Все вышесказанное, касающееся типов химической связи, наглядно можно представить в виде следующей схемы (рис. 3.4).
Рис. 3.4.
Схема классификации химических связей
Схема классификации химических связей
3.4. Геометрические формы молекул
Когда говорят о формах молекул, прежде всего имеют в виду взаимное расположение в пространстве ядер атомов. О форме молекулы имеет смысл говорить, когда молекула состоит из трех и более атомов (два ядра всегда находятся на одной прямой). Форма молекул определяется на основе теории отталкивания валентных (внешних) электронных пар. Согласно этой теории молекула всегда будет принимать форму, при которой отталкивание внешних электронных пар минимально (принцип минимума энергии). При этом необходимо иметь в виду следующие утверждения теории отталкивания.
1. Наибольшее отталкивание претерпевают неподеленные электронные пары.
2. Несколько меньше отталкивание между неподеленной парой и парой, участвующей в образовании связи.
3. Наименьшее отталкивание между электронными парами, участвующими в образовании связи. Но и этого бывает недостаточно, чтобы развести ядра атомов, участвующих в образовании химических связей, на максимальный угол.
В качестве примера рассмотрим формы водородных соединений элементов второго периода: BeH2, BH3, CH4, C2H4, C2H2, NH3, H2O.
Начнем с определения формы молекулы BeH2. Изобразим ее электронную формулу:
1. Наибольшее отталкивание претерпевают неподеленные электронные пары.
2. Несколько меньше отталкивание между неподеленной парой и парой, участвующей в образовании связи.
3. Наименьшее отталкивание между электронными парами, участвующими в образовании связи. Но и этого бывает недостаточно, чтобы развести ядра атомов, участвующих в образовании химических связей, на максимальный угол.
В качестве примера рассмотрим формы водородных соединений элементов второго периода: BeH2, BH3, CH4, C2H4, C2H2, NH3, H2O.
Начнем с определения формы молекулы BeH2. Изобразим ее электронную формулу:
H:Be:H,
из которой ясно, что в молекуле отсутствуют неподеленные электронные пары. Следовательно, для электронных пар, связывающих атомы, есть возможность оттолкнуться на максимальное расстояние, при котором все три атома находятся на одной прямой, т.е. угол HBeH составляет 180°.
Молекула BH3 состоит из четырех атомов. Согласно ее электронной формуле в ней отсутствуют неподеленные пары электронов:
Молекула BH3 состоит из четырех атомов. Согласно ее электронной формуле в ней отсутствуют неподеленные пары электронов:
Молекула приобретет такую форму, при которой расстояние между всеми связями максимально, а угол между ними равен 120°. Все четыре атома окажутся в одной плоскости – молекула плоская:
Электронная формула молекулы метана выглядит следующим образом:
Все атомы данной молекулы не могут оказаться в одной плоскости. В таком случае угол между связями равнялся бы 90°. Есть более оптимальное (с энергетической точки зрения) размещение атомов – тетраэдрическое. Угол между связями в этом случае равен 109°28'.
Электронная формула этена имеет вид:
Электронная формула этена имеет вид:
Естественно, все углы между химическими связями принимают максимальное значение – 120°.
Очевидно, что в молекуле ацетилена все атомы должны находиться на одной прямой:
Очевидно, что в молекуле ацетилена все атомы должны находиться на одной прямой:
H:C:::C:H.
Отличие молекулы аммиака
NH3
от всех предшествующих состоит в наличии в ней неподеленной пары электронов у атома азота:
Как уже указывалось, от неподеленной электронной пары более сильно отталкиваются электронные пары, участвующие в образовании связи. Неподеленная пара располагается симметрично относительно атомов водорода в молекуле аммиака:
Угол HNH меньше, чем угол HCH в молекуле метана (вследствие более сильного электронного отталкивания).
В молекуле воды неподеленных пар уже две:
В молекуле воды неподеленных пар уже две:
Этим обусловлена уголковая форма молекулы:
Как следствие более сильного отталкивания неподеленных электронных пар, угол HOH еще меньше, чем угол HNH в молекуле аммиака.
Приведенные примеры достаточно наглядно демонстрируют возможности теории отталкивания валентных электронных пар. Она позволяет сравнительно легко предсказывать формы многих как неорганических, так и органических молекул.
Приведенные примеры достаточно наглядно демонстрируют возможности теории отталкивания валентных электронных пар. Она позволяет сравнительно легко предсказывать формы многих как неорганических, так и органических молекул.
3.6. Упражнения
1. Какие виды связей можно отнести к химическим?
2. Какие два основных подхода к рассмотрению химической связи вам известны? В чем состоит их отличие?
3. Дайте определение валентности и степени окисления.
4. В чем состоят отличия простой ковалентной, донорно-акцепторной, дативной, металлической, ионной связей?
5. Как классифицируют межмолекулярные связи?
6. Что такое электроотрицательность? Из каких данных электроотрицательность рассчитывается? О чем электроотрицательности атомов, образующих химическую связь, позволяют судить? Как изменяется электроотрицательность атомов элементов при продвижении в периодической таблице Д.И.Менделеева сверху вниз и слева направо?
7. Используя метод валентных связей, объясните строение водородных соединений элементов 2-го периода.
8. Энергия диссоциации в ряду молекул Cl2, Br2, I2 уменьшается (239 кДж/моль, 192 кДж/моль, 149 кДж/моль соответственно), однако энергия диссоциации молекулы F2 (151 кДж/моль) значительно меньше, чем энергия диссоциации молекулы Cl2, и выпадает из общей закономерности. Объясните приведенные факты.
9. Почему при обычных условиях CO2 – газ, а SiO2 – твердое вещество, H2O – жидкость, а H2S – газ? Попробуйте объяснить агрегатное состояние веществ.
10. Используя теорию отталкивания валентных электронных пар, определите формы молекул кислородных соединений элементов 2-го периода.
2. Какие два основных подхода к рассмотрению химической связи вам известны? В чем состоит их отличие?
3. Дайте определение валентности и степени окисления.
4. В чем состоят отличия простой ковалентной, донорно-акцепторной, дативной, металлической, ионной связей?
5. Как классифицируют межмолекулярные связи?
6. Что такое электроотрицательность? Из каких данных электроотрицательность рассчитывается? О чем электроотрицательности атомов, образующих химическую связь, позволяют судить? Как изменяется электроотрицательность атомов элементов при продвижении в периодической таблице Д.И.Менделеева сверху вниз и слева направо?
7. Используя метод валентных связей, объясните строение водородных соединений элементов 2-го периода.
8. Энергия диссоциации в ряду молекул Cl2, Br2, I2 уменьшается (239 кДж/моль, 192 кДж/моль, 149 кДж/моль соответственно), однако энергия диссоциации молекулы F2 (151 кДж/моль) значительно меньше, чем энергия диссоциации молекулы Cl2, и выпадает из общей закономерности. Объясните приведенные факты.
9. Почему при обычных условиях CO2 – газ, а SiO2 – твердое вещество, H2O – жидкость, а H2S – газ? Попробуйте объяснить агрегатное состояние веществ.
10. Используя теорию отталкивания валентных электронных пар, определите формы молекул кислородных соединений элементов 2-го периода.
