Строение атома. Химическая связь

1.3.1. Строение атома. Основные понятия и определения

Атом – наименьшая неделимая химическими средствами частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами, Dатома ≈ 10–10 нм. Атом – электронейтральная микросистема, состоящая из плотного, положительно заряженного ядра и взаимодействующих с ним отрицательно заряженных электронов. Массу атомов и молекул выражают в виде относительной величины, в атомных единицах массы (а.е.м.) – углеродных единицах (у.е.). 1 а.е.м. = 1 у.е. = 1/12 части массы атома изотопа углерода (12С) = 1,66043×10-24 г. Ядро атома (Dядра ≈ 10–14–10–15 нм) состоит из двух типов частиц (нуклонов) – протонов и нейтронов. Протон (p) – элементарная частица, имеющая единичный, то есть наименьший по абсолютному значению, из существующих в природе, положительный заряд (+1). Характеристики протона: заряд qпротона=1,60219•10–19Кл; масса mпротона = 1,67265•10–24 г (1,00728 а.е.м.). Нейтрон (n) – элементарная частица, не имеющая электрического заряда; mнейтрона= 1,67495•10–24 г (1,00867 а.е.м.). Электрон – элементарная частица, имеющая единичный, неделимый далее отрицательный заряд, равный по модулю заряду протона (–1). Характеристики электрона: заряд qэлектр.=1,60217•10-19Кл, масса mэлектрона=0,91056•10–24г (1/1836,1 mпротона). Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется массовым числом А, равным сумме чисел протонов Z и нейтронов N: A = Z + N. Заряд ядра – главная характеристика атома, определяется числом протонов, находящихся в ядре. Атомный номер соответствует заряду ядра элемента (в периодической системе элементов Д.И. Менделеева – порядковому номеру элемента). Вид атомов с одинаковым зарядом ядра называется химическим элементом. Атом обозначается химическим символом элемента с индексами: левый нижний – атомный номер, т.е. заряд ядра (число протонов); левый верхний – массовое число: А Э Z Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разную массу, называются изотопами. Так, природный хлор состоит из двух изотопов:  35 Cl и 37Cl.

 

Ион – атом или молекула, потерявший один или более электронов – катион (положительно заряженный ион, например, К+, Са2+, Al3+, NH4+), или, наоборот, присоединивший один или более электронов – анион (отрицательно заряженный ион Cl–, S2–, NO3–, SO42–). Основные положения квантовой химии Квантовая (волновая) механика – теоретическая основа учения о движении и взаимодействии микрообъектов (электронов, протонов и других частиц, обладающих ничтожной массой). Законы движения микрочастиц в квантовой химии выражены уравнением Шредингера, который применил волновую функцию Ψ, для описания движения электрона в трехмерном пространстве: ¶2Y    ¶2Ψ  ¶2Y    2m —— + —— + —— + ——— (Е – Еп)Ψ = 0 ¶x2     ¶y2       ¶z2       h2 где Е, Еп – соответственно полная и потенциальная энергия электрона; m – масса электрона; h – постоянная Планка; Y – волновая функция, квадрат модуля которой ï Y ï 2 характеризует плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства. Решение уравнения Шредингера в полярной системе координат даёт три независимые величины, которые называются квантовыми числами электрона: n, l, m, набор значений которых определяют пространственные и энергетические характеристики электрона в атоме. Число n называется главным, l – орбитальным, а m – магнитным квантовыми числами. Характеристика квантовых чисел и их значения представлены в таблице 1.5. ******************* Атомные орбитали (АО) – это пространство вокруг ядра в атоме, в котором наиболее вероятно пребывание электрона (рис. 3.1). Для полного описания АО надо указать: 1) номер энергетического уровня орбитали n (главное квантовое число), 2) тип орбитали – характеризуетсяорбитальным квантовым числом l, каждому значению l соответствует орбиталь особой формы (подуровни): при   l = 1– сфера – это s -орбиталь, l = 2 – гантель – p -орбиталь, l = 3 – сдвоенная гантель – d -орбиталь, l = 4 – еще более сложная форма – f -орбиталь. 3) пространственную ориентацию орбиталей одного типа, ориентированных вдоль соответствующих осей координат – характеризуетсямагнитным квантовым числом m.

