Гибридизация атомных орбиталей – процесс, позволяющий понять, как атомы видоизменяют свои орбитали при образовании соединений. Так, что же такое гибридизация, и какие ее типы существуют?
Общая характеристика гибридизации атомных орбиталей
Гибридизация атомных орбиталей – это процесс, при котором смешиваются различные орбитали центрального атома, в результате чего образуются одинаковые по своим характеристикам орбитали.
Гибридизация происходит в процессе образования ковалентной связи.
Гибридная орбиталь имеет фору знака бесконечности или несимметричной перевернутой восьмерки, вытянутой в сторону от атомного ядра. Такая форма обусловливает более сильное, чем в случае чистых атомных орбиталей, перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями (чистых или гибридных) других атомов и приводит к образованию более прочных ковалентных связей.
Рис. 1. Гибридная орбиталь внешний вид.
Впервые идею о гибридизации атомных орбиталей выдвинул американский ученый Л. Полинг. Он считал, что у вступающего в химическую связь атома имеются разные атомные орбитали (s-, p-, d-, f-орбитали), то в результате происходит гибридизация этих орбиталей. Суть процесса заключается в том, что из разных орбиталей образуются эквивалентные друг другу атомные орбитали.
Типы гибридизации атомных орбиталей
Существует несколько видов гибридизации:
- . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и одна p-орбиталь. В результате образуются две полноценных sp-орбиталей. Эти орбитали расположены к атомному ядру таким образом, что угол между ними составляет 180 градусов.
Рис. 2. sp-гибридизация.
- sp2-гибридизация . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и две p-орбитали. В результате происходит образование трех гибридных орбиталей, которые расположены в одной плоскости под углом 120 градусов друг к другу.
- . Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и три p-орбитали. В результате происходит образование четырех полноценных sp3-орбиталей. Эти орбитали направлены к вершине тетраэдра и располагаются друг к другу под углом 109,28 градусов.
sp3-гибридизация характерна для многих элементов, например, атома углерода и других веществ IVА группы (CH 4 , SiH 4 , SiF 4 , GeH 4 и др.)
Рис. 3. sp3-гибридизация.
Возможны также и более сложные виды гибридизации с участием d-орбиталей атомов.
Что мы узнали?
Гибридизация – сложный химический процесс, когда разные орбитали атома образуют одинаковые (эквивалентные) гибридные орбитали. Первым теорию гибридизации озвучил американец Л. Полинг. Выделяют три основных вида гибридизации: sp-гибридизация, sp2-гибридизация, sp3-гибридизация. Существуют также более сложные виды гибридизации, в которых участвуют d-орбитали.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.1 . Всего получено оценок: 315.
Модель атома углерода
Валентные электроны атома углерода располагаются на одной 2s-орбитали и двух 2р-орбиталях. 2р-Орбитали расположены под углом 90° друг к другу, а 2s-орбиталь имеет сферическую симметрию. Таким образом, расположение атомных орбиталей углерода в пространстве не объясняет возникновения в органических соединениях валентных углов 109,5°, 120° и 180°.
Чтобы разрешить это противоречие, было введено понятие гибридизации атомных орбиталей. Для понимания природы трех вариантов расположения связей атома углерода понадобились представления о трех типах гибридизации.
Возникновением концепции гибридизации мы обязаны Лайнусу Полингу, много сделавшему для развития теории химической связи.
Концепция гибридизации объясняет, каким образом атом углерода видоизменяет свои орбитали при образовании соединений. Ниже мы будем рассматривать этот процесс трансформации орбиталей постадийно. При этом надо иметь в виду, что расчленение процесса гибридизации на стадии или этапы есть, на самом деле, не более чем мысленный прием, позволяющий более логично и доступно изложить концепцию. Тем не менее заключения о пространственной ориентации связей углеродного атома, к которым мы в итоге придем, полностью соответствуют реальному положению дел.
