IV и строение молекул 2 страница

^ff®—<в)

Рис. 30. Дипольные моменты отдельных свяаей в молекулах типа АВ₂ различного строения;

я — линейное строение; б—угловое строение; жиркой средней стрелкой показан вектор суммарного дипольного момента молекулы.

Молекула тем более полярна, чем больше смещена общая элек­тронная пара к одному из атомов, т. е. чем выше эффективные заряды атомов и чем больше длина диполя I. Поэтому в ряду сходно построенных молекул дипольный момент возрастает по мере увеличения разности электроотрицательностей атомов, образую­щих молекулу. Например, дипольные моменты НС1, НВг и HI равны соответственно 1,04; 0,79 и 0,38 D, что связано с уменьше­нием разности электроотрицательностей атомов при переходе от НС1 к НВг и HI (см. табл. 6).

Многоатомные молекулы также могут быть неполярными — при симметричном распределении зарядов или полярными — при асси- метричном распределении зарядов. В последнем случае диполь­ный момент молекулы будет отличаться от нуля. Каждой связи в многоатомной молекуле можно приписать определенный диполь­ный момент, характеризующий ее полярность; при этом следует принимать во внимание не только величину дипольного момента, по и его направление, т. е. рассматривать дипольный момент каж­дой связи как вектор. Тогда суммарный дипольный момент мо­лекулы в целом можно считать равным векторной сумме диполь- ных моментов отдельных связей. Дипольный момент обычно при­нято считать направленным от положительного конца диполя к отрицательному.

Дипольные моменты молекул можно экспериментально опре­делять путем измерения некоторых макроскопических свойств соответствующего вещества, например, его диэлектрической про­ницаемости [29]. Найденные таким образом значения дипольных мо­ментов содержат важную информацию о геометрической структуре молекул.

Так, на рис. 30 изображены схемы возможного строения моле­кулы типа АВг; векторы дипольных моментов отдельных связей А—В показаны стрелками, направленными от А к В. При линей­ном строении (рис. 30, а) равные по величине дипольные моменты двух связей А—В противоположны по направлению. Следова­тельно, дипольный момент такой молекулы будет равен нулю. В случае углового строения (рис. 30,б) векторная сумма диполь- пых моментов двух связей А—В отличается от нуля; такая моле­
кула обладает дипольным моментом и является полярной. Поэтому наличие или отсутствие дипольного момента у молекулы типа АВ_г позволяет сделать вывод о ее геометрическом строении. Например, то, что молекул? СОг неполярна, а молекула S0₂ обладает диполь­ным моментом (ц=1,61 D), свидетельствует о линейном строении первой молекулы и об угловом строении второй.

На рис. 31 изображены схемы возможного строения молекулы типа АВ₃. Если молекула построена в форме плоского треуголь­ника (рис. 31, а), то векторная сумма дипольных моментов отдель­ных связей равна нулю — молекула неполярна. Если молекула имеет пирамидальное строение (рис. 31,6), то ее суммарный ди- польный момент отличается от нуля — молекула полярна. Таким образом, можно сделать вывод, что молекула BF₃, дипольный мо­мент которой равен нулю, имеет плоское строение, а полярная мо­лекула NH₃ (ц — 1,46 D) построена в форме пирамиды *.

Полярность молекул оказывает заметное влияние на свойства образуемых ими веществ. Полярные молекулы стремятся ориен­тироваться по отношению друг к другу разноименно заряженными концами. Следствием такого диполь-дипольного взаимодействия является взаимное притяжение полярных молекул и упрочнение связи между ними. Поэтому вещества, образованные полярными молекулами, обладают, как правило, более высокими температу­рами плавления и кипения, чем вещества, молекулы которых не- лолярны.

При растворении вещества, состоящего из полярных молекул пли имеющего ионное строение, в жидкости, также составленной из полярных молекул, между молекулярными диполями раство­рителя и молекулами или кристаллами растворяемого вещества возникают электростатические силы диполь-дипольного или ион- дипольного взаимодействия, способствующие распаду растворяе­мого вещества на ионы (см. § 83). Поэтому жидкости, состоящие из полярных молекул, проявляют свойства ионизирующих растворителей, т.е. способствуют электролитической диссо-

дипольного момента молекулы. * Следует иметь в виду, что на величину дипольного момента молекулы влияет не только полярность отдельных связей и геометрическая структура мо­лекулы, но и наличие неподеленных электронных пар на гибридных орбпталях (см. стр. 132—133).