Таблица 1.5

ХАРАКТЕРИСТИКА КВАНТОВЫХ ЧИСЕЛ И РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО АО
ПЕРВЫХ ЧЕТЫРЕХ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИХ УРОВНЕЙ

Наименование

Физический смысл (что описывает)

Значение чисел

Энергетические уровни

Примечание

Главное квантовое число n

1.Энергетический уровень 2.Запас энергии электрона на данном уровне 3.Размер атома

1 ÷ ∞

К     1

L     2

M     3

N     4

Значения n, l, m определяют квантовое состояние электрона в атоме. Набор значений n, l, m называют квантовой ячейкой

Орбитальное квантовое число l

1.Энергетический подуровень 2.Изменение энергии в пределах энергетического подуровня 3.Форму орбитали

0 ÷ (n – 1)

0   1s

0   2s

1   2p

0   3s

1   3p

2   3d

0   4s

1   4p

2   4d

3   4f

Магнитное квантовое число m

1.Пространственная ориентация орбитали 2.Определяет количество орбиталей на энергетическом подуровне

- l ÷ 0 ÷ + l

0

0

-1  0 +1

0

-1  0 +1

-2 -1  0 +1 +2

0

-1  0  +1

-2 -1  0 +1 +2

-3 -2 -1  0 +1 +2 +3

Спиновое квантовое число s

Проекция собственного момента количества движения электрона на избранное направление

±1/2

Максимальное число электронов на подуровне

2

2

6

2

6

10

2

6

10

14

Максимальное число электронов на уровне

N = 2n2

2

8

18

32

. s -орбиталь                              p -орбитали   d -орбитали   f -орбитали   Рис. 3.1. Формы и пространственная ориентация атомных s -, p -, d - и f -орбиталей.     Электронная структура атомов   Заполнение энергетических уровней и подуровней происходит согласно принципу минимальной энергии: первыми заполняются орбитали с минимальным уровнем энергии. Минимальной энергией обладают уровни и подуровни, ближайшие к ядру. Последовательности заполнения энергетических уровней и подуровней задается правилами В.М. Клечковского: минимальной энергии соответствует минимальное значение суммы (n + ℓ), то есть при увеличении заряда ядра атома заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы (n + l) к орбиталям с большим значением суммы(n + l); если эта сумма для двух электронов одинакова, то минимальная энергия (Emin) соответствует минимальному значению n, то есть при одинаковых значениях суммы (n + l) заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении возрастания значения главного квантового числа.

Следовательно, увеличение энергии происходит в следующей последовательности: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s.   Распределение электронов по АО определяется принципом Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором значений всех квантовых чисел.  Следовательно, на каждой орбитали не может быть более двух электронов с противоположными значениями спиновых квантовых чисел ­¯. Это спаренные электроны, в отличие от одного электрона – неспаренного: ­ или ¯.   В пределах энергетического подуровня заполнение идет в соответствии с правилом Гунда (Hund): устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина электронов является максимальным. Например: для электронной конфигурации 2р3 возможны следующие варианты размещения электронов:     1                               2                          3   Только в первом случае достигается максимальный суммарный спин (½+½+½=3/2). Это – энергетически самое выгодное состояние системы. Электронная конфигурация (формула) атома – распределение электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии этого атома и его ионов. Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3 d 5 – это 5 электронов на 3 d -подуровне. Так, электронная формула атома хлора 17 Cl: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 5.   Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, записывают символ благородного (инертного) газа, имеющего соответствующую электронную формулу (за скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей).   Например, электронную формулу атома хлора 17 Cl можно записать: [Ne]3 s 23 p 5 , где  [Ne] = 1 s 22 s 22 p 6.

1.3.2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Периодический закон, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году, устанавливал зависимость между свойствами элемента и атомным весом. С развитием квантовой механики закон получил новую формулировку: свойства простых веществ, а так же формы и свойства соединений находится в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов. Графическое отображение периодического закона – периодическая систем элементов, в которой порядковый номер элемента равен количеству протонов ядра атома.   Периодическая система элементов Д.И. Менделеева состоит из семи периодов (горизонтальные ряды) и восьми групп (вертикальные столбцы). Период – последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2p6 (или ns2 у первого периода). Периоды начинаются с s-элементов и заканчиваются p-элементами (у первого периода – s-элементом). В периодах свойства элементов изменяются последовательно от типичных металлов до типичных неметаллов. Группы – это вертикальные ряды элементов, имеющих одинаковую конфигурацию валентных электронов. Каждая группа разбивается на две подгруппы: главную (составляют s- и p-элементы) и побочную (составляют d-элементы). Элементы, расположенные в одной и той же группе благодаря одинаковой конфигурации валентных электронов имеют сходные химические свойства. Их называют «элементы-аналоги». В шестом периоде после лантана (порядковый номер 57) следуют 14 элементов с порядковыми номерами 58–71, называемые лантаноидами, так как в химическом отношении они сходны с лантаном. В седьмом периоде после актиния (порядковый номер 89) расположены 14 элементов с порядковыми номерами 90–103 (актиноиды). Лантаноиды и актиноиды (¦-элементы) вынесены вниз таблицы, в отдельные две строки

Геометрические и энергетические характеристики атомов р адиус атома – это расстояние от ядра до главного максимума плотности внешних электронных оболочек. С увеличением заряда ядра в периодах атомный радиус немонотонно уменьшается, а в группах увеличивается:   Э Li Be B Na K Ar, нм 0,156 0,113 0,091 0,191 0,236 Энергия ионизации (Еи) – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома. Чем меньше Еи, тем легче атом отдает электрон при образовании химической связи, т.е. элемент является более сильным восстановителем. Восстановительная способность нейтральных атомов с ростом заряда ядра в периоде уменьшается, в главных подгруппах растет, а в побочных – падает. Энергия сродства к электрону (Еср) – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Чем больше Еср, тем более сильным окислителем является данный элемент. В таблице Д.И. Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх. Электроотрицательность элемента (эо) – условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны. Поэтому ЭО атома должна быть пропорциональна как энергии ионизации, так и энергии сродства к электрону. С ростом порядкового номера элемента в периодах ЭО растет, а в подгруппах, как правило, падает, например:   Элемент F O Cl Cs Rb Ba Si B ЭО 4,0 3,5 3,0 0,7 0,8 0,9 1,8 2,01   Элементы с высокой ЭО–типичные неметаллы; элементы с наименьшей ЭО представляют собой типичные в химическом смысле металлы.

Примеры решения задач

Пример 1. Составьте электронные формулы (в порядке заполнения орбиталей) атомов калия, кальция, скандия, мышьяка и церия. К какому семейству элементов принадлежит каждый из них? Каковы их валентные возможности?

Решение. Атомы калия и кальция имеют электронное строение:

₁₉ К 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹,  ₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

Оба элемента принадлежат к s-элементам, так как последний по заполнению электрон размещается на s-подуровне. Валентными будут s-электроны, соответственно один электрон у атома K и два электрона у атома Ca.

Строение атома скандия: ₂₁ Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹. В этом случае сначала заполняется 4s-подуровень, а затем 3d-подуровень. Скандий d-элемент. У этого элемента три валентных электрона, которые имеют конфигурацию 3d¹4s².

Атом мышьяка: ₃₃As 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p³. Это – p-элемент. Валентных электронов у атома мышьяка пять, они имеют конфигурацию 4s²4p³, поэтому As может проявлять валентность, равную трем и пяти.

Атом церия: ₅₈Ce 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f². Церий –
f-элемент, конфигурация валентных электронов 4f²6s² , он может проявлять валентность, равную двум и четырем.

Пример 2. Составьте электронные формулы атома элемента с порядковым номером 12, находящегося в нормальном и возбужденном состояниях. Укажите координаты элемента в периодической системе и значения всех квантовых чисел валентных электронов.

Решение. У атома данного элемента 14 электронов. Они расположены:

в нормальном состоянии – электронная формула:       1s22s22p63s23p2;	в возбужденном состоянии – электронная формула:                   1s22s22p63s13p3;
электронно-структурная формула:                              3s   3р          2 s 2р        1s	электронно-структурная формула:                                 3 s 3р               2 s  2р            1s

 

Элемент находится в третьем периоде (так как последний по заполнению
уровень – третий), в четвертой группе (сумма s- и p-электронов последнего уровня равна 4), главной подгруппе (так как это p-элемент). Валентными являются все четыре электрона, находящиеся на третьем s- и p-подуровнях. Максимальная валентность равна четырем.

