Начальный курс химии (Для студентов-иностранцев). В 2 частях. Ч. 1. Учебное пособие

3.3. Теория гибридизации атомных орбиталей

Словарь

Очень часто электроны, участвующие в образовании ковалентной связи, находятся на различных орбиталях. Казалось бы, и связи в молекуле по прочности должны быть не равноценными. Однако опыт показывает, что они равнозначны. Это объясняется понятием гибридизации атомных орбиталей, введенным американским ученым Л. Полингом в 1931 году.

Гибридизацию валентных орбиталей рассмотрим на примере образования молекул хлорида бериллияBeCl2, хлорида бора BCl3 и метана CH4.

Переход атома бериллия в возбужденное состояние сопровождается разъединением спаренных электронов:

Перевод электрона с 2s-орбитали на 2p-орбиталь, т. е. переход атома в возбужденное состояние, требует затраты энергии, которая с избытком компенсируется в реакции за счет образова-

81

ния двух связей. В возбужденном состоянии атом бериллия присоединяет два атома хлора. Обе связи Be – Cl одинаково прочны, что объясняется явлением гибридизацией валентных орбиталей.

Гибридизация – это смещение атомных орбиталей и выравнивание их по форме и энергии. Первоначальная форма и энергия электронных орбиталей атома взаимозаменяются и образуются орбитали одинаковой формы и энергии. Гибридная орбиталь асимметрична и сильно вытянута по одну сторону от ядра

(рис. 8).

Рис. 8. Форма sp-гибридной орбитали

Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных орбиталей, т. к. при гибридизации происходит большее перекрывание. Гибридизация происходит, если в образовании связей участвуют электроны, расположенные на разных по форме орбиталях (в нашем примереs- и p-орбитали). При этом число гибридных орбиталей равно числу исходных.

Таким образом, в образовании химической связи в молекуле BeCl2 участвуют один s- и один p-электрон центрального атома, т. е. бериллия. В этом случае происходит sp- (читается эс – пэ) гибридизация атомных орбиталей (рис. 9).

82

Рис. 9. sp-Гибридизация валентных орбиталей

Две гибридных орбитали ориентируются под углом180о друг к другу, т. е. молекула BeCl2 имеет линейную форму– все три атома расположены на одной линии (рис. 10).

Рис. 10. Линейная молекула BeCl2

В молекуле хлорида бора осуществляется sp2-гибридиза- ция орбиталей центрального атома (эс – пэ – два – гибридизация). У атома бора (электронная формула 1s22s22p1, в возбужденном состоянии 1s22s12p2) в гибридизации участвуют орбитали одного s- и двух p-электронов, что приводит к образованию трех гибридных орбиталей, расположенных под углом 120о (рис. 11).

Рис. 11. sp2-Гибридизация валентных орбиталей

83

Молекула BCl3 имеет форму плоского равностороннего треугольника, в центре которого находится атом брома (рис. 12).

Рис. 12. Плоская треугольная молекула BCl3

При образовании молекулы метанаCH4 атом углерода переходит в возбужденное состояние, сопровождающееся разъединением спаренных 2s-электронов, т. е. распадом двухэлектронного облака на одноэлектронные:

Как видно из схемы, атом углерода в возбужденном состоянии имеет четыре неспаренных электрона и может присоединять четыре атома водорода.

В молекуле метана у атома углерода подвергаются гибридизации орбитали одного s- и трех p-электронов, в результате чего образуется четыре гибридных орбитали (sp3-гибридизация).

Валентный угол между осями гибридных орбиталей составляет

109,3о (рис. 13).

84

дорода образуется прочная молекула метана, которая имеет тетраэдрическую форму с одинаковыми всеми связями (рис. 14).

Рис. 13. sp3 –Гибридизация валентных орбиталей

Рис. 14. Образование химических связей в тетраэдрической молекуле метана

85

Гибридизацией орбиталей объясняется и то, что валентные углы связей у молекул аммиака и воды меньше тетраэдрического

(рис. 15 и 16).

Рис. 15. Образование химических связей в молекуле NH3

Рис. 16. Образование химических связей в молекуле H2O

Как и в случае образования метана, при образовании молекул воды и аммиака происходитsp3-гибридизация валентных

86

орбиталей атомов кислорода и азота. Но у атомов углерода все четыре sp3-орбитали заняты связывающими электронными парами (см. рис. 11), тогда как у атома азота одна sp3-орбиталь из четырех занята несвязывающей электронной парой (см. рис. 12), а у атома кислорода ими заняты две sp3-орбитали (см. рис. 13).

Таким образом, на изменении угла от тетраэдрического (109,3о) сказывается отталкивающее действие неподеленных(несвязывающих) электронных пар, занимающих sp3-гибридные орбитали: у атома азота их одна (угол 107,3о), у атома кислорода две (угол 104,5о). Представление о гибридизации валентных орбиталей широко используется в органической химии.

