ТОП 10:

Основные положения метода ВС



1. В образовании КС участвуют только валентные электроны. Валентнымиявляютсяэлектроны, наиболее удаленные от ядра. Валентность атома равна числу ковалентных связей, образованных им в молекуле. Валентные возможности атома можно предсказать по числу неспаренных электронов в его стационарном и возбужденных состояниях. Рассмотрим валентные возможности атома серы (рисунки 40-42).

 

 

 

Рисунок 40 ― Стационарное состояние атома серы

 

 

 

Рисунок 41 ― Возбужденное состояние атома-серы

 

 

Рисунок 42 ― Возбужденное состояние атома серы

 

2. Единичную КС образуют 2 электрона с антипараллельными спинами, принадлежащими двум атомам (общая электронная пара).Ковалентная связь ― это химическая связь, образованная при помощи общих электронных пар, принадлежащих двум или более атомам.

Обменный механизм ― обобществление неспаренных электронов взаимодействующих атомов.

Донорно-акцепторный механизм ― атом-донор отдает неподеленную электронную пару на вакантную орбиталь атома-акцептора. Например, атом азота в молекуле аммиака содержит неподеленную электронную пару, способную переходить на вакантную орбиталь катиона водорода H+. В результате образуется катион аммония NH4+:

 

Кратность связи (n) равна числу общих электронных пар, связывающих два атома:

Н – Н n = 1

O = O n = 2

N ≡ N n = 3

Чем больше кратность связи, тем связь прочнее. Вот почему молекула N2 имеет высокую устойчивость и низкую реакционную способность.

3. С точки зрения волновых представлений, образованию общей электронной пары соответствует перекрывание атомных орбиталей (АО) взаимодействующих атомов (рис. 43 – 44).

Способы перекрывания АО

       
   


Осевое Боковое

Ось молекулы ― это условная линия, соединяющая ядра атомов в молекуле.

 

 

Рисунок 43 ― Способы осевого перекрывания атомных орбиталей

 

 

При осевом перекрывании орбиталей образуется разновидность ковалентной связи, называемая σ- связью.

 

 

Рисунок 44 ― Способы бокового перекрывания атомных орбиталей

 

 

При боковом перекрывании орбиталей образуется разновидность ковалентной связи, называемая π- связью. Чем сильнее перекрываются орбитали, тем прочнее КС. Вот почему σ-связи прочнее π-связей.

Если молекула состоит из трех или более атомов, то орбитали ее центрального атома, как правило, гибридизованы. Центральным считается атом с наибольшей валентностью.

Гибридизация ― это выравнивание орбиталей атома по форме и энергии в процессе образования ковалентной связи (таблица 11). Гибридизация является энергетически выгодным процессом, обеспечивающим максимальное перекрывание атомных орбиталей за счет сильной вытянутости гибридной орбитали (рисунок 45).

 

 

Рисунок 45 ― Гибридная атомная орбиталь

 

 

Таблица 11 ― Типы гибридизации

 

Исходные атомные орбитали Тип гибриди-зации   Форма гибридных орбиталей   Геометрия молекулы Примеры  
  s, p sp линейная     BeCl2
  s, p, p sp2 тригональная       BCl3
    s, p, p, p sp3   тет раэдрическая     CH4
  s,p,p,p,d dsp3 тригонально-бипирамидальная     PCl5
  s,p,p,p,d,d d2sp3 октаэдрическая   SF6

 

5. Ковалентная связь бывает двух типов: (а) неполярная, (б) полярная.Неполярные ковалентные связи связывают атомы одного химического элемента: Н-Н, О=О, N ≡ N. Полярные связи соединяют атомы разных химических элементов: H-Cl, H-O-H, C≡O. Полярность связи обусловлена смещением общей электронной пары в сторону более электроотрицательного атома.

Полярность связи определяется величиной дипольного момента (μ), который рассчитывается по уравнению:

μ = ℓ·q,

где ℓ ― расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов в молекуле,

q ― эффективный заряд атома в молекуле.

Простые молекулы с полярной связью являются диполями. Например, в молекуле фтористого водорода (HF) общая электронная пара смещена к атому фтора как более электроотрицательному. В результате, атом фтора приобретает эффективный отрицательный заряд ( δ-),а атом водорода ― эффективный положительный заряд (δ+).

Значения дипольных моментов и эффективных зарядов атомов простых молекул представлены в таблице 12.

Таблица 12 ― Дипольные моменты и эффективные заряды атомов простых молекул

Молекула Дипольный момент, Д Эффективный заряд
HF 5,82 ±0,77
CO 0,11 ± 0,02
HCl 1,08 ± 0,18

Полярность сложных молекул зависит от их конфигурации и полярности связей. Линейные молекулы, как правило, неполярны.Например, в молекуле углекислого газа (СО2) дипольные моменты каждой связи кислород-углерод лежат на одной прямой линии и являются разнонаправленными. Их векторная сумма равна нулю, поэтому молекула СО2 неполярна (рисунок 46).

Дипольные моменты связей

 

 

Рисунок 46 ― Молекула СО2 неполярна вследствие линейного строения

Нелинейные молекулы, содержащие полярные связи, являются полярными. Например, молекула воды полярна, так как векторная сумма дипольных моментов связей О-Н больше нуля (рисунок 47).

 

Дипольные моменты связей

 

 

Рисунок 47 ― Молекула H2O полярна вследствие нелинейного строения







Последнее изменение этой страницы: 2016-06-23; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.206.194.83 (0.005 с.)