Zlomová energia tabuľky chemickej väzby. Ako vypočítať energiu väzby

Návod

Astrachan

Chemická väzba: Učebnica / Ryabukhin Yu. I. - Astrachaň: Astrachaň. štát tech. un-t, 2013. - 40 s.

Určené pre študentov inžinierskych a nechemických odborov.

Zodpovedá štátnym vzdelávacím štandardom vyššieho odborného vzdelávania

Il.: 15 obr., Tabuľka: 1, bibliografia: 6 titulov, príl.

Vytlačené rozhodnutím oddelenia „Všeobecné, anorganické a analytická chémia“(Zápisnica č. __ zo dňa _________ 2013)

Recenzent: Cand. chem. vedy, docent Lebedeva A.P.

ÚVOD

V prírode sa chemické prvky vo forme voľných atómov (s výnimkou vzácnych plynov - prvkov skupiny VIIIA) prakticky nenachádzajú. Atómy chemického prvku zvyčajne interagujú buď medzi sebou, alebo s atómami iných prvkov, pričom vytvárajú chemické väzby so vzhľadom jednoduchých alebo zložitých látok. Súčasne molekuly rôznych látok navzájom interagujú.

Doktrína o chemická väzba tvorí základ celej teoretickej chémie.

Chemická väzba 1 - ide o súbor síl, ktoré navzájom viažu atómy do stabilnejších štruktúr - molekúl alebo kryštálov.

Tvorba molekúl a kryštálov je spôsobená hlavne Coulombovou príťažlivosťou medzi elektrónmi a atómovými jadrami.

Povaha chemickej väzby bola pochopená až po objavení zákonov kvantovej (vlnovej) mechaniky, ktorými sa riadi mikrosvet. Moderná teória odpovedá na otázky, prečo vzniká chemická väzba a aký je charakter jej síl.

Tvorba chemických väzieb je spontánny proces; inak by neexistovali ani jednoduché, ani zložité látky. Z termodynamického hľadiska je dôvodom vzniku chemickej väzby pokles energie sústavy.

Vznik chemickej väzby je sprevádzaný uvoľňovaním energie a jej prerušenie si vyžaduje výdaj energie.

Charakteristickými znakmi chemickej väzby sú jej energia a dĺžka.

Energia chemickej väzby je energia uvoľnená v procese jeho formovania a charakterizujúca jeho silu; väzbová energia je vyjadrená v kJ na mól vytvorenej látky (E St. kJ/mol)2.

Čím väčšia je energia chemickej väzby, tým silnejšia je väzba. Energia chemickej väzby dvojatómovej molekuly sa odhaduje porovnaním so stavom predchádzajúcim jej vzniku. Pre polyatomické molekuly s rovnakým typom väzby sa vypočíta priemerná energia chemickej väzby (napríklad pre H 2 O alebo CH 4).

Priemerná energia chemickej väzby sa určuje vydelením formovacej energie molekuly počtom jej väzieb.

Dĺžka chemickej väzby nazývaná vzdialenosť medzi jadrami atómov v molekule.

Dĺžka väzby je určená veľkosťou väzbových atómov a stupňom prekrytia ich elektrónových obalov.

Napríklad pre fluorovodík a jodovodík:

l HF< l AHOJ

V závislosti od typu spojených častíc (atómov alebo molekúl) existujú intramolekulárne väzby prostredníctvom ktorých sa tvoria molekuly, a medzimolekulové väzby, vedúce k vytvoreniu asociátov z molekúl alebo k naviazaniu atómov jednotlivých funkčných skupín v molekule. Tieto typy väzieb sa výrazne líšia energiou: pre intramolekulárne väzby je energia 100–1000 kJ/mol 1 a pre medzimolekulové väzby zvyčajne nepresahuje 40 kJ/mol.

Zvážte vzdelávanie intramolekulárne chemická väzba na príklade interakcie atómov vodíka.

Keď sa dva atómy vodíka priblížia k sebe, dôjde k silnej výmennej interakcii medzi ich elektrónmi s antiparalelnými spinmi, čo vedie k vzniku spoločného elektrónového páru. To zvyšuje hustotu elektrónov v medzijadrovom priestore, čo prispieva k priťahovaniu jadier, interagujúcich atómov. Výsledkom je, že energia systému klesá a systém sa stáva stabilnejším - chemická väzba(obr. 1).

Ryža. 1. Energetický diagram vzniku chemickej väzby medzi atómami vodíka

Systém má minimum energie v určitej vzdialenosti medzi jadrami atómov; s ďalším približovaním sa atómov energia stúpa v dôsledku nárastu odpudivých síl medzi jadrami.

