3.Химическая связь и строение молекул
Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, учавствующих в образовании молекулы или кристалла. Химическая связь образуется, если электроны взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи положительных зарядов нескольких ядер. Причина образования химических связей – выигрыш в энергии системы связанных атомов по сравнению с изолированными атомами.
Характеристики хим. связи:
- энергия связи - количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи
- длина связи - расстояние между центрами ядер атомов, образующих молекулу. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь.
- валентный угол - угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома, характеризует полярность связи
Ковалентная связь - связь между атомами, образовання за счет объединения электронов с противоположными спинамив электронные пары
· Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например, в молекуле PH3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
· Если атомы различны, то степень владения обобществлённой парой электронов определяется различием в электроотрицательностяхатомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи - механизм образования за счет электронной пары одного атома и свободной орбитали другого.
Донор –атом, который отдает свою электронную пару для образования связи; а атом, который предоставляя вакантную орбиталь, принимает электронную пару, называется акцептором.
Из методов квантовой химии известны два подхода к расчету молекулярных систем - метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
Метод ВС основан на предположении, что хим связь обеспечивается двумя электронами, движущимися в ограниченном участке электростатиского поля двух ядер. Это предположении получило название концепции двухэлектронных локализованных связей. Многие хим связи локализованы, т.е. электронная плотность сосредоточена в межатомном пространстве и поэтмоу такая хим связь почти независима от других связей.
Метод МО представляет собой естественное распостранение модели атома, как системы из ядра и электронных оболочек, на случай молекулы. В атоме электроны двигаются в центральном поле единственного положительного заряженного ядра. В молекуле же электроны двигаются в многоцентровом поле положительно заряженных ядер и описываются своими функциями, которые называются молекулярными орбиталями.
Основные положения метода валентных связей:
1. Причиной связи является электростатическое взаимодействие ядер и электронов.
2. Связь образуется электронной парой с антипараллельными спинами.
3. Насыщаемость связи обусловлена образованием электронных пар.
4. Прочность связи пропорциональна степени перекрывания электронных облаков.
5. Направленность связи обусловлена перекрыванием электронных облаков в области максимальной электронной плотности.
Свойства ковалентной связи
1. Насыщаемость- способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Например, нельзя присоединить еще один атом водорода к молекуле H2 или HCl так как спин электрона водорода окажется параллельным спину одного из электронов в связующей электронной паре и будет происходить отталкивание водорода.
2. Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что и обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах.
3. Полярность. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, например, Н - Н, О = О, Cl - Cl, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома и в этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атома притягивать электрон может служить электроотрицательность (ЭО). Чем выше ЭО у атома, тем вероятнее смещение электронной пары в сторону ядра этого атома.
Пространственная структура молекул зависит от пространственной направленности перекрывания электронных облаков числом атомов в молекуле и числом электронных пар связей за счет неподеленных электронов.
Гибридизациией называют образование одинаковых по энергии и форме орбиталей атома в результате сложения различных по энергии и форме орбиталей при возбуждении этого атома. При этом орбитали разной симметрии смешиваются и переходят в гибридные атомные орбитали одинаковой формы и одинаковой усредненной энергии, что обеспечивает равноценность образуемых ими связей.
Возможность гибридизации определяют три условия:
1) Небольшая разница в энергии исходных атомных орбиталей, с увеличением этой разницы уменьшается устойчивость их гибридного состояния и прочность образуемых ими связей.
2) Достаточная плотность электродных облаков, что определяется значением главного квантового числа.
3) Достаточная степень перекрывания атомных орбиталей с огрбиталями других атомов при образовании связей, что закрепляет гибридное состояние и делает его более устойчивым.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
Гибридизация одной s - и однойр -электронных орбиталей приводит к образованию двух гибридных sp - орбиталей.
s – орбиталь и p - орбиталь → 2 гибридные sp -орбитали
Относительно друг друга две гибридные sp - орбитали расположены под углом 180°, поэтому молекулы с таким видом гибридизации линейны, две связи в них расположены по прямой и противоположно направлены от ядра.
