Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая и неорганическая химия. Учебно-методическое пособие.pdf
61
Пространственное расположение
σ
-связей определяет
пространственную конфигурацию молекул.
Геометрические формы молекул разнообразны. Так, молекула
HF имеет гантелеобразную форму, молекулы BeCl
BCl
и SO3 – треугольную, СН4 – тетраэдрическую, NН3 – пирамидальную,
3
О – угловую.
Н
2
и СО2 – линейную,
2
Для объяснения пространственной конфигурации молекул
существует ряд теорий (моделей), например модель гибридизации
атомных орбиталей, модель локализованных электронных пар.
Пространственная конфигурация молекул по модели
локализованных электронных пар. Согласно модели локализованных
электронных пар строение молекулы определяется взаимным
σ
отталкиванием
-связывающих и несвязывающих электронных пар
центрального атома. В табл. 3.4 на конкретных молекулах показано
влияние числа связывающих и несвязывающих электронных пар
центрального атома на пространственную конфигурацию молекул
типа АВ
молекул типа АВ
.
n
Молекулы типа АВ
(BF3) и АВ2Е (SnCl2), отличающихся
3
(BeCl2) имеют линейную форму. У
2
несвязывающей электронной парой, форма меняется от треугольной
до угловой (несвязывающая электронная пара обозначена Е).
Правильный тетраэдр соответствует молекулам типа АВ
(СH4). Если
4
одна из вершин тетраэдра занята несвязывающей электронной парой,
то молекула типа АВ
Е (NH3, NF3) приобретает форму тригональной
3
пирамиды. Если две вершины тетраэдра заняты несвязывающими
электронными парами, а две – связывающими, значит, молекулы типа
АВ
(H2O, OF2) угловой формы.
2Е2
При пяти
возможны молекулы состава АВ
бипирамидальной формы, АВ
АВ
(ClF3) – Т-образной и состава АВ2Е3 (XeF2) – линейной формы.
3Е2
σ
-электронных парах центрального атома А
(PCl5) тригонально-
5
Е (SF4) – искаженно-тетраэдрической,
4
Следует отметить, что при тригонально-бипирамидальном
расположении электронных пар несвязывающие пары размещаются в
экваториальной плоскости (SF
, ClF3, XeF2).
4
62
Таблица 3.4
Расположение локализованных электронных пар
центрального атома и пространственная конфигурация
молекул
63
Окончание табл. 3.4
Шести
), АВ5Е (IF5), АВ4Е2 (XeF4) соответственно октаэдрической,
(SF
6
σ
-электронным парам атома А отвечают молекулы АВ6
тетрагонально-пирамидальной, квадратной формы. При
геометрическом изображении молекул типа АВ
Е (IF5) и АВ4Е2 (XeF4)
5
несвязывающие электронные пары размещаются на аксиальной оси. В
ряду молекул СН
типа АВ
Е) – Н2О (104,5о; молекула типа АВ2Е2) уменьшение
3
(109,5о; молекула типа АВ4) – NН3 (107,3о; молекула
4
валентных углов объясняется увеличением числа несвязывающих
электронных пар центрального атома.
64
При одинаковой конфигурации молекул различие в размерах
валентных углов связано с природой периферических атомов. Этим
объясняется уменьшение валентных углов в паре молекул NН
и NF
(102о) и паре Н2О (104,5о) и ОF2 (103о).
3
(107,3о)
3
В экспериментально наблюдаемых геометрических
конфигурациях молекул валентные углы отличаются от теоретически
предполагаемых углов. Так, в молекуле SF
аксиальной оси составляет 186
плоскости – 116
о
(вместо 120о) (табл. 3.4). Причиной этому является
о
(вместо 180о), а в экваториальной
валентный угол по
4
наличие в молекуле несвязывающей электронной пары, занимающей
–
больший объем в пространстве, и отталкивающей связи S
F от себя. В
молекуле ClF
несвязывающих пар электронов на химические связи Cl
валентные углы F–Cl–F равны 87о за счет влияния двух
3
–
F.
Для определения пространственной конфигурации простейших
молекул в рамках модели локализованных электронных пар
выполняют ряд операций. Рассмотрим их на примере строения
некоторых типов молекул.
