№19. Донорно-акцепторная связь.

Рассмотрим донорно-акцепторный механизм на примере взаимодействия молекулы аммиака с молекулой трифторида бора: 

У атома азота в молекуле аммиака после образования связей с атомами водорода остается еще одна валентная орбиталь с неподеленной парой электронов (в структурной формуле обозначена точками). У атома бора в молекуле трифторида бора после образования связей с атомами фтора остается одна свободная валентная орбиталь (в структурной формуле обозначена квадратиком). Неподеленную пару валентных электронов атом азота может предоставить атому бора " в совместное использование" , " поделиться" с ним этой электронной парой. При этом электроны бывшей неподеленной пары становятся общими для атомов азота и бора, то есть между ними образуется ковалентная связь. Но при этом у атомов бора и азота возникают еще и формальные заряды: – 1 е у атома бора и +1 е у атома азота: 

В результате между атомами азота и бора возникает и ковалентная, и ионная связь. При этом атом азота является донором электронной пары (" дает" ее для образования связи), а атом бора – акцептором (" принимает" ее при образовании связи). Отсюда и название механизма образования такой связи – " донорно-акцепторный».

Валентность (способность к образованию химических связей) бора в BF₃ и BF₄ равна 3, как и валентность азота в NH₃ и NH₄⁺ также равна 3.

Донорно-акцепторное взаимодействие лежит в основе каталитических процессов, проявляется в первичных актах многих химических процессов, обуславливает сольватацию (комплексы жидких растворов, частицы вещества которого связаны с частицами растворителя) молекул и ионов в растворах, может приводить к образованию новых соединений.

№20. Метод валентных связей.

Теория возникла стараниями ученых: Гайтлера, Лондона, Полинга и Слетера.

Согласно теории каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. Причем, связь является двухцентровой и двухэлектронной.

Положения теории: связь образуется двумя электронами с противоположными спинами. Между ядрами атомов сконцентрирована максимальная электронная плотность. Связь направлена в сторону максимального перекрывания электронных облаков. Атомы не теряют своей индивидуальности при образовании связей. Структуру любой молекулы можно представить графически, обозначив связи черточками, в итоге получается валентная схема. Для сложных молекул возможно несколько схем, истинной является совокупность всех их наложений.

Ковалентная связь имеет характерные особенности: направленность, насыщенность и полярность.

1. Энергия связи. Работа, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющая один моль вещества. Определяет прочность связи. Для двухатомных молекул энергия связи равна величине энергии диссоциации молекулы на атомы. Измеряется в килоджоулях, отнесенных к 1 молю вещества. С увеличением кратности связи увеличивается энергия связи, длина уменьшается.

2. Длина связи. Длина химической связи — расстояние между ядрами химически связанных атомов. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Длина химической связи — важная физическая величина, определяющая геометрические размеры химической связи, её протяжённость в пространстве.

3. Кратность связи. Равна количеству обобществленных пар электронов. Повышение кратности обязано наложению на сигма-связь пи- и дельта-связи. Повышение кратности связи приводит к упрочнению межатомной связи и уменьшению межъядерного расстояния, то есть длины связи.

4. Направленность связи. Связь направлена в сторону максимального перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов. В зависимости от способа перекрывания связи и симметрии образующегося облака, выделяют σ-,π- и δ-связь. Сигма-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии соединения атомов. Пи-связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии соединения атомов. Дельта-связь обязана перекрыванию всех четырех лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

5. Насыщаемость связи. Способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей, так как ограничено число валентных электронов и орбиталей. Вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде дискретных частиц с определенной структурой.

6. Полярность связи. Показывает изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.. Различают полярную, неполярную и ионную связи. Неполярная и ионная – крайние случаи полярной, они встречаются значительно реже. Эффективный заряд – мера полярности связи. Поляризуемость – степень легкости с которой изменяется электронная плотность молекулы. В результате поляризации может произойти полный разрыв связи с переходом связывающей электронной пары к атому с образованием отрицательного или положительного заряда.

№ 21. Гибридизация.

Теория принадлежит Полингу.

При образовании молекул может происходить изменение формы и энергии исходных орбиталей валентных электронов и формирование на их основе того же числа одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей.

Как физический процесс гибридизация не существует.

Гибридизация связана с энергетическим выигрышем за счет образования более прочных связей и более симметричного распределения электронной плотности в молекуле.

Химическая связь с участием электрона гибридной орбитали прочнее.

Характер гибридизации валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют пространственное расположенеие и конфигурацию молекул.

Условия устойчивой гибридизации:

1. Энергетическая близость гибридных облаков.

2. Образующиеся облака должны иметь достаточную степень перекрывания.

3. Гибридные облака симметричнее располагаются в пространстве, поэтому они устойчивее, чем «чистые».

4. При перекрывании гибридных облаков образуются только сигма-связи, пи-связи образуются только «чистыми» облаками.

Типы гибридизации: sp-гибридизация образуется при смешении s- и p-орбитаелий, образуя две гибридные, линейная форма, 180 градусов; sp2-гибридизация образуется из одной s-орбитали и двух p- орбиталей, образуя три гибридные орбитали, треугольная(плоская) форма, 120 градусов; sp3-гибридизация образуется при смешении одной s-орбитали и трех p-орбиталей, образуя четыре гибридные, тетраидэр, 109 градусов.

В гибридизации участвуют не только связывающие электроны, но и неподеленные электронные пары. Искажение валентных углов углов в этом случае вызывается взаимным отталкиванием связывающих и несвязывающих электронных пар центрального атома. Однако следует учесть, что облако связывающей электронной пары занимает меньше места, чем облако несвязывающей. Следовательно наибольший эффект отталкивания между несвязывающими парами, несколько меньший между связывающей и несвязывающей и, наконец, наименьший – между двумя связывающими. С увеличением числа несвязывающих электронов центрального атома изменяется и пространственная конфигурация молекул. Диоксид серы имеет sp2-гибридизацию, плоскую форму молекулы.

Ион оксида серы имеет sp3-гибридизацию и геометрическую форму – тригональная пирамида.

Фосфин имеет sp3-гибридизацию, также тригональная пирамида.