Природа химической связи и строение химических соединений

Размещено на http://www.allbest.ru/

Природа химической связи и строение химических соединений

Содержание

Механизм образования ковалентной связи

2. Основные положения метода валентных связей

3. Гибридизация атомных орбиталей

Литература

1. Механизм образования ковалентной связи

Учение о химической связи - центральная проблема современной химии. Это учение развивается давно. Было выделено несколько типов химической связи: ионная, ковалентная (полярная и неполярная), металлическая и водородная связи.

Химическая связь между двумя атомами образуется только в том случае, если при сближении атомов полная энергия системы (т.е. сумма кинетической и потенциальной энергии) уменьшается.

Рассмотрим систему из двух атомов водорода, находящихся на очень большом расстоянии друг от друга, при этом один атом водорода (Н) поместим в начало координат. По оси абсцисс на графике (рис. 9) отложено расстояние между центрами (т.е. ядрами) атомов водорода (оно обозначено r). По оси ординат отложена потенциальная энергия системы Е.

Рисунок 9. Потенциальная энергия системы, состящей из двух атомов водорода: а - при параллельных спинах электронов; б - при противоположно направленных (антипараллельных) спинах двух электронов

По мере сближения двух атомов Н между ними возникают электростатические силы двух типов: во-первых, силы притяжения между положительным ядром одного атома и отрицательным электроном другого атома; во-вторых, силы отталкивания между ядрами разных атомов и между электронами разных атомов. При сближении атомов, у которых электроны с параллельными спинами (^^) (см. кривую “а”), силы отталкивания всегда преобладают и энергия системы при сближении атомов все время увеличивается (т.е. кривая идет вверх). Поэтому для сближения атомов необходимо затрачивать энергию, а это энергетически невыгодно, поэтому в этом случае молекула Н₂ из двух атомов Н при их сближении не образуется.

Если же сближаются атомы Н, у которых электроны с антипараллельными спинами ^v (см. кривую “б”), то при сближении атомов вначале преобладают силы притяжения (т.е. кривая идет вниз), а затем преобладают силы отталкивания (кривая идет вверх). Поэтому вначале наблюдается уменьшение потенциальной энергии (т.е. энергия выделяется) и при r = r_о = 0,74 • 10^-10 м система из двух атомов Н обладает наименьшей энергией, т.е. находится в самом устойчивом состоянии. И вот эта устойчивая система из двух атомов Н и будет представлять собой молекулу Н₂.

При дальнейшем сближении атомов энергия возрастает, поэтому сближения атомов Н на расстояние меньше, чем r_o не происходит.

Таким образом, молекула Н₂ образуется при сближении двух атомов Н, имеющих неспаренные электроны с противоположно направленными спинами (^v).

Схематически механизм образования молекулы Н₂ из двух атомов Н можно так показать: образование связи между атомами Н в молекуле Н₂ происходит за счет неспаренных электронов двух атомов Н, причем эти электроны с точки зрения квантовой механики представлены в виде 1S - электронных облаков.

Рисунок 10. Схема перекрывания атомных 1S - электронных облаков при образовании молекулы Н_2.

Радиус атома водорода (размер электронного облака) равен 0,53 • 10^-10 м, а расстояние между ядрами в молекуле Н₂ (ядра показаны точками) равно 0,74 • 10^-10 м, т.е. меньше, чем сумма двух радиусов двух свободных атомов Н (равное 2 • 0,53 • 10^-10 = 1,06 • 10^-10м).

Таким образом, при сближении двух атомов Н и образовании между ними химической связи (т.е. образовании молекулы Н₂) происходит перекрывание электронных облаков двух связанных атомов, поэтому в пространстве между ядрами в месте перекрывания электронная плотность больше, т.е. вероятность нахождения электронов между ядрами больше. Поэтому возрастает притяжение между положительными ядрами и отрицательной электронной плотностью в месте перекрывания, в результате чего ядра сближаются, т.е. образуется химическая связь в молекуле Н₂. При этом выделяется большое количество энергии при образовании молекулы Н₂ из двух атомов, т.е. молекула Н₂ более устойчива, чем два отдельных атома Н.

Таким образом, ковалентная связь образуется при перекрывании электронных облаков двух связываемых атомов и чем больше степень перекрывания электронных облаков, тем больше выделяется энергии, а значит образуется более прочная химическая связь.

Мерой прочности химической связи является энергия связи - это есть энергия, которую нужно затратить для разрыва связи. За энергию связи можно также считать энергию, которая выделяется при образовании связи. Энергия связи измеряется в Дж, кДж. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь. Энергия связи зависит от природы атомов, образующих связь; от кратности связи между атомами.

Пример: Н - Н Е = 436 кДж/моль; Н - Сl Е = 431 кДж/моль; Cl - Cl Е = 242 кДж/моль.

Длина химической связи - это расстояние между центрами атомов, образующих химическую связь между собой, т.е. расстояние между ядрами двух атомов. Длина связи зависит от природы атомов, образующих между собой связь и от кратности связи между атомами. Как правило, с увеличением энергии связи длина связи уменьшается (в однотипных соединениях), с увеличением кратности связи длина связи уменьшается.

Н - Н (0,7410^-10 м); С - С (1,5410^-10 м);

= С = С = (1,3410^-10м); - С С - (1,2010^-10м).

у - и р- связи.

Химическая связь образуется при перекрывании электронных облаков атомов, причем это перекрывание может происходить разными способами.

Если перекрывание электронных облаков (атомных орбиталей)

происходит по общей линии, соединяющей центры двух атомов, то образуется у - связь, например (рис. 11).

Рисунок 11. Образование у - связи.

Если перекрывание атомных орбиталей (электронных облаков) происходит по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов (т.е. вверху и внизу от этой линии), то образуется - связь (рис. 12).