циацнн растворенных в них веществ. Так, хлороводород раство­ряется и в воде, и в бензоле, ко его растворы в воде хорошо про­водят электрический ток, что свидетельствует о практически пол­ной диссоциации молекул НС1 на ионы, тогда как растворы HG в бензоле не обладают заметной электрической проводимостью.

41. Способы образования ксвалентной связи. Как уже говори­лось, общая электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имею­щихся в невозбужденных взаимодействующих атомах. Это проис­ходит, например, при образовании таких молекул, как Н₂, НС1, С1₂. Здесь каждый из атомов обладает одним неспаренным электро­ном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара — возникает ковалентная связь.

В невозбужденном атоме азота имеются три неспаренных элек­трона:

as н

t

f

f

Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота мо­жет участвовать в образовании трех ковалентных связей. Это и происходит, например, в молекулах N₂ или NH₃, в которых кова­лентность азота равна 3.

Однако число ковалентных связей может быть и больше числа имеющихся у невозбужденного атома неспаренных электронов. Так, в нормальном состоянии внешний электронный слой атома углерода имеет структуру, которая изображается схемой:

За счет имеющихся неспаренных электронов атом углерода может образовать две ковалентные связи. Между тем для угле­рода характерны соединения, в которых каждый его атом связан с соседними атомами четырьмя ковалентными связями (например, С0₂, СН₄ и т. д.). Это оказывается возможным благодаря тому, что при затрате некоторой энергии можно один из имеющихся в атоме 2«-электронов перевести на подуровень 2р; в результате атом переходит в возбужденное состояние, а число неспаренных электронов возрастает. Такой процесс возбуждения, сопровождаю­щийся «распариванием» электронов, может быть представлен сле­дующей схемой, в которой возбужденное состояние отмечено звез­дочкой у символа элемента:

Теперь во внешнем электронном слое атома углерода находятся четыре неспаренных электрона; следовательно, возбужденный атом углерода может участвовать в образовании четырех ковалентных связей. При этом увеличение числа создаваемых ковалентных свя­зей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на перевод атома в возбужденное состояние.

Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа не­спаренных электронов, связано с очень большими затратами энер­гии, то эти затраты не компенсируются энергией образования новый связей; тогда такой процессе целом оказывается энергетиче­ски невыгодным. Так, атомы кислорода и фтора не имеют свобод­ных орбиталей во внешнем электронном слое:

2S tl

tl

tl

f

is tl

tl

f

t

О

Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энер­гетический уровень, т. е. в состояние 3s. Однако такой переход со­пряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэто­му за счет неспаренных электронов атом кислорода может обра­зовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора — только одну. Действительно, для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице — для фтора.

Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют во внешнем электронном слое d-подуровень, на который при возбуж­дении могут переходить s- и р-электроны внешнего слоя. Поэтому здесь появляются дополнительные возможности увеличения числа неспаренных электронов. Так, атом хлора, обладающий в иевоз- буждениом состоянии одним неспаренным электроном,

С1

может быть переведен, при затрате некоторой энергии, в возбуж­денные состояния (С! *), характеризующиеся тремя, пятью или семью неспаренными электронами;

3d

3S tl	H	3p t	t	t

3S

3d

Зр

3S

t t t

tl 3d

Зр

t t t

t I t

Поэтому, в отличие от атома фтора, атом хлора может участво­вать в образовании не только одной, но также трех, пяти или семи ковалентных связей. Так, в хлористой кислоте НСЮ₂ ковалент- ность хлора равна трем, в хлорноватой кислоте НСЮ₃ — пяти, а в хлорной кислоте НСЮ4 — семи. Аналогично атом серы, также обладающий незанятым З^-подуровнем, может переходить в воз- бужденныеи состояния с четырьмя или шестью неспаренными элек­тронами и участвовать, следовательно, в образовании не только двух, как у кислорода, но также четырех или шести ковалентных связей. Этим можно объяснить существование соединений, в кото­рых сера проявляет ковалентность, равную четырем (SO2, SCU) или шести (SFg).

Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счет спа­ренных электронов, имеющихся во внешнем электронном поле атома. Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака:

Н х»

HxN

•X

Н

Здесь точками обозначены электроны, первоначально принад­лежавшие атому азота, а крестиками — принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть об­разуют три ковалентные связи и являются общими для атома азо­та и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту к образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участновать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Незаполненная ls-орби- таль имеется, например, у иона водорода Н⁺, вообще лишенного электронов:

Поэтому при взаимодействии молекулы NH₃ с ионом водорода между ними возникает ковалентиая связь; неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в ре­зультате чего образуется ион аммония NH*:

Н х-

г ^н х-

+

Н х N: + Н • х

Н х N: Н •X L н

Н

Здесь ковалектная связь возникла за счет пары электронов, тронной пары), и свободной орбитали другого атома (а к цеп- первоначально принадлежавшей одному атому (донору элек^

тора электронной пары). Такой способ образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцепто­ром — атом водорода.

Опытом установлено, что четыре связи N—Н в ионе аммония во всех отношениях равноценны. Из этого следует, что связь, об­разованная донорно-акцепторным способом, не отличается по своим свойствам от ковалентной связи, создаваемой за счет неспа- ренных электронов взаимодействующих атомов [30].

Другим примером молекулы, в которой имеются связи, образо­ванные донорно-акцепторным способом, может служить молекула оксида азота(I) N₂0.

Раньше структурную формулу этого соединения изображали следующим образом:

0=Ns2M

Согласно этой формуле центральный атом азота соединен с соседними атомами пятью ковалентными связями, так что в его внешнем электронном слое находятся десять электронов (пять электронных пар). Но такой вывод про­тиворечит электронной структуре атома азота, поскольку его наружный L-слой содержит всего четыре орбитали (одну s- и три р-орбитали) и не может вме­стить более восьми электронов. Поэтому приведенную структурную формулу нельзя признать правильной.

Рассмотрим электронную структуру оксида азота(I), причем электроны отдельных атомов будем попеременно обозначать точ­ками или крестиками. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентных связи с центральным атомом азота:

хх

< х

О: V N х

За счет неспаренного электрона, оставшегося у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота;

" у^ХХУ "

О: у N. N • • • •

Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными: здесь обра­зуются устойчивые восьмиэлектронные конфигурации. Но во внеш­нем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов; этот атом может, следовательно, быть акцеп­тором еще одной электронной пары. Соседний же с ним цен­тральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и может выступать в качестве донора. Зто приводит к образова­нию по донорно-акцепторному способу еще одной ковалентной связи между атомами азота:

Теперь каждый из трех атомов, составляющих молекулу N₂0, обладает устойчивой восьмкэлектронной структурой внешнего слоя. Если ковалентную связь, образованную донорко-акцепторным спо­собом, обозначить, как это принято, стрелкой, направленной о г атома-донора к атому-акцептору, то структурную формулу оксида азота (I) можно представить следующим образом:

0=N=>N

Таким образом, в оксиде азота(I) ковалентность центрального атома азота равна четырем, а крайнего — двум.

Рассмотренные примеры показывают, что атомы обладают раз­нообразными возможностями для образования ковалентных свя­зей. Последние могут создаваться и за счет неспаренных электро­нов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, появляющихся в результате возбуждения атома («распаривания» электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному способу. Тем не менее, общее число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом, ограничено. Оно определяется общим числом валентных орбиталей, т. е. тех орбиталей, использование которых для образования ковалентных связей оказывается энерге­тически выгодным. Квантово-механический расчет показывает, что к подобным орбиталям принадлежат s- и р-орбитали внешнего электронного слоя и d-орбитали предшествующего слоя; в некото­рых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, в качестве валентных орбиталей могут использоваться и d-орбп- тали внешнего слоя.

Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем элек­тронном слое четыре орбитали при отсутствии с?-орбиталей в пре­дыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих ато­мов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем.

Атомы элементов третьего и последующих периодов могут ис­пользовать для образования ковалентных связей не только s- и р-, но также и af-орбитали. Известны соединения ^-элементов, в кото­рых в образовании ковалентных связей участвуют s- и р-орбитали внешнего электронного слоя и все пять ейзрбиталей предшествую­щего слоя; в подобных случаях ковалентность соответствующего элемента достигает девяти.

Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей получила название насыщаемости ковалентной связи.

42. Направленность ковалентной связи. Свойства молекулы, ее способность вступать в химическое взаимодействие с другими мо­лекулами (реакционная способность) зависят не только от прочности химических связей в молекуле, но в значительной мере и от ее пространственного строения. Раздел химии, изучаю­щий геометрическую структуру молекул, их пространственное строение, называется с т е р е о х и м и е й.

Выше (§ 39) уже говорилось, что образование ковалентной связи является результатом перекрывания валентных электронных облаков взаимодействующих атомов. Но такое перекрывание воз­можно только при определенной взаимной ориентации электрон­ных облаков; при этом область перекрывания располагается в оп­ределенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Иначе говоря, ковалентная связь обладает направлен­ностью.

