Одна из задач химии – это изучение строения вещества, в том числе выяснение механизма образования различных соединений из простых веществ, образуемых атомами одного химического элемента. Особенности взаимодействия атомов, точнее, их разноименно заряженных компонентов – электронных оболочек и ядер, – описываются как различные типы химической связи. Так, вещества, имеющие молекулярное строение, образуются посредством ковалентной связи, для описания которой в 1931 году американским химиком Л. Полингом была предложена модель гибридизации атомных орбиталей.
Понятие о ковалентной связи
Вам будет интересно:Самые рейтинговые медицинские университеты в Москве
В тех случаях, когда в процессе взаимодействия происходит образование общей для двух атомов пары валентных электронных облаков, говорят о ковалентной связи. В результате ее возникновения формируется мельчайшая частица простого или сложного вещества – молекула.
Одной из особенностей ковалентной связи является ее направленность – следствие сложной формы электронных орбиталей p, d и f, которые, не обладая сферической симметрией, имеют определенную пространственную ориентацию. Еще одна важная особенность данного типа химической связи – насыщаемость, обусловленная ограниченным количеством внешних – валентных – облаков в атоме. Именно поэтому существование молекулы, например, H2O, возможно, а H5O – нет.
Типы ковалентной связи
Вам будет интересно:Системы единиц физических величин: понятие
Образование общих электронных пар может происходить различными способами. В механизме образования ковалентной связи важную роль играет характер перекрытия облаков и пространственная симметрия результирующего облака. По данному критерию Л. Полинг предложил различать следующие типы:
- Сигма-связь (σ) отличается наибольшей степенью перекрытия по оси, проходящей через атомные ядра. Здесь плотность облака будет максимальной.
- Пи-связь (π) образуется при боковом перекрывании, и электронное облако, соответственно, имеет наибольшую плотность вне соединяющей ядра оси.
Эти пространственные характеристики имеют большое значение постольку, поскольку они коррелируют с энергетическими параметрами ковалентной связи.
Особенности многоатомных молекул
Концепция гибридизации атомных орбиталей была введена Полингом для объяснения одной из особенностей ковалентных связей в многоатомных молекулах. Известно, что связи, образуемые центральным атомом в таких молекулах, оказываются одинаковыми по пространственным и энергетическим характеристикам. Это происходит вне зависимости от того, какие орбитали (s, p или d) участвуют в формировании общей электронной пары.
Очень удобным и наглядным примером для иллюстрации этого явления служит атом углерода. При вступлении в химическую связь атом в возбужденном состоянии имеет 4 валентных орбитали: 2s, 2px, 2py и 2pz. Три последних отличаются от орбитали 2s по энергии и форме. Тем не менее в молекуле, например, метана CH4 все четыре связи совершенно равноценны и имеют валентные углы 109,5° (в то время как p-орбитали расположены под углами 90°). В других соединениях углерода встречаются валентные углы 120° и 180°; в молекулах, содержащих азот (аммиак NH3) и кислород (вода H2O) эти углы составляют 107,5° и 104,5°. Возникновение подобных валентных углов также потребовало объяснения.
Суть явления
Идея гибридизации состоит в образовании усредненных орбиталей путем перекрывания электронных облаков разного типа с близкими значениями энергии – s, p, иногда d. Количество результирующих – гибридных – орбиталей соответствует числу перекрывающихся облаков. Поскольку орбиталь – это волновая функция, определяющая вероятность нахождения электрона в той или иной точке атома, гибридная орбиталь представляет собой наложение волновых функций, происходящее в результате электронных переходов при возбуждении атома. Оно приводит к возникновению равнозначных волновых функций, различающихся только направленностью.
Гибридные орбитали эквивалентны по энергии и имеют одинаковую форму в виде объемной восьмерки, имеющей сильную асимметрию относительно ядра. На гибридизацию затрачивается меньше энергии, чем выделяется при образовании прочной ковалентной связи с гибридными орбиталями, поэтому такой процесс энергетически выгоден, то есть наиболее вероятен.
Основные виды гибридизации орбиталей и геометрия молекул
Возможны различные варианты перекрывания (смешения) внешних электронных облаков в атоме. Самыми распространенными являются следующие виды наложения орбиталей:
- Sp3-гибридизация. Данный вариант реализуется при наложении одной s- и трех p-орбиталей. Результатом его становятся четыре гибридные орбитали, оси которых направлены для любой пары под углами 109,5°, соответствующим минимальному взаимному отталкиванию электронов. При вступлении этих орбиталей в σ-связи с другими атомами, формируется молекула тетраэдрической конфигурации, например, метан, этан C2H6 (комбинация двух тетраэдров), аммиак, вода. В молекуле аммиака одна, а в молекуле воды – две из вершин тетраэдра заняты неподеленными электронными парами, что приводит к уменьшению валентного угла.
- Sp2-гибридизация возникает при комбинации одной s- и двух p-орбиталей. В этом случае тройка гибридных орбиталей располагается под углами 120° в одной плоскости. Подобную треугольную форму имеют, например, молекулы трихлорида бора BCl3, находящего применение в различных технологиях. Другой пример – молекула этилена – формируется за счет дополнительной π-связи между атомами углерода, в которых по одной p-орбитали негибридные и ориентированы перпендикулярно плоскости, образуемой двумя треугольниками.
- Sp-гибридизация происходит, когда смешиваются одна s- и одна p-орбиталь. Два гибридных облака располагаются под углом 180°, а молекула имеет линейную конфигурацию. Примерами могут служить молекулы хлорида бериллия BeCl2 или ацетилена C2H2 (в последней две негибридные p-орбитали углерода образуют дополнительные π-связи).
Существуют и более сложные варианты гибридизации атомных орбиталей: sp3d, sp3d2 и другие.
Роль модели гибридизации
Концепция Полинга дает хорошее качественное описание строения молекул. Она удобна и наглядна, успешно объясняет некоторые особенности ковалентных соединений, такие как величина валентных углов или выравнивание длины химической связи. Однако количественная сторона модели не может считаться удовлетворительной, поскольку не позволяет делать многие важные предсказания, касающиеся физических эффектов, связанных с особенностями строения молекул, – например, молекулярных фотоэлектронных спектров. Сам автор концепции гибридизации уже в начале 1950-х годов отмечал ее недостатки.
Тем не менее в становлении современных представлений о строении вещества модель гибридизации атомных орбиталей сыграла большую роль. На основе ее были разработаны более адекватные концепции, например, теория отталкивания электронных пар. Поэтому, безусловно, модель гибридизации явилась важным этапом в развитии теоретической химии, а при описании некоторых аспектов электронной структуры молекул она вполне применима и в настоящее время.