Гибридизация одной s - и двухр -электронных орбиталей приводит к образованию трех гибридных sр2 - орбиталей. Эти три гибридные орбитали расположены в одной плоскости и направлены в вершины равностороннего треугольника; углы между осямиsр2 – гибридных орбиталей составляют 120°
Гибридизация одной s - и трехр - электронных орбиталей приводит к образованию четырех гибридныхsр3 - орбиталей. В этом случае четыре гибридные орбитали имеют оси, лежащие в пространстве под углами 109,5о; они направлены к вершинам правильного тетраэдра
КРАТНЫЕ СВЯЗИ, хим. связи двухцентрового типа, к-рые в отличие от простой связи образованы более чем одной парой электронов. По числу пар электронов, образующих кратные связи, различают двойные, тройные и четверные связи.
Ковалентность - число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами или число образуемых атомом ковалентных связей. Ковалентность атома хараектеризует степень участия атома в ковалентных хим связых или степень сосредоточенности электронной плотности в межъядерном пространстве.
- - мера способности атомов эдемента соединяться с другими атомами в определенных соотношениях.
Дипольный момент – важная молекулярная константа, характеризующая электрическую симметрию молекулы.
Знание величины дипольного момента необходимо для изучения природы химической связи, оценки прочности донорно-акцепторных и межмолекулярных связей, для квантово-химических расчетов. По величине дипольного момента можно судить об изомерии и конформации органических соединений, конфигурации координационных узлов комплексов, о взаимном влиянии атомов и связей в молекуле.
Величина электрического дипольного момента (μ) определяется соотношением:
где l - радиус-вектор, направленный от центра тяжести отрицательного электрического заряда к центру тяжести положительного заряда, абсолютная величина каждого заряда равна q.
Причиной появления дипольного момента являются несколько факторов. В первую очередь – это различия в природе составляющих молекулу атомов. В простейшем случае для двухатомной молекулыμ = 0, если она состоит из двух одинаковых атомов. Это относится к H2, O2, N2и т.д. В двухатомной молекуле с атомами разной природы проявляется постоянный дипольный момент, т. к., вследствие разной электроотрицательности, характеризующей способность атома оттягивать электронную плотность, появляется асимметрия электронной плотности
Делокализовання связь - связь, электронная пара которой рассредоточена между несколькими ядрами атомов. Такая делокализация электронов харарктера для сопряженных п-связей, т.е. кратных связей, чередующихся с одинарными. Такое рассредоточение электронов приводит к снижению энергии молекулы. Делокализация п-электронов приводит к тому, что в сопряженной системе связи становятся нецолочисленными, т.е. ни двойными, ни тройными, ни одинарными. Типичным прмиером может служить бензол
Основные положения метода молекулярных орбиталей
1. В результате линейной комбинации две атомные орбитали (АО) формируют две молекулярные орбитали (МО) – связывающую, энергия которой ниже, чем энергия АО, и разрыхляющую, энергия которой выше энергии АО
2. Электроны в молекуле располагаются на молекулярных орбиталях в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда.
3. Отрицательный вклад в энергию химической связи электрона, находящегося на разрыхляющей орбитали больше, чем положительный вклад в эту энергию электрона на связывающей МО.
4. Кратность связи в молекуле равна деленной на два разности числа электронов, находящихся на связывающих и разрыхляющих МО.
5. С повышением кратности связи в однотипных молекулах увеличивается ее энергия связи и уменьшается ее длина.
При заполнении молекулярных орбиталей электронами следует руководствоваться следующими принципами:
1. Каждой МО отвечает определенная энергия. Молекулярные орбитали заполняются в порядке увеличения энергии.
2. На одной молекулярной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.
3. Заполнение молекулярных квантовых ячеек происходит в соответствии с правилом Хунда.
С наличием неспаренных электронов связаны магнитные свойства веществ.Кислород и все вещества, которые втягиваются в магнитное поле называются парамагнитными. Азот и вещества, выталкивающиеся из магнитного поля - диамагнитные. Парамагнитизм связан с наличием и количеством неспаренных электронов. Каждый электрон, благодаря наличию спина, создает свое магнитное поле. Направление этого поля определяется направлением спина, так что магнитные поля, образованные двумя спаренными электронами компенсируют друг друга. Поэтому молекулы, в состав которых входят только спаренные электроны, не создают собственного магнитного поля. Вещества, состоящие из таких молекул, являются диамагнитными — они выталкиваются из магнитного поля. Напротив, вещества, молекулы которых содержат песпарениые электроны, обладают собственным магнитным полем и являются парамагнитными; такие вещества втягиваются в магнитное поле.