Так, в молекуле водорода (рис. 27) перекрывание атомных s-электронных облаков происходит Еблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (т. е. вблизи оси связи). Образованная подобным образом ковалентная связь называется а-связыо (с и г м a - с в я з ь).

В образовании а-связи могут принимать участие и р-электрон- ные облака, ориентировнные вдоль оси связи. Так, в молекуле HF (рис. 32) ковалентная сг-связь возникает вследствие перекры­вания ls-электронного облака атома водорода и 2р-электронного облака атома фтора. Химическая связь в молекуле F2 (рис. 33) тоже а-связь; она образована 2р-электронными облаками двух атомов фтора.

Рис. 32. Схема перекрывания 2/>-электронного облака атома фто^а и ls-электронного облака атома водорода при образовании О-связи в молекуле HF: + и — знаки волновой функции.

Рис. 33. Схема перекрывания 2/»-злектгонных облаков атомов фтора при образовании 0-связи в молекуле F2-

Рис. 34. Схема перекрывания р-электронных облаков при образовании я-связи.

При взаимодействии /^-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи (рис. 34), образуется не одна, а две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси. Такая ковалентная связь называется it-связью (пи- связь).

Рассмотрим образование молекулы азота N₂. Каждый атом азота обладает тремя неспаренными 2р-электронами, электронные облака которых ориентированы в трех взаимно перпендикулярных направлениях. _?

			t
ft

На рис. 35 изображено перекрывание р-электронных облаков в молекуле N2 (для удобства изображения перекрывание р_х~, р - р_г-облаков показано раздельно). Как показывает рис. 35, атомы азота связаны в молекуле N2 тремя ковалентными связями. Но эти связи неравноценны: одна из них с-связь, а две другие я-связи. Вывод о неравноценности связей в молекуле азота подтвер­ждается тем, что энергия их разрыва различна.

Представление о направленности ковалентных связей позво­ляет объяснить взаимное расположение атомов в многоатомных молекулах. Так, при образовании молекулы воды электронные облака двух неспаренных 2р-электронов атома кислорода перекры­ваются с ls-электронными облаками двух атомов водорода; схема этого перекрывания изображена на рис. 36. Поскольку р-электрон- ные облака атома кислорода ориентированы во взаимно перпенди­кулярных направлениях, то молекула Н₂0 имеет, как показано на рис. 36, угловое строение, причем можно ожидать, что угол между связями О—Н будет составлять 90°.

Молекула NH₃, образующаяся при взаимодействии трех р-элек- тронов атома азота с s-электронами трех атомов водорода (рис.37), имеет структуру пирамиды, в вершине которой находится атом азота, а в вершинах основания атомы водорода. И в этом случае

можно ожидать, что углы между связями N—Н будут равны 90°.

Рис. 33. Схема перекрывания 2р-электронных облаков в молекуле N2: а—-а-связь; 6 и е — п-сцязи.

- ч, -jFV > ay ^

Эти выводы о взаимном рас­положении атомов в молекулах NH₃ и Н₂0 соответствуют дей­ствительности. Значительная по-

Рис, 36. Схема образования химических связей в молекуле воды. Рис. 37. Схема образования химических связей в молекуле аммиака.

лярность молекул воды (ц = 1,84 D) и аммиака (ц — 1,48 D), а также данные структурных исследований свидетельствуют о том, что молекула Н₂0 имеет угловое строение, а молекула NH₃ по­строена в форме пирамиды. Однако углы между связями (ва­лентные углы) отличаются от 90°: в молекуле воды угол НОН составляет 104,5°, а в молекуле аммиака угол HNH равен 107,3°.

Для объяснения отличия валентных углов в молекулах Н₂0 и NH₃ от 90° следует принять во внимание, что устойчивому со­стоянию молекулы отвечает такая ее геометрическая структура и такое пространственное расположение электронных облаков внеш­них оболочек атомов, которым отвечает наименьшая потенциаль­ная энергия молекулы. Это приводит к тому, что при образовании молекулы формы и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, следовательно, образование более прочных ковалентных связей. В рамках метода валентных связей такая перестройка электрон­ной структуры атома рассматривается на основе представления о гибридизации атомных орбиталей.

