Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия (Для студентов-иностранцев). Учебное пособие
.pdf
Молекула BCl3 имеет форму плоского равностороннего
треугольника, в центре которого находится атом брома ( рис. 15).
Рис. 15. Плоская треугольная молекула BCl
3
При образовании молекулы метана CH4 атом углерода пе-
реходит в возбужденное состояние, сопровождающееся разъединением спаренных 2s-электронов, то есть распадом двухэлектронного облака на одноэлектронные:
n = 2 ↑↓ ↑ ↑ n = 2 ↑ ↑ ↑ ↑
n = 1 ↑↓ p n = 1 ↑↓ p
s
С 1s22s22p
6
2
→
C* 1s22s12p3.
6
s
Как видно из схемы, атом углерода в возбужденном со-
стоянии имеет четыре неспаренных электрона и может присоединять четыре атома водорода.
В молекуле метана у атома углерода подвергаются гибри-
дизации орбитали одного s- и трех p-электронов, в результате че-
го образуется четыре гибридных орбитали (sp3-гибридизация).
Валентный угол между осями гибридных орбиталей составляет
109,3о (рис. 16).
81
(s + p + p + p)-орбитали четыре sp-орбитали
Рис. 16. sp3–Гибридизация валентных орбиталей
В результате перекрывания четырех гибридных
sp3-орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов во-
дорода образуется прочная молекула метана, которая имеет тетраэдрическую форму с одинаковыми всеми связями (рис. 17).
Рис. 17. Образование химических связей
в тетраэдрической молекуле метана
Гибридизацией орбиталей объясняется и то, что валентные
углы связей в молекулах аммиака и воды меньше тетраэдрического. Как и в случае образования метана, при образовании молекул воды и аммиака происходит sp3-гибридизация валентных ор-
82
биталей атомов кислорода и азота. Но у атомов углерода все че-
Н
тыре sp3-орбитали заняты связывающими электронными
парами, тогда как у атома азота одна sp3-орбиталь из четырех занята несвязывающей электронной парой, а у атома кислорода ими
заняты две sp3-орбитали (рис. 18).
а ба
Рис. 18. Образование химических связей в молекулах:
а – метана; б – аммиака; в - воды
в
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).
Молекула аммиака имеет форму пирамиды, в вершине ко-
торой находится атом азота, а молекула воды имеет угловую
форму (рис. 19).
О
Н
а б
Рис. 19. Пирамидальная молекула аммиака (а) и
угловая молекула воды (б)
83
Зная положение элементов в главных подгруппах периоди-
ческой системы, можно определить тип гибридизации, валентный
угол и спрогнозировать структуры молекул веществ, состоящих
из этих элементов (табл. 9).
Таблица 9
Структуры молекул некоторых веществ
Вещество
(элементы)
IIA + VIIA sp- 180 Линейная
IIIA + VIIA sp2- 120 Треугольник
IVA + VIIA sp3- 109 Тетраэдр
VA + VIIA sp3- 107 Пирамида
VIA + VIIA sp3- 104 Угловая
Тип
гибридизации
Валентный
o
угол,
Структура
молекул
Представление о гибридизации валентных орбиталей ши-
роко используется в органической химии.
3.4. Полярность молекул. Электроотрицательность
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
центр тяжести centre of
gravity
эффективный effec tive effec tif ﺮﺛﺆﻣ ، لﺎﻌﻓ
диполь dipole dipôle(m) ﺐﻄﻘﻟا ﻲﺋﺎﻨﺛ
момент moment moment(m) ﺔﻈﺤﻟ
электро-
отрицательность
притягивать to attract attirer ﺐﺤﺳ ، بﺬﺟ
способность capacity,
electro-negativity electro-négativité(f) ﺔﯿﻧوﺮﺘﻜﻟﻻا ﺔﯿﺒﻟﺎﺴﻟا
ability
сentre( m) de gra vité ﺰﻛﺮﻣ ،ﻞﻘﺜﻟا ﺰﻛﺮﻣ
capacité,
aptitude
ﺪﮭﺠﻟا
ﺔﯾﺎﻔﻛ ، ةرﺪﻗ
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
84
совпадает с «центром тяжести» положительного заряда ядер
q
(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 хлороводорода HCl электронная плотность
около ядра хлора выше, чем около ядра водорода, то есть атом
хлора имеет отрицательный заряд qCl= - 0,18 заряда электрона, а
атом водорода имеет положительный заряд qH= + 0,18 заряда
электрона:
+
-q
.
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. 20).
