какая геометрия соответствует молекуле clf3
Содержание
Осевое (или апикальное) и экваториальное положения
Не все пять атомов, связанных с центральным атомом, эквивалентны, и определены два разных типа положения. Для пентахлорида фосфора, например, атом фосфора имеет общую плоскость с тремя атомами хлора, расположенными под углом 120 ° друг к другу в экваториальных положениях, и еще двумя атомами хлора выше и ниже плоскости ( осевое или апикальное положения).
В смешанном галогениде PF 3 Cl 2 хлор занимает два экваториальных положения, что указывает на то, что фтор имеет большую апикофильность или склонность занимать аксиальное положение. В общем, апикофильность лиганда возрастает с увеличением электроотрицательности, а также с увеличением способности акцептировать пи-электрон, как в последовательности Cl Связанные геометрии с одинокими парами
Теория VSEPR также предсказывает, что замещение лиганда в центральном атоме неподеленной парой валентных электронов оставляет общую форму расположения электронов неизменной, а неподеленная пара теперь занимает одну позицию. Для молекул с пятью парами валентных электронов, включая как связывающие пары, так и неподеленные пары, электронные пары по-прежнему расположены в тригональной бипирамиде, но одно или несколько экваториальных положений не прикреплены к атому лиганда, так что геометрия молекулы (только для ядер) отличается.
Псевдовращение ягоды
Презентация на тему “Геометрия молекул” (11 класс, профильный уровень)
Выбранный для просмотра документ другие виды гибридизации.pptx
Описание презентации по отдельным слайдам:
Соединения с Sp3 –гибридными орбиталями
Sp3 –гибридизация NCl3 N 2S2 2p3
Sp3 –гибридизация H2O О 2S2 2p4
Как определить тип гибридизации? Какие виды гибридизации орбиталей вам известны? Какой тип химической связи (σ или π) является определяющим для геометрии молекулы?
Sp-гибридизация наблюдается во всех ацетиленовых углеводородах; также у : карбина, BeCl2, BeH2, CO, CO2, HCN. Ве* 2S1 2p1 выравнивание
Упражнение: Соберите из конструктора модели молекул и сравните: а) CO2, SO2; б)SO3. Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома и форму молекул.
Валентность центрального атома в молекулах C* 2S2 2p3 выравнивание S* 3S2 3p3 3d1 выравнивание CO2 SO2 2πсвязи валентностьIV 2πсвязи валентностьIV
Гибридизация и геометрия молекул CO2 SO2 гибридизация sp sp2 угол связи 1800 1200 форма молекулы линейная угловая
на геометрию молекул влияют
Другие виды гибридизации Помимо энергетических уровней s и p, в процессе гибридизации могут также участвовать d- и f-уровни. Форма этих орбиталей зависит от магнитного квантового числа, характеризующего орбиталь.
Даны вещества: SCl4, SF6, XeF6 Что общего у этих веществ? Что различного у этих веществ? Как будет меняться тип гибридизации центрального атома? Упражнение:
Гибридизация и геометрия молекулы SCl4 3S2 3p3 3d1 выравнивание S* SCl4 валентность IV гибридизация Sp3d(5 гибридных АО) угол связи 1200, 900 форма молекулы треугольнаябипирамида
Гибридизация и геометрия молекулы SF6 3S1 3p3 3d2 выравнивание S* SF6 валентность VI гибридизация sp3d2(6 гибридных АО) угол связи 900,900,1800 форма молекулы четырёхугольнаябипирамида(октаэдр)
Гибридизация и геометрия молекулы XeF6 5S2 5p3 5d3 выравнивание Xe* XeF6 валентность центр.атома VI гибридизация sp3d3(7 гибридных АО) угол связи 720,900 форма молекулы пятиугольная пирамида
Упражнения: Определить тип гибридизации центрального атома в молекулах : PF5, ClF3, XeF2 IF5, XeF4
молекула PF5 3S1 3p3 3d1 выравнивание P* PF5 валентность V гибридизация sp3d угол связи 1200,900,1800 форма молекулы треугольнаябипирамида
молекула ClF3 3S2 3p4 3d1 выравнивание Cl* ClF3 валентность III гибридизация sp3d угол связи 1200 форма молекулы плоский треугольник
молекула XeF2 5S2 5p5 5d1 выравнивание Xe* XeF2 валентность II гибридизация sp3d угол связи >1200 форма молекулы угловая
молекула IF5 5S2 5p3 5d2 выравнивание I* IF5 валентность V гибридизация sp3d2 угол связи 900,900 форма молекулы четырёхугольная пирамида
молекула XeF4 5S2 5p3 5d2 выравнивание Xe* XeF4 валентность IV гибридизация sp3d2 угол связи 900 форма молекулы плоский квадрат
Домашнее задание: §7 стр.58-64, упр.№1-4; Заполнить таблицу формулами веществ с различными типами гибридизации, в тетради привести доказательства определенных типов гибридизации. Подготовиться к самостоятельной работе.
