13.Гибридизация атомных орбиталей. Гибридизация s- и р-атомных орбиталей. Пространственное расположение гибридных атомных орбиталей при sp- гибридизации. Структура простейших молекул.

При рассмотрении ковалентных химических связей нередко используют понятие о гибридизации орбиталей центрального атома - выравнивание их энергии и формы. Гибридизация является формальным приемом, применяемым для квантово-химического описания перестройки орбиталей в химических частицах по сравнению со свободными атомами. Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон вблизи ядра связанного атома характеризуется не отдельной атомной орбиталью, а комбинацией атомных орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Такая комбинация называется гибридной (гибридизованной) орбиталью. Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие и близкие по энергии атомные орбитали, занятые электронами.

sp3-гибридизация

происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей. Возникает четыре одинаковые орбитали, расположенные относительно друг друга под тетраэдрическими углами 109°28’

sp2-гибридизация

происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей . Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей.

sp-гибридизация

происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны о ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях.

Простейшие молекулы могут состоять из одного атома (например, молекулы благородных газов гелия, неона, аргона, криптона и ксенона). В отличие от молекул сортов атомов не так уж и много – около сотни.

14. Полярность связей и молекул. Полярная и неполярная связь. Электрический момент диполя связи. Полярные и неполярные молекулы. Факторы, влияющие на полярность молекул.

По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную и полярную. Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными. Ковалентная полярная связь – это связь между атомами с помощью общих электронных пар, при которой общие электронные пары смещены к атому более электроотрицательного элемента. Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной. Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной. Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.

В любой нейтральной молекуле имеются центры тяжести положительных и отрицательных зарядов. Эти центры могут совпадать, т.е. находиться в одной точке, тогда молекула наз. неполярной, или не совпадать – и тогда молекула является полярной. Неполярными являются двухатомные молекулы, состоящие из одинаковых атомов, например, Н2 или СL2, поскольку электроны ковалентных связей в них равномерно распределены между двумя атомами. В молекуле, состоящей из двух различных атомов, например, H-CL, связывающие электроны сдвинуты к более электроотрицательному атому, в результате чего на атомах возникают эффективные электрические заряды +δ, -δ. Электрические заряды атомов в таких полярных молекулах намного меньше, чем элементарный электрический заряд. Таким образом, в полярной молекуле имеются 2 центра или 2 полюса зарядов, и возникло название такой молекулы - диполь. Электрическим моментом диполя связи наз. произведение абсолютного значения заряда электрона q на расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов или длину диполя l. Электрический момент диполя двухатомной молекулы = электрическому моменту диполя связи. Электрический момент диполя многоатомной молекулы, /т.е. как векторная величина/, = геометрической сумме электрических моментов диполей входящих в нее связей. Результат сложения зависит от структуры молекулы. По электрическим моментам молекул можно получить данные о структуре молекул. Чем сильнее различаются два атома одной связи по своей электроотрицательности, тем больше электрический момент диполя связи, тем полярнее связь.

Полярные молекулы, молекулы, обладающие постоянным дипольным моментом в отсутствие внешнего электрического поля. Дипольный момент присущ таким молекулам, у которых распределение электронного и ядерного зарядов не имеет центра симметрии. Обычно полярность отдельных фрагментов молекулы или хим. связей между двумя атомами (или большим числом атомов) определяется величиной соответствующего дипольного момента: чем он больше, тем сильнее полярность.

Под влиянием внеш. электрич. поля вещество поляризуется, т.е. в нем возникает дипольный момент единицы объема. У веществ, состоящих из П. м., поляризация обусловлена смещением электронной плотности под влиянием поля и ориентацией молекул в поле. Ориентации молекул препятствует тепловое движение, поэтому изучение зависимости поляризации от температуры позволяет определять дипольный момент молекул.

15. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Атомная и молекулярная орбитали. Связываю­щие и разрыхляющие орбитали. Правила и порядок заполнения молекулярных орбиталей. Электронная формула молекулы. Порядок связи.

Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (линейной комбинации) атомных орбиталей. Например, в молекуле водорода в образовании МО могут участвовать только 1s атомные орбитали двух атомов водорода, которые дают две МО, представляющие собой сумму и разность атомных орбиталей. При использовании метода молекулярных орбиталей считается, в отличие от метода валентных связей, что каждый электрон находится в поле всех ядер. При этом связь не обязательно образована парой электронов. Например, ион Н2+ состоит из двух протонов и одного электрона. Между двумя протонами действуют силы отталкивания, между каждым из протонов и электроном - силы притяжения. Химическая частица образуется лишь в том случае, если взаимное отталкивание протонов компенсируется их притяжением к электрону. Это возможно, если электрон расположен между ядрами - в области связывания. В противном случае силы отталкивания не компенсируются силами притяжения - говорят, что электрон находится в области антисвязывания, или разрыхления.

Молекулярные орбитали - волновые функции электрона в молекуле или другой многоатомной химической частице. Каждая молекулярная орбиталь (МО), как и атомная орбиталь (АО), может быть занята одним или двумя электронами. Состояние электрона в области связывания описывает связывающая молекулярная орбиталь, в области разрыхления - разрыхляющая молекулярная орбиталь. Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит по тем же правилам, что и распределение электронов по атомным орбиталям в изолированном атоме. Молекулярные орбитали образуются при определенных комбинациях атомных орбиталей. Их число, энергию и форму можно вывести исходя из числа, энергии и формы орбителей атомов, составляющих молекулу. Молекулярная орбиталь - область наиболее вероятного пребывания электрона в электрическом поле двух (или более) ядер атомов, составляющих молекулу.

Атомная орбиталь (АО) - область наиболее вероятного пребывания электрона (электронное облако) в электрическом поле ядра атома.

Заполнение молекулярных орбиталей происходит в соответствии с принципом наименьшей энергии и принципом Паули, по два электрона размещаются на а- и по четыре на вырожденных я- и 8-орбиталях. Порядок, в котором возрастают энергии МО, устанавливается при исследовании молекулярных спектров и другими экспериментальными методами, а также при помощи квантовомеханических расчетов.

Для изображения электронного строения молекул, ионов или радикалов используются электронные формулы. При написании электронной формулы должно выполняться правило октета, согласно которому атом, участвуя в образовании химической связи (отдавая или принимая электроны), стремится приобрести электронную конфигурацию инертного газа - октет (восемь) валентных электронов. Исключение составляет атом водорода, для которого устойчивой является конфигурация гелия, т.е. 2 валентных электрона.

Чем выше кратность связи, тем короче межатомное расстояние. Связь может быть одинарной либо кратной (двойной, тройной и т.д.).