Polar molecules can be considered as electric dipoles, in which
char ges, di fferent in sign , but equal in magni tude, ar e locat ed at a certa in
distance from each other.
Les molé cules pola ires p euvent êtr e consi dérées com me des di pôles
électr i qu es, dan s les q uel s d es ch ar g es, d e sign e d i ffér en t, m ai s d'a m plit u de
égale, sont sit u ées à une certaine distance les un es des autres.
ﺔﻔﻠﺘﺨﻣ ،مﻮﺳﺮﻟا ﺎﮭﯿﻓ ﻢﺘﯾ ﺔﯿﺋﺎﺑﺮﮭﻛ ﺮﻄﻗأ ﺎﮭﻧأ ﻰﻠﻋ ﺔﯿﺒﻄﻘﻟا تﺎﺌﯾﺰﺠﻟا ﻰﻟإ ﺮﻈﻨﯾ نأ ﻦﻜﻤﯾ
.ﺾﻌﺒﻟا ﺎﮭﻀﻌﺑ ﻦﻣ ﺔﻨﯿﻌﻣ ﺔﻓﺎﺴﻣ ﻰﻠﻋ ﻊﻘﺗ ،ﺮﺒﻛأ ﺎﮭﺴﻔﻧ ﻦﻜﻟو ، تﺎﻣﻼﻋو
Мерой полярности молекул является электрический момент
диполя (μ), который определяется произведением:
μ = q · l,
где q – эффективный заряд; l – длина диполя.
Рис. 20. Полярная молекула с постоянным электрическим моментом диполя
85
Электрический момент диполя выражают в кулон-метрах
(Кл∙м). Электрический момент диполя – векторная величина
(рис. 21). Направление его условно принимают от положительного к отрицательному заряду – в сторону смещения связующего
электронного облака.
Рис. 21. 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 момент μ равен
нулю (см. рис. 21, 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. 21, 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 вещества применяется специальная величина, называемая электроотрицательностью.
86
Способность атомов химического элемента притягивать к себе общие электронные пары называется электроотрицательностью.
The ability of atoms of a chemical element to attract common elec-
tron pairs is called electronegativity.
La capacité des a tomes d'un élément chimique à attirer des paires
d'électrons communes es t appelée électronégativité.
.ﺔﯿﻧوﺮﺘﻜﻟإ ﺔﻣﺎﻋ ﺔﯿﻧوﺮﺘﻜﻟإ جاوزأ بﺬﺠﻟ ﻲﺋﺎﯿﻤﯿﻜﻟا ﺮﺼﻨﻌﻟا تارذ ةرﺪﻗ ﻰﻤﺴﺗ
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. 10).
Таблица 10
Относительные электроотрицательности
элементов главных подгрупп
ГруппаПериод
I II III IV V VI VII
1
2
3
4
5
6
7
H
2,1
Li
0,98
Na
1,01
K
0,91
Rb
0,89
Cs
0,86
Fr
0,86
Be
1,47
Mg
1,23
Ca
1,04
Sr
0,99
Ba
0,97
Ra
0,97
B
2,01C2,50
Al
1,47Si1,74
Ga
1,82Ge2,02
In
1,49Sn1,72
Tl
1,44Pb1,55
N
3,07O3,50F4,10
P
2,10S2,60Cl2,83
As
2,20Se2,48Br2,74
Sb
1,82Te2,01I2,21
Bi
1,67Po1,76At1,90
Чем больше относительная электроотрицательность атома
(х), 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 периоди-
ческому закону. В периодах электроотрицательность элементов
87
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.
3.5. Ионная связь
Словарь
Русский Английский Французский Арабский
отдача loss donation داﺪﺗرأ ،ﺪﯾﺪﺴﺗ
присоединение attachment attachement ﻞﯿﺻﻮﺗ، ﻢﺿ،ﻂﺑر
окисление oxidation oxydation(f) ةﺪﺴﻛأ
восстановление reduction réduction ةدﺎﻋأ،ﺮﯿﻤﻌﺗ ،ﺪﯾﺪﺠﺗ
Возникновение ионной связи рассмотрим на примере образования хлорида натрия NaCl. Атомы натрия и хлора резко отличаются по относительной электроотрицательности. Как видно из
электронных формул11Na 1s22s22p63s1 и
Cl 1s22s22p63s23p5, это
17
атомы с незавершенными внешними электронными уровнями,
имеющие по одному неспаренному электрону (у атома натрия это
3s-электрон, а у атома хлора это 3p-электрон). Для завершения
внешнего уровня атому натрия легче отдать один электрон, чем
присоединить семь, атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химических реакциях атом натрия
отдает один электрон, а атом хлора принимает его, то есть общая
электронная пара полностью смещается к атому хлора, обладающей большей электроотрицательностью. Схематически это записывается так:
88
Na - e- → Na
Cl + e- → Cl-.