Электронная конфигурация атома углерода в основном и возбужденном состоянии
На рисунке слева показана электронная конфигурация атома углерода. Нас интересует только судьба валентных электронов. В результате первого шага, который называют возбуждением или промотированием , один из двух 2s-электронов перемещается на свободную 2р-орбиталь. На втором этапе происходит собственно процесс гибридизации, который несколько условно можно представить себе как смешение одной s- и трех р-орбиталей и образование из них четырех новых одинаковых орбиталей, каждая из которых на одну четверть сохраняет свойства s-орбитали и на три четверти - свойства р-орбиталей. Эти новые орбитали получили название sp 3 -гибридных . Здесь надстрочный индекс 3 обозначает не число электронов, занимающих орбитали, а число р-орбиталей, принявших участие в гибридизации. Гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. На каждой sp 3 -гибридной орбитали находится по одному электрону. Эти электроны и участвуют на третьем этапе в образовании связей с четырьмя атомами водорода, образуя валентные углы 109,5°.
sp3 — гибридизация. Молекула метана.
Образование плоских молекул с валентными углами 120° показано на рисунке ниже. Здесь, как и в случае sp 3 -гибридизации, первый шаг - возбуждение. На втором этапе в гибридизации участвуют одна 2s- и две 2р — орбитали, образуя три s р 2 -гибридных орбитали, расположенных в одной плоскости под углом 120° друг к другу.
Образование трех sр2-гибридных орбиталей
Одна p-рорбиталь остается негибридизованной и располагается перпендикулярно плоскости sр 2 –гибридных орбиталей. Затем (третий шаг) две sр 2 -гибридные орбитали двух углеродных атомов объединяют электроны, образуя ковалентную связь. Такая связь, образующаяся в результате перекрывания двух атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома, называется σ -связью .
Образование сигма — и пи-связей в молекуле этилена
Четвертый этап - образование второй связи между двумя углеродными атомами. Связь образуется в результате перекрывания обращенных друг к другу краев негибридизованных 2р-орбиталей и называется π-связью . Новая молекулярная орбиталь представляет собой совокупность двух занятых электронами π-связи областей - над и под σ-связью. Обе связи (σ и π) вместе составляют двойную связь между атомами углерода. И наконец, последний, пятый шаг - образование связей между атомами углерода и водорода с помощью электронов четырех оставшихся sр 2 -гибридных орбиталей.
Двойная связь в молекуле этилена
Третий, последний тип гибридизации, показан на примере простейшей молекулы, содержащей тройную связь,- молекулы ацетилена. Первый шаг - возбуждение атома, такой же, как раньше. На втором этапе происходит гибридизация одной 2s- и одной 2р-орбиталей с образованием двух s р-гибридных орбиталей, которые располагаются под углом 180°. И остаются не измененными две 2р-орбитали, необходимые для образования двух π-связей.
Образование двух sр-гибридных орбиталей
Следующий шаг - образование σ-связи между двумя sр-гибридизованными углеродными атомами, затем образуются две π-связи. Одна σ-связь и две π-связи между двумя атомами углерода вместе составляют тройную связь . И наконец, образуются связи с двумя атомами водорода. Молекула ацетилена имеет линейное строение, все четыре атома лежат на одной прямой.
Мы показали, каким образом три основных в органической химии типа геометрии молекул возникают в результате различных трансформаций атомных орбиталей углерода.
Можно предложить два способа определения типа гибридизации различных атомов в молекуле.
Способ 1 . Наиболее общий способ, пригодный для любых молекул. Основан на зависимости валентного угла от гибридизации:
а) валентные углы 109,5°, 107° и 105° свидетельствуют об sр 3 -гибридизации;
б) валентный угол около 120° -sр 2 -гибридизация;
в) валентный угол 180°-sp-гибридизация.
Способ 2 . Пригоден для большинства органических молекул. Поскольку тип связи (простая, двойная, тройная) связан с геометрией, можно по характеру связей данного атома определить тип его гибридизации:
а) все связи простые – sр 3 -гибридизация;
б) одна двойная связь – sр 2 -гибридизация;
в) одна тройная связь — sp-гибридизация.
Гибридизация — это мысленная операция превращения обычных (энергетически наиболее выгодных) атомных орбиталей в новые орбитали, геометрия которых соответствует экспериментально определенной геометрии молекул.
Для объяснения фактов, когда атом образует большее число связей, чем число неспаренных электронов в его основном состоянии (например, атом углерода), используется постулат о гибридизации близких по энергии атомных орбиталей. Гибридизация АО происходит при образовании ковалентной связи , если при этом достигается более эффективное перекрывание орбиталей. Гибридизация атома углерода сопровождается его возбуждением и переносом электрона с 2s - на 2р -АО:
Основное и возбужденное состояния атома углерода.
Гибридизация АО - это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталей одинаковой формы и энергии.
