Хімія. Профільний рівень. 11 клас. Григорович

§ 80. Залежність властивостей речовин від типу хімічного зв'язку. Форма молекул і гібридизація атомних орбіталей

Хімічний зв'язок і будова речовини

Повторіть:

• за § 6: електронну природу хімічного зв'язку;
• за § 6-9: зміст та утворення йонного, ковалентного водневого й металічного зв'язків та їхні особливості;
• за § 11: залежність між типом хімічного зв'язку і типом кристалічних ґраток у речовинах.

Багато залежностей між типом хімічного зв’язку і властивостями речовин вам уже відомо, але хімічний зв’язок також визначає форму молекул завдяки гібридизації атомних орбіталей. А це, у свою чергу, зумовлює певні важливі властивості речовин, зокрема їхню полярність та можливу участь у різноманітних міжмолекулярних взаємодіях.

Поняття про гібридизацію атомних орбіталей

Повторіть:

• за § 4: особливості будови електронних оболонок атомів у збудженому стані;
• за § 4: валентні можливості елемента, залежно від кількості неспарених електронів, неподілених електронних пар або вільних орбіталей;
• за § 7: обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку;
• за § 7: властивості ковалентного зв'язку — насичуваність і напрямленість.

Вивчаючи органічну хімію, ви вже стикалися з гібридизацією орбіталей для пояснення форми молекул метану, етену та етину.

Пригадаємо, що поняття про гібридизацію орбіталей застосували для пояснення форми молекул, у яких хімічні зв’язки були спрямовані не в напрямку атомних орбіталей. У атомів більшості елементів на зовнішньому енергетичному рівні електрони розташовані на s- та р-орбіталях, спрямованих у просторі, як, наприклад, на малюнку 80.1. За такого розташування просторово доступними для утворення ковалентного зв’язку є лише три р-орбіталі, а s-орбіталь узагалі недоступна, отже, атом може утворити максимум три хімічні зв’язки.

Мал. 80.1. У атомів в основному стані s- та р-орбіталі розташовані так, що ядро атома збігається із центром кожної орбіталі

Під час збудження атома орбіталі зовнішнього енергетичного рівня змінюють свою форму і орієнтуються вже по-іншому: такий атом перебуває в певному стані гібридизації, а його атомні орбіталі стають гібридизованими (мал. 80.2). У випадку з атомом Карбону в молекулі метану гібридизованими є одна s- і три р-орбіталі (sр³-гібридизація), вони перетворюються на чотири гібридизовані орбіталі, які спрямовані до вершин правильної трикутної піраміди (тетраедра) під кутом 109,5° (мал. 80.3). Усі чотири гібридизовані орбіталі однакові за формою та енергією і просторово доступні для утворення зв’язків.

Мал. 80.2. Форма гібридизованих орбіталей — несиметрична об'ємна вісімка

Мал. 80.3. Напрямленість у просторі sр³-гібридизованих орбіталей

Гібридизація атомних орбіталей — це концепція виникнення однакових орбіталей, еквівалентних за формою та енергією, придатних для утворення ковалентних зв'язків, із різних орбіталей (s, р, d, f) центрального атома багатоатомних молекул.

Концепція гібридизації атомних орбіталей була запропонована американським хіміком Лайнусом Полінґом для пояснення геометричної форми деяких молекул та еквівалентності довжини й енергії хімічних зв’язків у них. Ця концепція стала частиною системи поглядів на хімічний зв’язок, за формування якої 1954 року Полінґ був нагороджений Нобелівською премією.

Слід зауважити, що хоча за нормами української мови лексична форма «гібридизація» за побудовою нагадує назву процесу, гібридизацію атомних орбіталей у жодному разі не можна вважати процесом. Це стан атома, точніше стан атомних орбіталей, що дозволяє йому утворювати певну кількість ковалентних зв’язків.

Типи гібридизації. Форма та полярність молекул

Повторіть:

• за § 7: полярність ковалентного зв'язку.

Розрізняють декілька типів гібридизації, залежно від кількості та типу атомних орбіталей, з яких утворюються гібридизовані орбіталі (табл. 18). Типи гібридизації позначають так, щоб було зрозуміло, скільки і які атомні орбіталі перетворилися на гібридизовані. Причому кількість гібридизованих орбіталей завжди дорівнює кількості атомних орбіталей, з яких вони утворилися. Наприклад:

sp-гібридизація — утворилися дві гібридизовані орбіталі з однієї s- та однієї р-орбіталі;

sp³d-гібридизація — утворилося п’ять гібридизованих орбіталей з однієї s-орбіталі, трьох p-орбіталей та однієї d-орбіталі.

Концепцію про гібридизацію було запропоновано для пояснення форми та інших властивостей молекул. Однак, маючи уявлення про гібридизацію, можна розв’язати зворотну задачу: передбачити форму молекули та визначити, є вона (а отже, і речовина в цілому) полярною чи неполярною.

Таблиця 17. Характеристика найпоширеніших типів гібридизації

Якщо в молекулі всі зв’язки ковалентні неполярні, то про полярність речовини і молекул у жодному випадку не йдеться, оскільки в речовині відсутні полюси зарядів. А от для молекул із полярним зв’язком можливі два випадки. Якщо молекула симетрична, то всі полюси зарядів полярних зв’язків компенсують один одного, і молекула неполярна. А якщо молекула несиметрична, то компенсація відбувається не повністю, і молекула (а отже, і речовина в цілому) є полярною. Наприклад:

• неполярні молекули симетричні:

Міжмолекулярні взаємодії

Повторіть:

• за § 7: поляризацію хімічного зв'язку;
• за § 8: водневий зв'язок.

Взаємодії між молекулами та атомами, що не призводять до утворення хімічних ковалентних зв’язків, називають міжмолекулярними. 1873 року першим міжмолекулярні взаємодії описав Йоханнес Ван дер Ваальс, через що їх часто називають ван-дер-ваальсовими взаємодіями.

Міжмолекулярні взаємодії набагато (майже в 100-500 разів) слабкіші за ковалентні зв’язки, але вони суттєво впливають на фізичні та деякі хімічні властивості речовин. Те, наскільки близько одна до одної можуть розташовуватися молекули в рідкому й твердому стані, визначається рівновагою між силами їх притягання та відштовхування, які зумовлені міжмолекулярними взаємодіями.

Найсильнішою міжмолекулярною взаємодією є водневий зв’язок, хоча необхідність наявності неподілених електронних пар для його реалізації та напрямленість водневого зв’язку робить його певною мірою спорідненим із ковалентним зв’язком. Але, як зазначено в § 8, водневий зв’язок набагато слабший за ковалентний, тому його вважають різновидом міжмолекулярних взаємодій.

Серед ван-дер-ваальсових взаємодій виділяють три типи: диполь-дипольні взаємодії, дисперсійні сили та поляризаційне притягання. Ці взаємодії мають значний вплив на фізичні властивості деяких речовин: густину, температури кипіння й плавлення, коефіцієнт заломлення світла, розчинність, здатність молекул утворювати молекулярні кристали тощо. Велике значення міжмолекулярні взаємодії мають для формування третинної структури білків.

Якщо молекула речовини полярна, то вона є диполем, оскільки в ній можна виділити два полюси електричного заряду. Молекули притягуються одна до одної різнойменно зарядженими полюсами, завдяки чому реалізується диполь-дипольна взаємодія (мал. 80.4). Ця взаємодія існує в будь-яких полярних речовинах або їхніх сумішах. Через її наявність температура кипіння полярної речовини завжди вища за температуру кипіння неполярної речовини з такою самою молярною масою: порівняйте температури кипіння метаналю (М = 30 г/моль, t_кип. = -19 °С) та етану (М = 30 г/моль, t_кип. = -88,6 °С).

Мал. 80.4. Диполь-дипольна взаємодія

Будь-який диполь створює навколо себе електричне поле. У разі потрапляння в таке поле електронна густина неполярних молекул може зміщуватися, і неполярна молекула перетворюється на полярну — відбувається поляризація молекули речовини. Взаємодію молекул полярної речовини з поляризованими молекулами неполярної називають поляризаційною взаємодією, або притяганням.

Як ви пам’ятаєте, полярні речовини розчиняються в полярних, а неполярні речовини — у неполярних. Але деякі неполярні речовини, хоча і незначною мірою, але розчиняються в полярних саме через можливість поляризаційної взаємодії. Чим більш рухомими є електрони спільних електронних пар, тим сильніше можуть поляризуватися хімічні зв’язки (а отже, і молекули), тим краще неполярні речовини розчиняються у воді. Електрони подвійного зв’язку в молекулах кисню менш рухомі, ніж електрони потрійного зв’язку в молекулах азоту, через що азот більш розчинний у воді за кисень: порівняйте розчинності кисню (§ 28) та азоту (§ 38).

Найслабкішою міжмолекулярною взаємодією є дисперсійні сили. Це універсальна взаємодія, що існує між будь-якими молекулами і зумовлена квантово-механічними особливостями електронної густини. Атоми інертних газів притягуються один до одного саме дисперсійними силами, через що ці гази здатні переходити у рідкий стан за певних температур, хоча й дуже низьких.

Йоханнес Дідерик Ван дер Ваальс (1837-1923)

Голландський хімік, Нобелівський лауреат із фізики 1910 р. за дослідження стану газів і рідин

Ключова ідея

Хімічний зв'язок не лише формує молекули і кристали, але й зумовлює виникнення міжмолекулярних взаємодій.

Запитання та завдання

464. Схарактеризуйте залежність між типом хімічного зв'язку та кристалічною будовою речовин.

465. Сформулюйте визначення поняття «гібридизація».

466. Схарактеризуйте типи гібридизації центрального атома, кількість гібридних орбіталей, їх напрямленість і вплив на форму молекул.

467. Поясніть залежність між типом гібридизації центральних атомів у молекулах та властивостями й будовою речовин.

468. Поясніть, чому карбон(IV) оксид і сульфуp(IV) оксид значно відрізняються за розчинністю у воді.

469. Схарактеризуйте відомі види міжмолекулярних взаємодій та їхній вплив на фізичні властивості речовин.