Квантовые числа валентных электронов атома в возбужденном состоянии:

n                 l                     m                  s

3 s ¹                  3                0                0                1/2

3 p ³                  3               1          –1, 0, +1         1/2

для каждого ē                                                  для каждого ē

1.3.3. Типы химической связи и ее свойства Ковалентная связь. При образовании ковалентной связи между атомами их валентные электроны обобществляются и локализуются между ними. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (МВС). Основные положения МВС: 1. Химическая связь осуществляется электронными парами. 2. В образовании связи участвуют только неспаренные электроны (валентные электроны) с противоположными спинами. 3. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные орбитали.

Основные характеристики химической связи 1) кратность химической связи – число общих электронных пар, соединяющих два атома в молекуле: Н–Н; Cl–Cl; Na–F; С=О; О=О; NºN; 2) энергия разрыва связи (прочность связи)– энергия, необходимая для разрыва химической связи в молекуле; чем больше энергия разрыва связи (Е, кДж/моль), тем прочнее связь: Н2               F2            N2 Е, кДж/моль        436             151           940 3) длина связи (d, нм)– межъядерное расстояние в молекуле; чем больше кратность связи, тем меньше ее длина при прочих равных условиях: Э–Н         NH3     PH3     AsH3  SbH3 d, нм      0,101   0,142   0,152  0,170 4) насыщаемость ковалентной связи – способность атома участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей, определяемая валентными возможностями атома: ненасыщенная связь                 насыщенная связь   : C=O                                О=С=О 5) направленность связи – определяется валентными углами, которые образуются между химическими связями при образовании молекул, состоящих из трех и более атомов:  Химическая связь, образованная перекрыванием АО расположенных вдоль прямой линии, проведенной через ядра взаимодействующих атомов, называется s(сигма)– связью. Одинарная связь – всегда s-связь. s-Связи строго ориентированы в пространстве, поэтому в зависимости от состава молекулы они могут находиться под определенным углом друг к другу. Углы между s - связями называются валентными углами.

При перекрывании АО, расположенных перпендикулярно или под иными углами к s-связи и параллельно друг к другу, происходит образование p(пи)-связи. Перекрывание  АО при  p-связывании меньше, чем при s, поэтому p-связь, как правило, слабее s-связи. Помимо s- и p-связей возможно образование еще одного вида связи – d (дельта) - связи. Δ–Связь образуется при перекрывании d-АО в четырех местах, т. е. всех четырех «лепестков». С появлением  d-связи кратность связи увеличивается до четырех. Связи располагаются по возрастанию их энергий в следующий ряд:  s» p > d.

Типы ковалентной связи: 1) неполярная ковалентная связь – образуется в простых веществах – общая электронная пара расположена на равном расстоянии (симметрично) от ядер атомов Молекула H 2:   Н­ + Н¯ ® Н­¯Н ® Н2  1s1 1s1         Н – Н (одинарная связь)     σ- связь Молекула Cl2:   Cl· + ·Cl → Cl:Cl·   Cl – Cl (одинарная связь)   σ- связь   Молекула О2: ·О·+ ·О·→ О::О    О = О (кратная – двойная связь)

2) полярная ковалентная связь – образуется между атомами разных элементов, где общее электронное облако смещено к атому элемента c большей относительной электроотрицательностью (эо). Возникает асимметрия в распределении положительных и отрицательных зарядов взаимодействующих атомов, и вся двухатомная молекула представляет собой электрический диполь.

Молекула HCl: H 1s1 (э.о. = 2,10), Cl 1s22s22p63s23p5 (э.о. = 2,83)    Н· +  Cl· → H+δ:Cl–-δ.

Электронная пара смещена к Cl, молекула Н-Cl – диполь: у атома хлора возникает эффективный отрицательный заряд(–0,18 заряда электрона), а у атома водорода – эффективный положительный заряд(+0,18 заряда электрона). Расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (+q и –q) называется длиной диполя l. Мерой полярности связи является дипольный момент μ, представляющий собой произведение эффективного заряда (еэф.) на расстояние (l) между электрическими центрами тяжести противоположных зарядов μ= еэф. • l. Обычно μ измеряется в Дебаях (D): 1D= 3,33•10–30 Кл•м.

3) донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – связь образуется за счет того, что один атом представляет пару электронов (донор),а второй атом принимает ее на вакантную орбиталь(акцептор). Образование молекулы NH4Cl:   NH3 + HCl = NH4Cl N 1s22s22p3,  H   1s0  H                                    H       + |                                        | : N–H + H+    →     H–N–H              или NH+4. |                                 | H                           H

Гибридизация атомных орбиталей — это выравнивание (усреднение) энергии различных АО в атоме в результате их смешивания (гибридизации) перед химическим взаимодействием (или в его процессе), что приводит к образованию гибридных орбиталей атома: Процесс гибридизации можно представить в виде трех взаимосвязанных этапов: а) возбуждение атома; б) гибридизация орбиталей возбужденного атома;  в) образование гибридных связей. На этапах а и   б энергия затрачивается, на этапе в – выделяется. Если энергия, затраченная на первых двух этапах, компенсируется в процессе образования связей, то гибридизация осуществляется.

Типы гибридизации: 1) sp -гибридизация: происходит возбуждение ns 2 np 0 ® ns 1 np 1, в гибридизации участвуют одна s - и одна p -орбитали, образуются две sp-гибридных орбитали, имеющих линейную симметрию; этому типу гибридизации соответствует образование линейной молекулы, например, ВеН2:

2) sp 2 -гибридизация: происходит возбуждение ns2 np1 ® ns1 np2, в гибридизации участвуют одна s- и две p-орбитали, образуются три sp2-гиб- ридных   орбитали, лежащие в одной  плоскости   и   ориентированные   под углами 120 0 друг  к  другу,  имеющих линейную   симметрию;    этому    типу гибридизации  соответствует образова- ние  плоской   треугольной  молекулы, например, BF3;

3)  sp 3 -гибридизация: происходит возбуждение ns2 np2 ® ns1 np3, в гибридизации участвуют одна s- и три p-орбитали, образуются четыре sp3-гибридных орбитали, вытянутые в направлении к вершинам тетраэдра, т.е. ориентированные под углом 109 029 ′ друг к другу. Этому типу гибридизации соответствует образование молекулы в форме тетраэдра, например, СН4:

Водородная связь – химическая связь, характерная для атома водорода, связанного непосредственно с наиболее электроотрицательными элементами (F, O, N).   Межмолекулярная водородная связь возникает между водородом и электроотрицательным элементом другой молекулы (например, в молекуле Н2О, где атом кислорода имеет значительный эффективный отрицательный заряд –d, а ядро атома водорода – эффективный положительный заряд + d, между атомом водорода и атомом кислорода соседней молекулы возникает электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи):                              Н ― Оδ- … Нδ+ │        │ +δН … О δ-― Н

Ионной химической связью называют связь, которая образуется в результате электростатического взаимодействия между катионом и анионом. В соответствии с теорий ионной связи при взаимодействии элементов, имеющих резко отличающиеся значения электроотрицательностей, протекают следующие процессы: образование ионов взаимодействующих атомов: К 0 - e ® K + ; А 0 + е ® А -. образование молекулы происходит за счет электростатического притяжения образовавшихся ионов:   К + + А - = КА. Ионная химическая связь – предельный случай полярной химической ковалентной связи, которому отвечает значительное смещение пары электронов связи к наиболее электроотрицательному атому (аниону). Ионная связь в отличие от ковалентной связи не направлена и не насыщаема.

Металлическая связь. С точки зрения современных представлений, при сближении атомов металлов, в результате образования кристаллической решетки, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми ионами кристалла металла. Такой тип химической связи называется металлической связью (Ме–Ме). Связь делокализована, т. е. электроны, осуществляющие металлическую связь, обобществлены ("эл«ктронный газ")» перемещаются по всему объему металла, в целом электронейтральному, обеспечивая связь между атомами.

Примеры решения задач

Пример 1.

В каком из соединений серы – K₂S, H₂S, CS₂ – образуются наиболее полярные химические связи? Укажите, в сторону какого атома происходит смещение электронной плотности связи.

