6.3. Структура ковалентних сполук

Електронну структуру молекул ковалентних сполук, утворюваних елементами головних підгруп періодичної системи, зазвичай можна записати на підставі підрахунку кількості валентних електронів у молекулі, розподіливши потім валентні електрони на неподілені й поділені пари електронів так, щоб кожен атом досягав аргоноїдної структури.

Рис. 6.2. Структура ізомерних молекул етилового спирту CH₃CH₂OH і диметилового етеру (CH₃)₂O.

Часто потрібні експериментальні дані про те, у який спосіб атоми сполучаються між собою. Це особливо істотно для органічних сполук. Відомі, наприклад, дві сполуки складу C₂H₆O: етиловий спирт і диметиловий етер. Хімічні властивості цих двох речовин свідчать, що одна з них — етиловий спирт — містить один атом Гідрогену, приєднаний до атома Оксигену, тоді як диметиловий етер такої (гідроксильної) групи не містить. Будову цих двох ізомерних молекул наведено на рис. 6.2.

Розглянемо спершу структуру, якої можна чекати для сполуки Гідрогену з Флуором — найлегшим елементом сьомої групи. Атом Гідрогену має одну орбіталь і один електрон. Отже, він може досягти конфігурації Гелію в результаті утворення одного ковалентного зв'язку з іншим елементом. Флуор має сім електронів на зовнішній оболонці (L-оболонці). Ці сім електронів займають чотири орбіталі L-оболонки. Вони відповідно утворюють три пари електронів на трьох орбіталях, а на четвертій орбіталі є один електрон. Звідси випливає, що атом Флуору також може досягти аргоноїдної конфігурації шляхом утворення одного ковалентного зв'язку з використанням одного свого електрона. Таким чином, доходимо висновку, що гідроген флуорид має молекулу такої будови:

У цій молекулі гідроген флуориду є єдиний ковалентний зв'язок, який досить міцно сполучає атом Гідрогену з атомом Флуору.

Часто зручніше записувати електронну структуру, користуючись рискою як символом ковалентного зв'язку замість крапок, що означають поділену пару електронів. У деяких випадках, особливо коли електронна структура даної молекули викликає сумнів, на зовнішній оболонці кожного атома також указують неподілені пари електронів, проте найчастіше їх опускають

Інші галогени утворюють аналогічні сполуки:

Усі ці речовини — сильні кислоти: при їх розчиненні у воді протон відокремлюється від молекули й приєднується до молекули води, утворюючи іон гідроксонію H₃O⁺, а галоген залишається у вигляді галогенід-іона:

Гідроген флуорид — слабка кислота.

Елементи шостої групи (Оксиген, Сульфур, Селен, Телур) можуть набути аргоноїдної структури шляхом утворення двох ковалентних зв'язків. У Оксигену на зовнішній оболонці шість електронів. Ці електрони можуть розподілитися по чотирьох орбіталях так, що дві неподілені пари електронів перебуватимуть на двох орбіталях, а на двох інших буде по одному електрону. Ці два неспарені електрони можуть брати участь в утворенні ковалентних зв'язків із двома атомами Гідрогену, що призводить до утворення молекули води з такою електронною структурою:

Якщо молекула води втрачає протон, то утворюється іон гідроксилу OH^- 

Якщо ж молекула води набуває протона (який приєднується до однієї з неподілених пар електронів), то утворюється іон гідроксонію H₃O⁺ 

Усі три атоми Гідрогену в іоні гідроксонію сполучені з атомом Оксигену зв'язком одного й того самого типу — ковалентним.

У гідроген пероксиді H₂O₂ кожен атом Оксигену досягає конфігурації Неону в результаті утворення одного ковалентного зв'язку з іншим атомом Оксигену і одного ковалентного зв'язку з атомом Гідрогену:

Гідроген сульфід, гідроген селенід і гідроген телурид мають таку саму електронну структуру, що й вода:

Нітроген та інші елементи п'ятої групи, що мають п'ять зовнішніх електронів, можуть досягти аргоноїдної конфігурації в результаті утворення трьох ковалентних зв'язків. Амоніак, фосфін, арсин і стибін мають таку будову:

Молекула амоніаку може приєднувати протон і утворювати іон амонію NH₄⁺, у якому всі чотири атоми Гідрогену утримуються біля атома Нітрогену ковалентними зв'язками:

В іоні амонію під час утворення ковалентних зв'язків використовуються всі чотири L-орбіталі. Утворення іона амонію з амоніаку подібне до утворення іона гідроксонію з води.

Електронні структури інших молекул, що мають ковалентні зв'язки, можна легко записати, якщо врахувати, що атоми неметалевих елементів повинні мати при цьому заповнені октети електронів. Структури деяких сполук неметалевих елементів наведено нижче*:

Силіцій і Гідроген утворюють сполуку силан SiH₄. а) Яка його електронна структура? б) Які орбіталі атома Силіцію використовуються при утворенні чотирьох ковалентних зв'язків?

Розв'язання. а) Силіцій — елемент, споріднений із Карбоном, і силан — аналог метану CH₄. У цьому випадку використовуються чотири електрони від атома Силіцію і по одному електрону від кожного атома Гідрогену, що призводить до валентної електронної структури,

б) Силіцій належить до третього короткого періоду. Отже, чотири його валентні електрони належать до M-оболонки з головним квантовим числом 3.

Запишіть електронну структуру етилхлориду C₂H₅Cl. Якої аргоноїдної структури досягає кожен атом у цій сполуці?

Розв'язання. В атома Гідрогену у валентній оболонці один електрон, в атома Карбону — чотири, а в атома Хлору — сім. Усі атоми матимуть аргоноїдну структуру при електронній структурі етилхлориду

Гідроген міститься в першому дуже короткому періоді, Карбон — у другому, а Хлор — у третьому короткому періоді. Отже, вони матимуть структури, що відповідають Гелію, Неону й Аргону. 

* Слід зазначити, що іноді намагаються подати структурні формули молекул так, щоб показати просторове розташування атомів; наведену тут структуру нітроген трихлориду записано так, щоб показати пірамідальну конфігурацію даної молекули, в якій атоми Хлору в першому наближенні містяться в трьох кутах тетраедра навколо атома Нітрогену. Просторові конфігурації молекул розглянуто в наступному підрозділі.