Виды гибридизаций ао и геометрические параметры частиц

Тип гибридизации	Расположение гибридных АО	Угол между связями	Коли- чество Ё	Геометрическая форма и состав молекулы	Пример
sp	Линейное	180	0	Линейная АВ₂	BeCl₂
sd	Линейное	90	0	Угловая АВ₂	SrCl₂
sp² или sd²	Треугольное	120 Уменьшается	0 1	Треугольник АВ₃ Угловая АВ₂Ё	BF₃ SnCl₂
sp³ или sd³	Тетраэд-рическое	10928^/ Уменьшается Уменьшается	0 1 2	Тетраэдр АВ₄ Тригональная пирамида АВ₃Ё Угловая АВ₂Ё₂	CH₄ NF₃ H₂O
sp³d	Тригональнобипирамидальное	90 и 120 – 180 и 90 180	0 1 2 3	Тригональная бипирамида АВ₅ Неправильный тетраэдр АВ₄Ё Т-образная АВ₃Ё₂ Линейная АВ₂Ё₃	PCl₅ SF₄ ClF₃ XeF₂
sp³d²	Октаэдри-ческое	90 90 90	0 1 2	Октаэдр АВ₆ Тригональная бипирамида АВ₅Ё Квадрат АВ₄Ё₂	SF₆ SbF XeF₄
sp³d³ или sp³d²f	Пентагональнобипирамидальное	– –	0 1	Пентагональная бипирамида АВ₇ Неправильный октаэдр АВ₆Ё	IF₇ XeF₆

При образовании КС между атомами одинаковой химической природы (например, в молекулах Н₂, Cl₂, О₂) общее электронное облако располагается в пространстве между ядрами симметрично. Такую КС называют неполярной. Если же связь образуют атомы разных элементов, то общие электроны смещаются в сторону атома с большим значением ЭО и такую КС называют полярной. Смещение электронной плотности в область более электроотрицательного элемента приводит к возникновению в его околоядерном пространстве эффективного отрицательного заряда q_–, и, наоборот, недостаток электронной плотности у взаимодействующего с ним атома ведет к появлению эффективного положительного заряда q₊. Такая система представляет собой электрический диполь, поэтому мерой полярности КС является величина электрического момента диполя (ЭМД) связи _А–В,

Кл · м, которую можно оценить по формуле

, (16)

где l – длина диполя. При оценочных расчетах длину диполя можно принимать равной длине связи.

ЭМД можно также выражать в дебаях (D): 1 D =

= 3,33  10^-30 Кл  м.

Полярную КС характеризуют при помощи степени ионности (СИ) и степени ковалентности (СК) связи, которые в сумме составляют 100 % (СИ + СК = 100 %). СИ показывает долю (%) смещенности общей электронной пары в область атома с большим значением ЭО. Ее можно оценить по формуле

% , (17)

где е – заряд электрона (е = 1,602  10^-19 Кл).

Из уравнения (17) следует, что с увеличением ЭО взаимодействующих атомов СИ связи увеличивается, а СК связи уменьшается. Количественная связь между СИ и ЭО приведена на рис. 1.

Рис. 1. Зависимость СИ от ΔЭО

_А–В – величина векторная, направленная от положительного полюса диполя к отрицательному. Например, в молекуле HF _Н__F будет направлен от атома водорода к атому фтора, так как ЭО(F) >

> ЭО(Н) (см. табл. 4).

Молекулы с полярными КС, в зависимости от распределения суммарной электронной плотности всех связей в молекуле, могут быть полярными и неполярными. Молекула считается неполярной, если ЭМД молекулы  , который определяется путем геометрического сложения ЭМД всех ее связей, равен нулю.

Например, в молекуле СО₂ (см. рис. 2, б), которая имеет симметричное линейное строение, ЭМД отдельных связей направлены в противоположные стороны и при их геометрическом сложении полностью компенсируют друг друга. Поэтому  = 0 и молекула СО₂ является неполярной.

В полярной молекуле  > 0, то есть геометрическое сложение векторов ЭМД связей дает конечный вектор  . Например, в угловой молекуле Н₂О (см. рис. 2, а) полярные связи располагаются под углом 104,5. При геометрическом сложении ЭМД связей не происходит их взаимной компенсации ( > 0, молекула полярная).

а) б)

Рис. 2. Векторное сложение ЭМД на примере молекул Н₂О и СО₂

В табл. 6 приведены предполагаемые полярности молекул различной геометрической формы.

По методу молекулярных орбиталей (ММО) молекула рассматривается как единое целое – ядра атомов составляют каркас молекулы, а электроны атомов становятся общими для всей молекулы и располагаются на молекулярных орбиталях (МО). Метод основан на следующих положениях:

1. МО образуются путем линейной комбинации АО, т. е. путем сложения или вычитания исходных АО – метод линейной комбинации АО (ЛКАО).

По методу ЛКАО, если МО образуется в результате сложения АО, её энергия будет ниже, чем энергия исходных АО. Такая орбиталь называется связывающей МО (обозначается ,  или  в зависимости от типа перекрывания электронных облаков). В случае вычитания АО возникающая МО имеет более высокое значение энергии, чем исходная АО, и называется разрыхляющей (обозначается ^*, ^* или ^*). Электрон, находящийся на связывающей МО, обеспечивает связь между атомами, а электрон, находящийся на разрыхляющей МО, ослабляет связь между атомами;

2. При заполнении электронами МО выполняются принцип Паули и правило Гунда;

3. Число МО равно числу взаимодействующих АО реагирующих атомов. Например, при взаимодействии двух АО со стороны каждого атома в молекуле типа А₂ образуется четыре МО, из которых две – связывающие и две – разрыхляющие;

4. По возрастанию энергий МО двухатомных молекул первого периода и начала второго периода (до N₂ включительно) можно расположить в следующий ряд: σ < σ < σ < σ < π =