3.Гибридизация атомных орбиталей

При образовании химической связи (ковалентной) чаще всего участвуют орбитали, принадлежащие различным подуровням одного и того же атома. Электронные облака различаются как по форме, так и по энергии. При образовании же связи из разных по форме и энергии орбиталей образование одинаковых по форме и энергии электронных облаков. Происходит это вследствие перераспределения электронной плотности – гибридизация. (В процессе гибридизации образуется столько же гибридных облаков, сколько было негибридных облаков). Процесс гибридизации способствует выигрышу энергии для всей молекулы. Это связано с тем, что у гибридных орбиталей. Электронная плотность в сильной степени смещена к взаимодействующему атому, потенциал энергии в системе повышается, и орбитали дают более прочные и выгодные связи.

Если связь образуется при перекрывании орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов, она называется -связью. Если p-орбитали взаимодействующих атомов ориентированы перпендикулярно оси связи, их перекрывание даёт -связь.

Примеры:

BeCl₂ sp – гибридизация: s(шар)+p(правильная восьмерка) – образуют 2 sp – облака (по форме – неправильная восьмерка). Валентный угол =180⁰, форма молекулы – плоскостная линейная. Две sp–орбитали могут образовывать две -связи (BeCl₂, ZnCl₂). Ещё две -связи могут образовываться, если на двух p-орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны. Пример – молекула ацетилена, C₂H ₂. Молекулы, в которых осуществляется sp–гибридизация, имеют линейную геометрию.

ВН₃ sp² – гибридизация: s(шар)+2p(правильная восьмерка) – образуют 3 sp₂ – облака (по форме – неправильная восьмерка). Валентный угол =120⁰, форма молекулы – плоского треугольника. Три sp²–орбитали могут образовывать три -связи (BН₃, AlCl ₃). Ещё одна связь (-связь) может образовываться, если на p-орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон. Пример - молекула этилена C₂H ₄. Молекулы, в которых осуществляется sp²–гибридизация, имеют плоскую геометрию.

СН₄ sp³ – гибридизация: s(шар)+3p(правильная восьмерка) – образуют 4 sp³ – облака (по форме – неправильная восьмерка). Валентный угол =109⁰28^’ , форма молекулы – тетраэдрическая.

В молекуле метана на каждой из sp³–орбиталей атома углерода находится по одному электрону. Перекрывание с s-орбиталями атомов водорода, на каждой из которых имеется по одному электрону, приводит к образованию четырёх ковалентных -связей.

Форма молекулы воды – угловая, так как хоть и sp³ гибридизация, но имеютсяся 2 несвязывающие орбитали (у атома кислорода заполнение оболочек: 2 s²p⁴, валентный угол – 105⁰.

У аммиака – форма молекулы – пирамидальная, валентный угол – 107⁰, sp³ – гибридизация, но имеется одна несвязывающая орбиталь у атома азота (т.е орбиталь с неподеленной парой электронов).

4.Метод валентных связей

Метод валентных связей:

1.Связь образуется электронами с антипараллельными спинами.

2.Хим. связь всегда направлена в сторону максимального перекрывания электронных плотностей.

МВС (локализованных электронных пар) исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи 1 или нескольких общих электронных пар. Т.е. в представлении МВС хим. связь локализована между двумя атомами, т.е. она двуцентровая и двухэлектронная.

Сила взаимодействия между электроном и ядром атома Н₂ составляет 10³⁰ эр/с. Встает вопрос, почему электрон не падает на ядро и атомная система стабильная. Объяснением служит 2 тезиса:

1) атом Н₂ вращается по электронной обитали с определенной скоростью, усиливает эффекты отталкивания от ядра и этим можно объяснить устойчивость системы. Однако в стационарном состоянии скорость движения электрона=0.

2)электрон падает на ядро и благодаря волновым свойствам удерживает систему в устойчивом состоянии. Однако этот процесс возможен в нейтронах звезд

Единственным тезисом, который может объяснить причину устойчивости атома водорода является следующий: электрон стремится как можно занять больший объем. ΨH=ΨE

Сокращенное уравнение Шредингера для атома Н2 .Для рациональных способов решения уравнение Шредингера. От декартовых координат перешли к полярным координат r,Ө,μ разделили переменные величины и уравнение будет представлено в виде произведения 3х отдельных функций, каждая зависит от одного аргумента.

- рациональная волновая функция зависит от безразмерных величин n,e.

Ө(ө) Φ(φ) – сферические волновые функции зависят L, me,0.

Ур-е Шредингера в полярных координатах для атома Н2 решается в том случае, если безразмерная величина n принимает значение 1.2.3… ~, l, 0,1.2 до n-1 m_e +l, 0-l. Безразмерные величины были названы квантовыми числами.

Литература:

1. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С.Ахметов. – 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2000. – 743с.

2. Т.Браун. Химия – в центре наук / Браун.Т, Лемей Г.Ю. – М.: Мир, 1983. – тт. 1–2.

3. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 2002.

4. Коровин Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.

5. Кузьменко Н.Е. Краткий курс химии / Н.Е. Кузьменко, В.В Еремин, В.А. Попков. – М.: Высшая школа , 2002. – 415 с.

6. Зайцев, О.С. Общая химия. Строение веществ и химические реакции / О.С.Зайцев. – М.: Химия, 1990.

7. Карапетьянц, М.Х. Строение вещества / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 1981.