-Механізми утворення ковалентного зв'язку
В молекулах Н2, Lі2, Nа2 зв'язки утворюються за
рахунок неспарених
s-електронів їхніх атомів (а), в молекулах F2 і Сl2 – за рахунок неспарених
р-електронів (б), в молекулах НF і НСl – s-електронами атомів водню і
р-електронами атомів галогенів (в):
а) Lі2 , б) F2 , в) НF
2s 2s 2р 2р 2s 2s 2р 1s
Особливістю утворення сполук за таким механізмом є насиченість, яка показує, що атом утворює не будь-яке, а обмежене число зв'язків. Це число залежить, зокрема, від кількості неспарених електронів.
У багатьох випадках ковалентні зв'язки утворюються не внаслідок спарювання електронів різних атомів, а за рахунок електронної пари, яка є на зовнішньому енергетичному рівні певного атома.
У молекулі аміаку з восьми зовнішніх електронів атома Нітрогену шість утворюють
три ковалентні зв'язки і є загальними для атомів нітрогену і гідрогену. Проте
два електрони належать тільки атому нітрогену і називаються неподіленою
електронною парою. Така пара електронів також може брати участь в утворенні
ковалентного зв'язку з іншими атомами, якщо останні мають на зовнішньому
енергетичному рівні вільну орбіталь. Вільну 1s-орбіталь має, наприклад, іон
гідрогену Н+. Тому при взаємодії молекули аміаку з іоном гідрогену між ними
виникає ковалентний зв'язок за рахунок неподіленої електронної пари атома нітрогену
і вільної орбіталі іона гідрогену. При цьому утворюється іон амонію NН4+ :
Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним. Атом, який віддає свою неподілену електронну пару для утворення зв'язку (атом Нітрогену), називається донором, атом, який має вільну вакантну орбіталь і приймає електронну пару, називається акцептором (йон Гідрогену)
Завдяки донорно-акцепторному механізму збільшуються валентні можливості атомів. Валентність елемента, таким чином, визначається не тільки числом неспарених електронів, а й наявністю неподілених електронних пар і вільних орбіталей на валентному енергетичному рівні.
Отже, в загальному вигляді валентність (ковалентність) елемента визначається числом орбіталей, які використовуються при утворенні хімічного зв'язку (метод ВЗ).
Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку має особливо велике значення при утворенні координаційних сполук.
Напрямленість ковалентного зв'язку
Відповідно до методу ВЗ хімічний зв'язок між атомами зумовлюється перекриванням s-, р-, d- і f-орбіталей, які (крім s-орбіталі) мають напрямленість у просторі. Тому і хімічний зв'язок, який утворюється за їх участю, має в просторі певну напрямленість. Оскільки електронні орбіталі мають різну форму, то їхнє взаємне перекривання може здійснюватись різними способами. Залежно від способу перекривання електронних орбіталей розрізняють σ- (сигма), π- (пі)і δ- (дельта) зв'язки (рис.6).
Сигма-зв'язок (σ-зв'язок) здійснюється при перекриванні електронних орбіталей вздовж лінії, яка з'єднує два ядра. Він може утворюватись за рахунок двох s-електронів, одного s- і одного р-електрона, двох р-електронів, двох d-електронів.
Сигма-зв'язок характеризується однією областю перекривання електрон-них орбіталей, він завжди одинарний, тобто утворюється за рахунок однієї електронної пари (рис.7).
Пі-зв'язок (π-зв'язок) виникає при перекриванні електронних орбіталей по обидва боки від лінії, яка з'єднує ядра атомів. Цей зв'язок може утворитись при взаємодії двох електронних орбіталей з двома областями перекривання за рахунок двох р-орбіталей і двох d-орбіталей. Пі-зв'язок, наприклад, виявляється в молекулі азоту.
На рис. 8,а показано розміщення у просторі р-орбіталей в двох атомах Нітрогену. В молекулі азоту рх-орбіталі утворюють один σ-зв'язок (див. рис.8,б). При утворенні зв'язку рz-орбіталями (див. рис.8,в) і ру-орбіталями виникають π-зв'язки. Отже, в молекулі азоту з трьох зв'язків один – σ-зв'язок, а два інші – π-зв'язки. Хімічний зв'язок, утворений більш ніж одною електронною парою, називається кратним. Підвищення кратності зв'язку приводить до зміцнення міжатомного зв'язку і зменшення між'ядерної відстані (довжини зв'язку). Наприклад, енергія дисоціації молекул фтору F2 і азоту N2 відповідно дорівнює 159 і 946 кДж/моль. У молекулах С2Н6 (Н3С–СН3), С2Н4 (Н2С=СН2) і С2Н2 (НССН) відстань між ядрами атомів вуглецю з підвищенням кратності зв'язку зменшується і відповідно дорівнює: 0,1543; 0,1353 і 0,1205 нм.
Дельта-зв'язок (δ-зв'язок) зумовлений перекриванням усіх чотирьох пелюсток d-електронних орбіталей, розміщених у паралельних площинах.
Хімічний зв'язок утворюється тоді, коли орбіталі, які перекриваються, мають однакову симетрію відносно лінії зв'язку. З умов симетрії випливає, що електрони s-орбіталей можуть брати участь лише в утворенні σ-зв'язків, електрони р-орбіталей – в утворенні σ- і π-зв'язків, а електрони d-орбіталей – в утворенні σ-, π- і δ-зв'язків.
Модуль 1. Будова речовини.
25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49
50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 Наверх ↑