Курс повышения квалификации
Дистанционное обучение как современный формат преподавания
Курс повышения квалификации
Современные педтехнологии в деятельности учителя
Курс повышения квалификации
Современные образовательные технологии в преподавании химии с учетом ФГОС
Другие типы гибридизации атомных орбиталей.
11 класс (профильный)
I. Организация начала. Актуализация знаний прошлого урока
1. Что такое орбиталь? Какие формы орбиталей вам известны? СЛАЙД 1
2. В курсе органической химии изучали понятие «гибридизация». Что оно означает? СЛАЙД 2.
3. причины гибридизации? СЛАЙД 3.
4. Какие виды гибридизации орбиталей вам известны?
5. Как определить тип гибридизации?
6. Какой тип химической связи ( σ или π ) является определяющим для геометрии молекулы? СЛАЙД 4
7. какова форма молекулы и угол связи в случае sp, sp2 и sp3 гибридизации орбиталей атома углерода в органических соединениях?
Индивидуальная работа учащихся у доски (3 учащихся), остальные работают в тетрадях.
II. Мотивация и целеполагание
Понятие гибридизации – универсальное, т.е. применимо и для молекул неорганических веществ (как простых, так и сложных). Наиболее склонны к гибридизации атомы II периода П.С.Х.Э.
Привести примеры молекул, не содержащих кратных связей, имеющих атом в sp, sp2 и sp3 гибридизации;
(в помощь учащимся учитель предлагает видеоматериал) СЛАЙДЫ 5-15
Учащиеся приводят примеры молекул неорганических и органических веществ
sp (BeF2)
sp3 (CH4, CCl4, SiH4, NH3, Н2О, HF и ионы NH4+, Н3О+)
Привести примеры молекул, содержащих кратные связи имеющие атомы в sp, sp2
sp (C2H2, CO2, N2O, HCN)
sp2 (C2H4, C6H6, SO2, NO2)
УПРАЖНЕНИЕ: СЛАЙД 17
Что общего у веществ молекулы, которых имеют состав: CO2 и SO2?
Валентность центрального атома IV. У углерода по одному электрону на четырёх орбиталях: одной s и трёх p.
У серы электроны располагаются два спаренных электрона на s-орбитали по одному на трёх p и одной d- орбиталях.
И у углерода, и у серы по две π-связи. Следовательно, у углерода в гибридизации не принимают участие две p-орбитали. У серы одна d и одна p орбитали.
Что различного у этих веществ?
СЛАЙД 19
Тип гибридизации (sp и sp2) и геометрия молекулы (линейная и угловая соответственно)
Тип гибридизации центрального атома в молекуле SO3. Форма молекулы?
Валентность серы VI, значит, электроны располагаются по одному на шести орбиталях: s, 3p, 2d;
у серы три π-связи, значит, две d и одна p орбитали в гибридизации не участвуют. Следовательно, гибридизация серы –sp2, молекула треугольная
Выводы: (какие факторы влияют на форму молекулы?)
