Решение. Примером участия в гибридизации пустой АО является молекулярный ион BF4-

Примером участия в гибридизации пустой АО является молекулярный ион BF₄^-. Его образование можно представить уравнением BF₃ + F^- = [BF₄]^-, причем четвертая связь В-F образуется за счет донорно-акцепторного взаимодействия (В - акцептор и F^- - донор,
(рис. 3.7). В гибридизации участвуют все валентные атомные орбитали бора, то есть имеет место sp³-гибридизация орбиталей атома бора. Молекулярный ион имеет тетраэдрическое строение, причем все углы равны, несмотря на отличие одной из связей по механизму образования.

Таблица 3.2

Влияние числа валентных АО на валентный угол

Пример 5. Определить тип гибридизации, валентный угол и пространственную структуру в молекуле SOCl_2..

Решение. Берем атом серы в возбужденном состоянии, чтобы образовать три s- связи с атомами хлора (две) и кислорода (одна). Еще один неспаренный электрон идет на

3s 3p 3d S* s s s p   3p 2p 2s O 3s Cl Cl ·· S Cl O Cl   Рис. 3.8 Схема ВС и структурная формула молекулы SOCl2

образование p-связи с атомом кислорода (рис. 3.8). Количество электронных пар, находящихся в s-положении, с учетом несвязывающей 3s- АО, у атома серы - четыре: sp³-гибридизация. Конфигурация тетраэдра, искаженного несвязывающей электронной парой Е: отсутствие атома на месте Е дает нам вместо тетраэдра тригональную пирамиду (табл. 3.3). Все углы будут меньше тетраэдрического (Ð109,28°), и, кроме того, можно предсказать, что угол ClSCl будет меньше, чем ClSO в соответствии с правилом 4.

Таким образом, метод ОЭПВО может предсказывать геометрию молекул. Однако он правильно делает это не во всех случаях. Наиболее приемлема эта теория к ковалентным соединениям s - и р- элементов.

Энергия, кратность и длина связи. Эти характеристики взаимозависимы: чем больше кратность связи, тем меньше длина и больше энергия связи; при одинаковой кратности - чем меньше длина (т.е. атомный радиус), тем больше энергия связи.

Пример 6. Какая из молекул прочнее: Сl₂, О₂?

Решение. Валентные электроны атомов хлора и кислорода имеют следующие электронно-графические формулы:

O... 2s² 2p⁴ Cl.. 3s² 3р⁵

Таким образом, в молекуле Cl₂ может образоваться одна связь, получаемая перекрыванием двух р-орбиталей: P_x – P_x. У атома кислорода имеется два неспаренных электрона в р- состоянии, т.е. в молекуле О₂ могут образоваться две связи (кратность равна двум), одна из них s- типа (P_x – P_x), а другая – p (P_у – P_у перекрывание, электронная плотность с двух сторон от линии связи х). Следовательно, молекула О₂ прочнее молекулы Cl₂ (т.к. кратность связи больше)

Таблица 3.3.

Число локализованных электронных пар центрального

атома и пространственная конфигурация молекул АВ_n

Пример 7. Как изменяется прочность связи Н-Э в ряду НF ® НСl ® HBr ® HI?

Решение. Во всех молекулах имеется одна связь s-типа (s–p_x перекрывание), поэтому та молекула будет прочнее, у которой длина связи будет наименьшей. В указанном ряду атомные радиусы ионов Г^- возрастают, что вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов, т.е. к ослаблению связи. Таким образом, при переходе от фтора к йоду прочность связи Н-Э уменьшается (565, 431, 364, 297 кДж/моль, соответственно).

Поляризация -смещение электронной плотности в сторону более электроотрицательного атома.

Неполярная ковалентная связь – ковалентная связь, образуемая атомами с одинаковой электроотрицательностью (Н₂, Сl₂).

Полярная ковалентная связь – связь между атомами с различной электроотрицательностью (НСl, CH₄).

Ионная связь – крайний случай ковалентной полярной связи между атомами, электроотрицательности которых значительно отличаются (металл – неметалл, NaCl, KF). Ионная связь характеризуется ненасыщаемостью и ненаправленностью.

Дипольный момент – количественная характеристика полярности связи

m = q× l,

где q – абсолютное значение заряда электрона (1,6·10^-19 Кл),

l – расстояние между центрами тяжести зарядов,

m – вектор, направленный от "+" к "–".

Дебай (D) – е диница измерения дипольных моментов, равный
3,33·10^-30 Кл·м.

Дипольные моменты молекул, содержащих полярные связи, определяются как сумма дипольных моментов связей. При этом производится векторное сложение диполей на связях. Если диполей более 2-ух, то их складывают последовательно попарно. Очевидно, что для линейных молекул АВ₂, плоских треугольных - АВ₃, тетраэдрических и квадратных - АВ₄ , тригонально-бипирамидальных - АВ₅, октаэдрических - АВ₆ (т.е. правильных структур), дипольный момент равен нулю (т.е. молекулы неполярные).

В качестве меры полярности связи или молекулы часто используют величину степени ионности (i) или ковалентности (К).

i + K = 1; .

Так, если в молекуле HCl q_Cl = 0,2q_e, а w_Cl = -1, то i = 0,2, т.е. степень ионности равна 20 %, а степень ковалентности - 80 %.

Величина ионности связи А-В может быть оценена также по разности электроотрицательностей атомов (DЭО) (рис. 2.3, тема 2; табл. 3.4).

