9.3. Валентні електрони

Електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків, називаються валентними.

У елементів головних підгруп валентні електрони містяться на s- і р-орбіталях зовнішнього енергетичного рівня. У елементів побічних підгруп валентні електрони знаходяться на s-орбіталі зовнішнього рівня та на d-орбіталях передостаннього рівня (у d-елементів) або на f-орбіталях третього від кінця рівня (у лантаноїдів і актиноїдів).

Валентними можуть бути не тільки неспарені, але й спарені електрони. Так, атом вуглецю в незбудженому стані має на зовнішньому енергетичному рівні пару електронів на 2s-орбіталі, два неспарених електрони на 2р-підрівні та вакантну р-орбіталь. У процесі поглинання енергії (420 кДж/моль) пара електронів розпаровується, один електрон з 2s-орбіталі переходить на вакантну 2р-орбіталь.

Такий збуджений атом вуглецю має чотири неспарених електрони і може утворювати чотири ковалентні зв'язки.

В атомі азоту, електронна конфігурація якого 1s²2s²2р_x¹2p_y¹2р_z¹, валентними є п'ять електронів зовнішнього енергетичного рівня: три неспарених на 2р-підрівні та пара електронів на 2s-підрівні. За допомогою цієї пари електронів під час приєднання протона Н⁺ до аміаку NН₃ утворюється амоній – іон NН₄⁺.

Гібридизація. Незважаючи на те, що в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь електрони різних орбіталей (s-, р-, d-орбіталі мають різноманітну) форму та орієнтацію в просторі), в багатьох сполуках ці зв'язки виявляються рівноцінними. Так, експериментальнo встановлено, що в метані СН₄, тетрахлорметані ССl₄, амоній – іоні NН₄⁺ центральні атоми вуглецю або азоту поєднані з атомами водню або хлору чотирма рівноцінними зв'язками, кути ніж якими становлять 109,5° (або 109^o28' ), тобто зв'язки спрямовані до вершин тетраедра.

Для пояснення цього явища американський вчений Л. Полінг запровадив у 1931 р. поняття "гібридизація". Він назвав гібридизацією процес змішування та вирівнювання орбіталей за формою та енергією.

Оскільки під час утворення чотирьох зв'язків у СH₄, ССl₄, NH₄⁺ вихідними є одна s- і три р-орбіталі атома вуглецю або азоту, така гібридизація має назву sр³.

Залежно від виду (s, р, d) і кількості орбіталей, які беруть участь у гібридизації, розрізняють такі її типи: sр³, sр², sр, dsр², d²sр². У результаті гібридизації утворюються однакові за формою та енергією гібридні орбіталі, число яких дорівнює числу атомних орбіталей, що зазнали гібридизації.

Слід зазначити, що в гібридизації не беруть участі орбіталі, які утворюють π - зв'язки.

Тема 10. Характеристика ковалентного зв’язку

План:

1. Кратність зв’язку.

2. Насиченість.

3. Напрямленість у просторі.

4. Енергія зв’язку.

Ковалентний зв'язок характеризується кратністю, насиченістю, напрямленістю у просторі, довжиною, енергією, полярністю,

Зв 'язок між двома атомами за допомогою однієї спільної електронної пари називається простим, двох електронних пар – подвійним, трьох – потрійним.

Так, у молекулі водню Н₂ – простий зв'язок, у молекулі азоту N₂ – потрійний. В етані між атомами вуглецю існує простий зв'язок, у етилені – подвійний, а в ацетилені – потрійний.