Енергията на прекъсване на таблица с химични връзки. Как да изчислим енергията на връзката

Урок

Астрахан

Химическа връзка: Учебник / Рябухин Ю. И. - Астрахан: Астрахан. състояние технология ун-т, 2013. - 40 с.

Предназначен за студенти от инженерни и нехимически специалности.

Съответства на държавните образователни стандарти за висше професионално образование

Ил.: 15 сн., Таблица: 1, библиография: 6 заглавия, прил.

Печат по решение на катедра „Общи, неорганични и аналитична химия”(Протокол № __ от _________ 2013 г.)

Рецензент: канд. хим. наук, доцент Лебедева A.P.

ВЪВЕДЕНИЕ

В природата химически елементи под формата на свободни атоми (с изключение на благородни газове - елементи от група VIIIA) практически не се срещат. Обикновено атомите на химичен елемент взаимодействат или помежду си, или с атоми на други елементи, образувайки химични връзки с появата съответно на прости или сложни вещества. В същото време молекулите на различни вещества взаимодействат помежду си.

Доктрината на химическа връзкаформира основата на цялата теоретична химия.

Химическа връзка 1 - това е набор от сили, които свързват атомите един с друг в по-стабилни структури - молекули или кристали.

Образуването на молекули и кристали се дължи главно на кулоновското привличане между електрони и атомни ядра.

Природата на химическата връзка е разбрана едва след откриването на законите на квантовата (вълнова) механика, които управляват микросвета. Съвременната теория отговаря на въпросите защо възниква химическа връзка и каква е природата на нейните сили.

Образуването на химични връзки е спонтанен процес; в противен случай не биха съществували нито прости, нито сложни вещества. От термодинамична гледна точка причината за образуването на химическа връзка е намаляването на енергията на системата.

Образуването на химическа връзка е придружено от освобождаване на енергия, а разрушаването й изисква изразходване на енергия.

Характеристиките на химичната връзка са нейната енергия и дължина.

Енергия на химическа връзка е енергията, освободена в процеса на неговото формиране и характеризираща неговата сила; енергията на свързване се изразява в kJ на мол от образуваното вещество (E Св. , kJ/mol) 2 .

Колкото по-голяма е енергията на химическата връзка, толкова по-силна е връзката. Енергията на химичната връзка на двуатомната молекула се оценява чрез сравняването й със състоянието, предхождащо образуването й. За многоатомни молекули със същия тип връзка се изчислява средната енергия на химическата връзка (например за H 2 O или CH 4).

Средна енергия на химическата връзкасе определя чрез разделяне на енергията на образуване на молекула на броя на нейните връзки.

Дължина на химическа връзканаречено разстоянието между ядрата на атомите в една молекула.

Дължината на връзката се определя от размера на свързващите атоми и степента на припокриване на техните електронни обвивки.

Например за флуороводород и йодид:

л HF< лЗдрасти

В зависимост от вида на свързаните частици (атоми или молекули), има вътрешномолекулни връзкичрез които се образуват молекули и междумолекулни връзки,водещи до образуване на асоциати от молекули или до свързване на атоми на отделни функционални групи в една молекула. Тези видове връзки се различават рязко по енергия: за вътрешномолекулните връзки енергията е 100–1000 kJ/mol 1, а за междумолекулните връзки обикновено не надвишава 40 kJ/mol.

Помислете за образованието вътрешномолекулно химическа връзкана примера на взаимодействието на водородните атоми.

Когато два водородни атома се приближат един до друг, между техните електрони се получава силно обменно взаимодействие с антипаралелни завъртания, което води до появата на обща електронна двойка. Това увеличава електронната плътност в междуядреното пространство, което допринася за привличането на ядра, взаимодействащи атоми. В резултат на това енергията на системата намалява и системата става по-стабилна - химическа връзка(Фиг. 1).

Ориз. 1. Енергийна диаграма на образуването на химична връзка между водородни атоми

Системата има минимум енергия на определено разстояние между ядрата на атомите; при по-нататъшно приближаване на атомите енергията нараства поради увеличаването на силите на отблъскване между ядрата.

В зависимост от това как общата електронна двойка взаимодейства с ядрата на свързаните атоми, има три основни типа химична връзка: овални, йонни, метални и водородни връзки.

Енергия на връзкатае енергията, освободена при образуването на молекула от единични атоми. Енергията на свързване е енергията, която се абсорбира, когато два атома са разделени на безкрайно разстояние един от друг. А енталпията на образуване е топлината, която се отделя, когато дадено вещество е получено от прости вещества, тоест, казано на езика на енергиите на връзките, първо атомите на простите вещества се разпространяват на безкрайно голямо разстояние (с поглъщането на енергията ), след това те се комбинират, за да образуват желаното вещество (освобождава се енергия). Разликата е в енталпията на образуване.

Енергията на свързване се различава от ΔH arr. Топлината на образуване е енергията, която се отделя или абсорбира по време на образуването на молекули от прости вещества. Така:

N 2 + O 2 → 2NO + 677,8 kJ / mol - ∆H обр.

N + O → NO - 89,96 kJ / mol - E St.

За двуатомни молекули енергията на връзката е равна на енергията на дисоциация, взета с обратен знак: например в молекулата F 2 енергията на връзката между атоми F-Fравно на - 150,6 kJ / mol.

За многоатомни молекули с един вид връзка, например за AB n молекули, средната енергия на свързване е 1/nчаст от общата енергия на образуване на съединение от атоми. И така, енергията на образуване на CH 4 \u003d -1661,1 kJ / mol. Тъй като има четири връзки в CH 4 молекулата, енергията на една C-H връзка е 415,3 kJ / mol. Изследване на голяма част от известни в момента данни за енергии на свързване показва, че енергията на свързване между определена двойка атоми често се оказва постоянна стойност, при условие че останалата част от молекулата се променя малко. Така че, в наситени въглеводороди E st (C - H) = 415,3 kJ / mol, E st (C - C) = 331,8 kJ / mol.

Енергиите на връзката в молекули, състоящи се от еднакви атоми, намаляват в групи отгоре надолу.С течение на периода енергията на връзката се увеличава. В същата посока се увеличава и електронен афинитет.

В последния параграф дадохме пример за изчисляване на топлинния ефект на реакция:

C (tv) + 2 H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + 76 kJ / mol.

В този случай 76 kJ не е само топлинният ефект на дадено химическа реакция, но също топлина на образуване на метан от елементи .

ЕНТАЛПИЯ е топлинният ефект на реакция, измерен (или изчислен) за случая, когато реакцията протича в отворен съд (т.е. при постоянно налягане). Означава се като ∆H.