1. число атомов в молекуле (число σ связей);
2. наличие неподеленных пар, которые не участвуют в образовании связей с другими атомами;
Мы рассмотрели типы гибридизации, связанные с выравниванием S и p орбиталей.
Какие ещё типы гибридизации могут быть?
Учащиеся высказывают свои предположения.
Учитель предлагает сформулировать цели и тему второй части урока.
1. Формулируют цели второй части занятия:
– Изучить другие типы гибридизации и влияние гибридизации на форму молекулы.
– Научиться применять их для решения задач и упражнений.
2. Записывают подзаголовок урока.
III. Изучение нового материала
Учитель предлагает учащимся посмотреть на ряд веществ:
SCl4; SF6; XeF6
Наблюдают и анализируют (соединения серы с валентностью IV и VI, в которых нет кратных связей.) Валентность ксенона VI нет кратных связей
Задает вопросы:
1. Что общего у этих веществ?
Все связи одинарные, простые.
2. Что различного у всех этих веществ?
3. Как будет изменяться тип гибридизации центрального атома от SCl4; SF6 к XeF6?
СЛАЙДЫ 24-26, 27-29, 30-32.
В тетрадях записывают распределение электронов. Определяют валентность центрального атома.
Называют новые понятия- sp3d, sp3d2, sp3d2.
Определяют углы связей
4. Определите геометрическую форму молекул.
С помощью набора моделей атомов, конструируют модели молекул.
Определяют геометрию молекул:
SCl4 тетраэдр, углы: 1200, 90°
SF6 четырёхугольная бипирамида, углы: 90°, 90°, 180°
XeF6 пятиугольная пирамида, углы: 72°, 90°
Тип гибридизации центрального атома в молекулах PF5; ClF3; XeF2?
СЛАЙДЫ 33-35, 36-38, 39-41.
сходство в типе гибридизации: sp3d,
различие в геометрии: треугольная бипирамида,
Какой тип гибридизации будет у IF5, XeF4
СЛАЙДЫ 42-44, 45-47.
Самостоятельная работа
Вывод: сходство в типе гибридизации: sp3d2,
различие в геометрии: четырёхугольная пирамида, плоский квадрат,
соответственно.
V. Домашнее задание
• §7 стр.58-64, упр.№1-4; СЛАЙД 48
• Заполнить таблицу формулами веществ с различными типами гибридизации, в тетради привести доказательства определенных типов гибридизации, (приложение 1).
• Подготовиться к самостоятельной работе.
Угол между связями
Чтобы определить тип гибридизации и форму химической частицы, поступают следующим образом:
· находят центральный атом и определяют число σ-связей (по числу концевых атомов);
· определяют степени окисления атомов в частице;
· составляют электронную конфигурацию центрального атома в нужной степени окисления;
· если это необходимо, проделывают то же самое для концевых атомов;
· изображают схему распределения валентных электронов центрального атома по орбиталям
· отмечают орбитали, участвующие в образовании связей с концевыми атомами;
· определяют тип гибридизации, учитывая все орбитали, участвующие в образовании связи, а также неподеленные электроны; если валентных орбиталей недостаточно, используют орбитали последующих энергетических уровней;
· по типу гибридизации определяют геометрию химической частицы.
· Наличие π-связей не влияет на тип гибридизации.
Задания для учащихся:
Каково пространственное строение и тип гибридизации в молекулах и ионах (запишите их формулы в таблицу):
Номер материала: 469423
Международная дистанционная олимпиада Осень 2021
Не нашли то что искали?
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.
