Учебное пособие рекомендуется для самоподготовки студентов к практическим занятиям, к контрольным и самостоятельным работам по темам «Строение атома»

4 Химическая связь 4.1 Общие положения Молекулы химических веществ представляют собой сложную систему, построенную из атомных ядер и электронов. Атомы в молекуле удерживаются преимущественно силами электростатического характера. В этом случае говорят, что они связаны химической связью. Химическая связь осуществляется s- и p-электронами внешнего энергетического уровня и d-электронами предвнешнего слоя. Химическая связь имеет следующие параметры: 1. Длина связи – это межъядерное расстояние между двумя химически связанными атомами. 2. Валентный угол – угол между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов. 3. Энергия связи – количество энергии, которое затрачивается на ее разрыв. 4. Кратность связи – число электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами. Атом в молекуле – понятие условное, т. к. его энергетическое и электронное состояние в корне отличается от изолированного атома. Рассмотрим, какие силы возникают между частицами в простейшей системе, состоящей из двух протонов и одного электрона: простейший случай образования химической связи в ионе водорода Н2+ (см. рисунок 2). Если мы будем сближать два протона, то между ними возникнут силы отталкивания, и устойчивая система не получится. Поместим в их поле один электрон. Здесь могут возникнуть два случая: а) электрон находится между протонами; б) электрон располагается за одним из них. В обоих случаях возникают силы притяжения. Рис.2 Распределение сил взаимодействия между ядрами и электроном в Н2+. Однако в первом случае проекции этих сил на ось, проходящую через центры протонов, направлены в противоположные стороны с силами отталкивания (см. рисунок 2а) и могут их компенсировать. При этом возникает энергетически устойчивая система. Во втором случае составляющие сил притяжения направлены в разные стороны (см. рисунок 2б) и уравновешивание сил отталкивания между протонами отсутствует. Отсюда следует, что для возникновения химической связи с образованием молекулы или иона электроны должны находиться преимущественно в межъядерном пространстве. Эта область называется связывающей, т. к. при нахождении там электронов образуется химическая связь. Область, находящаяся за ядрами, называется разрыхляющей, т. к. при попадании в нее электронов химическая связь не образуется. Если применить аналогичные рассуждения к молекуле водорода Н2, можно прийти к выводу, что система еще более стабилизируется при появлении второго электрона в связывающей области. Таким образом, для образования устойчивой химической связи необходима хотя бы одна электронная пара. Спины электронов в этом случае должны быть направлены в разные стороны, то есть, антипараллельны. При образовании химической связи должно происходить понижением полной энергии системы. Рассмотрим изменение потенциальной энергии системы на примере сближения двух атомов водорода. Когда атомы находятся на очень большом расстоянии друг от друга, они не взаимодействуют и энергия такой системы близка к нулю. По мере их сближения возникают силы притяжения между электроном одного атома и ядром другого и наоборот. Эти силы увеличиваются обратно пропорционально квадрату расстояния между атомами. Энергия системы понижается. По мере сближения атомов начинают все большую роль играть силы отталкивания между их ядрами и между электронами. Увеличение сил отталкивания обратно пропорционально уже шестой степени расстояния. Кривая потенциальной энергии проходит через минимум, а затем резко уходит вверх (рисунок 3). Рис. 3. Изменение потенциальной энергии системы из двух атомов водорода как функции расстояния между ними. Расстояние, которое соответствует положению минимума на кривой, является равновесным межъядерным расстоянием и определяет длину химической связи. Так как атомы в молекуле участвуют в колебательном движении относительно положения равновесия, расстояние между ними постоянно меняется, т. е. атомы не жестко связаны друг с другом. Равновесное расстояние при данной температуре соответствует некоторому усредненному значению. С повышением температуры амплитуда колебаний увеличивается. При некоторой, достаточно большой, температуре атомы могут разлететься на бесконечно большое расстояние друг от друга, и тогда химическая связь разорвется. Глубина минимума по оси энергии определяет энергию химической связи, а величина этой энергии, взятая с обратным знаком, будет равна энергии диссоциации данной двухатомной частицы. Если сближаются атомы водорода, электроны которых имеют параллельные спины, между атомами будут возникать только силы