Решение. Используя значения относительных электроотрицательностей элементов (см. приложение), находим разности относительных электроотрицательностей серы и элементов, образующих с нею химическую связь:

а ) сера–калий: 2,6 – 0,91 = 1,69, смещение в сторону атома серы;

б) сера–водород: 2,6 – 2,1 = 0,5, смещение в сторону атома серы;

в) сера–углерод: 2,6 – 2,5 = 0,1, смещение в сторону атома серы.

Чем больше по абсолютному значению разность относительных электроотрицательностей, тем более полярна связь. В данном примере наиболее полярной является связь сера–калий, а наименее полярной – связь сера–углерод.

Пример 2.

Укажите характер связей в молекуле СО₂ и их взаимное расположение.

Решение. Запишем электронные формулы атомов кислорода и углерода (в нормальном и возбужденном состояниях):

 

O 1s²2s²2p⁴;                        С 1s²2s²2p²;           С* 1s²2s¹2p³.

Каждая связь между атомами О и С двойная (одна s и одна p), для образования двух p-связей потребуется участие двух p-орбиталей атома углерода. Оставшиеся s- и p-орбитали дают две sp-гибридные орбитали, образующие угол 180⁰. Молекула СО₂ линейна, а дипольный момент молекулы равен нулю:

 

 

или          О ═ С ═ О

 

Пример 3.

Определите тип гибридизации орбиталей атомов углерода в молекулах этана С₂Н₆, этилена С₂Н₄ и ацетилена С₂Н₂ и изобразите геометрическую форму этих молекул.

Решение.

В органических соединениях атом углерода всегда имеет валентность, равную четырем, следовательно, находится в возбужденном состоянии С 1s²2s¹2p³.

Структурная формула молекулы этана:     

 

Н       Н

½         ½

 Н – С – С – Н

½          ½

Н Н

 

В молекуле этана семь σ -связей. Шесть связей С–Н образованы в
результате перекрывания sp ³ -гибридных орбиталей атомов углерода с
1 s -орбиталями шести атомов водорода. Седьмая связь – между углеродными атомами – образуется за счет перекрывания sp ³ -гибридных орбиталей атомов углерода.

 

Молекула этилена имеет структурную формулу:   

 

 Н – С ═ С – Н.

½       ½

Н Н

 

Атомные орбитали (АО) каждого из атомов углерода находятся в sp ² -гибридном состоянии – есть имеет место гибридизация одной s - и двух p -атомных орбиталей углерода с образованием трех гибридных орбиталей, расположенных в одной плоскости под углом 120⁰.
У каждого атома углерода остается по одному p-электрону, не принявшему участие в гибридизации.

 

Каждый из атомов углерода образует по три σ-связи с участием sp ² -гибридных орбиталей: σ_С-С -связь возникает в результате перекрывания двух sp ² -гибридных АО между собой; σ_С-Н - связи образуются при перекрывании sp²-гибридных АО углерода с s-орбиталями атомов водорода.

Кроме того, происходит перекрывание не вступивших в гибридизацию р-орбиталей атомов углерода (с параллельными осями). Это перекрывание происходит в плоскости, перпендикулярной к плоскости молекулы, и приводит к образованию π -связи. Следовательно, в молекуле этилена имеется двойная связь, представляющая сочетание σ - и π -связей.

 

Молекула ацетилена имеет структурную формулу:   

Н – С ≡ С – Н.

 

В молекуле ацетилена атомы углерода, связанные тройной связью, находятся в состоянии sp -гибридизации. В этом случае происходит гибридизация одной s - и одной p -атомных орбиталей углерода с образованием двух эквивалентных гибридных орбиталей, расположенных на одной линии. Угол между осями этих орбиталей составляет 180⁰. При этом у каждого атома углерода остается по два 2p-электрона, не принявших участие в гибридизации и расположенных в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. При этом σ _С-С -связь образуется при перекрывании двух sp -гибридных АО между собой; σ_С-Н - связи образуются при перекрывании sp-гибридных АО углерода с s-орбиталями атомов водорода. В этой молекуле все атомы лежат на одной прямой и молекула является линейной.

 

Не вступившие в гибридизацию р-электронные орбитали одного атома углерода взаимно перекрываются с аналогичными орбиталями другого атома так, что образуются две π -связи, причем каждая в своей плоскости. Угол между плоскостями π -орбиталей составляет 90 ⁰.

Таким образом, тройная связь в молекуле ацетилена состоит из
 σ -связи и двух π -связей.