43. Гибридизация атомных электронных орбиталей. Метод гиб­ридизации атомных орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных атомных s-, р- и d-элек- тронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» или гибридные электронные облака, которые вытянуты по на­правлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их бо­лее полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. Такая деформация электронных облаков требует затраты энергии. Но более полное перекрывание валентных электронных облаков приводит к образованию более прочной химической связи и, сле­довательно, к дополнительному выигрышу энергии. Если этот вы­игрыш энергии достаточен, чтобы с избытком скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных атомных электрон­ных облаков, такая гибридизация приводит, в конечном счёте,
к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и, следовательно, к повышению ее устойчивости.

Ji!*4

Бе

Рассмотрим в качестве примера гибридизации образование молекулы фторида бериллия BeF₂. Каждый атом фтора, входящий в состав этой молекулы, обладает одним неспаренным электроном,

2/>

н н

который и участвует в образовании ковалентной связи. Атом бе­риллия в невозбужденном состоянии (ls²2s²) неспаренных элек­тронов не имеет:

2р

Е

Поэтому для участия в образовании химических связей атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние (ls²2s¹2p¹):

Be*

гр

US f	t

Образовавшийся возбужденный атом Be* обладает двумя нс- спаренными электронами: электронное облако одного из них со­ответствует состоянию 2s, другого — 2р. При перекрывании этих электронных облаков с р-электронными облаками двух атомов фтора могут образоваться ковалентные связи (рис. 38).

Однако, как уже было сказано, при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р-орбиталей атома бериллия могут образо­ваться две равноценные гибридные орбитали (sp-орбитали). Форма и расположение этих орбиталей показаны на рис. 39, из которого видно, что гибридные sp-орбитали вытянуты в противо­положных направлениях.

Перекрывание гибридных яр-электронных облаков атома берил­лия с р-электронными облаками атомов фтора изображено на

Рис. 38. Схема перекрывания 2/?-электронны:* облаков атомов фтора с 2s- и 2/?-электронным и эблаками атома бериллия (для каждой связи отдельно).

Области перекрывания электронных облаков заштрихованы.

Рис. 39. Форма (схематическое изображение) и взаимное расположение гибридных sp элек­тронных облаков атома бериллия (для каждой гибридной орбитали отдельно}*

Рис. 40. Схема образования химических связей в мо

лекуле ВеГ_;!.

В целях упрощения рисунка гибридные яр-электрон ные облака атома бериллия изображены неполностью

рис. 40. Благодаря вытянутой форме гибридных орбиталей дости­гается более полное перекрывание взаимодействующих электрон­ных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Энергия, выделяющаяся при образовании этих связей, боль­ше, чем суммарные затраты энергии на возбуждение атома берил­лия и гибридизацию его атомных орбиталей. Поэтому процесс образования молекулы BeF₂ энергетически выгоден.

Рассмотренный случай гибридизации одной s- и одной р-орби- тали, приводящий к образованию двух sp-орбиталей, называется sp-r и б р и д и з а ц и е й. Как показывает рис. 39, sp-орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы. Действительно, молекула BeF2 линейна, а обе связи Be—F в этой молекуле во всех отношениях равноценны.

Возможны и другие случаи гибридизации атомных орбиталей, однако число образующихся гибридных орбиталей всегда равно общему числу исходных атомных орбиталей, участвующих в ги­бридизации. Так, при гибридизации одной s- и двух р-орбиталей (sp²-г ибридизация — читается «эс-пэ-два») образуются три равноценные 5р²-орбитали. В этом случае гибридные электронные облака располагаются в направлениях, лежащих в одной плоско­сти и ориентированных под углами 120° друг к другу (рис. 41). Очевидно, что этому типу гибридизации соответствует образование плоской треугольной молекулы.

Примером молекулы, в которой осуществляется «р²-гибридиза- ция, может служить молекула фторида бора BF₃. Здесь вместо исходных одной s- и двух р-орбиталей возбужденного атома бора

2s t	t	t

образуются три равноценные sp²-орбитали. Поэтому молекула BF₃ построена в форме правильного треугольника, в центре кото­рого расположен атом бора, а в вершинах — атомы фтора. Все три связи В—F в молекуле BF₃ равноценны.

Если в гибридизации участвуют одна s- и три р-орбитали (sp³ - г и б р и д и з а ц и я), то в результате образуются четыре гибридные sp³-орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т. е. ориентированные под углами 109°28' друг к другу (рис. 42). Такая гибридизация осуществляется, например, в воз­бужденном атоме углерода при образовании молекулы метана

Дата добавления: 2015-08-21