отталкивания, и потенциальная энергия такой системы будет возрастать (рис.3). В образовании химической связи участвуют s-, p- и d-электроны, которые имеют различную геометрическую конфигурацию электронных облаков, а также – различные знаки волновых функций в пространстве. Для возникновения химической связи необходимо перекрывание тех частей электронных оболочек, которые имеют одинаковые знаки волновой функции. В противном случае – химическая связь не образуется. Это утверждение легко объяснить на примере наложения двух синусоид, которые в первом приближении можно отождествить с волновыми функциями (см. рисунок 4). Рис. 4. Результаты сложения двух синусоид. В случае наложения двух синусоид с разными знаками в одной и той же области (рисунок 4а) суммарная составляющая их будет равна нулю – химическая связь не образуется. В противоположном случае происходит сложение амплитуд колебаний и образуется новая синусоида, что говорит об образовании химической связи (рисунок 4 б). В зависимости от симметрии электронных облаков, в результате перекрывания которых образуется химическая связь, возникают три вида химической связи: σ-, π- и δ-связи. σ-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, при этом максимальная электронная плотность находится в межъядерном пространстве. В образовании σ-связи в силу своей шаровой симметрии принимают участие s-электроны (рисунок 5). Они могут образовать σ-связь за счет перекрывания с электронными облаками другого атома: s-, рХ-, d(x2-y2)-облаками. С электронами, которые находятся на pY- или pZ-орбиталях, образование химической связи невозможно, так как перекрывание происходит в тех областях, где электронная плотность имеет противоположные знаки. σ-связь может образоваться также в случае перекрывания и других типов электронных облаков, например, двух pX - или pX - и d(x2-y2)-облаков. Рис.5. Некоторые примеры образования σ-связей. π -связь возникает при перекрывании электронных облаков над и под линией, соединяющей центры атомов. Суммарные электронные облака также симметрично располагаются относительно этой линии. В силу своего пространственного расположения π-связь могут образовывать только электроны на таких парах орбиталей как pY – pY; pZ – pZ или pY – dXY (рис. 6). Рис. 6. Примеры π- и δ -связей. δ-связь могут образовывать только d-электроны за счет перекрывания всех четырех своих лепестков электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Такое возможно, когда в образовании связи участвуют dXY – dXY; dXZ – dXZ или dYZ – dYZ-электроны. Мы рассмотрели классификацию химических связей, исходя из симметрии электронных облаков. Существует и другой подход к классификации химической связи, основанный на характере распределения электронной плотности между атомами в молекуле. В этом случае возможны три варианта: 1) Электронная пара связывает в молекуле два одинаковых атома, поэтому она в равной степени принадлежит обоим атомам. Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов совпадают. Такая связь называется ковалентной неполярной. 2) Электронная пара связывает два различных атома, поэтому она смещена в сторону более электроотрицательного атома. Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают, такая связь становится полярной и называется ковалентной полярной связью. 3) Происходит полная передача электронной пары во владение одного из атомов. Это происходит при взаимодействии двух атомов, которые резко отличаются по электроотрицательности (по способности удерживать электронную пару в своем электрическом поле). Атом, отдавший электроны, становится положительно заряженным ионом, а атом, принявший электроны – отрицательным ионом. В этом случае связь носит название ионной связи. Характер химической связи во многом определяет физико-химические свойства веществ. Вещества, молекулы которых характеризуются ковалентной неполярной связью, в твердом состоянии образуют молекулярные и атомные кристаллические решетки. 4.2 Межмолекулярное взаимодействие В молекулярных решетках проявляется очень слабое межмолекулярное взаимодействие. В узлах молекулярной кристаллической решетки молекулы удерживаются за счет образования в них мгновенных и наведенных диполей. Разделение центров тяжести отрицательных и положительных зарядов в молекуле происходит вследствие вращения пары электронов и расположения ее в какой-то момент времени за одним из ядер. Такое состояние в молекуле наблюдается очень незначительный отрезок времени, а диполь называется мгновенным. Однако этого времени достаточно для того, чтобы индуцировать диполь на другой молекуле. Силы, связывающие молекулы за счет образования мгновенных и наведенных диполей, иногда называют ван-дер-ваальсовыми