Основи хімії (стр. 4 из 21)

А тепер набула черга вияснити друге питання.

Що заставляє атоми з„єднуватися у молекули з хвильової природи електрона? При утворені молекули водню із атомів не тільки йде зміна енергії, а й щільність електронних хмар.

У кожного атома водню найбільша щільність (густина) електронної хмари знаходиться на відстані 0,53А . При з„єднані в молекулу довжина зв„язку повинна бути 0,53 + 0,53 = 1,06 А

Але так як електронні хмари проникають одна в одну, то довжина зв„язку зменшується до 0,74А^о

Н + * Н Н Н

Електронна щільність в межах молекули, як ми бачимо, розподілена нерівномірно. Вона збільшена, головним чином по лініям хімічного зв„язку, а тому в цьому місці концентрується негативний заряд, до якого притягуються ядра атомів. Утворена таким чином молекулярна орбіталь має більш низький енергетичний рівень, чим атоми які її утворили, а тому відбувається виділення енергії (130,52 кДж/моль). Молекула водню, яка утворилася стійка.

Поняття про δ І π зв^,язках

Виявляється далеко не байдуже яким чином йде перекривання електронних хмар. Завжди більш переважне те направлення, яке приводить до максимального їх перекриття, тобто до утворення найбільш щільної молекулярної хмари. Ураховуючи направленість ковалентного зв„язку, розрівнюють δ і π зв„язок.

Коли перекривання електронних хмар йде вздовж лінії з„єднуючих центри ядер атомів, то такий зв„язок називається δ. Наприклад,

Н – Н Н – С –

– – –

δ - зв^,язки

Коли перекривання електронних хмар йде перпендикулярно лінії з„єднуючих центри ядер атомів, такий зв„язок називається π .

π зв^,язки

При зближенні двох атомів азоту, спостерігаємо три атомних зв„язки: Один – δ и два – ππ

Перекривання електронних орбіталей у молекулі азоту.

Міра перекривання електронних хмар у випадку δ зв„язку значно більша ніж π. Тому δ зв„язок міцніший за π δ 4,68 е.в.

π – – π – –

Наприклад, молекула водню утворена δ зв„язком. Кисню – δ і π, азоту – δ і π і π

Тому ці молекули і ведуть себе по різному. Молекула Н – буде менш стійка, тобто більше реакційно здібна чим О і . Молекула – стійка, її стійкість прирівнюється інертному газу.

Тому в природі їх: Н – 1%; О – –

Наявність π – зв„язку в молекулах органічних сполук призводить до реакцій приєднання, внаслідок розриву π – зв„язку.

,

Поняття про гібридизацію зв язку і форму молекул

Коли декілька зв‘язків утворюються електронами, які в атомах належать різним орбіталям (підрівням) не дуже відрізняющихся по енергії, тоді відбувається гібридизація. Простіше: коли в утворенні зв„язку приймають участь електрони, які знаходяться на суміжних підрівнях, тоді відбувається гібридний зв„язок. Розглянемо декілька випадків гібридизації.

1. Гибридізація однієї і однієї орбіталі ( – гібридизація = 2). Така гібридизація відбувається при утворенні галогенідів , і

Атоми цих елементів у нормальному стані мають на зовнішньому рівні 2 спарених електрона. При збудженні один електрон стає р електроном, тобто з„являються 2 неспарених електрона, один з них , другий – р.

Наприклад, – його електронна формула 1 , по електронним орбіталям електрони розподіляються:

↑↓	↑	↑
↓↑	↓↑

У нормальному стані У збудженому стані

В результаті виникнення хімічного зв„язку е , ці дві різні орбіталі перетворюються в дві однакові гібридні орбіталі.

Утворення молекули ВеС12.

Цими орбіталями з„єднується з електронами хлору. Внаслідок цього збільшується зона перекривання орбіталей і утворюються міцніші зв зки.

Гібридизація s - i р - орбіталей

2. Гібридизація однієї і 2 х орбіталей ( – гібридизація = 3).Така гібридизація спостерігається при утворенні сполук бора. Збуджений атом бора має 3 неспарених електрона

і 2

При утворенні зв„язку ↔ Н ВО із 3 х орбіталей утворюється 3 гібридні

орбіталі, розташовані під кутом 120

Перекривання електронних хмар у простих молекулах.