Рособрнадзор оставил за регионами решение о дополнительных школьных каникулах
Время чтения: 1 минута
В школе в Пермском крае произошла стрельба
Время чтения: 1 минута
В школах Ростовской области осенние каникулы начнутся раньше срока
Время чтения: 1 минута
ВШЭ перейдет на удаленку до конца года
Время чтения: 1 минута
В России объявлены нерабочие дни с 30 октября по 7 ноября
Время чтения: 2 минуты
Самым возрастным участником ЕГЭ в 2021 году стал 72-летний учитель математики
Время чтения: 1 минута
Подарочные сертификаты
Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.
Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.
Геометрия молекул
Геометрия молекул
Российский университет дружбы народов, Москва
ВВедение
Определение пространственного расположения атомов в молекуле, то есть геометрии молекулы, представляет собой в настоящее время задачу, вполне разрешимую даже для достаточно сложной молекулы, путем решения соответствующей квантовохимической задачи.
Вместе с тем существуют приближенные подходы, которые могут быть использованы для анализа экспериментальных данных по геометрическим конфигурациям молекул.
К числу подобных подходов относятся:
– метод валентных связей
– метод трехцентровых связей
– метод отталкивания валентных электронных пар
метод валентных связей
Метод валентных связей наиболее известен и включает рассмотрение таких понятий как валентность, гибридизация атомных орбиталей, направленность ковалентных связей и т. д.
Согласно теории валентных связей химическая связь между двумя атомами А и В образуется с помощь общей пары электронов
А + В = А ¯ В ковалентная связь
А ¯ + В = А ¯ В донорно-акцепторная связь
Валентность характеризует способность атомов, образовывать химические связи, и равна числу химических связей образованных атомом. Согласно методу валентных связей валентность равна числу общих пар электронов, а в случае ковалентной связи валентность равна числу неспаренных электронов на внешнем уровне атомов в основном или возбужденных состояниях.
C 2s22p2 ¯ вал = II C=O
C* 2s12p3 вал = IV О=C=O
S 3s23p4 ¯ ¯ вал = II H-S-H
S* 3s23p33d1 ¯ вал = IV SO2
S** 3s13p33d2 вал = VI SO3
Гибридизация атомных орбиталей – это смешивание АО разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных s-связей. Для определения типа гибридизации определяют число s-связей, образованных атомом.
 |
Расположение гибридных орбиталей
Три неспаренных электрона на гибридных орбиталях бора взаимодействуют с неспаренными р-электронами фтора с образованием трех ковалентных связей. В силу направленности ковалентных связей эти три связи располагаются под теми же углами 120о, что и гибридные орбитали, и молекула BF3 имеет плоское строение с углами 120о между связями.
Молекула СlF3. Атом хлора в основном состоянии имеет лишь один неспаренный электрон. Для объяснения существующей и равной трем валентности хлора предполагается переход этого атома в возбужденное состояние: Cl 3s23p5 ® Cl* 3s23p43d1, в котором имеются три неспаренных электрона. Поскольку в гибридизации участвуют АО, содержащие как по одному, так и по два электрона, то имеется пять dsp3-ГО, на которых находятся две неподеленные пары и три неспаренных электрона (рис.1.). Подобные гибридные орбитали имеют тригонально-бипирамидальное расположение. Из пяти возможных мест координации (двух аксиальных и трех экваториальных) более выгодными (с меньшим межлигандным отталкиванием) оказываются экваториальные положения. Именно два из них и занимаются неподеленными парами. А неспаренные электроны занимают оставшееся экваториальное положение и аксиальные положения. В силу направленности ковалентных связей расположение связей Cl – F аналогично расположению орбиталей с неспаренными электронами, а молекула ClF3 имеет Т-образное строение с углом между связями, близким к 90о.
Рис. 1. Геометрия молекулы ClF3 в методе валентных связей: расположение гибридных орбиталей; расположение связей и неподеленных пар; расположение связей.