+
Заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов, называются ионами.
Charged particles, into which atoms turn as a result of the recoil or
atta chment of elect rons, are called ions.
Les particules chargées, dans lesquelles les atomes se trans-
forment à la suite du recul ou de la fixation des électrons, sont appelées ions.
تﺎﻧوﺮﺘﻜﻟﻹا ﺔﻓﺎﺿإ وأ تاﺪﺋﺎﻌﻟ ﺔﺠﯿﺘﻧ تارﺬﻟا ﻞﯾﻮﺤﺗ ﻢﺘﯾ ﺎﮭﯿﻓ ﺔﻧﻮﺤﺸﻣ تﺎﺌﯾﺰﺟ
.تﺎﻧﻮﯾﻷا
Процесс отдачи электронов называется окислением. Процесс присоединения электронов называется восстановлением.
Электронная оболочка атома Na превращается в устойчивую оболочку атома инертного газа гелия10Ne 1s22s22p6 (это натрий-ион), а оболочка атома Cl – в оболочку инертного элемента
аргона
Ar 1s22s22p63s23p6 (это хлорид-ион). Между ионами
18
натрия Na + и хлора Cl – возникают силы электростатического
притяжения, в результате чего образуется соединение NaCl.
Химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется ионной связью.
The ch emical bond between i ons, carr ied out by ele ctrost atic attra c-
tion, is called ionic bond.
La lia ison ch imi qu e en tr e i ons, r éal isée p ar a ttr a cti on électrosta tiq ue,
est appelée liaison ionique.
ﻲﺋﺎﺑﺮﮭﻜﻟا بﺬﺠﻟا ﺔﻄﺳاﻮﺑ ﺎھﺬﯿﻔﻨﺗ ﻢﺘﯾ ﻲﺘﻟا تﺎﻧﻮﯾﻷا ﻦﯿﺑ ﺔﯿﺋﺎﯿﻤﯿﻜﻟا تاﺪﻨﺴﻟا ﻰﻤﺴﯾ
.ﺔﯿﻧﻮﯾﻷا تﻻﺎﺼﺗﻻا
Соединения, которые образуются путем притяжения ионов,
называются ионными.
Ионные соединения образуют атомы элементов, резко отличающиеся по электроотрицательности, например, атомы элементов главных подгрупп I и II групп с элементами главных подгрупп VI и VII групп (хлорид натрия NaCl, фторид калия KF,
йодид кальция CaI2, бромид магния MgBr2).
Ионную связь можно рассматривать как крайний случай
ковалентной полярной связи, которая является промежуточной
между ионной и неполярной ковалентной связью.
89
Таким образом, в механизме возникновения неполярной
ковалентной, полярной ковалентной и ионной связей нет принципиального различия. Они различаются лишь степенью поляризации общих электронных пар. Природа химической связи едина.
Предсказать полярность связи можно на основании значений относительной электроотрицательности атомов элементов.
Чем больше разность относительных электроотрицательностей
связанных атомов (Δх), тем сильнее выражена полярность. Пре-
дельно высокое значение Δх в соединениях фторидов франция
FrF и цезия CsF (Δх = 4,10 – 0,86 = 3,24).
Итак, химическая связь между атомами ионная при
Δх≥ ≈ 2; при Δх = 0 – это связь неполярная ковалентная; в про-
межуточных случаях – полярная ковалентная.
Ковалентная неполярная связь (Δх = 0) :
.
Ковалентная полярная связь (Δх ≠ 0):
Δх = х(Cl) – х(H) = 2,83 – 2,1 = 0,73.
Ионная связь (Δх≥ ≈ 2):
∆x = х(Cl) – х(Na) = 2,83 – 1,01 = 1,73.
В действительности связи не бывают ионными на 100 %.
Поэтому говорят о степени ионности связи, которая определяется
опытным путем. Оказывается, даже в таком соединении, как CsF,
ионная связь выражена только на 89 %.
Ионная связь в отличие от ковалентной связи характеризуется ненаправленностью в пространстве, которая определяется
тем, что каждый ион, представляющий собой как бы заряженный
шар, может притягивать ион противоположного знака по любому
направлению. Таким образом, вследствие ненаправленности ионной связи соединения, состоящие из ионов, представляют собой
твердые тела с ионной кристаллической решеткой.
90
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]