Гибридизация атомных электронных орбиталей

Связи, образованные атомом за счёт орбиталей с различным значением орбитального квантового числа, должны бы быть энергетически неравноценными. Однако это не подтверждается экспериментом. Для объяснения этого явления американским химиком Полингом введено представление о гибридизации орбиталей, согласно которому при образовании связи орбитали разной симметрии сливаются и превращаются в гибридные орбитали одинаковой формы и усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей.

Геометрическая конфигурация молекул полностью определяется типом гибридизации орбиталей центрального атома при условии, что все гибридные атомные орбитали участвуют в образовании связей. Если же хотя бы на одной из них остаётся неподеленная электронная пара, то конфигурация, молекулы искажается. По этой причине з начение валентного угла между связями H-O в молекуле воды равно 104,5°.

Неполярная и полярная ковалентная связь

Метод валентных связей позволяет объяснить полярность ковалентной связи. Если электроотрицательность атомов, образующих молекулу, одинакова или очень близка, то общая электронная пара располагается симметрично по отношению к обоим ядрам. Такая ковалентная связь называется неполярной, она существует в молекулах из двух одинаковых атомов, например, в молекуле Н₂.

Если электроотрицательность атомов различная, то электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. В этом случае центры (+) и (-) зарядов не совпадают, и возникает система (электрический диполь) из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов (d+ и d-), которые называются эффективными. Расстояние (l), междукоторыми называют длиной диполя. Подобные ковалентные связи называют полярными. Степень полярности такой связи оценивается значением электрического момента диполя-m, равного произведению эффективного заряда на длину диполя

m=q· l

В системе СИ размерность электрического момента диполя Кл∙м. Иногда его выражают в дебаях: 1D = 3,33 10^-30 Кл∙м

Направлением электрического момента считают направление от отрицательного к положительному полюсу диполя.

Для неполярных молекул: m=q· l = 0

m(HCl)= 3,46* 10^-30 Кл∙м

m(HBr)=2,63* 10^-30Кл∙м

m(HI)=1,67* 10^-30 Кл∙м

Полярность молекулы находится как сумма векторов электрических моментов связей. Так, например, молекула CO₂ не полярна, хотя полярна каждая связь C-O. Однако равные по величине электрические моменты диполя направлены в противоположные стороны и в итоге дают 0. Если разность электроотрицательностей (Dc) превышает 1,9, то образуется ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. Её можно рассматривать как результат электростатического притяжения между разноименно заряженными ионами.

Ионная связь, в отличие отковалентной, является ненаправленной, ненасыщенной, а координационные числа в ионных соединениях определяются соотношением радиусов взаимодействующих ионов. Например, в кристаллах NaCl связь является ионной.