Химическая связь и строение химических соединений

В результате изучения содержания этой главы студент должен:

знать

· факторы, определяющие валентные возможности атомов, типы гибридизации, пространственное строение простейших молекул и ионов;

· типы химической связи (металлическую, ковалентную, ионную, водородную);

· механизмы образования ковалентной связи;

· метод валентных связей, правило октета и исключения из него;

· метод молекулярных орбиталей;

уметь

· определять валентность и степени окисления атомов элементов, их тип гибридизации;

· геометрическое строение частиц, типы химической связи;

· строить энергетические диаграммы;

· определять порядок связи и магнитные свойства частиц;

владеть

· основами теории молекулярных орбиталей;

· способами построения энергетических диаграмм по методу молекулярных орбиталей.

· Основные определения химических связей

 

Валентность (ковалентность) — число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами (число образуемых атомом ковалентных связей).

Валентные возможности атома определяются:

1. числом неспаренных электронов в основном и возбужденных состояниях, которые способны участвовать в образовании ковалентных связей;

2. наличием неподеленных пар электронов, способных участвовать в образовании связей по донорно-акцепторному механизму,

3. наличием пустых (вакантных) орбиталей, способных принимать участие в образовании связей по донорно-акцепторному механизму.

Степень окисления элемента в соединении (СтОк) — условная величина, численно равная величине электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Валентность может выражаться лишь натуральным числом.

СтОк может быть

· целой и дробной,

· положительной (у менее электроотрицательного атома) и отрицательной (у более электроотрицательного),

· равной нулю (в простых веществах или некоторых органических соединениях, например, степень окисления углерода в СН₂С₁₂).

Сумма СтОк всех элементов равна заряду частицы. Для отличия степени окисления от заряда иона знак «+» или «-» ставят перед соответствующей цифрой (табл. 3.1).

Таблица 3.1

Валентность и степени окисления некоторых элементов

Элемент	Значения валентности	Степени окисления	Примеры соединений
Н	I	+1;-1	Н2О; NaH
Li	I	+1	LiCl
Be	К	+2	ВеСl2
В	HI	+3	ВСl3
С	III; IV	от +4 до -4	СO2; СО; СаС2
N	II—IV	+5; +4; +3; +2;+l;-3	HNO3; NO2; NO; NH3
О	I—III	+2; -1; -2	H2O; Н2О+; ОН-, Н2O2; OF2
F	I	-1	HF
Na	I	+1	NaCl
Mg	II	+2	MgO
Al	III	+3	Аl2O3
Si	IV	+4; -4	H2SiO3; Mg2Si
P	III; V	+5; +3; -3	H3PO4; Na3P
S	II; IV; VI	+6; +4; +2; —2	H2SO4; SO2; H2S
К	I	+1	KF
Ca	II	+2	CaCl2
Ti	II-IV	+4; +3; +2	TiO2
Cr	II; III; VI	+6; +5; +3; +2	H2Cr2O7; CrCl3
Mn	II—VII	от +7 до +2	KMnO4; MnCl2
Fe	II, III, VI	+6; +3; +2	FeO3; FeCl3; FeS
Cu	I, II	+2; +1	CuO; Cu2О
Zn	II	+2	ZnSО4

 

Гибридизация атомных орбиталей — формальный прием, позволяющий просто объяснить пространственное строение и ряд химических свойств многих веществ. Гибридизация заключается в смешивании нескольких атомных орбиталей различной формы и близкой энергии с образованием такого же числа гибридных орбиталей (для элементов второго периода одинаковой формы и энергии), расположение которых в пространстве соответствует реальной геометрии молекулы. Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие по энергии атомные орбитали, занятые электронами (рис. 3.1—3.3, табл. 3.2).

Рис. 3.1. Гибридизация атомных орбиталей элементов второго периода

Рис. 3.2. Строение некоторых молекул, включающих элементы второго периода

Эмпирическое правило для определения типа гибридизации:

количество гибридных орбиталей равно числу «соседей» у атома (за «соседа» принимают и неподеленную пару электронов).

Рис. 3.3. Пространственное строение молекул с различным типом гибридизации

Таблица 3.2

Типы гибридизации

Рисунок 3.3	Тип гибридизации	Характер соседей	Строение молекулы	Валентный угол (а)	Примеры соединений
1	sp	Два атома	Линейная молекула	180о	АВ2 ВеСl2, С2Н2
2	sp2	Три атома	Плоская тригональная молекула	120°	АВ3 ВСl3, С2Н4
3	sp2	Два атома и неподеленная пара или неспаренный электрон	Плоская молекула	134° *	: АВ2, ∙ АВ2 NO2
4	sp3	Четыре атома	Тетраэдр	109,5°	АВ4 CCl4,NH4+
5	sp3	Три атома и неподеленная пара	Тригональная пирамида	107,3° **	: АВ3 NH3, Н3О+
6	sp3	Два атома и две неподе- ленные пары	Угловая молекула	104,5° ***	:: АВ 2 Н2О
7	sp3d	Пять атомов	Тригональная бипирамида	(α) 90°, (β) 120°	АВ 5 РСl5
8	sp3d2	Шесть атомов	Октаэдр	90°	АВ6 SF6

* Увеличение угла объясняется тем, что электроны кратных связей сильнее отталкиваются друг от друга.

** Уменьшение угла объясняется тем, что неподеленная электронная пара требует больше свободного пространства, чем пары электронов, участвующие в образовании связей.

*** Еще большее уменьшение угла из-за наличия двух неподеленных пар электронов.