Когато обемът, зает от реакционните продукти, се различава от обема, зает от реагентите, химическата система може да извърши допълнителна работа PΔV (където P е налягането, а ΔV е промяната в обема). Следователно ΔН и ΔЕ са свързани помежду си чрез връзката:

ΔH = ΔE + PΔV

Така че, ако реакцията не се извършва в "бомба", тогава ЕНТАЛПИЯ и ТОПЛИВЕН ЕФЕКТ съвпадат един с друг. Енталпията се нарича още "топлинно съдържание". Ако проведем реакцията за получаване на вода в отворен съд, тогава 286 kJ / mol е "топлината" ΔH, съдържаща се във водорода и кислорода за случая, когато получаваме вода от тях. Тъй като първоначалните вещества (водород и кислород) бяха в нашия експеримент при стандартни условия (25 ° C и налягане 1 атм) и ние също доведохме реакционния продукт (вода) до стандартни условия, имаме право да кажем, че 286 kJ / mol е СТАНДАРТНА ТОПЛИНА НА ОБРАЗУВАНЕ НА ВОДАТА или, което е същото - СТАНДАРТНА ЕНТАЛПИЯ НА ОБРАЗУВАНЕ НА ВОДАТА. Ако от същите елементи получим не вода, а водороден прекис H 2 O 2, тогава "топлинното съдържание" на такава химическа система ще бъде различно (187,6 kJ / mol). В хода на реакциите с образуване на 1 mol вода или 1 mol H 2 O 2 се отделя различно количество енергия, което се очакваше. По-нататък по-често ще наричаме стандартната топлина на образуване на веществата като стандартна енталпия на образуване ΔН. За да се подчертае валидността на тази стойност само за стандартенусловия, в таблиците е обозначен, както следва: ΔН около 298

Малка "нула" до ΔH традиционно символизира определено стандартно състояние, а числото 298 напомня, че стойностите са дадени за вещества при 25 ° C (или 298 K). Стандартна енталпия не е задължителнотрябва да бъде енталпията на образуване на веществото от елементите. Можете да получите стойността на стандартната енталпия ΔH около 298 за всяка химическа реакция. Но в нашия случай, с производството на вода от водород и кислород, получихме точно стандартната енталпия на образуване на вода. Записва се, както следва: H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O (ΔH o 298 = -286 kJ / mol)

Откъде дойде знакът минус пред топлинния ефект? Тук авторът с въздишка трябва да информира читателя за още една особеност на представянето на топлината (и енталпията) в термодинамиката. Тук е прието изгубенпредставлява енергия от всяка система със знак минус. Помислете например за вече познатата система от молекули метан и кислород. Като резултат екзотермиченмежду тях възникват реакции. избортоплина: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) + 890 kJ

Тази реакция може да се запише и с друго уравнение, където отделената („загубена“) топлина има знак минус: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) - 890 kJ = CO 2 (g) + 2 H 2 O (л)

По традиция, енталпията на това и други екзотермиченреакциите в термодинамиката обикновено се записват със знака "минус": ΔН о 298 = –890 kJ/mol (освобождава се енергия).

Обратно, ако в резултат ендотермиченреакционна система погълнатенергия, то енталпията на такава ендотермична реакция се записва със знака "плюс". Например, за вече познатата реакция за получаване на CO и водород от въглища и вода (при нагряване): C (tv) + H 2 O (g) + 131,3 kJ = CO (g) + H 2 (g)

(ΔН около 298 = +131,3 kJ / mol)

Просто трябва да свикнете с тази характеристика на термодинамичния език, въпреки че в началото объркването със знаците може да бъде доста досадно при решаването на проблеми.

Нека първо се опитаме да решим същия проблем термодинамикаскала (където топлината, отделена от реакцията, има знак минус), а след това в термохимиченскала (която използвахме в предишния параграф и където енергията, освободена от реакцията, има знак плюс).

И така, нека дадем пример за изчисляване на топлинния ефект на реакцията: Fe 2 O 3 (tv) + 3 C (графит) \u003d 2 Fe (tv) + 3 CO (g)

Тази реакция протича в доменна пещпри много високи температури (около 1500 o C). В справочниците къде термодинамикаскала, можете да намерите стандартните топлина на образуване на Fe 2 O 3 (ΔH o 298 = -822,1 kJ / mol) и CO (ΔH o 298 = - 110,5 kJ / mol). Другите две вещества в това уравнение, въглеродът и желязото, са елементи, което означава, че тяхната топлина на образуване е по дефиниция нула. Следователно стандартната топлина на разглежданата реакция е равна на:

ΔН около 298 = 3× (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 kJ

Така че, реакцията на редукция на въглерода с железен оксид (III) е ендотермичен(ΔН около 298 е положително!), а редукцията на един мол Fe 2 O 3 с три мола въглерод ще изисква 490,6 kJ, ако изходните материали преди началото на реакцията и продуктите след края на реакцията са под стандартни условия (тоест при стайна температура и атмосферно налягане). Няма значение, че изходните материали трябваше да се нагреят силно, за да се осъществи реакцията. Стойността на ΔН о 298 = +490,6 kJ отразява "чистия" термичен ефект на ендотермичната реакция, при която реагентите първо се нагряват от външен източник на топлина от 25 до 1500 ° C, а в края на реакцията продуктите охлажда се отново до стайна температура, като се оставя цялата топлина до заобикаляща среда. В този случай дадената топлина ще бъде по-малка, отколкото е трябвало да се изразходва за нагряване, тъй като част от топлината е била погълната в реакцията.

Нека направим същото изчисление, използвайки термохимиченмащаб. Да предположим, че знаем топлината на изгаряне на въглерод и желязо в кислород (при постоянно налягане):

1) C + 1/2 O 2 = CO + 110,5 kJ

2) 2 Fe + 3/2 O 2 = Fe 2 O 3 + 822,1 kJ

За да получим топлинния ефект на реакцията, която ни интересува, умножаваме първото уравнение по 3 и пренаписваме второто в обратен ред:

1) 3 C + 3/2 O 2 = 3 CO + 331,5 kJ

2) Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 2 Fe + 3/2 O 2

Сега добавете двете уравнения член по член: 3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 3 CO + 331,5 kJ + 2 Fe + 3/2 O 2

След намаляване на кислорода в двете части на уравнението (3/2 O 2) и прехвърляне на 822,1 kJ към дясната страна, получаваме: 3 C + Fe 2 O 3 \u003d 3 CO + 2 Fe - 490,6 kJ

кинетика на химичните реакции- глава физическа химияизучаване на закономерностите на химичните реакции във времето, зависимостта на тези закономерности от външни условия, както и механизмите на химичните трансформации.Химичната кинетика е наука за скоростите и закономерностите на химичните процеси във времето.