• Молекула типа АВ
конфигурации молекулы PCl
. При определении пространственной
5
выполняют следующие действия:
5
1) Выделяют в молекуле центральный (Р) и периферические
атомы (Cl);
2) Составляют схему распределения валентных электронов по
орбиталям центрального атома:
3) Составляют схему распределения валентных электронов по
орбиталям периферического атома:
65
4) По значению координационного числа атома фосфора
(к.ч.=5) определяют число его электронов, необходимое для
образования химических связей:
В результате обобществления неспаренных электронов центрального
и периферических атомов образуются пять
5) По числу σ-электронных пар устанавливают
пространственную конфигурацию молекулы PCl
• Молекула типа АВ3Е. При определении пространственной
конфигурации молекулы NF
выполняют следующие действия:
3
σ
-связей P–Cl.
(cм. табл.3.4):
5
1) Выделяют в молекуле центральный (N) и периферические
(F) атомы.
2) Составляют схему распределения валентных электронов по
орбиталям центрального атома:
66
3) Составляют схему распределения валентных электронов по
O 2s22p4
орбиталям периферического атома:
4) По значению координационного числа атома азота (к.ч.=3)
–
устанавливают число химических связей N
5) По общему числу (связывающих и несвязывающих)
электронных пар устанавливают пространственную конфигурацию
молекулы NF
• Молекула типа АВ
конфигурации молекулы SO
(cм. табл. 3.4):
3
Е. При определении пространственной
2
выполняют следующие действия:
2
F.
σ
1) Выделяют в молекуле центральный (S) и периферические (О)
атомы.
2) Составляют схему распределения валентных электронов по
орбиталям центрального атома:
-
3) Составляют схему распределения валентных электронов по
орбиталям периферического атома:
67
4) По числу атомов кислорода определяют число электронов
σ
π
центрального атома, необходимых
OS
связей
:
для образования двухкратных
5) По общему числу (связывающих и несвязывающих)
σ
электронных пар устанавливают пространственную конфигурацию
молекулы SO
(см. табл. 3.4):
2
Полярность и поляризуемость связи. В зависимости от
степени смещения обобществленного электронного облака в молекуле
различают неполярную и полярную связь. Если обобществленное
электронное облако распределено равномерно в межъядерном
пространстве, то такая связь неполярная. Она образуется в молекулах,
–
состоящих из атомов одного и того же элемента (Н
Н, F–F).
Химическая связь между атомами разных элементов является
полярной. Это обусловливается различием электроотрицательностей
атомов. Например, элетроотрицательность фтора (4,0) больше
электроотрицательности водорода (2,1), поэтому электронное облако в
молекуле НF смещено к атому фтора. Вследствие этого на одном из
δ
атомов возникает отрицательный заряд (
положительный (
δ
+). Эти заряды называются эффективными. Так,
-), на другом –
согласно экспериментальным данным в молекуле HF эффективный
δ
заряд на атоме водорода составляет
δ
= 0,42-, то есть Н
F
атомов иные: Li
0,9+
0,42+
–
F
0,9-
0,42-
–
F
. В соединении LiF эффективные заряды
.
= 0,42+, а на атоме фтора –
Н
-
68
Количественной мерой полярности химической связи является
µ
электрический момент диполя
. Он равен произведению значения
заряда q на расстояние между центрами зарядов l:
µ
= q ⋅ l .
Ковалентная связь обладает способностью становиться более
полярной (поляризоваться) под воздействием внешнего
электрического поля или других молекул. Эта особенность
ковалентной связи называется поляризуемостью.
Неполярные и полярные молекулы. В неполярных молекулах
центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают.
Примеры неполярных молекул: Н
, F2, N2 и т.д. В полярных молекулах
2
равные по величине и противоположные по знаку заряды (q+ и q-)
находятся на некотором расстоянии l друг от друга. По этой причине
полярные молекулы являются диполями. Полярность молекулы, как и
полярность связи, оценивают значением
µ
. Поскольку электрический
момент диполя есть векторная величина, то электрический момент
диполя молекулы представляет собой векторную сумму моментов
всех связей и несвязывающих электронных пар. Результат сложения
зависит от структуры молекулы. Рассмотрим это на конкретных
примерах.
• Молекула НF. В молекуле фторида водорода, как и в любой
двухатомной молекуле, дипольные моменты связи и молекулы
совпадают. Молекула НF полярна.