силами. В общем случае к ван-дер-ваальсовым силам относят любые силы межмолекулярного взаимодействия: ориентационного, индукционного или дисперсионного. Ван-дер-ваальсовы силы очень слабые, поэтому молекулярную кристаллическую решетку легко разрушить незначительным нагреванием. Все вещества, которые имеют молекулярную кристаллическую решетку, обладают низкими температурами плавления и кипения. Силы Ван-дер-Ваальса растут с увеличением количества электронов в молекуле, так как в этом случае вероятность образования мгновенных диполей возрастает. В молекуле водорода присутствует одна пара электронов, поэтому водород является самым низкокипящим. Молекула кислорода содержит на одну пару электронов больше, чем молекула азота. Их температуры кипения отличаются на 13оC. Простые вещества с атомной кристаллической решеткой, наоборот, имеют очень высокие температуры плавления и кипения. В такой кристаллической структуре огромное число атомов соединяются друг с другом неполярными ковалентными связями в гигантскую молекулу. Энергия разрыва ковалентной неполярной связи велика. Поэтому, чтобы разрушить такую кристаллическую решетку, требуются большие энергетические затраты. Такие вещества характеризуются и очень высокой твердостью, например, алмаз. Температуры плавления и кипения веществ, обладающих молекулярной решеткой, в молекулах которых атомы связаны ковалентной полярной связью, также низки, но выше чем температуры плавления и кипения веществ с неполярными молекулами. В большинстве своем при комнатной температуре эти вещества являются газами. Например, хлористый водород, сероводород и тому подобные вещества. Прямой зависимости между величиной дипольного момента и температурой кипения не наблюдается. Зачастую, она определяется молекулярной массой вещества, за исключением аммиака, воды и фтористого водорода. Эти соединения в ряду им подобных обладают наивысшими температурами плавления и кипения, что объясняется образованием между молекулами водородных связей. Атомы азота, кислорода и фтора являются самыми электроотрицательными атомами, поэтому они очень сильно смещают электронную плотность в молекулах на себя. В результате этого у водорода образуется практически свободная орбиталь, а, например, атом фтора имеет свободную электронную пару. За счет этого появляется возможность образовывать между молекулами дополнительные связи по донорно-акцепторному механизму, а это приводит к существованию не только в жидкой, но и газовой фазе молекул состава (HF)n и (H2O)n. Наличие таких молекул приводит к увеличению температур кипения и плавления по сравнению с температурами кипения и плавления у их аналогов. 4.3 Ионная связь Высокими температурами плавления и кипения обладают вещества, с ионными кристаллическими решетками. Это можно объяснить сильным электростатическим притяжением положительных и отрицательных ионов, в то время как силы отталкивания одноименных ионов значительно меньше (одноименные ионы расположены на больших расстояниях друг от друга). Поэтому вещества с ионными кристаллическими решетками, обладают высокими значениями энергии образования связи. Ионная связь реализуется в оксидах, галогенидах и в других солях типа нитратов, сульфатов и т. п. Для разрушения ионных кристаллов требуется значительная тепловая энергия. Температуры плавления и кипения также зависят от заряда ионов, их радиусов и электронной конфигурации валентного уровня. Чем выше заряд и меньше радиус иона, тем выше температура плавления вещества, построенного из этих ионов. Важным свойством ионных веществ является способность образовывать расплавы, которые хорошо проводят электрический ток. Таким образом, физико-химические свойства соединений сильно зависят от природы химической связи в них. Электронная пара, образующая химическую связь, находится в общем пользовании двух ядер. Поэтому движение каждого электрона описывается новой волновой функцией, которая является решением уравнения Шрёдингера для всей системы. Эта волновая функция называется молекулярной волновой функцией, соответствующей определенной молекулярной орбитали. Молекулярные орбитали характеризуются определенными значениями энергии. В молекуле, как и в атоме, существует последовательность различных энергетических уровней. Однако строгое решение уравнения Шрёдингера для них получить не представляется возможным, поэтому прибегают к различным приближенным методам расчета, которые отличаются друг от друга способом задания молекулярной волновой функции. Наибольшее распространение получили два метода: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей. 4.4 Метод валентных связей В методе валентных связей (МВС) химическая связь рассматривают как двухэлектронную и двухцентровую: два электрона, образующих связь, локализованы в пространстве между двумя атомами и находятся в их общем пользовании. Существуют различные механизмы образования общей электронной пары. Первый - называется обменным механизмом, он заключается в спаривании двух электронов, которые принадлежат разным атомам и имеют противоположные спины. Это можно отразить следующей схемой: Второй механизм - донорно-акцепторный, приводит к образованию химической связи за счет того, что один атом предоставляет в общее пользование пару электронов, а другой – свободную орбиталь. Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а атом, имеющий свободную орбиталь – акцептором. Схему образования связи в этом случае можно представить так: Попробуем предсказать состав водородных соединений элементов второго периода Периодической системы: Li, Be, B, C, N, O, F. Так как атом водорода имеет только один электрон, то образование связи будет происходить по обменному механизму: H-H. Атом лития на 2s-подуровне также имеет один неспаренный электрон и, значит, соединение должно иметь состав LiH. У атома бериллия этот 2s подуровень заполнен полностью, неспаренных электронов нет, следовательно, бериллий не должен образовывать ни одной химической связи с атомом водорода. У бора и следующих за ним элементов (C, N, O, F) происходит последовательное заполнение 2p-подуровня электронами; атомы этих элементов будут иметь какое-то количество неспаренных электронов. Если при образовании связей учитывать только наличие неспаренных электронов, то для этих элементов должны образоваться следующие водородные соединения: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Отсюда видно, что, применяя только обменный механизм образования химической связи, можно вступить в противоречие с экспериментальными данными: бериллий образует соединение с водородом состава BeH2, водородные соединения бора также имеют другой состав, а простейшее соединение углерода с водородом имеет состав - CH4. Устранить это противоречие можно, предположив, что атомы элементов второго периода образуют молекулы в возбужденном состоянии, т. е. происходит распаривание s-электронов и переход одного из них на p-подуровень. Тогда возникает другое несоответствие с экспериментом. Поскольку энергии s- и p-электронов различны, то и энергии образуемых ими химических связей должны отличаться; значит, подобные связи Э–Н должны иметь разную длину (в зависимости от того, орбитали какого типа принимают участие в их образовании).

Похожие:

	Учебное пособие к практическим занятиям по курсу «Фармацевтическое товароведение» Учебное пособие предназначено для подготовки студентов к лабораторно-практическим занятиям и включает название темы, цель занятия,...		Учебное пособие для самоподготовки по дисциплине «Организация и экономика фармации» Учебное пособие для самоподготовки по дисциплине «Организация и экономика фармации» предназначено студентов III курса по специальности...
	Учебное пособие для самоподготовки к практическим Данное пособие содержит цель занятий, умения, практические навыки и объем знаний, необходимый для их овладения. В пособии приводятся...		Учебное пособие предназначено для студентов неюридических специальностей... Учебное пособие предназначено для студентов неюридических специальностей для подготовки к семинарским занятиям по дисциплине «Правоведение»....
	Методические рекомендации по разработке методических указаний к практическим... Методические рекомендации по разработке методических указаний к практическим занятиям, лабораторным работам по дисциплине/ Составители...		Учебное пособие к практическим занятиям для обучающихся по основной образовательной программе Печатается по разрешению центрального координационно-методического совета Северного государственного медицинского университета
	Контрольные вопросы по курсу международного частного права 63 предисловие Учебное пособие предназначен для студентов, обучающихся по специальности "юриспруденция", и содержит материалы по всем темам курса...		Методические указания для студентов к практическим занятиям с использованием программы Бухгалтерский учет. Методические указания для студентов к практическим занятиям с использованием программы «1С: Предприятие. Бухгалтерия...
	Методические указания к практическим занятиям по пп. 01 «Учебная... Представлены методические указания к практическим занятиям по учебной практике, образцы документов для выполнения практических заданий,...		Методические указания к практическим занятиям студентов по учебной дисциплине фармакология Методические рекомендации к практическим занятиям для студентов по учебной дисциплине фармакология. – Ульяновск: огбоу спо умк, 2014....