Контрольные задания

1.Определите геометрическую структуру молекул: BaI2, CCl4, PH3. Укажите тип гибридизации.

2.Какие из перечисленных соединений имеют тетраэдри-

ческую форму: SF4, NH4+, SO4-2, SiH4?

3.Геометрия каких из соединений является плоской -тре угольной: ClO3-, SO3, NH3?

4.Укажите молекулы, имеющие линейную форму: NH3, BaI2, H2O2, C2H2.

Контрольные вопросы

1.Что такое гибридизация валентных орбиталей?

2.Какую форму имеет гибридная орбиталь?

3.Почему связь с участием гибридных орбиталей более прочная, чем связь с участием негибридных орбиталей?

4.Какие типы гибридизации соответствуют линейным, треугольным и тетраэдрическим формам молекул?

5.Почему происходит отклонение валентного угла от тетраэдрического в молекулах воды и аммиака?

6.Что происходит при возбуждении атомов бериллия, уг-

лерода?

87

3.4. Полярность молекул. Электроотрицательность

Словарь

Полярность молекул зависит от полярности отдельных связей и от их расположения в молекуле (т. е. от строения молекул).

Молекулы простых веществ (H2, N2, F2 и др.), образованные неполярными ковалентными связями, неполярные.

Молекулы сложных веществ могут быть и неполярными, и полярными. В неполярных молекулах «центр тяжести» электронного облака совпадает с«центром тяжести» положительного заряда ядер (CO2, CH4, C6H6). В полярных молекулах «центры тяжести» электронного облака и положительного заряда не совпадают в одной точке, а находятся на некотором расстоянии (H2O, SO2, NH3). Например, в молекуле хлороводородаHCl электронная плотность около ядра хлора выше, чем около ядра водорода, т. е. атом хлора имеет отрицательный зарядqCl = - 0,18, а атом водорода имеет положительный заряд qH = + 0,18. Заряды атомов в молекуле (q) называются эффективными зарядами. Полярные молекулы можно рассматривать как электрические диполи, в которых заряды, разные по знаку, но одинаковые по величине, располагаются на определенном расстоянии друг от друга (рис. 17).

Мерой полярности молекул является электрический момент диполя (μ), который определяется произведением:

μ = q · l,

где q – эффективный заряд; l – длина диполя.

88

Рис. 17. Полярная молекула с постоянным электрическим моментом диполя

Электрический момент диполя выражают в кулон-метрах (Кл∙м). Электрический момент диполя– векторная величина (рис. 18, а, б). Направление его условно принимают от положительного к отрицательному заряду– в сторону смещения связующего электронного облака.

Рис. 18. Геометрическое сложение электрических моментов диполей связей в молекулах: а – CO2; б – H2O

Электрические моменты диполей экспериментально определены для различных связей и большого числа веществ (они имеют значения от 0 до 36,6 ∙10-30 Кл∙м). Электрический момент диполя определяется числом полярных связей и их направленностью. Он равен векторной сумме моментов диполей отдельных связей. Например, электрический момент диполя связи C = O равен 9∙10-30 Кл∙м, а молекулы CO2 равен нулю. Это объясняется тем, что в линейной молекуле CO2 векторы связей радиально направлены от центра, а потому результирующий моментμ равен

89

нулю (см. рис. 15, а). В угловой молекуле H2O связи расположены под углом 104,5о, и векторная сумма электрического момента диполя двух связей выражается диагональю параллелограмма

(сложение векторов производится по правилу параллелограмма сил, см. рис. 15, б). Для воды μ = 6,1∙10-30 Кл∙м.

Всегда важно учитывать полярность молекулы и ее электрический момент диполя, связанный с реакционной способностью веществ. Как правило, чем больше электрический момент диполя молекулы, тем выше реакционная способность вещества.

Для определения направления смещения общего электронного облака в сторону того или иного ядра атома в молекуле -ве щества применяется специальная величина называемая электроотрицательностью.

Способность атомов химического элемента притягивать к себе общие электронные пары называется электроотрицательностью. Электроотрицательность элемента определяется суммой его энергии ионизации и сродства к электрону. Обычно электроотрицательность лития принимают за единицу и сравнивают с ней электроотрицательности других элементов и получают относительные электроотрицательности элементов (табл. 8).

Чем больше относительная электроотрицательность атома (x), тем сильнее притягивает он общую пару электронов. Когда между двумя атомами разных элементов образуется ковалентная связь, общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому.

Электроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону. В периодах электроотрицательность элементов возрастает с увеличением порядкового номера элемента. В начале периода находятся элементы с низкой электроотрицательностью (металлы), а в конце периода – элементы с наивысшей электроотрицательностью (неметаллы). В главных подгруппах электроотрицательность элементов уменьшается с увеличением порядкового номера. Самым электроотрицательным элементом в периодической системе является фтор. У инертных элементов электроотрицательность отсутствует.

90