Так как для фторидов щелочных металлов около 3, то i» 90 %, что близко к чисто ионной связи.

Пример 8. Среди молекул 1) NH₃ 2) H₂O 3) CO₂ 4) H₂S укажите ту, в которой имеются sp-гибридные орбитали и дипольный момент которой равен нулю.

Решение. Определим тип гибридизации в каждой молекуле. Схема для молекулы H₂O приведена на рис. 3.6. Так как сера является электронным аналогом кислорода (находятся в одной подгруппе), то тип гибридизации будет такой же, как и в H₂O (sp³). Как видно из схемы для молекулы NH₃ тип гибридизации тоже sp³.

гибридные АО гибридные АО

2s 2p 2s 2p

N C* •• s s

1s 1s 1s 2s

H Н H

О О

Схема ВС для NH₃ Схема ВС для СО₂

В молекуле СО₂ тип гибридизации sp (остальные электроны образуют p- связи, которые в гибридизации не участвуют). Так как все молекулы, кроме СО₂, имеют несвязывающие электронные пары (молекула NH₃ - 1, H₂O - 2, H₂S - 2), то неполярной молекулой является СО₂.

Таблица 3.4

Зависимость степени ионности от разности электроотрицательностей

3.2. Метод молекулярных орбиталей (МО)

В отличие от метода ВС, метод МО рассматривает образование молекул не из атомов, а из ядер атомов и электронов, которые и образуют особые состояния - молекулярные орбитали, являющиеся одноэлектронными волновыми функциями (с учетом спина на каждой МО может быть 2 электрона, как и на АО). Как и в методе ВС, в методе МО молекулярные волновые функции получают линейной комбинацией атомных орбиталей, и поэтому для обозначения метода и его названия используется аббревиатура МО - ЛКАО.

Молекулы из элементов первого периода. Для представления результатов расчета по методу МО - ЛКАО (линейная комбинация АО) используются корреляционные диаграммы МО (рис. 3.9).

Принцип ее построения и смысл параметров ясен из рисунка: по бокам изображены АО исходных атомов с соответствующим числом электронов, а между ними - МО с теми же электронами, что были на АО. По вертикали откладывается энергия. МО заполняются электронами в соответствии с общими квантовомеханическими правилами. Диаграмма называется корреляционной, так как показывает, из каких АО получаются данные МО (то есть корреляцию между АО и МО).

Легко показать, что в методе МО связь образует не обязательно электронная пара; возможно образование связи одним, тремя или большим числом электронов (рис. 9); главное условие - число электронов на связывающих МО должно быть больше, чем на разрыхляющих, а кратность связи - больше нуля. Кратность связи может быть дробной.

По методу МО кратность связи (к. с.) определяется по формуле:

nē на связывающих МО - nē на разрыхляющих МО

2.

Диаграммы МО, приведенные на рисунке 3.9, показывают, что возможно существование таких частиц, как Н₂⁺, Н₂^- и НеН. Кратность такой связи для молекулярного иона Н₂^- равна 0,5.

Такие частицы действительно обнаруживаются в газовой фазе. В то же время для молекулы Не₂ к.с. = 0, и она не существует.

Двухатомные молекулы из элементов второго периода. У элементов
2-го периода имеется 4 валентных АО: 2s, 2p_x, 2p_y и 2p_z. При этом 2s- и 2р-АО имеют большое отличие в энергии и размерах, поэтому в грубом приближении можно рассматривать взаимодействия s-s и р-р типа и не рассматривать s-р (рис. 3.10).

Пример 9. Сопоставить магнитные свойства и прочность связей в молекуле F₂ и молекулярном ионе F₂⁺.

Решение. Диаграмма молекулярных орбиталей молекул элементов второго периода имеет следующий вид (рис. 3.10). Электронная формула валентных электронов F - 2s²2p⁵. Следовательно, нужно разместить 14 валентных электронов, из них 8 электронов будут находиться на связывающих орбиталях (2 электрона - на s_2s^св и 6 - на s_2px^св и p_2pyz^св) и 6 электронов - на разрыхляющих (2 электрона на s_2s^р и 4 электрона - на p ^p_2pyz)
(рис. 3.11, а).

В молекуле F₂ кратность равна: (8 - 6) / 2 = 1. Молекула F₂ диамагнитная – все электроны спаренные. Ион F₂⁺ получается, если молекула F₂ теряет один электрон (с самой высокой занятой МО - p^р_2ру или p^p_2рz), и тогда кратность связи в F₂⁺ равна
(8 - 5) / 2 = 1,5. Ион F₂⁺ - парамагнитен (есть один неспаренный электрон). Так как кратность связи в ионе F₂⁺ больше, чем в молекуле F₂, следовательно, ион F₂⁺ прочнее молекулы F₂.

Метод МО правильнее, чем ВС, предсказывает магнитные свойства молекул. Например, экспериментально установлено, что молекулы О₂ парамагнитные и содержат по 2 неспаренных электрона каждая.

Рис. 3.10. Схема образования молекулярных орбиталей

из атомов 2-го периода

Из простой диаграммы ВС следует противоположный вывод - все электроны спарены. Диаграмма МО, с учетом заполнения орбиталей по правилу Гунда, дает правильный результат: имеется 2 неспаренных электрона на
p-МО, кратность связи равна двум (рис. 3.11, б).

А б

Рис. 3.11. Диаграмма МО для молекул фтора (а) и кислорода (б)

Поиск по сайту: