Лекція 4. Теорія гібридизації і геометрія молекул.
Ключові слова: спрямованість ковалентного зв'язку, геометрія молекул, гібридизація, гібридні орбіталі, полярність, поляризованість, електричний момент диполя.
Спрямованість ковалентного зв'язку визначає геометричну структуру (форму) молекули. Атомні орбіталі мають різні форми і розміри, різну орієнтованість в просторі і перекриваються за певними, кращим напрямками, в яких досягається максимальна щільність перекривання. Це призводить до утворення молекули певної геометричної форми (лінійної, кутовий, тетраедричних і ін.). Наприклад, атом сірки в сірководні утворює зв'язки з атомами водню за рахунок p-електронів, орієнтованих уздовж осей координат під кутом 90 о. Це добре пояснює експериментально спостережуваний валентний кут # 8735; HSH між напрямками зв'язків. рівний 92 о. і кутову геометрію молекули H2 S. Для пояснення валентних кутів і геометричної структури молекул при утворенні хімічних зв'язків електронами різних підрівнів в теорії ВС використовуються: 1) метод відштовхування валентних електронних пар (ОВЕП); 2) концепція гібридизації. запропонована Л. Полингом. Відповідно до цієї концепції, при утворенні зв'язків орбіталі різної симетрії змішуються і переходять в гібридні атомні орбіталі (АТ) однакової форми, однакової усередненої енергії і симетрично розташовані навколо центрального атома, що забезпечує рівноцінність утворених ними зв'язків. Число гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних. Відносне просторове положення гібридних орбіталей в атомі визначається тим, що електрони з паралельними спинами прагнуть знаходитися якомога далі один від одного (ОВЕП). Це зменшує сили відштовхування і таким чином знижує енергію системи. Приклади деяких видів гібридизації. sp-гібридизація. в цьому випадку «перероджуються» одна s- і одна р-орбіталь, при цьому виникають дві гібридні sp-орбіталі, розташовані на одній прямій; кут між їх напрямами 180 0 (BeCl2). sp 2-гібридизації. гибрідизуючою одна s- і дві р-орбіталі, кут 120 0 (BCl3). При sp 3-гібридизації валентний кут становить 109 0 28 '(CH4).
Можливі також гібридні орбіталі за участю d-атомних орбіталей (sp 2 d, sp 3 d, sp 3 d 2). Геометрія молекул формується типом гібридизації АТ центрального атома. При утворенні π-зв'язку спостерігається максимальне перекривання орбіталей по обидва боки від лінії, що з'єднує ядра пов'язаних атомів, обертання навколо π-зв'язку неможливо. # 963; -Зв'язок формує геометричну форму молекули, а π-зв'язок зміцнює і закріплює її.
Зв'язок в двоатомних молекулах, утворена з однакових атомів (Н2) або атомів близьких по електронегативності (ЕО), називається неполярной (гомеополярной). Зв'язок, утворена різними атомами, що відрізняються ЕО, називається полярною (іонної). В таких молекулах електронна щільність перекриваються електронних хмар зміщена до більш ЕО атому. Полярність зв'язку обумовлюється відмінністю ЕО і розмірів атомів. Полярність зв'язку обумовлює полярність молекули. тобто несиметричне розподіл електронної щільності, при якому «центри тяжіння позитивних і негативних зарядів» в молекулі не збігатимуться в одній точці. Між ними виникає якесь відстань - дипольне відстань або довжина диполя. Кількісно полярність молекул оцінюється величиною електричного дипольного моменту. Електричним дипольним моментом (# 956; п) називається твір абсолютного заряду електрона q на відстань між зарядами (довжина диполя l) і виражається в Деба (1Д = 10 -30 Кл · м): # 956; п = q # 8729; l. Електричний дипольний момент - величина векторна, тобто характеризуються спрямованістю (умовно від позитивного до негативного заряду). Електричний дипольний момент молекули визначається як векторна сума електричних дипольних моментів зв'язків і, отже, залежить від полярності зв'язків і геометрії молекули. Полярні молекули - це молекули з неполярними зв'язками, а також молекули, що мають симетрично (лінійна, плоско-трикутна, тетраедричних, октаедричні орієнтація) розташовані навколо центрального атома однакові полярні зв'язку. Полярними є молекули, які містять полярні зв'язку і несиметричне геометричну будову.
Полярізуємостью ковалентного зв'язку і (або) молекули називають її здатність під дією зовнішнього електричного поля ставати полярної або більш полярної. Поляризуемость π-зв'язку вище, ніж здатність до поляризації # 963;-зв'язку. Поляризуемость молекули зростає зі збільшенням її обсягу і числа π -зв'язків. Постійний момент диполя полярної зв'язку (молекули) # 956; n в електричному полі стає більше на величину # 956; i. рівну тимчасового навіяного або индуцированному диполю # 956; = (# 956; n + # 956; i). Роль зовнішнього електричного поля можуть грати заряджені частинки, що входять до складу самого з'єднання (іони або атоми з великим ефективним зарядом). Поляризующее дію іона призводить до деформації електронної оболонки сусідній частинки, яка тим більше, чим більше їх здатність до поляризації.
1. Спрямованість ковалентного зв'язку. Геометрія молекул.
2. Типи гібридних орбіталей.
3. Полярність ковалентного зв'язку, полярність молекул.
4. Поляризуемость ковалентного зв'язку, поляризованість молекули.