Метод трехцентровых связей
Применение метода валентных связей к элементам VА – VIIIА групп периодической системы элементов требует возбуждения одного или нескольких электронов с орбитали р на орбиталь d. Энергия подобного возбуждения велика и, во всяком случае, больше энергии двух образующихся связей. Это означает, что такое возбуждение не может иметь место во время образования связи и что использование теории валентных связей для этих соединений не корректно. Так для р-элементов V – VIII групп периодической системы разница между энергиями ns–, np- и nd-орбиталями более 1000 кДж/моль. Это значит, что энергии ns-орбиталей малы, энергии nd–орбиталей велики, чтобы взаимодействовать с орбиталями других атомов. Поэтому только np–орбитали могут взаимодействовать с орбиталями других атомов. Однако число неспаренных np– электронов недостаточно для объяснения возможных валентностей и уменьшается к концу периода, в то время как высшая валентность увеличивается. Возникает вопрос, могут ли пары р-электронов образовывать связи? Положительный ответ на этот вопрос дает теория трехцентровых связей.
Рассмотрим трехатомную линейную молекулу MX2 с помощью метода МО. Атом М имеет р-орбиталь с двумя электронами. Каждый из двух атомов X имеет одну р-орбиталь, содержащую один электрон. Взаимодействие этих орбиталей приводит к системе из трех МО: s (связывающей), s0 (несвязывающей) и s* (антисвязывающей). Связывающие и антисвязывающие МО содержат вклады всех трех атомов, несвязывающие МО образованы АО только двух атомов лигандов (рис.2).
Рис. 2. Схема МО линейного трехцентрового фрагмента Х-М-Х.
Такая система устойчива, порядок связи равен 0,5(2-0) = 1 для трехцентровой связи, т. е. по 0,5 единиц на каждую двухцентровую связь. Подобная связь менее устойчива, чем двухцентровая ковалентная связь.
Видно, что перед образованием связи атом М имел два электрона, атомы Х имели по одному электрону. В образовавшейся системе АО атомов Х формируют целиком несвязывающую МО и участвуют в образовании связывающей МО, и на них находится существенно больше двух электронов. Таким образом, образование подобной трехцентровой связи сопровождается переносом электронной плотности с атома М на атом Х. Это может иметь место только при условии, если атомы Х будут существенно более электроотрицательными, чем атом М.
Можно сделать вывод. Электронная пара р-электронов способна к образованию связи с двумя электроотрицательными лигандами с образованием линейного трехцентрового фрагмента. Подобные связи называются трехцентровыми или гипервалентными I.
Квантовохимические расчеты показали, что в случае максимальной валентности р-элемента его s-электроны могут частично принимать участие в образовании связи и образовывать связи, называемые гипервалентные II и более прочные, чем в рассмотренном случае трехцентровых связей. Геометрическое расположение связей в этом случае определяется их взаимным отталкиванием.
Таким образом, в соединениях р-элементов могут быть три типа химических связей: ковалентные связи, трехцентровые связи (или гипервалентные I) и гипервалентные II связи.
Теория трехцентровых связей – это логическое продолжение теории валентных связей в случаях, когда возбуждения s®p или p®d маловероятны, а центральный атом имеет неподеленную пару р-электронов. В соединениях, образование которых не требует возбуждения электронов или для которых энергия подобного возбуждения мала, образуются только ковалентные связи и использование теории валентных связей оправдано и корректно.
Молекулы SF2, SF4, SF6.
Сера имеет два неспаренных р-электрона, неподеленную пару р-электронов и неподеленную пару s-электронов.
В молекуле SF2 обе образующиеся связи – ковалентные. В молекуле SF4 две связи – ковалентные и одна связь – трехцентровая, гипервалентная I. В молекуле SF6 валентность серы максимальна и все связи – гипервалентные II.
Молекула SF2 угловая из-за взаимодействия связывающих пар электронов с неподеленными парами электронов серы.
Молекула SF4 содержит линейный фрагмент F-S-F трехцентровой связи. Две ковалентные связи и неподеленная пара электронов серы лежат в плоскости перпендикулярной этому фрагменту с учетом их взаимного отталкивания (рис.3).
