Химическая связь и строение химических соединений

В результате изучения содержания этой главы студент должен: знать

• • факторы, определяющие валентные возможности атомов, типы гибридизации, пространственное строение простейших молекул и ионов;
• • типы химической связи (металлическую, ковалентную, ионную, водородную);
• • механизмы образования ковалентной связи;
• • метод валентных связей, правило октета и исключения из него;
• • метод молекулярных орбиталей; уметь
• • определять валентность и степени окисления атомов элементов, их тип гибридизации;
• • геометрическое строение частиц, типы химической связи;
• • строить энергетические диаграммы;
• • определять порядок связи и магнитные свойства частиц; владеть
• • основами теории молекулярных орбиталей;
• • способами построения энергетических диаграмм по методу молекулярных орбиталей.

Основные определения химических связей

Валентность (ковалентность) — число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами (число образуемых атомом ковалентных связей).

Валентные возможности атома определяются:

• • числом неспаренных электронов в основном и возбужденных состояниях, которые способны участвовать в образовании ковалентных связей;
• • наличием иеподеленных пар электронов, способных участвовать в образовании связей по донорно-акцепторному механизму,
• • наличием пустых (вакантных) орбиталей, способных принимать участие в образовании связей по донорно-акцепторному механизму.

Степень окисления элемента в соединении (СО) — условная величина, численно равная величине электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Валентность может выражаться лишь натуральным числом. СО может быть целой и дробной, положительной (у менее электроотрицательного атома) и отрицательной (у более электроотрицательного), равной нулю (в простых веществах или некоторых органических соединениях, например, степень окисления углерода в СН₂С1₂). Сумма СО всех элементов равна заряду частицы. Для отличия степени окисления от заряда иона знак «+» или «-» ставят перед соответствующей цифрой (табл. 3.1).

Таблица 3.1

Валентность и степени окисления некоторых элементов

Гибридизация атомных орбиталей — формальный прием, позволяющий просто объяснить пространственное строение и ряд химических свойств многих веществ. Гибридизация заключается в смешивании нескольких атомных орбиталей различной формы и близкой энергии с образованием такого же числа гибридных орбиталей (для элементов второго периода одинаковой формы и энергии), расположение которых в пространстве соответствует реальной геометрии молекулы. Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие по энергии атомные орбитали, занятые электронами (рис. 3.1—3.3, табл. 3.2).

Эмпирическое правило для определения типа гибридизации: количество гибридных орбиталей равно числу «соседей» у атома (за «соседа» принимают и неподеленную пару электронов).

Рис. 3.1. Гибридизация атомных орбиталей элементов второго периода

Рис. 3.2. Строение некоторых молекул, включающих элементы

второго периода

Рис. 3.3. Пространственное строение молекул с различным типом гибридизации

Таблица 3.2

Типы гибридизации

* Увеличение угла объясняется тем, что электроны кратных связей сильнее отталкиваются друг от друга.

** Уменьшение угла объясняется тем, что неподеленная электронная пара требует больше свободного пространства, чем пары электронов, участвующие в образовании связей.

*** Еще большее уменьшение угла из-за наличия двух иеподелеиных пар электронов.