V závislosti od toho, ako spoločný elektrónový pár interaguje s jadrami spájaných atómov, existujú tri hlavné typy chemickej väzby: oválne, iónové, kovové a vodíkové väzby.

Energia väzby je energia uvoľnená pri tvorbe molekuly z jednotlivých atómov. Väzbová energia je energia, ktorá sa absorbuje, keď sú dva atómy od seba oddelené nekonečnou vzdialenosťou. A entalpia tvorby je teplo, ktoré sa uvoľňuje, keď sa látka získava z jednoduchých látok, teda povedané v reči väzbových energií, najskôr sa atómy jednoduchých látok rozložia na nekonečne dlhú vzdialenosť (pri absorpcii energie ), potom sa spoja a vytvoria požadovanú látku (uvoľňuje sa energia). Rozdiel je v entalpii tvorby.

Väzbová energia sa líši od ΔH arr. Vznikové teplo je energia, ktorá sa uvoľňuje alebo absorbuje pri tvorbe molekúl z jednoduchých látok. Takže:

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

N + O → NO - 89,96 kJ / mol - E St.

Pre dvojatómové molekuly sa väzbová energia rovná disociačnej energii prijatej s opačným znamienkom: napríklad v molekule F2 je väzbová energia medzi atómy F-F rovná - 150,6 kJ / mol.

Pre polyatomické molekuly s jedným typom väzby, napríklad pre molekuly AB n, je priemerná väzbová energia 1/nčasť celkovej energie tvorby zlúčeniny z atómov. Takže energia tvorby CH 4 \u003d -1661,1 kJ / mol. Keďže v molekule CH 4 sú štyri väzby, energia jednej väzby C-H je 415,3 kJ/mol. Štúdia veľkého množstva v súčasnosti známych údajov o väzbových energiách ukazuje, že väzbová energia medzi konkrétnym párom atómov sa často ukáže ako konštantná za predpokladu, že zvyšok molekuly sa zmení len málo. Takže v nasýtených uhľovodíkoch E st (C - H) = 415,3 kJ / mol, E st (C - C) = 331,8 kJ / mol.

Energie väzieb v molekulách pozostávajúcich z rovnakých atómov klesajú v skupinách zhora nadol a v priebehu času sa energie väzby zvyšujú. V rovnakom smere sa zvyšuje aj elektrónová afinita.

V poslednom odseku sme uviedli príklad výpočtu tepelného účinku reakcie:

C (tv) + 2 H2 (g) \u003d CH4 (g) + 76 kJ / mol.

76 kJ v tomto prípade nie je len tepelný efekt danej chemická reakcia, ale tiež teplo tvorby metánu z prvkov .

ENTALPIA je tepelný účinok reakcie, meraný (alebo vypočítaný) pre prípad, keď reakcia prebieha v otvorenej nádobe (t.j. pri konštantnom tlaku). Označuje sa ako ∆H.

Keď sa objem zaberaný reakčnými produktmi líši od objemu zaberaného reaktantmi, chemický systém môže vykonať dodatočnú prácu PΔV (kde P je tlak a ΔV je zmena objemu). Preto sú ΔН a ΔЕ vzájomne prepojené vzťahom:

ΔH = AE + PAV

Takže, ak sa reakcia neuskutoční v "bombe", potom ENTALPIA a TEPELNÝ EFEKT sa navzájom zhodujú. Entalpia sa tiež nazýva "tepelný obsah". Ak reakciu získavania vody realizujeme v otvorenej nádobe, tak 286 kJ/mol je „teplo“ ΔH obsiahnuté vo vodíku a kyslíku pre prípad, keď z nich prijímame vodu. Nakoľko východiskové látky (vodík a kyslík) boli v našom experimente za štandardných podmienok (25 °C a tlak 1 atm) a do štandardných podmienok sme priviedli aj reakčný produkt (vodu), máme právo povedať, že 286 kJ / mol je ŠTANDARDNÉ VZNIKOVÉ TEPLO VODY alebo, čo je to isté - ŠTANDARDNÁ ENTALPIA VZNIKU VODY. Ak z tých istých prvkov získame nie vodu, ale peroxid vodíka H 2 O 2, potom "tepelný obsah" takéhoto chemického systému bude iný (187,6 kJ / mol). Pri priebehu reakcií s tvorbou 1 mólu vody alebo 1 mólu H 2 O 2 sa uvoľňuje iné množstvo energie, aké sa dalo očakávať. V ďalšom budeme častejšie označovať štandardné teplo tvorby látok ako štandardná entalpia tvorby ΔН. Na zdôraznenie platnosti tejto hodnoty len pre štandardná podmienok, v tabuľkách je označený takto: ΔН asi 298