Молекула SF6 октаэдрическая, так как подобному расположению лигандов соответствует их минимальное отталкивание.
Атом хлора имеет один неспаренный электрон и две неподеленные пары р-электронов. Этот атом может образовать одну ковалентную и две трехцентровые связи.
В молекуле ClF имеется она ковалентная связь, в молекуле ClF3 – одна ковалентная и одна трехцентровая связи, а в молекуле ClF5 – одна ковалентная и две трехцентровые связи.
Поскольку каждой трехцентровой связи соответствует линейный фрагмент, то молекула ClF3 имеет Т-образную форму, молекула ClF5 – форму тетрагональной пирамиды (рис.3).
Атом ксенона не имеет неспаренных электронов и не может образовывать ковалентные связи. Однако ксенон имеет три неподеленные пары р-электронов и может образовывать до трех трехцентровых связей.
В молекуле XeF2 имеется одна гипервалентная I связь, в молекуле XeF4- две, а в молекуле XeF6- три таких же связи.
Вследствие взаимного расположения трехцентровых связей молекула XeF2 – линейная, молекула XeF4 – квадратная, а молекула XeF6 – октаэдрическая. Энергии образующихся связей невелики, они меньше, чем энергии ковалентных связей, однако молекулы устойчивы.
Рис. 3. Геометрия молекул SF4, SF6, ClF3, ClF5 в методе трехцентровых связей. Обозначения связей: ковалентные – черные толстые, гипервалентные I – серые, гипервалентные II – черные тонкие.
Теория трехцентровых связей объясняет, почему получены многочисленные соединения для ксенона, немногочисленные – для криптона, но соединения практически отсутствуют для аргона, неона и гелия (речь идет о нейтральных молекулах), почему большинство найденных соединений являются фторидами или оксидами. Согласно теории трехцентровых связей, необходимым условием образования подобных связей является большая разность электроотрицательностей центрального атома и лигандов. Подобная связь не образуется, если вместо ксенона брать менее электроположительный атом или вместо фтора или кислорода брать менее электроотрицательный атом.
метод отталкивания валентных электронных пар
Согласно этой теории молекулы или ионы, содержащие только простые связи, на валентном уровне центрального атома М могут иметь два типа электронных пар: связывающие пары связей М-Х и неподеленные пары электронов Е.
Эти связывающие и неподеленные пары электронов располагаются таким образом, чтобы их взаимное отталкивание было минимальным.
Это приводит к их определенному расположению в пространстве в зависимости от общего числа электронов (см. таблицу 1).
Учитывая общее число электронных пар атома М (n) и тип молекулы (например, МХ2Е – имеются две связывающие пары и одна неподеленная), можно установить геометрию молекул.
Таблица 1. Геометрия молекул в зависимости от числа электронных пар n и типа молекулы.
1. Неподеленная пара электронов имеет в области центрального атома больший объем, чем общая связывающая пара электронов. Отталкивание неподеленной пары электронов больше, чем отталкивание общей пары электронов.
2. Отталкивание двойной связи больше, чем отталкивание простой связи.
Это правило позволяет рассматривать геометрию молекул с кратными связями. Согласно этому правилу двойная связь занимает на периферии центрального атома одну позицию, имея отталкивание большее, чем отталкивание простых связей.
В молекуле этилена каждый атом углерода имеет четыре электрона. Два из них образуют двойную связь С=С, два других – две простых связи С-Н. Около углерода имеется три электронных облака, имеющих тригональное расположение. Поскольку отталкивание двойной связи больше, чем отталкивание простых связей, то угол между связями С-Н должен быть меньше 120о. Экспериментальное значение этого угла Н-С-Н равно 117,7о.
3. Отталкивание связывающей пары уменьшается с увеличением электроотрицательности лиганда.