Согласно методу МО порядок связи в молекуле определяется разностью между числом связывающих и разрыхляющих орбиталей, деленный на два. Порядок связи может быть равен нулю (молекула не существует), целому или дробному положительному числу. При нулевой кратности связи,как в случае Не2,молекула не образуется.
В методе ВС кратность связи (порядок связи) определяется числом общих электронных пар: простой считается связь, образованная одной общей электронной парой, двойной — связь, образованная двумя общими электронными парами, и т. д. Аналогично этому, в методе МО кратность связи принято определять по числу связывающих электронов, участвующих в ее образовании: два связывающих электрона соответствуют простой связи, четыре связывающих электрона - двойной связи и т. д.
Порядок связи рассчитывается по формуле:
Ионная связь — химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная параполностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.
Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь от ковалентной отличается ненаправленностью.
Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.
Энергия ионной связи прямо пропорциональна произведению зарядов ионов и обратно пропорциональна расстоянию между ионами.
Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.
Механизм металлической связи
Во всех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа движутся валентные электроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены.
Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность. Вещества, обладающие металлической связью, часто сочетают прочность с пластичностью, так как при смещении атомов друг относительно друга не происходит разрыв связей.
Металлы хорошо проводят тепло и электричество, они достаточно прочны, их можно деформировать без разрушения. Некоторые металлы ковкие (их можно ковать), некоторые тягучие (из них можно вытягивать проволоку). Эти уникальные свойства объясняются особым типом химической связи, соединяющей атомы металлов между собой – металлической связью.
Поляризация ионов сочетает их поляризуемость и поляризующее действие.
- - деформация электронной оболочки.
В электрическом поле ион или молекула деформируются, т.е. в них происходит относительное смещение ядер и электронов. Такая деформируемость ионов и молекул называется поляризуемостью.
Поляризуемость анионов, как правило, значительно выше поляризуемости катионов.
При одинаковой структуре электронных оболочек поляризуемость иона уменьшается по мере увеличения положительного заряда, например, в ряду:
Для ионов электронных аналогов поляризуемость увеличивается с ростом числа электронных слоев, например: или .
Поляризующее действие анионов, как правило, значительно меньше, чем поляризующее действие катионов. Это объясняется большими размерами анионов по сравнению с катионами.
Поляризующая способность увеличивается в ряду , т.к. радиусы увеличиваются и электрическое поле, создаваемое ионом, уменьшается.
Если элементы образуют ионы различного заряда, то его поляризуемость будет тем меньше, чем больше его заряд, т.к рост заряда приводит к уменьшению связи электрона с ядром.
Влияние поляризации ионов на свойства веществ
Представления о поляризации ионов помогают объяснить различия в свойствах многих однотипных веществ. Например, сравнение хлоридов натрия и калия с хлоридом серебра показывает, что при близких ионных радиусах поляризуемость катиона Ag+, имеющего 18-электронную внешнюю оболочку, выше, что приводит к увеличению прочности связи металл-хлор и меньшей растворимости хлорида серебра в воде.
Взаимная поляризация ионов облегчает разрушение кристаллов, что приводит к понижению температур плавления веществ. По этой причине температура плавления TlF (327 oС) существенно ниже, чем RbF (798 oC). Температура разложения веществ также понижатся с усилением взаимной поляризации ионов. Поэтому иодиды обычно разлагаются при более низких температурах, чем остальные галогениды, а соединения лития - термически менее устойчивы, чем соединения других щелочных элементов.
Деформируемость электронных оболочек сказывается и на оптических свойствах веществ. Чем более поляризована частица, тем ниже энергия электронных переходов. Если поляризация мала, возбуждение электронов требует более высокой энергии, что отвечает ультрафиолетовой части спектра. Такие вещества обычно бесцветны. В случае сильной поляризации ионов возбуждение электронов происходит при поглощении электромагнитного излучения видимой области спектра. Поэтому некоторые вещества, образованные бесцветными ионами, окрашены.