Химическата кинетика изучава механизма на процеса, т.е. тези междинни етапи, състоящи се от елементарни действия, през които системата преминава от първоначалното състояние в крайното.

Химическата кинетика изучава скоростите на тези стъпки и факторите, влияещи върху скоростта им.

Уравнението на химичната реакция показва първоначалното състояние на системата (първоначални вещества) и нейното крайно състояние (продукти на реакцията), но не отразява механизма на процеса.

Химическа връзка и молекулярна структура

Тъй като свойствата на веществата бяха изследвани, се наложи тяхното обяснение и описание. На първо място, самият факт на образуването на молекули и структурни единици (СЕ) от атоми изискваше обяснение, т.е. естеството и величината на енергията на привличане на атомите в веществата - енергия на химическата връзка.

Установено е и специално свойство на химическата връзка, което

рояк може да се определи като насищаемост:атом в молекула или СЕ има определен валентности може да има малък брой валентности. За свойствата на молекулите и SE е важен не само броят на определени атоми в тях, но и редът на подреждане (структурна теория
А.М. Бутлеров), разстоянието между атомите и геометрията на молекулите и SE ( стереохимия- Вант Хоф и Льо Бел).

И накрая, веществата имат определени оптични (цвят, спектри), електрически (диполен момент, заряди върху атомите) и магнитни свойства, които трябва да бъдат обяснени от гледна точка на тяхната структура.

Идеите за същността на силите на привличане между атомите следват големите открития във физиката: откриването на закона за всемирното привличане – теорията за гравитационното взаимодействие на атомите (Бергман и Бертолет); отваряне електрически явления- електрохимична теория (Берцелиус); откриването на електроните доведе до развитието на т. нар. електронни теории за химическите връзки (Морозов, Косел, Луис, Писаржевски, Михайленко, Хайтлер и Лондон, Мъликен и Хунд и др.).

Съвременната теория за структурата на химичните връзки се основава на квантовомеханичните концепции за движението на електроните в атоми, молекули и други СЕ вещества; доказа, че привличането между атомите може да се представи като електростатично взаимодействие на електронни облаци и положително заредени ядра.

Основните характеристики на химическата връзка

Химичната връзка е намаляване на енергията на атомите по време на образуването на молекула или СЕ. ЕнергияХимическата връзка може да се определи като енергията, необходима за прекъсване на тази връзка. За двуатомна молекула тя е равна на енергията (енталпията) на дисоциация, например:

H 2 = 2H, ΔH 0 \u003d En-n = 432 kJ.

В случай на многоатомни молекули, енергията на свързване зависи от състоянието на реагентите и продуктите. Така енергиите на последователно разкъсване на идентични връзки не са равни една на друга,Например в молекула на метан:

CH 4 ® CH 3 + H, E 1 \u003d 427 kJ / mol;

CH 3 ® CH 2 + H, E 2 \u003d 368 kJ / mol;

CH 2 ® CH + H, E 3 \u003d 519 kJ / mol;

CH ® C + H, E 14 \u003d 335 kJ / mol;

CH 4 ® C + 4H, 4Es-n \u003d 1649 kJ / mol.

Въпреки това, тяхната сума е равна на енергията на едновременното разкъсване на всички връзки. Средната енергия на тези четири връзки, Ec-n = 1649/4 » 412 kJ, се различава значително от всяка от четирите. От друга страна, има приблизителен модел: химичните връзки между едни и същи атоми в различни молекули са приблизително еднакви,ако атомите са в еднакви валентни състояния. Валентното състояние на атома се разбира като броя и вида (виж по-долу) на образуваните от него химични връзки в разглежданото съединение. Ето защо енергиите на последователно разкъсване на връзките в метана се различават.

Таблица 4.1 показва средните стойности на енергиите на химичните връзки, които са приблизително еднакви за различните съединения.

Могат да се отбележат и други закономерности. Например, енергиите на химичните връзки между същите два атома могат да се различават около 2 и 3 пъти. Това доведе до въвеждането на концепцията за единични (единични), двойни и тройни връзки (E c-c "350, E c=c" 600, E cºc "820 kJ/mol). Тази функция се нарича множественост на комуникацията.

Показано е също, че в серия от съединения от същия тип енергията на свързване се променя редовно: E n-F > E H-Cl > E n-Br > E n-I.

Въпреки това, в друга серия, енергията на свързване се променя неравномерно:

E F-F< E Cl-Cl >E Br-Br > E I-I, което изисква обяснение от гледна точка на структурата на молекулите.

Дължина на връзката.За разлика от размера на атома, той може да се определи точно: той е равен на разстоянието между центровете на съседните атоми в молекулата. Дължините на връзките са от същия порядък (> 100 pm) като диаметрите на атомите - това е тривиално заключение, тъй като условните (ефективни) радиуси на атомите се намират чрез разделяне на междуядрените разстояния на две части. Тоест дължината на връзката може да бъде приблизително определена чрез добавяне на съответните радиуси на атоми или йони:

d A-B » r A + r B » (d A-A + d B-B) /2

Дължините на връзката зависят от валентното състояние на атомите, тоест например от множеството на връзката: d c-c » 154 pm, d c=c » 134 pm и
д сºс » 120 ч.

Сравнението на дължините на връзките с техните енергии показва, че има обратна връзка между тях: колкото по-дълга е дължината, толкова по-ниска е енергията на свързване(Таблица 4.1). Има и редовна промяна в дължините на връзките от един и същи тип в зависимост от позицията на елементите в Периодичната система, което се дължи на сходни промени в размерите на атомите и йоните.

Таблица 4.1

Средни енергии (E St) и дължини (d St) на някои химични връзки

Валентни ъгли- ъгли между връзките, образувани от един атом в молекула или СЕ. Те зависят от естеството на атомите (електронната им структура) и естеството на химичната връзка (ковалентна, йонна, водородна, метална, обикновена, множествена). В момента ъглите на свързване се определят много точно по същите методи като дължините на връзката. Например, доказано е, че молекулите AB 2 могат да бъдат линейни (CO 2) или ъглови (H 2 O), AB 3 - триъгълни (BF 3) и пирамидални (NH 3), AB 4 - тетраедрични (CH 4), или квадратни (PtCl 4) -, или пирамидални (SbCl 4) -, AB 5 - тригонално-бипирамидални (PCl 5), или тетрагонално-пирамидални (BrF 5), AB 6 - октаедрични (AlF 6) 3 - и др.

Ъглите на връзката естествено се променят с увеличаване на серийния номер в периодичната таблица. Например, ъгълът H-E-H за H 2 O, H 2 S, H 2 Se намалява (104,5; 92 и 90 0, съответно).

Енергиите, дължините и ъглите на връзките са важна информацияза естеството на химическата връзка. Връзка между електронна структурамолекули и тези характеристики са разгледани по-долу.

Спектри на молекули.От голямо значение за определяне на размера, геометрията и електронната структура на молекулите и кондензираните вещества са техните спектри. Те обикновено представляват зависимостта на интензитета (I) на поглъщането или излъчването на енергия от вещество (под формата на фотони, електрони или йони) от енергията на външно въздействие върху веществото. При което азобикновено се измерва с броя на квантите за единица време на единица повърхност или обем, а енергийната скала - в единици енергия, честота или дължина на вълната.

В науката в момента има огромен брой спектрални методи за изследване на вещества, които се различават значително по видовете облъчване (радиовълни, инфрачервена, видима или ултравиолетова светлина, рентгенови и g-лъчи, лъчи от елементарни частици - електрони, позитрони , протони, неутрони ..... ), видове записани явления, свързани с елементите от структурата на материята.

Методите на електронната спектроскопия в ултравиолетовите и видимите области на спектъра регистрират и изследват преходите на валентните електрони от едно електронно състояние в друго (това съответства на преходите между валентните атомни орбитали). Преходите съответстват на линиите E 1, E 2 и E 3, показани на фигура 3.1.

Методите на инфрачервената вибрационна спектроскопия изследват вибрациите на атомите в молекули и кондензирани вещества. Проучванията показват, че тези вибрации, подобно на електронните преходи, са квантизирани. Енергиите на прехода за една връзка се променят редовно (DEcol. на фиг. 3.1).

Измерването и изследването на тези преходи, както и спектрите на въртене на молекулите, дава възможност да се определи енергията на връзката, размера и формата на молекулите.

Магнитни свойства.Както е известно от курса на физиката, всички вещества взаимодействат с магнитно поле. Има два основни типа взаимодействие на материята с магнитно поле.

1. Парамагнитнивзаимодействие - атомите и молекулите на веществото имат несдвоени електрони, веществото се намагнетизира в магнитно поле и се изтегля между полюсите на магнита.

2. Диамагнитнивзаимодействие - в атомите и молекулите на материята всички електрони са сдвоени, магнитни моментикомпенсирано, веществото не е магнетизирано, но изпитва леко отблъскване от междуполярното пространство.

В първия случай силовите линии магнитно полесгъстяват, а във втория - се разреждат под действието на веществото. Парамагнитните вещества включват всички атоми (Li, B, N, F и др.), както и молекули (NO, NO 2 , CO + , N 2 + , 3+) с нечетен брой електрони. Някои молекули и вещества, които имат четен брой електрони, също са парамагнитни (O 2 , F 2 2+ , 2+ и др.) Очевидно е, че тези факти са свързани с електронната структура на съответните вещества.

Други видове взаимодействия - феромагнитни и антиферомагнитни - са резултат от взаимодействието на елементарни магнити (несдвоени електрони) на съседни атоми и молекули в веществото и няма да бъдат разглеждани в този курс.

Билет номер 10.
1.Характеристики на химичната връзка - енергия, дължина, кратност, полярност.
Причината за образуването на химическа връзка.

Химическа връзка - набор от взаимодействия на атоми, водещи до образуването на стабилни системи (молекули, комплекси, кристали.). Възниква, ако в резултат на припокриването на e облаци от атоми, общата енергия на системата намалява. Мярката за сила е енергията на връзката, която се определя от работата, необходима за разрушаването на тази връзка.
Видове хим. връзки: ковалентни (полярни, неполярни, обменни и донорно-акцепторни), йонни, водородни и метални.
Дължината на връзката е разстоянието между центровете на атомите в една молекула. Енергията и дължината на връзките зависят от естеството на разпределението Ел. плътност между атомите. Разпределението на плътността е повлияно от пространствената ориентация на химикала. връзки. Ако 2-атомните молекули винаги са линейни, тогава формите на многоатомните молекули могат да бъдат различен.
Ъгълът между въображаеми линии, които могат да бъдат начертани през центровете на свързаните атоми, се нарича валентен ъгъл. Разпределението на плътността e също зависи от размера на a. и тяхното ео. В хомоатомна Ел. плътността е равномерно разпределена. При хетероатомните той се измества в посоката, която допринася за намаляване на енергията на системата.
Енергията на свързване е енергията, която се освобождава при образуването на молекула от единични атоми. Енергията на свързване се различава от ΔHrev. Топлината на образуване е енергията, която се отделя или абсорбира по време на образуването на молекули от прости вещества. Така:

N2 + O2 → 2NO + 677,8 kJ/mol – ∆Harr.

N + O → NO - 89,96 kJ / mol - E St.

Множеството на връзката се определя от броя на електронните двойки, участващи във връзката между атомите. Химическата връзка се дължи на припокриването на електронни облаци. Ако това припокриване се случи по линията, свързваща ядрата на атомите, тогава такава връзка се нарича σ-връзка. Може да се образува от s - s електрони, p - p електрони, s - p електрони. Химическа връзка, осъществявана от една електронна двойка, се нарича единична връзка.
Ако връзката е образувана от повече от една двойка електрони, тогава тя се нарича кратна.
Множествена връзка се образува, когато има твърде малко електрони и свързващи атоми за всяка свързана валентна орбитала на централния атом, за да се припокрие с която и да е орбитала на заобикалящия атом.
Тъй като p-орбиталите са строго ориентирани в пространството, те могат да се припокриват само ако p-орбиталите на всеки атом, перпендикулярен на междуядрената ос, са успоредни една на друга. Това означава, че в молекули с множествена връзка няма въртене около връзката.

Ако една двуатомна молекула се състои от атоми на един елемент, като молекулите H2, N2, Cl2 и т.н., тогава всеки електронен облак, образуван от обща двойка електрони и осъществяващ ковалентна връзка, се разпределя в пространството симетрично по отношение на ядра на двата атома. В този случай ковалентната връзка се нарича неполярна или хомеополярна. Ако двуатомната молекула се състои от атоми на различни елементи, тогава общият електронен облак се измества към един от атомите, така че има асиметрия в разпределението на заряда. В такива случаи ковалентната връзка се нарича полярна или хетерополярна.

За да се оцени способността на атом от даден елемент да придърпа обща електронна двойка към себе си, се използва стойността на относителната електроотрицателност. Колкото по-голяма е електроотрицателността на един атом, толкова по-силно той привлича обща електронна двойка. С други думи, когато се образува ковалентна връзка между два атома на различни елементи, общият електронен облак се измества към по-електроотрицателен атом и в по-голяма степен, толкова повече се различава електроотрицателността на взаимодействащите атоми. Стойностите на електроотрицателността на атомите на някои елементи по отношение на електроотрицателността на флуора, която се приема за 4.
Електроотрицателността естествено се променя в зависимост от позицията на елемента в периодична система. В началото на всеки период има елементи с най-ниска електроотрицателност - типични метали, в края на периода (преди благородните газове) - елементи с най-висока електроотрицателност, т.е. типични неметали.

За елементи от една и съща подгрупа електроотрицателността има тенденция да намалява с увеличаване на ядрения заряд. По този начин, колкото по-типичен елемент е метал, толкова по-ниска е неговата електроотрицателност; колкото по-типичен е един неметален елемент, толкова по-висока е неговата електроотрицателност.

Причината за образуването на химическа връзка. Мнозинство атоми химични елементив индивидуална форма не съществува, тъй като те взаимодействат помежду си, образувайки сложни частици (молекули, йони и радикали). Между атомите действат електростатични сили, т.е. силата на взаимодействие на електрически заряди, чиито носители са електрони и ядра на атоми. Валентните електрони играят основна роля при образуването на химическа връзка между атомите.
Причините за образуването на химическа връзка между атомите могат да се търсят в електростатичната природа на самия атом. Поради наличието в атомите на пространствено разделени области с електрически заряд, могат да възникнат електростатични взаимодействия между различни атоми, които могат да държат тези атоми заедно.
Когато се образува химическа връзка, има преразпределение в пространството на електронните плътности, които първоначално принадлежат на различни атоми. Тъй като електроните на външното ниво са най-слабо свързани с ядрото, именно тези електрони играят основната роля при образуването на химическа връзка. Броят на химичните връзки, образувани от даден атом в съединението, се нарича валентност. Поради тази причина електроните на външното ниво се наричат валентни електрони.

2.Характеристики на химичната връзка - енергия, дължина, кратност, полярност.

Енергията на свързване е енергията, която се освобождава при образуването на молекула от единични атоми. Енергията на свързване се различава от ΔHrev. Топлината на образуване е енергията, която се освобождава или абсорбира по време на образуването на молекули от прости вещества.(Енергиите на връзката в молекулите, състоящи се от еднакви атоми, намаляват в групи отгоре надолу)

За двуатомните молекули енергията на връзката е равна на енергията на дисоциация, взета с обратен знак: например, в молекулата F2, енергията на връзката между F-F атомите е - 150,6 kJ / mol. За многоатомни молекули с един вид връзка, например за ABn молекули, средната енергия на свързване е равна на 1/n от общата енергия на образуване на съединение от атоми. И така, енергията на образуване на CH4 = -1661,1 kJ / mol.

Ако повече от два различни атома се комбинират в една молекула, тогава средната енергия на свързване не съвпада със стойността на енергията на дисоциация на молекулата. Ако в една молекула присъстват различни видове връзки, тогава на всяка от тях може приблизително да се припише определена стойност на Е. Това позволява да се оцени енергията на образуване на молекула от атоми. Например, енергията на образуване на пентанова молекула от въглеродни и водородни атоми може да се изчисли по уравнението:

E = 4EC-C + 12EC-H.

Дължината на връзката е разстоянието между ядрата на взаимодействащите атоми. Предварителната оценка на дължината на връзката може да се основава на атомни или йонни радиуси или от резултатите от определяне на размера на молекулите с помощта на числото на Авогадро. И така, обемът на една молекула вода: , o

Колкото по-висок е редът на връзката между атомите, толкова по-къс е той.

Множество: Множеството на връзката се определя от броя на електронните двойки, участващи във връзката между атомите. Химическата връзка се дължи на припокриването на електронни облаци. Ако това припокриване се случи по линията, свързваща ядрата на атомите, тогава такава връзка се нарича σ-връзка. Може да се образува от s - s електрони, p - p електрони, s - p електрони. Химическа връзка, осъществявана от една електронна двойка, се нарича единична връзка.

Ако връзката е образувана от повече от една двойка електрони, тогава тя се нарича кратна.

Множествена връзка се образува, когато има твърде малко електрони и свързващи атоми за всяка свързана валентна орбитала на централния атом, за да се припокрие с която и да е орбитала на заобикалящия атом.

Тъй като p-орбиталите са строго ориентирани в пространството, те могат да се припокриват само ако p-орбиталите на всеки атом, перпендикулярен на междуядрената ос, са успоредни една на друга. Това означава, че в молекули с множествена връзка няма въртене около връзката.

Полярност: Ако една двуатомна молекула се състои от атоми на един елемент, като молекулите H2, N2, Cl2 и т.н., тогава всеки електронен облак, образуван от обща двойка електрони и осъществяващ ковалентна връзка, се разпределя в пространството симетрично по отношение към ядрата на двата атома. В този случай ковалентната връзка се нарича неполярна или хомеополярна. Ако двуатомната молекула се състои от атоми на различни елементи, тогава общият електронен облак се измества към един от атомите, така че има асиметрия в разпределението на заряда. В такива случаи ковалентната връзка се нарича полярна или хетерополярна.

Изместването на общия електронен облак по време на образуването на полярна ковалентна връзка води до факта, че средната отрицателна плътност на електрическия заряд е по-висока в близост до по-електроотрицателен атом и по-ниска в близост до по-малко електроотрицателен. В резултат на това първият атом придобива излишък отрицателен, а вторият - излишен положителен заряд; тези заряди обикновено се наричат ефективни заряди на атомите в молекулата.

3. Причината за образуването на химична връзка е желанието на атомите на металите и неметалите, чрез взаимодействие с други атоми, да постигнат по-стабилна електронна структура, подобна на структурата на инертните газове. Има три основни типа връзки: ковалентни полярни, ковалентни неполярни и йонни.

Ковалентната връзка се нарича неполярна, ако споделената електронна двойка принадлежи еднакво и на двата атома. Ковалентна неполярна връзка възниква между атоми, чиято електроотрицателност е еднаква (между атоми на един и същи неметал), т.е. в прости вещества. Например, в молекулите на кислорода, азота, хлора, брома връзката е ковалентна неполярна.
Ковалентната връзка се нарича полярна, ако споделената електронна двойка е изместена към един от елементите. Ковалентна полярна връзка възниква между атоми, чиято електроотрицателност се различава, но не много, т.е. в сложни вещества между атоми на неметали. Например, в молекулите на вода, хлороводород, амоняк, сярна киселина, връзката е ковалентно полярна.
Йонната връзка е връзка между йони, осъществявана поради привличането на противоположно заредени йони. Възниква йонна връзка между атомите на типичните метали ( основна подгрупапървата и втората група) и атоми на типични неметали (основната подгрупа на седмата група и кислород).
4. Химичен баланс. Равновесна константа. Изчисляване на равновесни концентрации.
Химическото равновесие е състояние на химическа система, при която една или повече химични реакции протичат обратимо и скоростите във всяка двойка реакции напред-назад са равни една на друга. За система в химическо равновесие, концентрациите на реагентите, температурата и други параметри на системата не се променят с времето.

A2 + B2 ⇄ 2AB

В състояние на равновесие скоростите на предната и обратната реакция стават равни.

Равновесна константа - стойност, която определя за дадена химична реакция съотношението между изходните материали и продуктите в състояние на химическо равновесие. Познавайки равновесната константа на реакцията, е възможно да се изчисли равновесният състав на реакционната смес, граничния добив на продуктите и да се определи посоката на реакцията.

Начини за изразяване на равновесната константа:
За реакция в смес от идеални газове, равновесната константа може да бъде изразена чрез равновесните парциални налягания на компонентите pi по формулата:

където νi е стехиометричният коефициент (приема се, че е отрицателен за изходните вещества, положителен за продуктите). Kp не зависи от общото налягане, от първоначалните количества вещества или от това кои участници в реакцията са взети за първоначални, а зависи от температурата.

Например, за реакцията на окисление на въглероден оксид:
2CO + O2 = 2CO2

Равновесната константа може да се изчисли от уравнението:

Ако реакцията протича в идеален разтвор и концентрацията на компонентите се изразява чрез моларност ci, равновесната константа приема формата:

За реакции в смес от реални газове или в реален разтвор, летливост fi и активност ai се използват съответно вместо парциално налягане и концентрация:

В някои случаи (в зависимост от начина на изразяване) равновесната константа може да бъде функция не само на температурата, но и на налягането. Така че, за реакция в смес от идеални газове, парциалното налягане на компонент може да бъде изразено съгласно закона на Далтон чрез общото налягане и молната част на компонента (), тогава е лесно да се покаже, че:

където Δn е промяната в броя на моловете вещества по време на реакцията. Вижда се, че Kx зависи от налягането. Ако броят на моловете реакционни продукти е равен на броя на моловете изходни материали (Δn = 0), тогава Kp = Kx.

Лекция за учители

Химична връзка (наричана по-долу връзка) може да се определи като взаимодействие на два или повече атома, в резултат на което се образува химически стабилна многоатомна микросистема (молекула, кристал, комплекс и др.).

Комуникацията е централна за съвременна химия, тъй като химията като такава започва там, където свършва изолираният атом и започва молекулата. По същество всички свойства на веществата се дължат на особеностите на връзките в тях. Основната разлика между химическа връзка и други видове взаимодействие между атомите е, че нейното образуване се определя от промяна в състоянието на електроните в молекулата в сравнение с първоначалните атоми.

Теорията на комуникацията трябва да даде отговори на редица въпроси. Защо се образуват молекули? Защо някои атоми взаимодействат, а други не? Защо атомите се комбинират в определени съотношения? Защо атомите са подредени в пространството по определен начин? И накрая, е необходимо да се изчисли енергията на връзката, нейната дължина и други количествени характеристики. Съответствието на теоретичните идеи с експерименталните данни трябва да се разглежда като критерий за истинността на една теория.

Има два основни метода за описание на връзката, които ви позволяват да отговорите на поставените въпроси. Това са методите на валентните връзки (ВС) и молекулярните орбитали (МО). Първият е по-ясен и прост. Вторият е по-строг и универсален. От съображения за по-голяма яснота, фокусът тук ще бъде върху метода VS.

Квантовата механика дава възможност да се опише комуникацията въз основа на най-общите закони. Въпреки че има пет вида връзки (ковалентни, йонни, метални, водородни и междумолекулни връзки), връзката е една по природа и разликите между нейните типове са относителни. Същността на общуването е в кулоновското взаимодействие, в единството на противоположностите – привличане и отблъскване. Разделянето на връзката на видове и разликата в методите за нейното описание показва по-скоро не разнообразието на връзката, а липсата на знания за нея на настоящия етап от развитието на науката.

Тази лекция ще обхване материал, свързан с теми като енергия на химическата връзка, квантово-механичен модел на ковалентна връзка, обменни и донорно-акцепторни механизми за образуване на ковалентна връзка, възбуждане на атоми, множественост на връзките, хибридизация на атомни орбитали, електроотрицателност на елементи и полярност на ковалентна връзка, концепцията за метода на молекулярните орбитали, химическо свързване в кристали.

Енергия на химическа връзка

Съгласно принципа на най-малката енергия вътрешната енергия на молекулата, в сравнение със сумата от вътрешните енергии на съставните й атоми, трябва да намалява. Вътрешната енергия на една молекула включва сумата от енергиите на взаимодействие на всеки електрон с всяко ядро, всеки електрон с един друг електрон, всяко ядро с едно друго ядро. Привличането трябва да надделее над отблъскването.

Най-важната характеристика на връзката е енергията, която определя нейната сила. Мярката за силата на връзката може да бъде както количеството енергия, изразходвано за разрушаването й (енергия на дисоциация на връзката), така и стойността, която, когато се сумира върху всички връзки, дава енергията на образуване на молекула от елементарни атоми. Енергията за разрушаване на връзката винаги е положителна. Енергията на образуване на връзката е същата по големина, но има отрицателен знак.

За двуатомна молекула енергията на свързване е числено равна на енергията на дисоциация на молекулата на атоми и енергията на образуване на молекулата от атоми. Например, енергията на свързване в молекулата HBr е равна на количеството енергия, освободена в процеса H + Br = HBr. Очевидно енергията на свързване на HBr е по-голяма от количеството енергия, освободено по време на образуването на HBr от газообразен молекулен водород и течен бром:

1 / 2H 2 (g.) + 1 / 2Br 2 (l.) \u003d HBr (g.),

до стойността на енергията на изпаряване на 1/2 mol Br 2 и до стойностите на енергиите на разлагане на 1/2 mol H 2 и 1/2 mol Br 2 в свободни атоми.

Квантово-механичен модел на ковалентна връзка по метода на валентните връзки на примера на водородна молекула

През 1927 г. уравнението на Шрьодингер е решено за водородната молекула от немските физици В. Хайтлер и Ф. Лондон. Беше първото късметприлагане на квантовата механика за решаване на комуникационни проблеми. Тяхната работа положи основите на метода на валентните връзки или валентните схеми (VS).

Резултатите от изчисленията могат да бъдат представени графично като зависимости на силите на взаимодействие между атомите (фиг. 1, а) и енергията на системата (фиг. 1, б) от разстоянието между ядрата на водородните атоми. Ядрото на един от водородните атоми ще бъде поставено в началото на координатите, а ядрото на втория ще бъде приближено до ядрото на първия водороден атом по оста на абсцисата. Ако спиновете на електроните са антипаралелни, силите на привличане (виж фиг. 1, а, крива I) и силите на отблъскване (крива II) ще се увеличат. Резултатът от тези сили е представен с крива III. Отначало преобладават привлекателните сили, след това отблъскващите. Когато разстоянието между ядрата стане равно на r 0 = 0,074 nm, силата на привличане се балансира от силата на отблъскване. Балансът на силите съответства на минималната енергия на системата (виж фиг. 1b, крива IV) и следователно на най-стабилното състояние. Дълбочината на „потенциалната ямка“ представлява енергията на свързване E 0 H–H в молекулата H 2 при абсолютна нула. Тя е 458 kJ/mol. Въпреки това, при реални температури, разкъсването на връзката изисква малко по-ниска енергия E H–H, която при 298 K (25 °C) е 435 kJ/mol. Разликата между тези енергии в молекулата H2 е енергията на вибрациите на водородните атоми (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ориз. 1. Зависимост на силите на взаимодействие на атомите (а) и енергията на системата (б)
на разстоянието между ядрата на атомите в молекулата H 2

Когато два водородни атома, съдържащи електрони с успоредни спинове, се приближат един до друг, енергията на системата постоянно нараства (виж фиг. 1b, крива V) и не се образува връзка.

Така квантовомеханичното изчисление даде количествено обяснение на връзката. Ако двойка електрони има противоположни завъртания, електроните се движат в полето на двете ядра. Между ядрата се появява област с висока плътност на електронен облак - излишен отрицателен заряд, който събира положително заредените ядра. От квантовомеханичното изчисление следват разпоредбите, които са в основата на метода VS:

1. Причината за връзката е електростатичното взаимодействие на ядра и електрони.
2. Връзката се образува от електронна двойка с антипаралелни спинове.
3. Насищането на връзката се дължи на образуването на електронни двойки.
4. Силата на връзката е пропорционална на степента на припокриване на електронни облаци.
5. Насочеността на връзката се дължи на припокриването на електронни облаци в областта на максималната електронна плътност.

Обменен механизъм за образуване на ковалентна връзка по VS метода. Насоченост и насищане на ковалентна връзка

Една от най-важните концепции на VS метода е валентността. Числената стойност на валентността в метода VS се определя от броя на ковалентните връзки, които един атом образува с други атоми.

Разглеждан за молекулата H 2, механизмът за образуване на връзка от двойка електрони с антипаралелни спинове, които принадлежат на различни атоми преди образуването на връзката, се нарича обменен механизъм. Ако се вземе предвид само обменният механизъм, валентността на атома се определя от броя на несдвоените му електрони.

За молекули, по-сложни от H 2 , принципите на изчисление остават непроменени. Образуването на връзка води до взаимодействие на двойка електрони с противоположни спинове, но с вълнови функции от същия знак, които се сумират. Резултатът от това е увеличаване на електронната плътност в областта на припокриващи се електронни облаци и свиване на ядрата. Помислете за примери.

В флуорната молекула F 2 връзката се образува от 2p орбитали на флуорни атоми:

Най-високата плътност на електронния облак е близо до 2p орбитала в посока на оста на симетрия. Ако несдвоените електрони на флуорните атоми са в 2p x орбитали, връзката се осъществява в посока на оста x (фиг. 2). На 2p y - и 2p z -орбитали има несподелени електронни двойки, които не участват в образуването на връзки (защриховани на фиг. 2). По-нататък няма да изобразяваме такива орбитали.

Ориз. 2. Образуване на F 2 молекулата

В молекулата на флуороводорода HF връзката се образува от 1s орбитала на водородния атом и 2p x орбитала на флуорния атом:

Посоката на връзката в тази молекула се определя от ориентацията на 2px орбитала на флуорния атом (фиг. 3). Припокриването се случва в посока на оста x на симетрия. Всеки друг вариант на припокриване е енергийно по-неблагоприятен.

Ориз. 3. Образуване на HF молекулата

По-сложните d- и f-орбитали също се характеризират с посоки на максимална електронна плътност по осите на симетрия.

По този начин насочеността е едно от основните свойства на ковалентната връзка.

Насочеността на връзката е добре илюстрирана от примера на молекула на сероводород H 2 S:

Тъй като осите на симетрия на валентните 3p орбитали на серния атом са взаимно перпендикулярни, трябва да се очаква, че молекулата H2S трябва да има ъглова структура с ъгъл между S–H връзките от 90° (фиг. 4). Всъщност ъгълът е близък до изчисления и е равен на 92°.

Ориз. 4. Образуване на молекулата H 2 S

Очевидно броят на ковалентните връзки не може да надвишава броя на свързващите електронни двойки. Въпреки това, насищането като свойство на ковалентна връзка означава също, че ако един атом има определен брой несдвоени електрони, тогава всички те трябва да участват в образуването на ковалентни връзки.

Това свойство се обяснява с принципа на най-малко енергия. С образуването на всяка допълнителна връзка се освобождава допълнителна енергия. Следователно всички валентни възможности са напълно реализирани.

Всъщност молекулата H 2 S е стабилна, а не HS, където има нереализирана връзка (несдвоен електрон се обозначава с точка). Частиците, съдържащи несдвоени електрони, се наричат свободни радикали. Те са изключително реактивни и реагират, за да образуват съединения, съдържащи наситени връзки.

Атомно възбуждане

Нека разгледаме валентните възможности според обменния механизъм на някои елементи от 2-ри и 3-ти периоди на периодичната система.

Берилиевият атом на външното квантово ниво съдържа два сдвоени 2s електрона. Няма несдвоени електрони, така че берилият трябва да има нулева валентност. Въпреки това, в съединенията той е двувалентен. Това може да се обясни с възбуждането на атома, което се състои в прехода на един от двата 2s електрона към 2p подниво:

В този случай се изразходва енергията на възбуждане E*, съответстваща на разликата между енергиите на поднивата 2p и 2s.

Когато борен атом е възбуден, неговата валентност се увеличава от 1 до 3:

и при въглеродния атом - от 2 до 4:

На пръв поглед може да изглежда, че възбуждането противоречи на принципа на най-малко енергия. Въпреки това, в резултат на възбуждането възникват нови, допълнителни връзки, поради които се освобождава енергия. Ако тази допълнителна освободена енергия е по-голяма от енергията, изразходвана за възбуждане, принципът на най-малката енергия в крайна сметка е изпълнен. Например, в молекула на метан CH 4, средната енергия на връзката C–H е 413 kJ/mol. Енергията, изразходвана за възбуждане, е E* = 402 kJ/mol. Енергийната печалба поради образуването на две допълнителни връзки ще бъде:

д E \u003d E допълнителна светлина - E * \u003d 2 413 - 402 = 424 kJ / mol.

Ако не се спазва принципът на най-малката енергия, т.е. E adm.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

Например кислородът е само двувалентен поради тази причина. Въпреки това, електронният аналог на кислорода - сярата - има големи валентни възможности, тъй като има 3d подниво на третото квантово ниво, а енергийната разлика между 3s, 3p и 3d поднивата е несравнимо по-малка, отколкото между второто и третото квантово ниво на кислородния атом:

По същата причина елементите от 3-ти период - фосфор и хлор - проявяват променлива валентност, за разлика от техните електронни събратя от 2-ри период - азот и флуор. Възбуждането до съответното подниво може да обясни образуването на химични съединения на елементите от група VIIIa от 3-тия и следващите периоди. В хелия и неона (1-ви и 2-ри периоди), които имат завършено външно квантово ниво, не са открити никакви химически съединения и само те са истински инертни газове.

Донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка

Двойка електрони с антипаралелни завъртания, които образуват връзка, може да бъде получена не само чрез обменен механизъм, включващ участието на електрони от двата атома, но и чрез друг механизъм, наречен донор-акцепторен механизъм: един атом (донор) осигурява несподелен двойка електрони за образуване на връзка, а другият (акцептор) – свободна квантова клетка:

Резултатът и за двата механизма е един и същ. Често образуването на връзки може да се обясни и с двата механизма. Например, HF молекулата може да бъде получена не само в газовата фаза от атоми чрез обменния механизъм, както е показано по-горе (виж фиг. 3), но и във воден разтвор от H + и F йони чрез донорно-акцепторния механизъм :

Без съмнение, молекулите, произведени от различни механизми, са неразличими; връзките са напълно равни. Следователно е по-правилно да не се отделя взаимодействието донор-акцептор в специален видвръзки и го считат само за специален механизъм за образуване на ковалентна връзка.

Когато искат да подчертаят механизма на образуване на връзката точно според механизма донор-акцептор, той се обозначава в структурните формули със стрелка от донора към акцептора (D® НО). В други случаи такава връзка не се разграничава и се обозначава с тире, както в случая на обменния механизъм: D–A.

Връзки в амониевия йон, образуван от реакцията: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

се изразяват по следния начин:

Структурната формула NH 4 + може да бъде представена като

Втората форма на нотация е за предпочитане, тъй като отразява експериментално установената еквивалентност на всичките четири връзки.

Образуването на химична връзка чрез механизма донор-акцептор разширява валентните способности на атомите: валентността се определя не само от броя на несдвоените електрони, но и от броя на несподелените електронни двойки и вакантните квантови клетки, участващи в образуването на връзки . Така че, в горния пример, валентността на азота е четири.

Механизмът донор-акцептор е успешно използван за описване на връзката в комплексни съединения чрез VS метода.

Множество комуникации. пясъкр-връзки

Връзката между два атома може да се осъществи не само от един, но и от няколко електронни двойки. Именно броят на тези електронни двойки определя кратността в VS метода – едно от свойствата на ковалентната връзка. Например, в молекула на етан C 2 H 6 връзката между въглеродните атоми е единична (единична), в етиленова молекула C 2 H 4 тя е двойна, а в молекула на ацетилен C 2 H 2 е тройна. Някои характеристики на тези молекули са дадени в табл. един.

маса 1

Промени в параметрите на връзката между C атоми в зависимост от нейната множественост

С увеличаването на кратността на връзката, както се очаква, нейната дължина намалява. Множеството на връзката се увеличава дискретно, т.е. с цял брой пъти, следователно, ако всички връзки са еднакви, енергията също ще се увеличи със съответния брой пъти. Въпреки това, както се вижда от табл. 1, енергията на свързване нараства по-малко интензивно от множествеността. Следователно връзките са неравностойни. Това може да се обясни с разликата в геометричните начини, по които орбиталите се припокриват. Нека разгледаме тези разлики.

Връзката, образувана от припокриването на електронни облаци по ос, минаваща през ядрата на атомите, се нарича s-облигация.

Ако в връзката участва s-орбитала, тогава самос -връзка (фиг. 5, а, б, в). От тук получи името си, защото гръцката буква s е синоним на латинската s.

С участието на p-орбитали (фиг. 5, b, d, e) и d-орбитали (фиг. 5, c, e, f) в образуването на връзка, припокриването на s-тип става в посока на най-високата плътност на електронни облаци, което е енергийно най-благоприятно. Следователно, когато се формира връзка, този метод винаги се прилага първи. Следователно, ако връзката е единична, тогава трябва да бъдес -връзка, ако е многократна, тогава една от връзките със сигурност ще бъде s-облигация.

Ориз. 5. Примери за s-връзки

От геометричните съображения обаче става ясно, че между два атома може да има само един.с -Връзка. При множество връзки втората и третата връзка трябва да се образуват по различен геометричен начин на припокриване на електронни облаци.

Връзката, образувана от припокриването на електронни облаци от двете страни на ос, преминаваща през ядрата на атомите, се наричар-връзка. Примери стр -връзките са показани на фиг. 6. Такова припокриване е енергийно по-неблагоприятно, отколкото споредс -Тип. Осъществява се от периферни части на електронни облаци с по-ниска електронна плътност. Увеличаването на кратността на връзката означава образуванетостр връзки, които имат по-малко енергия отс -комуникация. Това е причината за нелинейното увеличение на енергията на свързване в сравнение с увеличаването на кратността.

Ориз. 6. Примери за р-връзки

Помислете за образуването на връзки в N 2 молекулата. Както е известно, молекулярният азот е химически много инертен. Причината за това е образуването на много силна NєN тройна връзка:

Схемата на припокриващи се електронни облаци е показана на фиг. 7. Една от връзките (2px–2px) се формира според s-типа. Другите две (2рz–2рz, 2рy–2рy) са p-тип. За да не се затрупва фигурата, изображението на припокриващите се 2py облаци се изобразява отделно (фиг. 7b). За да получите обща картина, фиг. 7а и 7б трябва да се комбинират.

На пръв поглед може да изглежда такас -връзка, ограничаваща приближаването на атомите, не позволява припокриване на орбиталистр -Тип. Изображението на орбиталата обаче включва само определена част (90%) от електронния облак. Припокриването се получава с периферна област извън такова изображение. Ако си представим орбитали, които включват голяма част от електронния облак (например 95%), тогава тяхното припокриване става очевидно (виж пунктираните линии на фиг. 7а).

Ориз. 7. Образуване на N 2 молекулата

Следва продължение

В. И. Елфимов,
професор в Москва
държавен открит университет