p-зв’язку електронні хмари мають дві зони перекриття. Такий варіант взаємодії зі зрозумілих геометричних міркувань можливий для p, d та f електронів:
p p p(p,p)
p d p(p,d)
Більш складні за формою d і f електронні хмари можуть мати 4 зони перекриття. У цьому випадку утворюється d-зв’язок, зумовлений перекриттям усіх пелюстків орбіталей, розміщених у паралельних площинах.
Якщо ковалентний зв’язок утворюють однакові атоми, то сумісна електронна пара симетрично й рівномірно розташовується між їх ядрами (рис. 12, а). Такий зв’язок є неполярний. Коли взаємодіють атоми різних хімічних елементів, то задіяні в утворенні зв’язку валентні електрони з різною силою притягуються ядрами, внаслідок чого відбувається зміщення електронної пари в бік більш активного атома (рис. 12, б). Такий зв’язок називається полярним.
Н–Н | НH®Cl |
q1 = q2 = qe | |q1| < |q2| |
а б
Рис. 12. Розподіл заряду сумісної електронної пари в молекулах:
а – Н2; б – HСl
Кількісно ступінь полярності ковалентного зв’язку оцінюють, з одного боку, за величиною набутого атомами надлишку електронного заряду, а з іншого – його дефіциту. Для цього застосовують співвідношення
яке називають ефективним зарядом.
У випадку молекули HCl dН = +0,17, dCl = -0,17. Під час переходу від HCl до молекули H2S полярність одиничного ковалентного зв’язку H-S зменшується, а ефективний заряд атома Сульфуру порівняно з атомом Хлору збільшується: dН = +0,1, dS = -0,2.
Полярність ковалентного зв’язку впливає, а інколи й дуже суттєво, на геометрію молекули, якщо в ній більше ніж два атоми. Ті атоми, які набувають однакового за знаком заряду, відштовхуються один від одного, як пелюстки в електрометрі (рис. 13). Чим більший заряд локалізується на атомах, тим більшими стають сили відштовхування і валентний кут a.
| dО= -
О
Н Н
dН= + dН= +
|
Рис. 13. Ефект електростатичної взаємодії:
а – в електрометрі; б – у молекулі води
Так, в ряді молекул H2Te, H2Se, H2S, H2O величина a збільшується від 90° до 104,5° пропорційно збільшенню ефективного заряду на атомах Гідрогену (табл. 6).
Таблиця 6. Значення валентних кутів
Сполука | H2Te | H2Se | H2S | H2O |
Кут, a° | 92,2 | 104,5 |
У наведеній групі молекул атоми центрального елемента (Te, Se, S, O) для взаємодії з атомами Гідрогену використовують два валентні р-електрони, а вони, як відомо, розташовані в просторі під кутом 90°. Таким чином, якби атоми Гідрогену не відштовхувались один від одного, то валентний кут у молекулах типу H2E становив би 90°. Відносно цього кута можна розрахувати збільшення a і зіставити Da з величиною dН.
Слід звернути увагу на те, що відштовхування атомів у складних молекулах не лише збільшує валентний кут, а і впливає на енергетику й геометрію зв’язувальних молекулярних орбіталей, тобто s-зв’язків. Інколи деформація буває настільки значною, що форма кінцевої молекулярної орбіталі повністю відрізняється від вихідної. У такому випадку говорять про гібридизацію s-зв’язків.
Наочно гібридизаційний ефект можна продемонструвати на класичному прикладі молекули метану. У ній атом Карбону для взаємодії з атомами Гідрогену в збудженому стані використовує один s і три р валентні електрони. У разі відсутності відштовхування полярних фрагментів у молекулі СН4 утворились би три s(s,p)-зв’язки і один s(s,s)-зв’язок, які мають принципово різну форму (див. схеми різних типів зв’язків). Замість цього утворюються чотири усереднені рівноцінні зв’язки нової форми.
За типом і кількістю валентних атомних електронів, задіяних в утворенні такого виду зв’язків, характеризують тип гібридизації. Так, у молекулі СН4 має місце sp3-гібридизація, у молекулі BF3 - sp2-гібридизація, у молекулі BeF2 – sp-гібридизація. Установити факт гібридизації можна за величиною валентного кута (табл. 7)
Таблиця 7. Типи молекулярних структур
Тип гібридизації | sp3 | sp2 | sp |
Валентний кут | 109°28¢ | 120° | 180° |
Структура | тетраедрична | плоска трикутна | лінійна |
Приклад | СH4, NH4+ | BF3, H3O+ | BeF2, CO2 |
У тих випадках, коли валентний кут наближається до вказаного в табл. 7, теж говорять про наявність гібридизації зв’язків. Так, у молекулі аміаку a=107°29¢ і це дає змогу характеризувати її як тетраедричну структуру, у якій четвертим фрагментом є пара s-електронів атома Нітрогену.
У молекулі РН3 a=94°, що вказує на деяку деформацію s-зв’язків, однак, не настільки сильну, щоб говорити про їх гібридизацію. У зв’язку з цим молекула фосфіну має пірамідальну структуру.
Дата добавления: 2014-12-18; просмотров: 1203;