Теория отталкивания валентных электронных пар
Эта теория возникла в результате развития теории Сиджвика-Пауэлла об отталкивании электронных пар. В основе обеих теорий лежит предположение, что пространственная структура молекул и многоатомных ионов определяется отталкиванием между электронными парами. Каждая электронная пара в молекуле, отталкиваясь ото всех остальных электронных пар, должна находиться как можно дальше от них. Поэтому форма молекул и многоатомных ионов определяется главным образом имеющимися в них электронными парами, а не атомами. Как мы уже знаем, пары электронов, находящихся в основном состоянии, существуют в молекулах на связывающих орбиталях либо на несвязывающих орбиталях; в первом случае они представляют собой связывающие пары, а во втором - неподеленные (несвязывающие пары). Форма молекул и валентные углы между связями в них определяются главным образом числом электронных пар независимо от того, связывающие они или несвязывающие (табл. 2.9). Однако по суммарному числу электронных пар нельзя полностью объяснить форму молекул и валентные углы в них. Например, по суммарному числу электронных пар нельзя объяснить различия в форме и валентных углах у молекул метана, воды и аммиака (табл. 2.10). Все эти молекулы имеют по четыре электронные пары. Однако эти различия позволяет объяснить современная теория отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП).
Таблица 2.9. Предсказания теории отталкивания электронных пар форма простых молекул и многоатомных ионов
* Две точки, очерченные дугой, обозначают неподеленную пару электронов.
Согласно теории ОВЭП, неподеленные пары электронов отталкивают другие пары сильнее, чем связывающие пары электронов.
В табл. 2.10 приведены примеры ковалентных соединений и многоатомных ионов, имеющих наиболее распространенные геометрические формы. При схематическом изображении формы объемных (трехмерных) молекул используются такие условные обозначения: связь между атомами, находящаяся в плоскости чертежа, изображается сплошной прямой линией; связь под плоскостью чертежа-штриховой линией, а связь над плоскостью чертежа-жирным клином. Каждая прямая, штриховая или клиновидная линия, соответствует обобществленной (т.е. связывающей) электронной паре, образующей ковалентную а-связь.
Линейные молекулы с простыми ковалентными связями сравнительно распространены среди элементов. В такой форме существуют, например, хлор Cl2 и водород H2. Соединения, существующие в форме линейных молекул с простыми ковалентными связями, распространены значительно меньше. Приведем два наиболее известных примера: хлорид ртути(II) HgCl2 и хлорид бериллия BeCl2. Более распространены линейные молекулы с кратными ковалентными связями. К ним относятся диоксид углерода CO2 и ацетилен (этин) C2H2.
Плоская тригоналъная форма молекул обнаруживается у галогенидов бора, этилена (этена) и у оксоанионов с тремя атомами кислорода (см. рис. 2.10).
Классическим примером тетраэдрической структуры является молекула метана CH4. Четыре связывающие орбитали в этой молекуле образованы в результате перекрывания каждой из четырех 8р3-гибридных орбиталей атома углерода с s-орби-талью атома водорода. Подобная тетраздрическая структура обнаруживается также в кристалле алмаза и часто встречается в органических соединениях, определяя характерное для них пространственное строение, или, как говорят, стереохимию. Структуру молекул аммиака и воды тоже можно рассматривать как тетраэдрическую, если учитывать наряду с пространственным расположением связей еще и направление имеющихся в них неподеленных пар электронов. Однако ни та, ни другая молекула не имеют идеальной тетраэдрической структуры, потому что неподеленные пары занимают в пространстве больший объем, чем связывающие электронные пары*. В результате валентный угол, который в идеальной тетраэдрической структуре равен 109,5°, уменьшается в молекуле аммиака до 106,7°, а в молекуле воды до 104,5°.
Оглавление: