Спрямованість зв'язків та гібридизація атомних орбіталей.

Важливою характеристикою молекули, що складається більш ніж з двох атомів, є її геометрична конфігурація. Вона визначається взаємним розташуванням атомних орбіталей, що беруть участь в утворенні хімічних зв'язків.

Перекривання електронних хмар можливо тільки при певній взаємної орієнтації електронних хмар; при цьому область перекривання розташовується в певному напрямку по відношенню до взаємодіючих атомів.

При утворенні іонного зв'язку електричне поле іона має сферичну симетрію і тому іонний зв'язок не володіє направленістю і насичуваністю. NaCl CsCl к.ч. = 6 к.ч. = 6

Кут між зв'язками в молекулі води становить 104,5°. Величину його можна пояснити на підставі квантово-механічних уявлень. Електронна схема атома кисню 2s²2p⁴. Дві неспарені p-орбіталі розташовані під кутом 90° один до одного - максимум перекривання електронних хмар s-орбіталей атомів водню з p-орбіталями атома кисню буде в тому випадку, якщо зв'язки розташовані під кутом 90°. У молекулі води зв'язок О - Н полярний. На атомі водню ефективний позитивний заряд δ⁺, на атомі кисню - δ-. Тому збільшення кута між зв'язками до 104,5 пояснюється розштовхування ефективних позитивних зарядів атомів водню, а також електронних хмар.

Електронегативність сірки значно менше, ніж ЕН кисню. Тому полярність зв'язку H-S в H₂S менше полярності зв'язку Н-О в Н₂О, а довжина зв'язку H-S (0,133 нм) більше, ніж Н-О (0,56 нм) і кут між зв'язками наближається до прямого. Для H₂S він становить 92°, а для H₂Se - 91°.

З цих же причин молекула аміаку має пірамідальну будова і кут між валентними зв'язками H-N-H більше прямого (107,3 ​​°). При переході від NH₃ до PH₃, AsH₃ і SbH₃ кути між зв'язками становлять відповідно 93,3°; 91,8° і 91,3° .

Гібридизація атомних орбіталей

Збуджений атом берилію має конфігурацію 2s¹2p¹, збуджений атом бору - 2s¹2p² і збуджений атом вуглецю - 2s¹2p³. Тому можна вважати, що в утворенні хімічних зв'язків можуть брати участь не однакові, а різні атомні орбіталі. Наприклад, в таких сполуках як BeCl₂, BeCl₃, CCl₄ повинні бути нерівноцінні по міцності і напрямку зв'язку, причому σ-зв'язки з p-орбіталей повинні бути більш міцними, ніж зв'язки із s-орбіталей, тому для p-орбіталей є більш сприятливі умови для перекривання. Однак досвід показує, що в молекулах, що містять центральні атоми з різними валентними орбіталями (s, p, d), всі зв'язки рівноцінні. Пояснення цьому дали Слейтер і Полінг. Вони прийшли до висновку, що різні орбіталі, які не сильно відрізняються по енергіях, утворюють відповідне число гібридних орбіталей. Гібридні (змішані) орбіталі утворюються з різних атомних орбіталей. Число гібридних орбіталей дорівнює числу атомних орбіталей, що беруть участь в гібридизації. Гібридні орбіталі однакові за формою електронної хмари і по енергії. У порівнянні з атомними орбіталями вони більш витягнуті в напрямку утворення хімічних зв'язків і тому обумовлюють кращу перекривання електронних хмар.

Гібридизація атомних орбіталей вимагає витрат енергії, тому гібридні орбіталі в ізольованому атомі нестійкі і прагнуть перетворитися в чисті АО. При утворенні хімічних зв'язків гібридні орбіталі стабілізуються. Внаслідок більш міцних зв'язків, утворених гібридними орбіталями, з системи виділяється більше енергії, і тому система стає більш стабільною.

sp-гібридизація має місце, наприклад, при утворенні галогенідів Be, Zn, Co і Hg (II). У валентному стані всі галогеніди металів містять на відповідному енергетичному рівні s і p-неспарені електрони. При утворенні молекули одна s-і одна р-орбіталь утворюють дві гібридні sp-орбіталі під кутом 180°.

Експериментальні дані показують, що всі галогеніди Be, Zn, Cd і Hg (II) лінійні і обидві зв'язку мають однакову довжину.

sp²-гібридизація. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і двох p-орбіталей утворюються три гібридні sp²-орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120° один до одного.

sp³-гібридизація характерна для сполук вуглецю. В результаті гібридизації однієї s-орбіталі і трьох р-орбіталей утворюються чотири гібридні sp³-орбіталі, спрямовані до вершин тетраедра з кутом між орбіталями 109,5° .

Гібридизація виявляється повною рівноцінності зв'язків атома вуглецю з іншими атомами в сполуках, наприклад, в CH₄, CCl₄, C(CH₃)₄ та ін У гібридизацію можуть включатися не тільки s-і р-, але і d-і f-орбіталі.

При sp³d²-гібридизації утворюється 6 рівноцінних хмар. Вона спостерігається в таких сполуках як [SiF₆], [Fe(CN)₆]. Уявлення про гібридизації дають можливість зрозуміти такі особливості будови молекул, які не можуть бути пояснені іншим способом. Гібридизація атомних орбіталей (АО) призводить до зміщення електронної хмари у напрямі освіти зв'язки з іншими атомами. В результаті області перекривання гібридних орбіталей виявляються більше, ніж для чистих орбіталей і міцність зв'язку збільшується.

Йонний зв’язок – це зв’язок між іонами, що здійснюється завдяки силам електростатичного притягання (рапр., КСl, NаСl). Іонний зв’язок розглядають як граничний випадок ковалентного полярного зв’язку, коли пара електронів практично повністю зміщена до більш електронегативного атома. Утворюється між атомами елементів, що значно відрізняються за значенням ВЕН. Характерні ознаки: не насиченість, ненапрямленість.

Водневий зв’язок – це зв’язок типу X-H…Y, що виникає через атом водню між двома сильно електронегативними атомами X та Y. Розрізняють:

-міжмолекулярний – виникає між атомом Н однієї молекули і сильно

електронегативним атомом іншої;

-внутрішньомолекулярний – виникає між атомами однієї молекули. Утворюється в молекулах органічних сполук, що містять у своєму складі групи ОН-, NН₂ - NО₂-, тощо (напр., молекули білків, нуклеїнових кислот).

Металічний зв’язок – зв’язок, що існує у металах та їх сплавах між позитивно зарядженими іонами та валентними електронами, що є спільними для всіх атомів; він зумовлює всі хімічні та фізичні властивості металів, зокрема тепло- та електропровідність.

Характерна властивість – ненапрямленість.