Например, смешение 2s-АО с 2p -АО дает две гибридные 2sp -АО:
АО с большой разницей в энергии (например, 1s и 2р ) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибридизации p -АО возможны следующие виды гибридизации:
для атомов углерода и азота - sp 3 , sp 2 и sp ;
для атома кислорода - sp 3 , sp 2 ;
для галогенов - sp 3 .
Гибридная АО асимметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной восьмерки).
В отличие от негибридных s - или р -АО, она имеет одну большую долю, которая хорошо образует химическую связь, и малую долю, которую обычно даже не изображают. Гибридизованные АО при взаимодействии с орбиталями различных типов (s -, р - или гибридными АО) других атомов обычно дают s-МО, т.е. образуют s-связи. Такая связь прочнее связи, образованной электронами негибридных АО, за счет более эффективного перекрывания.
3.3.1. sp 3 -Гибридизация (тетраэдрическая).
Одна s - и три р четыре равноценные по форме и энергии sp 3 -гибридные орбитали.
Орбитальная модель атома в sp 3 -гибридизованном состоянии.
Для атома углерода и других элементов 2-го периода этот процесс происходит по схеме:
2s + 2p x + 2p y + 2p z = 4 (2sp 3)
Схема sp 3 -гибридизации атомных орбиталей.
Оси sp 3 -гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28", что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.
Впервые идею о направленности единиц сродства (валентностей) атома углерода по углам тетраэдра независимо друг от друга выдвинули в 1874 г. Вант-Гофф и Ле Бель.
sp 3 -Орбитали могут образовывать четыре s-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
А как наглядно изобразить пространственное строение атома в sp 3 -состоянии на рисунке?
В этом случае sp 3 -гибридные орбитали изображают не электронными облаками, а прямыми линиями или клиньями в зависимости от пространственной ориентации орбитали. Такое схематическое изображение используется при написании стереохимических (пространственных) формул молекул.
Переход от орбитальной модели (а) к пространственной формуле (б).
На примере молекулы метана показаны объемные модели и пространственная (стереохимическая) формула молекулы с sp 3 -углеродным атомом.
Модель молекулы метана
sp 3 -Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 4.
Углерод в sp 3 -гибридном состоянии встречается в простом веществе - алмазе. Это состояние характерно для атомов С, N, O и др., соединенных с другими атомами одинарными связями (sp 3 -атомы выделены красным цветом):
С H 4 , RC H 3 , N H 3 , RN H 2 , H 2 O , RO H, R 2 O ;
а также анионам типа:
R 3 C : - , RO - .
Следствием тетраэдрического строения sp 3 -атома является возможность существования двух оптических стереоизомеров у соединения, содержащего такой атом с четырьмя разными заместителями (Вант-Гофф, Ле Бель, 1874).
3.3.2. sp 2 -Гибридизация (плоскостно-тригональная).
Одна s - и две p -орбитали смешиваются, и образуются три равноценные sp 2 -гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° (выделены синим цветом). Они могут образовывать три s-связи. Третья р -орбиталь остается негибридизованной и ориентируется перпендикулярно плоскости расположения гибридных орбиталей. Эта р -АО участвует в образовании p-связи.
Для элементов 2-го периода процесс sp 2 -гибридизации происходит по схеме:
2s + 2p x + 2p y = 3 (2sp 2) 2p z -АО в гибридизации не участвует.
Для изображения пространственного строения атомов в sp 2 -состоянии используются те же приемы, что и в случае sp 3 -атомов:
Переход от орбитальной модели атома в sp 2 -гибридизированном состоянии (а) к пространственной формуле (б). Строение молекул с sp 2 -атомами отражают их модели:
Модели молекулы этилена
sp 2 -Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 3
Углерод в sp 2 -гибридном состоянии образует простое вещество графит. Это состояние характерно для атомов С, N, O и др. с двойной связью (sp 2 -атомы выделены красным цветом):
H 2 C =C H 2 , H 2 C =C HR, R 2 C =N R, R-N =N -R, R 2 C =O , R-N =O ,
а также для катионов типа
R 3 C + и свободных радикалов R 3 C · .