• Молекула СО
. В линейной молекуле оксида углерода (IV)
2
связи С = О полярны. Но векторная сумма моментов связей равна
µ
нулю (
углерода моменты диполей связей С
=0). Молекула СО2 в целом неполярна.
• Молекула ССl
. В тетраэдрической молекуле хлорида
4
–
Сl направлены таким образом,
что их векторная сумма равна нулю:
Молекула ССl
неполярна.
4
69
• Молекула NН3. В тригонально-пирамидальной молекуле
–
аммиака полярные связи N
Н располагаются под углом 107,3о. Поэтому
их моменты взаимно не компенсируются и молекула является
полярной:
Контрольные задания (табл. 3.5)
Пользуясь методом ВС:
– определите пространственную конфигурацию молекулы*;
– установите, обладает ли эта молекула электрическим момен-
том диполя.
Таблица 3.5
Варианты контрольных заданий
Варианты
заданий
Молекулы Варианты
заданий
Молекулы
61 XeF
62 BeF
63 SnCl
64 HgCl
65 BeCl
66 CF
67 ICl
68 BeBr
69 BF
70 SF
2
2
2
2
2
4
3
2
3
6
SnCl4 SO2Cl
AsH
BBr
SClF
3
CO
3
5
2
2
71 BCl
72 GeH
73 CCl
ClF5 Cl2O 74 GeF
PBr
SbCl
AsBr
H2O OF
SO2 75 CuF
3
POF
5
3
XeO
3
3
2
76 MgCl
77 CdCl2 ClF
78 PH
SF4 SOCl2 79 PF
BrF
3
CS
2
80 CaF
3
4
4
4
2
2
3
5
AsCl3 SClF5
2
PCl5 POCl3
H2Te SO2F2
H2Se SO3
BrF5 CCl2O
SiCl
XeF4 SnF2
BeI2 SCl2O
_________________
Приведены молекулы, существующие в газообразном состоянии
*
NF3 NOF3
GeO
4
TeO2
3
2
2
70
Комплексные соединения. Геометрическое строение комплексов
−
2
Комплексными называют соединения, в узлах
кристаллической решетки которых находятся комплексы, способные к
самостоятельному существованию в растворе. Комплексные
соединения образуются в результате взаимодействия между собой
более простых неорганических соединений: солей, оснований, кислот.
Например:
FeCl3 + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3KCl
Cu(OH)
PtCl
+ 4NH3 + 2H2O = [Cu(NH3)4(OH2)2](OH)2
2
+ 2HCl = H2[PtCl6]
4
По координационной теории Вернера в каждом комплексном
соединении выделяют внутреннюю и внешнюю сферы. Во
внутреннюю сферу, которую обозначают квадратными скобками,
входит центральный атом, или комплексообразователь, и
окружающие его ионы или молекулы, называемые лигандами.
Наиболее часто комплексообразователями служат атомы (ионы)
−
d-элементов. Лигандами могут быть анионы различных кислот (F
−
−
−
, Br
, I
O, NH3, CO и др.) и сложные органические молекулы. В состав
(H
2
, CN
−
, NO
и др.), гидроксид-ион (ОН–), полярные молекулы
, Cl
внутренней сферы одного соединения могут входить различные
лиганды, например [Co(NH
]Cl. Число лигандов при
3)4Cl2
комплексообразователе определяет координационное число
центрального атома. Так, в соединении K[Ag(CN)
число серебра равно двум; в [Co(NH
]Cl координационное число
3)4Cl2
] координационное
2
кобальта равно шести.
Внутренняя сфера комплексных соединений может быть
электронейтральной или иметь заряд (положительный или
отрицательный). Например:
[Ni(CO)
] – тетракарбонил никеля – нейтральная внутренняя
4
сфера (соединение состоит только из внутренней сферы);
[Co(NH
]Cl3 – трихлорид гексаамминкобальта –
3)6
положительно заряженная внутренняя сфера (комплексный катион);
K[Ag(CN)
] – дицианоаргенат (I) калия – отрицательно
2
заряженная внутренняя сфера (комплексный анион).
Если внутренняя сфера заряжена, то комплексное соединение
имеет внешнюю сферу – ионы с зарядом, противоположным по знаку