Рисунок 12. Образование - связи.

Для образования химической связи (у - или - связи) необходимо, чтобы волновые функции ш в месте перекрывания имели одинаковый знак (или обе с плюсом, или обе с минусом).

Отметим, что s-электронные облака образуют только у - связи, а р- и d- электронные облака могут при перекрывании образовывать как у -, так и -связи.

Кратность или порядок связи - это есть число связей между двумя атомами в молекуле. Кратность связи может выражаться целыми и дробными числами: 1, 2, 1и т.д. Молекул, в которых кратность связи больше единицы, много. Например, в молекуле N2 содержится тройная связь, т.е. кратность связи равна трем, причем одна связь у -типа и две другие связи р - типа: N ? N. С увеличением кратности связи, как правило, энергия связи увеличивается, а длина связи уменьшается.

2. Основные положения метода валентных связей

ковалентный связь заряд атом

Для объяснения образования химической связи применяются 2 метода:

метод валентных связей (ВС);

метод молекулярных орбиталей (МО).

Метод ВС исходит из положения, что каждая пара атомов (два атома) в молекуле образуют между собой связь при помощи общих электронных пар.

Ковалентная связь образуется при помощи общих электронных пар, образованных из атомов, имеющих неспаренные электроны с противоположно направленными спинами.

2)Ковалентная связь тем прочнее, чем больше степень перекрывания электронных облаков.

3) Ковалентная связь образуется в направлении максимального перекрывания электронных облаков (тогда образуется самая прочная связь).

Таким образом, химическая связь образуется по методу ВС за счет общей пары электронов и эта связь локализована (расположена) между двумя атомами, т.е. она двухэлектронная и двухцентровая. Поэтому метод ВС еще называется методом локализованных электронных пар (ЛЭП).

Ковалентная связь обладает свойствами насыщаемости, направленности и поляризуемости. Разберем эти свойства.

Насыщаемость ковалентной связи - это есть число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом с другими атомами. Она определяется природой атома и его валентной структурой. Благодаря насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав (Н₂О, НСl, H₃N, H₂S и др.).

Разберем это свойство для некоторых атомов.

Возьмем атом водорода Н, у которого на 1S-орбитали находится один неспаренный валентный электрон (^), за счет которого атом Н может образовать одну ковалентную связь, т.е. ковалентность будет равна 1

Возьмем атом углерода. Его электронная формула 1s²2s²2p², а электронно-структурная схема валентного уровня будет:

т.е. имеет 2 неспаренных электрона, за счет которых может образовать 2 ковалентные связи. Но для углерода (С) характерно образование четырех ковалентных связей. Поэтому атом «С» переходит в возбужденное состояние, т.е. один из двух 2s-электронов переходит на свободную орбиталь 2р-подуровня и тогда станет 4 неспаренных электрона, за счет которых атом С может образовать 4 ковалентные связи, т.е. ковалентность будет равна 4 (СН₄, СО₂ и др.).

Таким образом, максимальная ковалентность атома углерода равна числу валентных орбителей и равна 4.

Возьмем атом азота, у которого на 4 валентных орбиталях находятся 5 валентных электрона, три из которых неспаренные.

За счет трех неспаренных электронов атом N образует 3 ковалентные связи с тремя атомами водорода, у которых по одному неспаренному электрону, при этом образуется молекула NH₃:

Кроме того, у атома N осталась еще неподеленная электронная пара, поэтому за счет этой пары электронов азот может образовать с ионом Н⁺ еще одну (четвертую) ковалентную связь. При этом на образование этой связи атом азота отдаст два электрона (электронную пару), а ион водорода (?^Н+) примет эту пару электронов на свою свободную валентную орбиталь. Такая ковалентная связь называется донорно-акцепторной связью, причем азот будет называться донором электронной пары, а ион Н⁺ называется акцептором электронной пары.

Таким образом, атом N в итоге образовал 4 ковалентные связи: три из них за счет 3 неспаренных электронов и одну связь - по донорно-акцепторному механизму.

Таким образом, максимальная ковалентность атома азота равна числу его валентных орбиталей и равна 4.

Ковалентная связь обладает свойством направленности. Орбитали р- и d-типа направлены по координатным осям. В соответствии с направленностью атомных орбиталей происходит и их перекрывание при образовании ковалентной связи, поэтому и ковалентная связь обладает свойством направленности.

Пример 1. Н - Сl При образовании молекулы НСl образуется ковалентнаясвязь при перекрывании s-электронного облака атома Н и р - электронного облака атома хлора, образуется линейная молекула:

Пример 2. Рассмотрим молекулу Н₂S. У атома серы два неспаренных р-электрона. В молекуле Н₂S образуется две у - связи за счет перекрывания р-орбиталей атома серы, на которых расположены неспаренные электроны, с s - электронными облаками двух атомов Н. Так как р-орбитали атома серы расположены под углом 90^о относительно друг друга, то и валентный угол (это угол между двумя ковалентными связями) тоже должен быть равен 90^о. Однако он равен 92^о. Это можно объяснить отталкиванием одноименных зарядов д+ двух атомов Н (т.к. связь S-Н полярна), поэтому валентный угол увеличивается с 90^о до 92^о. Направленность ковалентной связи зависит также от типа гибридизации валентных орбиталей атома (см. ниже).

3. Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация - это процесс смешивания (сложения) различных по форме и энергии атомных орбиталей с образованием такого же количества новых, но уже одинаковых по форме и энергии гибридных орбиталей. Гибридная орбиталь имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую, поэтому степень ее перекрывания с орбиталью другого атома больше, а значит гибридная орбиталь образует более прочную связь по сравнению с негибридными орбиталями.