Sp2-гибридизация
В результате гибридизации одной s-орбитали и двух p-орбиталей образуются три гибридные sp 2 -орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120 о друг к другу. Такова, например, конфигурация молекулы BF 3:
Рис.4 sp 2 -гибридизация
sp 3 -гибридизация характерна для соединений углерода. В результате гибридизации одной s-орбитали и трех
р-орбиталей образуются четыре гибридные sp 3 -орбитали, направленные к вершинам тетраэдра с углом между орбиталями 109,5 о. Гибридизация проявляется в полной равноценности связей атома углерода с другими атомами в соединениях, например, в CH 4 , CCl 4 , C(CH 3) 4 и др.
Рис.5 sp 3 -гибридизация
Если все гибридные орбитали связаны с одинаковыми атомами, то связи ничем не отличаются друг от друга. В других случаях встречаются небольшие отклонения от стандартных валентных углов. Например, в молекуле воды H 2 O кислород - sp 3 -гибридный, находится в центре неправильного тетраэдра, в вершины которого "смотрят" два атома водорода и две неподеленные пары электронов (рис. 2). Форма молекулы угловая, если смотреть по центрам атомов. Валентный угол HОН составляет 105 о, что довольно близко к теоретическому значению 109 о.
Рис.6 sp 3 -гибридизация атомов кислорода и азота в молекулах а) H 2 O и б) NCl 3 .
Если бы не происходило гибридизации (“выравнивания” связей O-H), валентный угол HOH был бы равен 90°, потому что атомы водорода были бы присоединены к двум взаимно перпендикулярным р-орбиталям. В этом случае наш мир выглядел бы, вероятно, совершенно по-другому.
Теория гибридизации объясняет геометрию молекулы аммиака. В результате гибридизации 2s и трёх 2p орбиталей азота образуются четыре гибридные орбитали sp 3 . Конфигурация молекулы представляет из себя искажённый тетраэдр, в котором три гибридных орбитали участвуют в образовании химической связи, а четвёртая с парой электронов – нет. Углы между связями N-H не равны 90 о как в пирамиде, но и не равны 109,5 о, соответствующие тетраэдру.
Рис.7 sp 3 - гибридизация в молекуле аммиака
При взаимодействии аммиака с ионом водорода в результате донорно-акцепторного взаимодействия образуется ион аммония, конфигурация которого представляет собой тетраэдр.
Гибридизация объясняет также отличие угла между связями О-Н в угловой молекуле воды. В результате гибридизации 2s и трёх 2p орбиталей кислорода образуются четыре гибридных орбитали sp 3 , из которых только две участвуют в образовании химической связи, что приводит к искажению угла, соответсвующего тетраэдру.
Рис.8 sp 3 -гибридизация в молекуле воды
В гибридизацию могут включаться не только s- и р-, но и d- и f-орбитали.
При sp 3 d 2 -гибридизации образуется 6 равноценных облаков. Она наблюдается в таких соединениях как 4- , 4- . При этом молекула имеет конфигурацию октаэдра:
Рис. 9 d 2 sp 3 -гибридизация в ионе 4-
Представления о гибридизации дают возможность понять такие особенности строения молекул, которые не могут быть объяснены другим способом.
Гибридизация атомных орбиталей (АО) приводит к смещению электронного облака в направлении образования связи с другими атомами. В результате области перекрывания гибридных орбиталей оказываются больше, чем для чистых орбиталей и прочность связи увеличивается.
1) sp – или q 2 – гибридизация характерна, когда в образовании связи участвует 1 s и 1 p- электрон.
Рис. 16. Схема sp – гибридизации
Молекула имеет линейное строение типа AB 2 .
2) sp 2 – или q 3 – гибридизация. Гибридные облака располагаются под углом 120 0 в одной плоскости (рис. 17).
При образовании гибридного облака участвует один s и
 |
2 p электрона.
Рис. 17. Схема sp 2 - гибридизации
Например, молекула BCl 3
Молекула имеет форму плоского треугольника.
3) sp 3 – q 4 – гибридизация осуществляется за счет одного s и трех p – электронных облаков. Облака при этом типе гибридизации располагаются пол углом 109 0 28 ¢ (рис. 18). 4 гибридных облака направлены из центра правильного тетраэдра к его вершинам. Примером такой молекулы может быть CH 4, CCl 4 .