3. Гібридизація однієї і 3 х орбіталей – гібридизація = 4).

Утворення –гібридизації характерне для вуглецю і його аналогів. Вуглець у збудженому стані має 4 неспарених електрона 1 і 3р.

При утворенні хімічних сполук орбіталі цих електронів перетворюються в 4 гібридні – орбіталі, які в сполуках СН , ССІ і т.д., напрямлені під кутом 109,5

Проте утворення гібридного зв„язку проходе не завжди. Це коли зв„язок слабкий і не компенсує збільшення енергії електронів. Поняття про ковалентність, направленість і насиченість зв^,язку.

В утворенні зв„язку приймають участь 1,2,3,... неспарених електрони.

Кількість неспарених електронів атомів, які приймають участь в утворенні зв„язку називається ковалентністю зв„язку елемента.

Наприклад, ковалентність водню в молекулах Н , НС рівна одиниці, Н–Н

Кисню – в О , Н О ...= 2 0 = 0

Азоту – ≡

↓	– неспарених електрона
↓

Розглянемо більш досконаліше молекулу води. Ураховуючи те, що р хмаринки в атомі кисню орієнтовані в просторі під кутом 90 , можна сказати, що молекула води повина мати кутову форму 90 . Але вона має кут 10 Збільшення кута от 90 до 10 пояснюється тим, що хмари водню починають відштовхуватись між собою.

Як бачимо, на основі метода можна передбачити геометрію молекули.

Будова молекули води

Виявляється, що не всі елементи мають постійну ковалентність, як . Більшість атомів мають змінну ковалентність, це зумовлено тим, що атом можна перевести в збуджене становище. Наприклад, то й же хлор: 1

↑↓	↑↓	↑	↑	↑
↑↓	↑↓	↑↓	↑↓
↑↓

Нормальний стан

Збуджений стан

Ковалентність = 1 Ковалентність може бути: 3, як

показано, а також 5, 7.

Таким чином було доказано, що аргон не являється інертним газом, для нього ковалентність може бути 0, 2, 4, 6, 8. Тому на сьогодні, ми знаємо більше чим 100 сполук аргону. Так само ведуть себе і другі “інертні гази”.

Але в будь–якому випадку атом елемента може утворювати з другим атомом певне число ковалентного зв„язку, яка дорівнює максимальній кількості неспарених електронів. Така властивість елементів називається насиченістю зв„язку.

Насиченість зв„язку для таких елементів буде:

Ковалентно - неполярний і полярний зв„язок.

Дипольний момент.

Ковалентно неполярний і полярний зв„язок треба розглядати з точки зору електронегативності елементів.

Електронегативність – це комплексна характеристика енергії іонізації і спорідненості до електрону.

Енергія іонізації – це така енергія яку треба затратити, щоб відірвати електрон, від атома або іону; енергія іонізації по періодам збільшується зліва – направо, по групам збільшується знизу – вверх.

Металічні властивості із збільшенням енергії іонізації зменшуються.

Енергія спорідненості – це така енергія яку треба затратити щоб приєднати електрон до атома, або іону.

Вона протилежна енергії іонізації, але математично не дорівнює їй. Наприклад, від атому метала можна відірвати електрон – , а приєднати до атому не можливо (до іону можна і ці енергії будуть рівні).

Електронегативність як і енергія іонізації по періодам зліва – направо зростає по групам знизу – вверх.

менш. ср. більш.

А тепер, коли в утворенні зв„язку приймають участь атоми з однаковою, чи майже однаковою електронегативністю - тоді утворюється ковалентний неполярний зв„язок.

Н – Н; О = О ; ≡ Н С – газ.

У цих молекул електричні “центри ваги” позитивних і негативних зарядів збігаються. В цьому випадку загальна електрона густина розташована на однаковій, або майже на однаковій відстані від ядер обох хімічно зв язаних атомів. Такі речовини не створюють навколо себе великих електричних полів. Це в основному гази. Молекули їх неполярні.

Коли в утворенні зв„язку приймають участь атоми з різною електронегативністю (але відрізняються на невелику величину), то утворюється ковалентно–полярний зв„язок.