С увеличением электроотрицательности лиганда электронная плотность связывающей общей пары электронов смещается в сторону лиганда и уменьшается в области центрального атома, поэтому отталкивание этой пары будет меньшим, чем отталкивание других общих пар электронов.
В случае молекулы NF3, имеющей ту же пирамидальную геометрию, что и молекула NH3, валентный угол должен быть меньше не только тетраэдрического угла 109,5о, из-за большего отталкивания неподеленных пар электронов по сравнению со связывающими парами, но и меньше значения 107,3о, наблюдаемого в молекуле NH3, поскольку отталкивание связи N-F меньше, чем отталкивание связи N-Н. Экспериментальное значение валентного угла в молекуле NF3 (102о) подтверждает предсказание теории.
Замещение атомов водорода на более электроотрицательные атомы в молекуле этилена СН2=СН2, угол НСН равен 117,7о, приводит к уменьшению валентного угла до 114о (угол ClCCl в молекуле CH2=CCl2) и 109о (угол FCF в молекуле CH2=CF2).
Молекула ClF3. Атом хлора имеет на последнем уровне семь электронов. Три из них образуют три общие пары простых связей Cl – F, а четыре другие образуют две неподеленные пары электронов. Тип молекулы MX3E2. Расположение пяти пар – тригонально-бипирамидальное. Положения этих пяти пар не эквивалентные. В аксиальном положении пара имеет три пары под углом 90о и одну под углом 180о. В экваториальном положении пара имеет две пары под углом 90о и две пары под углом 120о. С учетом большего отталкивания ближайших пар отталкивание минимально в экваториальных положениях. Именно эти выгодные положения и занимаются двумя неподеленными парами. Три связывающие пары занимают третье экваториальное положение и два аксиальных положения. Молекула ClF3 имеет Т-образную геометрию.
Из-за большего отталкивания неподеленных пар электронов по сравнению с общими парами электронов угол между аксиальной и экваториальной связями должен быть меньше 90о. Экспериментальное значение этого угла равно 87,5о (рис.4).
Молекула XeF4. Атом ксенона имеет на валентном уровне восемь электронов. Четыре из них образуют четыре связи, четыре других – две неподеленные пары электронов. Тип молекулы МХ4Е2. Расположение шести пар – октаэдрическое. Первая неподеленная пара может занимать любое из шести равноценных положений. Вторая неподеленная пара электронов должна занимать положение противоположное положению первой пары, чтобы минимизировать межэлектронное отталкивание. Молекула имеет квадратное расположение связей.
Молекула IOCl3. В молекуле IOCl3 атом иода имеет 7 электронов. Три из них образуют три простые связи, два – одну двойную связь и еще два – неподеленную пару. Расположение пяти электронных облаков – тригонально-бипирамидальное. Неподеленная пара и двойная связь, как имеющие наибольшее отталкивание, занимают два экваториальные положения. Три простые связи занимают оставшееся экваториальное положение и два аксиальных положения. Геометрия молекулы – искаженный тетраэдр.
Рис. 4. Геометрия молекул в методе Гиллеспи. Приведено расположение связей и неподеленных пар.
Заключение
Таким образом, для определения геометрии молекулы могут быть использованы различные методы. Так необычная Т-образная геометрия молекулы ClF3 может быть правильно предсказана с помощью метода валентных связей (предполагающего в данном случае возбуждение р-электрона на d-орбиталь), с помощью метода трехцентровых связей (указывающего на невозможность подобного возбуждения) и с помощью метода Гиллеспи (вообще не обсуждающего вопросы образования химической связи).
Очевидно, что эти методы не могут объяснить геометрию всех молекул, например, изменения геометрии в ряду: BeF2 – MgF2 – CaF2 (от линейной молекулы к нежесткой и к угловой). Однако, учитывая простоту этих моделей, следует скорее удивляться их успехам, нежели их неудачам.
1. Химическая связь. М.: Наука, 1973. 232 с.
3. Геометрия молекул. М.: Мир, 1975. 278 с.