Рис. 18. Схема sp 3
– гибридизации
Кроме рассмотренных возможны и другие типы гибридизации валентных орбиталей и отвечающие им типы пространственной конфигурации молекул. Комбинация одной s – трех p – и одной d – орбиталей приводит к sp 3 d – гибридизации. Это соответствует ориентации пяти sp 3 d – гибридных орбиталей к вершинам тригональной бипирамиды. В случае sp 3 d 2 – гибридизации шесть sp 3 d 2 гибридных орбиталей ориентируются к вершинам октаэдра. Ориентация семи орбиталей к вершинам пентагональной бипирамиды соответствует sp 3 d 3 (или sp 3 d 2 f ) – гибридизации валентных орбиталей центрального атома молекулы.
Таким образом, направленность химических связей определяет пространственную конфигурацию молекул.
Рассмотрим еще возможные типы возникающих молекул.
Молекулы типа AA или AB.
К этому типу относятся молекулы, образованные двумя одинаковыми или различными атомами, между которыми возникает одна одинарная (s -
сигма) связь, последняя может быть образована за счет взаимодействия двух s –
электронов, по одному от каждого атома (s¢ - s¢
), двух p –
электронов (p¢ - p¢
) или двух электронов смешанного типа (s¢ - p¢
) (рис. 19). Такие связи возникают между атомами элементов, имеющих один s –
или p –
электрон: водород, элементы группы IA
(щелочные металлы) и группы VIIA
(галогены). Молекулы этого типа имеют линейную форму, например, 
H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 , Zi 2 , Na 2 , K 2 , HCl
и др.
Рис. 19. Перекрывание s- и p- орбиталей
с образованием s - связи
Молекулы типа AB 2, AB 3 . Они образуются за счет взаимодействия двух p – электронов атома В и s – электронов двух атомов A . Два непарных p- электрона характерны для атомов элементов VI А группы, т.е. для кислорода и его аналогов (халькогенов).
Электронные облака p- электронов располагаются относительно друг другу под углом 90 0 по координатным осям x и y.
Рис. 20. Перекрывание орбиталей в молекуле воды
Например, в молекуле H 2 O (рис. 20) перекрывание облаков s – электронов с облаками p – электронов происходит в месте, обозначенном штриховкой, а потому химические связи должны быть направлены под углом 90 º . Такие молекулы называются угловыми. Однако согласно экспериментальным данным значительного чаще встречаются молекулы с иным значением валентного угла. Например, у молекулы воды валентный угол составляет 104,5º. одной из причин этого явления, согласно теории валентных связей является наличие у центрального атома несвязывающих электронных пар. Искажение валентных углов в этом случае вызывается взаимным отталкиванием связывающих и несвязывающих электронных пар центрального атома. При этом следует учесть, что облако связывающей электронной пары (локализованной между двумя атомами) занимает меньше места, чем облако несвязывающей электронной пары, поэтому в наибольшей степени отталкивание проявляется между несвязывающими парами, несколько меньше эффект отталкивания между несвязывающей и связывающей парой и, наконец, меньшее отталкивание между связывающими электронными парами. Это видно на примере строения молекул метана, аммиака и воды. Центральные атомы этих молекул образуют химические связи за счет электронов s p 3 - гибридные орбитали приходится четыре электрона
Это определяет образование четырех связей C – H и расположение атомов водорода молекулы метана CH 4 в вершинах тетраэдра (рис. 21)
Рис. 21. Перекрывание орбиталей в молекуле метана
 |
У атома азота на четыре sp 3 - гибридных орбитали приходится пять электронов:
Следовательно, одна пара электронов оказывается несвязывающей и занимает одну из sp 3 – орбиталей, направленных к вершинам тетраэдра. Вследствие отталкивающего действия несвязывающей электронной пары валентный угол в молекуле аммиака H 3 N оказывается меньше тетраэдрического и составляет < HNH = 107,3º .
Теперь уже ясно, что при рассмотрении молекулы воды угол валентный должен быть еще меньше, т.е. у атома кислорода на 4 sp 3 – гибридные орбитали приходится шесть электронов т.е. две sp 3 – гибридные орбитали занимают несвязывающие электронные пары. Отталкивающие действия двух
несвязывающих пар проявляется в большей степени. Поэтому валентный угол искажается против тетраэдрического еще сильнее и в молекуле воды H 2 O составляет < HOH = 104º,5¢ . С увеличением числа несвязывающих электронов центрального атома изменяется и пространственная конфигурация молекул (табл. 7). Так, если молекула имеет форму правильного тетраэдра с атомом углерода в центре, то в случае молекулы H 3 N можно считать, что одна из вершин тетраэдра занята несвязывающей электронной парой и молекула имеет форму тригональной пирамиды. В молекуле H 2 O две вершины тетраэдра заняты электронными парами, а сама молекула имеет угловую V- образную форму.
 |
тетраэдр тригональная угловая
тип АВ 4 пирамида тип АВ 2 (А 2 В)
СН 4 тип АВ 3 NH 3 H 2 O
Полярности связи. Связь между атомами разных электронов всегда более или менее полярна. Это обусловливается различием размеров и электроотрицательностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода HCl связывающее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода уже не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра.
Таблица 7
Пространственная конфигурация молекул ABn
| Тип гибри-диза-ции | Число электронных пар атома A | Тип моле-кулы | Пространст-венная конфигу- рация | Примеры | |
| Связыва-ющих | Несвязывающих | ||||
| sp | AB 2 | линейная | BeCl 2 (г) CO 2 | ||
| sp 2 | AB 3 AB 2 | треугольная угловая | BCl 3 , CO O 3 | ||
| sp 3 | AB 4 | тетраэдрическая | CCl 4 , BH ,NH | ||
| AB 3 AB 2 | тригональнопермидальная угловая | H 3 N, H 3 P H 2 O | |||
| sp 3 d 1 | AB 5 | тригонально-бипирамидальная | PF 5 , SbCl 5 |
Иными словами, атом водорода в HCl поляризован положительно, а атом хлора отрицательно; на атоме водорода возникает положительный заряд, а на атоме хлора – отрицательный. Этот заряд d - называют эффективным, его можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным, эф-
фективный заряд на атоме водорода молекулы HCl составляет d H = +0,2 , а на атоме хлора d Cl = -0,2 абсолютного заряда электрона.
Таким образом, по степени смещения (поляризации) связующего электронного облака связь может быть неполярной, полярной или ионной. Неполярная и ионная связи представляют собой крайние случаи полярной связи.
Неполярные и полярные молекулы. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (+q и –q ), находящихся на некотором расстоянии l друг от друга, которое называется длинной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи оценивают величиной ее дипольного момента обозначаемого m
m = l· q,
где l – длина диполя, q – величина электрического заряда.
l имеет значение порядка диаметра атома, т.е. 10 -8 см , а заряд электрона 4,8∙10 -10 эл. ст. ед., поэтому m выражается величиной порядка 10 -18 эл. ст. ед.∙см. Эту величину называют единицей Дебая и образуют буквой D . В системе единиц СИ m измеряется в кулон - метрах (К∙м); 1 D = 0,33∙10 -29 К∙м.
Значения дипольного момента ковалентных молекул лежат в пределах 0-4 D , ионных 4-11 D .
Дипольный момент молекулы представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех связей и несвязанных электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, молекула CO 2 , за счет sp гибридизации орбиталей атома углерода, имеет симметрическое линейное строение.
(m = 1,84 D или 0,61∙10 -29 К∙М)
Отсутствие дипольного момента свидетельствует о высоко симметричной структуре молекулы, наличие дипольного момента и его величина определяют несимметричность молекулы.
Поляризуемость связи. Для характеристики реакционной способности молекул важно знать не только исходное распределение электронной плотности, но и легкость, с которой оно изменится. Мерой последней служит поляризуемость связи – ее способность становиться полярной (или более полярной) в результате действия на нее электрического поля.
В результате поляризации может произойти полный разрыв связи с переходом связывающей электронной пары к одному из атомов с образованием отрицательного и положительного ионов. Асимметричный разрыв связи с образованием разноименных ионов называется гетеролитическим.
гомолитический гетеролитический
разрыв разрыв
(диссоциация) (ионизация)
Гетеролитический разрыв отличается от разрушения связи при распаде молекулы на атомы и радикалы. В последнем случае разрушается связывающая электронная пара и процесс называется гомолитическим. В соответствии со сказанным следует различать процесс диссоциации и процесс ионизации; в случае HCl первый наблюдается при его термическом распаде на атомы, второй – при распаде на ионы в растворе.
Под действием внешнего электрического поля молекула поляризуется, т.е. в ней происходит перераспределение зарядов и молекула приобретает новое значение дипольного момента. При этом неполярные молекулы могут превратиться в полярные, а полярные становятся еще более полярными. Иначе говоря, под действием внешнего электрического поля в молекулах индуцируется диполь, называемый наведенным или индуцированным, которые существуют лишь при действии внешнего электрического поля.