Malá „nula“ vedľa ΔН tradične symbolizuje určitý štandardný stav a číslo 298 pripomína, že hodnoty sú uvedené pre látky pri 25 ° C (alebo 298 K). Štandardná entalpia nie je potrebné musí byť entalpia tvorby látky od živlov. Môžete získať hodnotu štandardnej entalpie ΔH asi 298 pre akúkoľvek chemickú reakciu. Ale v našom prípade sme pri výrobe vody z vodíka a kyslíka dostali presne štandardnú entalpiu tvorby vody. Je napísané takto: H2 + 0,5 O2 \u003d H20 (ΔH o 298 \u003d -286 kJ / mol)

Odkiaľ sa vzalo znamienko mínus pred tepelným efektom? Tu musí autor s povzdychom informovať čitateľa ešte o jednej vlastnosti reprezentácie tepla (a entalpie) v termodynamike. Je to tu akceptované stratený predstavujú energiu akéhokoľvek systému so znamienkom mínus. Zoberme si napríklad už známy systém molekúl metánu a kyslíka. Ako výsledok exotermický dochádza medzi nimi k reakciám. výber teplo: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) + 890 kJ

Túto reakciu možno zapísať aj inou rovnicou, kde uvoľnené („stratené“) teplo má znamienko mínus: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) - 890 kJ = CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)

Podľa tradície entalpia tohto a iného exotermický reakcie v termodynamike sa zvyčajne píšu so znamienkom "mínus": ΔН о 298 = –890 kJ/mol (uvoľňuje sa energia).

Naopak, ak v dôsledku endotermický reakčný systém prehltnutý energie, potom sa entalpia takejto endotermickej reakcie zapíše so znamienkom "plus". Napríklad pre už známu reakciu na získanie CO a vodíka z uhlia a vody (pri zahrievaní): C (tv) + H 2 O (g) + 131,3 kJ = CO (g) + H 2 (g)

(ΔН asi 298 = +131,3 kJ / mol)

Na túto vlastnosť termodynamického jazyka si treba len zvyknúť, aj keď spočiatku môže byť zmätok so znakmi pri riešení úloh pekne otravný.

Skúsme najprv vyriešiť rovnaký problém termodynamické stupnica (kde teplo uvoľnené reakciou má znamienko mínus) a potom v termochemické stupnica (ktorú sme použili v predchádzajúcom odseku a kde energia uvoľnená reakciou má znamienko plus).

Uveďme teda príklad výpočtu tepelného účinku reakcie: Fe 2 O 3 (tv) + 3 C (grafit) \u003d 2 Fe (tv) + 3 CO (g)

Táto reakcia prebieha v vysoká pec pri veľmi vysokých teplotách (asi 1500 o C). V referenčných knihách kde termodynamické stupnice, môžete nájsť štandardné teplo tvorby Fe 2 O 3 (ΔH o 298 \u003d -822,1 kJ / mol) a CO (ΔH o 298 \u003d - 110,5 kJ / mol). Ďalšie dve látky v tejto rovnici, uhlík a železo, sú prvky, čo znamená, že ich teplo tvorby je podľa definície nulové. Preto sa štandardné teplo uvažovanej reakcie rovná:

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

Takže redukčná reakcia uhlíka oxidu železitého (III) je endotermický(ΔН asi 298 je kladné!), Navyše na redukciu jedného mólu Fe 2 O 3 troma mólmi uhlíka by sa muselo vynaložiť 490,6 kJ, ak by východiskové látky pred začiatkom reakcie a produkty po konca reakcie sú za štandardných podmienok (to znamená pri teplote miestnosti a atmosferický tlak). Nezáleží na tom, že východiskové materiály sa museli silne zahriať, aby prebehla reakcia. Hodnota ΔН о 298 = +490,6 kJ odráža „čistý“ tepelný efekt endotermickej reakcie, pri ktorej sa reaktanty najskôr zohriali vonkajším zdrojom tepla z 25 na 1500 °C a na konci reakcie sa produkty opäť ochladila na izbovú teplotu, čím sa vzdala všetkého tepla životné prostredie. V tomto prípade bude dané teplo menšie, ako bolo potrebné vynaložiť na ohrev, pretože časť tepla bola absorbovaná reakciou.

Urobme rovnaký výpočet pomocou termochemické stupnica. Predpokladajme, že poznáme spaľovacie teplo uhlíka a železa v kyslíku (pri konštantnom tlaku):

1) C + 1/2 O2 = CO + 110,5 kJ

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

Aby sme získali tepelný efekt reakcie, ktorá nás zaujíma, vynásobíme prvú rovnicu 3 a prepíšeme druhú v opačnom poradí:

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

2) Fe203 + 822,1 kJ = 2 Fe + 3/2 O2

Teraz pridajte obe rovnice člen po člene: 3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 3 CO + 331,5 kJ + 2 Fe + 3/2 O 2

Po redukcii kyslíka v oboch častiach rovnice (3/2 O 2) a prenesení 822,1 kJ na pravú stranu dostaneme: 3 C + Fe 2 O 3 \u003d 3 CO + 2 Fe - 490,6 kJ

kinetika chemických reakcií- kapitola fyzikálna chémiaštúdium zákonitostí chemických reakcií v čase, závislosti týchto zákonitostí od vonkajších podmienok, ako aj mechanizmov chemických premien Chemická kinetika je veda o rýchlostiach a zákonitostiach chemických procesov v čase.

Chemická kinetika študuje mechanizmus procesu, t.j. tie medzistupne, pozostávajúce z elementárnych aktov, ktorými systém prechádza z počiatočného stavu do konečného.

Chemická kinetika študuje rýchlosti týchto krokov a faktory ovplyvňujúce ich rýchlosti.

Rovnica chemickej reakcie zobrazuje počiatočný stav systému (počiatočné látky) a jeho konečný stav (produkty reakcie), ale neodráža mechanizmus procesu.

Chemická väzba a molekulárna štruktúra

Keď sa študovali vlastnosti látok, bolo potrebné ich vysvetliť a opísať. V prvom rade si vysvetlenie vyžiadal samotný fakt vzniku molekúl a štruktúrnych jednotiek (CE) z atómov, t.j. povaha a veľkosť energie príťažlivosti atómov v látkach - energia chemickej väzby.

Bola stanovená aj špeciálna vlastnosť chemickej väzby, ktorá

roj možno definovať ako sýtosť: atóm v molekule alebo CE má určité valencia a môže mať malý počet valencií. Pre vlastnosti molekúl a SE je dôležitý nielen počet určitých atómov v nich, ale aj poradie usporiadania (teória štruktúr
A.M. Butlerov), vzdialenosť medzi atómami a geometria molekúl a SE ( stereochémia- Van't Hoff a Le Bel).

Napokon látky majú určité optické (farba, spektrá), elektrické (dipólový moment, náboje na atómoch) a magnetické vlastnosti, ktoré treba vysvetliť z hľadiska ich štruktúry.

Myšlienky o povahe síl príťažlivosti medzi atómami nasledovali po veľkých objavoch fyziky: objavenie zákona univerzálnej gravitácie – teória gravitačnej interakcie atómov (Bergman a Berthollet); otvorenie elektrické javy- elektrochemická teória (Berzelius); objav elektrónov viedol k rozvoju takzvaných elektrónových teórií chemických väzieb (Morozov, Kossel, Lewis, Pisarzhevsky, Michajlenko, Heitler a London, Mulliken a Hund a ďalší).

Moderná teória štruktúry chemických väzieb je založená na kvantových mechanických koncepciách pohybu elektrónov v atómoch, molekulách a iných CE látkach; dokázal, že príťažlivosť medzi atómami môže byť reprezentovaná ako elektrostatická interakcia elektrónových oblakov a kladne nabitých jadier.

Hlavné charakteristiky chemickej väzby

Chemická väzba je zníženie energie atómov počas tvorby molekuly alebo CE. energie Chemická väzba môže byť definovaná ako energia potrebná na prerušenie tejto väzby. Pre dvojatómovú molekulu sa rovná energii (entalpii) disociácie, napríklad:

H 2 \u003d 2H, ΔH 0 \u003d En-n \u003d 432 kJ.

V prípade polyatomických molekúl závisí väzbová energia od stavu reaktantov a produktov. Preto energie postupného pretrhnutia rovnakých väzieb nie sú navzájom rovnaké, Napríklad v molekule metánu:

CH4® CH3 + H, E1 \u003d 427 kJ / mol;

CH3® CH2 + H, E2 \u003d 368 kJ / mol;

CH2® CH + H, E3 \u003d 519 kJ / mol;

CH® C + H, E14 \u003d 335 kJ / mol;

CH4® C + 4H, 4Es-n \u003d 1649 kJ / mol.

Ich súčet sa však rovná energii súčasného rozbitia všetkých väzieb. Priemerná energia týchto štyroch väzieb, Ec-n = 1649/4 » 412 kJ, sa výrazne líši od každej zo štyroch. Na druhej strane existuje približný vzorec: chemické väzby medzi rovnakými atómami v rôznych molekulách sú približne rovnaké, ak sú atómy v rovnakých valenčných stavoch. Pod valenčným stavom atómu sa rozumie počet a typ (pozri nižšie) ním vytvorených chemických väzieb v uvažovanej zlúčenine. To je dôvod, prečo sa energie postupného rozpadu väzieb v metáne líšia.

Tabuľka 4.1 ukazuje priemerné hodnoty energií chemických väzieb, ktoré sú približne rovnaké pre rôzne zlúčeniny.

Možno si všimnúť aj iné zákonitosti. Napríklad energie chemických väzieb medzi rovnakými dvoma atómami sa môžu líšiť asi 2 až 3 krát. To viedlo k zavedeniu konceptu jednoduchých (jednoduchých), dvojitých a trojitých väzieb (E c-c "350, E c=c" 600, E cºc "820 kJ/mol). Táto funkcia je tzv komunikačná multiplicita.

Ukázalo sa tiež, že v sérii zlúčenín rovnakého typu sa väzbová energia pravidelne mení: E n-F > E H-Cl > E n-Br > E n-I.

V inej sérii sa však väzbová energia mení nepravidelne:

E F-F< E Cl-Cl >E Br-Br > E I-I, čo si vyžaduje vysvetlenie z hľadiska štruktúry molekúl.

Dĺžka odkazu. Na rozdiel od veľkosti atómu sa dá presne určiť: rovná sa vzdialenosti medzi centrami susedných atómov v molekule. Dĺžky väzieb sú rádovo rovnaké (> 100 pm) ako priemery atómov – to je triviálny záver, keďže podmienené (efektívne) polomery atómov sa zistia rozdelením medzijadrových vzdialeností na dve časti. To znamená, že dĺžka väzby môže byť približne určená pridaním zodpovedajúcich polomerov atómov alebo iónov:

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

Dĺžky väzieb závisia od valenčného stavu atómov, teda napríklad od väzbovej násobnosti: d c-c » 154 pm, d c=c » 134 pm a
d сºс » 120 hod.

Porovnanie dĺžok väzieb s ich energiami ukazuje, že medzi nimi existuje inverzný vzťah: čím väčšia je dĺžka, tým nižšia je väzbová energia(Tabuľka 4.1). Dochádza tiež k pravidelnej zmene dĺžok väzieb rovnakého typu v závislosti od polohy prvkov v periodickom systéme, čo je spôsobené podobnými zmenami vo veľkostiach atómov a iónov.

Tabuľka 4.1

Priemerné energie (E St) a dĺžky (d St) niektorých chemických väzieb

Valenčné uhly- uhly medzi väzbami tvorené jedným atómom v molekule alebo CE. Závisia od povahy atómov (ich elektrónovej štruktúry) a povahy chemickej väzby (kovalentná, iónová, vodíková, kovová, obyčajná, viacnásobná). Uhly väzby sa v súčasnosti určujú veľmi presne rovnakými metódami ako dĺžky väzieb. Napríklad sa ukázalo, že molekuly AB 2 môžu byť lineárne (CO 2) alebo uhlové (H 2 O), AB 3 - trojuholníkové (BF 3) a pyramídové (NH 3), AB 4 - tetraedrické (CH 4), alebo štvorcové (PtCl 4) -, alebo pyramídové (SbCl 4) -, AB 5 - trigonálne-bipyramídové (PCl 5), alebo tetragonálne pyramídové (BrF 5), AB 6 - oktaedrické (AlF 6) 3 - atď.

Uhly väzby sa prirodzene menia so zvyšovaním sériového čísla v periodickej tabuľke. Napríklad uhol H-E-H pre H20, H2S, H2Se klesá (104,5; 92 a 900, v tomto poradí).

Energie, dĺžky a uhly väzieb sú dôležitá informácia o povahe chemickej väzby. Vzťah medzi elektronická štruktúra molekuly a tieto charakteristiky sú diskutované nižšie.

Spektrá molekúl. Veľký význam pre určenie veľkosti, geometrie a elektrónovej štruktúry molekúl a kondenzovaných látok majú ich spektrá. Zvyčajne predstavujú závislosť intenzity (I) absorpcie alebo emisie energie látkou (vo forme fotónov, elektrónov alebo iónov) od energie vonkajšieho pôsobenia na látku. V čom ja sa zvyčajne meria počtom kvánt za jednotku času na jednotku povrchu alebo objemu a energetickou stupnicou - v jednotkách energie, frekvencie alebo vlnovej dĺžky.

Vo vede v súčasnosti existuje obrovské množstvo spektrálnych metód na štúdium látok, ktoré sa značne líšia v typoch expozície (rádiové vlny, infračervené, viditeľné alebo ultrafialové svetlo, röntgenové a g-lúče, zväzky elementárnych častíc - elektróny, pozitróny , protóny, neutróny ..... ), druhy zaznamenaných javov spojených s prvkami štruktúry hmoty.

Metódy elektrónovej spektroskopie v ultrafialovej a viditeľnej oblasti spektra registrujú a študujú prechody valenčných elektrónov z jedného elektrónového stavu do druhého (to zodpovedá prechodom medzi valenčnými atómovými orbitálmi). Prechody zodpovedajú čiaram E 1, E 2 a E 3 znázorneným na obrázku 3.1.

Metódy infračervenej vibračnej spektroskopie študujú vibrácie atómov v molekulách a kondenzovaných látkach. Štúdie ukázali, že tieto vibrácie, podobne ako elektronické prechody, sú kvantované. Prechodové energie pre jednu väzbu sa pravidelne menia (DEkol. na obr. 3.1).

Meranie a štúdium týchto prechodov, ako aj rotačných spektier molekúl umožňuje určiť energiu väzby, veľkosť a tvar molekúl.

Magnetické vlastnosti. Ako je známe z priebehu fyziky, všetky látky interagujú s magnetickým poľom. Existujú dva hlavné typy interakcie hmoty s magnetickým poľom.

1. Paramagnetické interakcia - atómy a molekuly látky majú nepárové elektróny, látka je magnetizovaná v magnetickom poli a ťahaná medzi póly magnetu.

2. Diamagnetické interakcia - v atómoch a molekulách hmoty sú všetky elektróny spárované, magnetické momenty kompenzovaná, látka nie je magnetizovaná, ale zažíva mierne odpudzovanie z interpolárneho priestoru.

V prvom prípade siločiary magnetické pole zahustiť, a v druhom - riedenie pôsobením látky. Medzi paramagnetické látky patria všetky atómy (Li, B, N, F atď.), ako aj molekuly (NO, NO 2, CO +, N 2 +, 3+) s nepárnym počtom elektrónov. Niektoré molekuly a látky, ktoré majú párny počet elektrónov, sú tiež paramagnetické (O 2, F 2 2+, 2+ atď.) Je zrejmé, že tieto skutočnosti súvisia s elektrónovou štruktúrou zodpovedajúcich látok.

Iné typy interakcií – feromagnetické a antiferomagnetické – sú výsledkom interakcie elementárnych magnetov (nespárových elektrónov) susedných atómov a molekúl v látke a v tomto kurze sa nimi nebudeme zaoberať.

Lístok číslo 10.
1.Charakteristika chemickej väzby - energia, dĺžka, násobnosť, polarita.
Dôvod vzniku chemickej väzby.

Chemická väzba - súbor interakcií atómov, čo vedie k vytvoreniu stabilných systémov (molekuly, komplexy, kryštály.). Vzniká, ak v dôsledku prekrývania e oblakov atómov klesá celková energia sústavy. Meradlom sily je energia väzby, ktorá je určená prácou potrebnou na prerušenie tejto väzby.
Druhy chem. väzby: kovalentné (polárne, nepolárne, výmenné a donor-akceptorové), iónové, vodíkové a kovové.
Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi centrami atómov v molekule. Energia a dĺžka väzieb závisí od charakteru rozloženia El. hustota medzi atómami. Rozloženie hustoty e je ovplyvnené priestorovou orientáciou chemikálie. spojenia. Ak sú 2-atómové molekuly vždy lineárne, potom môžu byť tvary polyatómových molekúl rôzne.
Uhol medzi imaginárnymi čiarami, ktoré možno nakresliť cez stredy viazaných atómov, sa nazýva valenčný uhol. Rozdelenie hustoty e závisí aj od veľkosti a. a ich eo. V homoatomickej El. hustota je rovnomerne rozložená. V heteroatomickej je posunutá v smere, ktorý prispieva k zníženiu energie systému.
Väzbová energia je energia, ktorá sa uvoľňuje počas tvorby molekuly z jednotlivých atómov. Väzbová energia sa líši od ΔHrev. Vznikové teplo je energia, ktorá sa uvoľňuje alebo absorbuje pri tvorbe molekúl z jednoduchých látok. Takže:

N2 + O2 → 2NO + 677,8 kJ/mol – ∆Harr.

N + O → NO - 89,96 kJ / mol - E St.

Väzbová multiplicita je určená počtom elektrónových párov zapojených do väzby medzi atómami. Chemická väzba je spôsobená prekrývaním elektrónových oblakov. Ak k tomuto prekrytiu dôjde pozdĺž čiary spájajúcej jadrá atómov, potom sa takáto väzba nazýva σ-väzba. Môže byť tvorený s - s elektrónmi, p - p elektrónmi, s - p elektrónmi. Chemická väzba uskutočnená jedným elektrónovým párom sa nazýva jednoduchá väzba.
Ak je väzba tvorená viac ako jedným párom elektrónov, potom sa nazýva násobok.
Viacnásobná väzba sa vytvorí, keď je príliš málo elektrónov a väzbových atómov pre každý väzbový valenčný orbitál centrálneho atómu na to, aby sa prekrýval s akýmkoľvek orbitálom okolitého atómu.
Keďže p-orbitály sú striktne orientované v priestore, môžu sa prekrývať iba vtedy, ak sú p-orbitály každého atómu kolmého na internukleárnu os navzájom rovnobežné. To znamená, že v molekulách s násobnou väzbou nedochádza k rotácii okolo väzby.

Ak dvojatómová molekula pozostáva z atómov jedného prvku, ako sú molekuly H2, N2, Cl2 atď., potom je každý elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov a nesúci kovalentnú väzbu rozložený v priestore symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. V tomto prípade sa kovalentná väzba nazýva nepolárna alebo homeopolárna. Ak sa dvojatómová molekula skladá z atómov rôznych prvkov, potom sa spoločný elektrónový oblak posunie smerom k jednému z atómov, takže v rozložení náboja je asymetria. V takýchto prípadoch sa kovalentná väzba nazýva polárna alebo heteropolárna.

Na posúdenie schopnosti atómu daného prvku pritiahnuť k sebe spoločný elektrónový pár sa používa hodnota relatívnej elektronegativity. Čím väčšia je elektronegativita atómu, tým silnejšie priťahuje spoločný elektrónový pár. Inými slovami, keď sa vytvorí kovalentná väzba medzi dvoma atómami rôznych prvkov, spoločný elektrónový oblak sa posunie k viac elektronegatívnemu atómu a vo väčšej miere, čím viac sa elektronegativita interagujúcich atómov líši. Hodnoty elektronegativity atómov niektorých prvkov vo vzťahu k elektronegativite fluóru, ktorá sa rovná 4.
Elektronegativita sa prirodzene mení v závislosti od polohy prvku v periodický systém. Na začiatku každého obdobia sú prvky s najnižšou elektronegativitou - typické kovy, na konci obdobia (pred vzácnymi plynmi) - prvky s najvyššou elektronegativitou, teda typické nekovy.

Pre prvky rovnakej podskupiny má elektronegativita tendenciu klesať so zvyšujúcim sa jadrovým nábojom. Čím je teda kov typickejší, tým je jeho elektronegativita nižšia; čím typickejší je nekovový prvok, tým vyššia je jeho elektronegativita.

Dôvod vzniku chemickej väzby. Väčšinové atómy chemické prvky v individuálnej forme neexistuje, pretože navzájom interagujú a vytvárajú zložité častice (molekuly, ióny a radikály). Medzi atómami pôsobia elektrostatické sily, t.j. sila vzájomného pôsobenia elektrických nábojov, ktorých nosičmi sú elektróny a jadrá atómov. Valenčné elektróny hrajú hlavnú úlohu pri tvorbe chemickej väzby medzi atómami.
Príčiny vzniku chemickej väzby medzi atómami možno hľadať v elektrostatickej povahe samotného atómu. V dôsledku prítomnosti priestorovo oddelených oblastí s elektrickým nábojom v atómoch môže dôjsť k elektrostatickým interakciám medzi rôznymi atómami, ktoré môžu tieto atómy držať pohromade.
Keď sa vytvorí chemická väzba, dôjde k redistribúcii elektrónových hustôt, ktoré pôvodne patrili rôznym atómom, v priestore. Keďže elektróny vonkajšej úrovne sú najmenej silne viazané na jadro, sú to práve tieto elektróny, ktoré zohrávajú hlavnú úlohu pri tvorbe chemickej väzby. Počet chemických väzieb vytvorených daným atómom v zlúčenine sa nazýva valencia. Z tohto dôvodu sa elektróny vonkajšej úrovne nazývajú valenčné elektróny.

2.Charakteristika chemickej väzby - energia, dĺžka, násobnosť, polarita.

Väzbová energia je energia, ktorá sa uvoľňuje počas tvorby molekuly z jednotlivých atómov. Väzbová energia sa líši od ΔHrev. Vznikové teplo je energia, ktorá sa uvoľňuje alebo absorbuje pri tvorbe molekúl z jednoduchých látok.(Väzbové energie v molekulách pozostávajúcich z rovnakých atómov sa zhora nadol v skupinách znižujú)

V prípade dvojatómových molekúl sa väzbová energia rovná disociačnej energii s opačným znamienkom: napríklad v molekule F2 je väzbová energia medzi atómami F-F -150,6 kJ/mol. Pre polyatomické molekuly s jedným typom väzby, napríklad pre molekuly ABn, sa priemerná väzbová energia rovná 1/n celkovej energie tvorby zlúčeniny z atómov. Takže energia tvorby CH4 = -1661,1 kJ / mol.

Ak sa v molekule spojí viac ako dva rôzne atómy, potom sa priemerná väzbová energia nezhoduje s hodnotou disociačnej energie molekuly. Ak sú v molekule prítomné rôzne typy väzieb, potom každej z nich možno približne priradiť určitú hodnotu E. To umožňuje odhadnúť energiu tvorby molekuly z atómov. Napríklad energiu tvorby molekuly pentánu z atómov uhlíka a vodíka možno vypočítať podľa rovnice:

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

Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi jadrami interagujúcich atómov. Predbežný odhad dĺžky väzby môže byť založený na atómových alebo iónových polomeroch alebo na výsledkoch určenia veľkosti molekúl pomocou Avogadroho čísla. Takže objem na jednu molekulu vody: , o

Čím vyšší je rad väzieb medzi atómami, tým je kratšia.

Násobnosť: Násobnosť väzby je určená počtom elektrónových párov zapojených do väzby medzi atómami. Chemická väzba je spôsobená prekrývaním elektrónových oblakov. Ak k tomuto prekrytiu dôjde pozdĺž čiary spájajúcej jadrá atómov, potom sa takáto väzba nazýva σ-väzba. Môže byť tvorený s - s elektrónmi, p - p elektrónmi, s - p elektrónmi. Chemická väzba uskutočnená jedným elektrónovým párom sa nazýva jednoduchá väzba.

Ak je väzba tvorená viac ako jedným párom elektrónov, potom sa nazýva násobok.

Viacnásobná väzba sa vytvorí, keď je príliš málo elektrónov a väzbových atómov pre každý väzbový valenčný orbitál centrálneho atómu na to, aby sa prekrýval s akýmkoľvek orbitálom okolitého atómu.

Keďže p-orbitály sú striktne orientované v priestore, môžu sa prekrývať iba vtedy, ak sú p-orbitály každého atómu kolmého na internukleárnu os navzájom rovnobežné. To znamená, že v molekulách s násobnou väzbou nedochádza k rotácii okolo väzby.

Polarita: Ak dvojatómová molekula pozostáva z atómov jedného prvku, ako sú molekuly H2, N2, Cl2 atď., potom je každý elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov a nesúci kovalentnú väzbu rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na k jadrám oboch atómov. V tomto prípade sa kovalentná väzba nazýva nepolárna alebo homeopolárna. Ak sa dvojatómová molekula skladá z atómov rôznych prvkov, potom sa spoločný elektrónový oblak posunie smerom k jednému z atómov, takže v rozložení náboja je asymetria. V takýchto prípadoch sa kovalentná väzba nazýva polárna alebo heteropolárna.

Vytesnenie spoločného elektrónového mraku počas tvorby polárnej kovalentnej väzby vedie k tomu, že priemerná hustota záporného elektrického náboja je vyššia pri viac elektronegatívnom atóme a nižšia pri menej elektronegatívnom atóme. Výsledkom je, že prvý atóm získa nadmerný záporný náboj a druhý nadbytočný kladný náboj; tieto náboje sa zvyčajne nazývajú efektívne náboje atómov v molekule.

3. Dôvodom vzniku chemickej väzby je túžba atómov kovov a nekovov prostredníctvom interakcie s inými atómami dosiahnuť stabilnejšiu elektrónovú štruktúru, podobnú štruktúre inertných plynov. Existujú tri hlavné typy väzieb: kovalentné polárne, kovalentné nepolárne a iónové.

Kovalentná väzba sa nazýva nepolárna, ak zdieľaný elektrónový pár rovnako patrí obom atómom. Kovalentná nepolárna väzba vzniká medzi atómami, ktorých elektronegativita je rovnaká (medzi atómami toho istého nekovu), t.j. v jednoduchých látkach. Napríklad v molekulách kyslíka, dusíka, chlóru, brómu je väzba kovalentná nepolárna.
Kovalentná väzba sa nazýva polárna, ak je zdieľaný elektrónový pár posunutý smerom k jednému z prvkov. Kovalentná polárna väzba vzniká medzi atómami, ktorých elektronegativita sa líši, ale nie veľmi, t.j. v zložitých látkach medzi atómami nekovov. Napríklad v molekulách vody, chlorovodíka, amoniaku, kyseliny sírovej je väzba kovalentná polárna.
Iónová väzba je väzba medzi iónmi, ktorá sa uskutočňuje vďaka priťahovaniu opačne nabitých iónov. Iónová väzba vzniká medzi atómami typických kovov ( hlavná podskupina prvá a druhá skupina) a atómy typických nekovov (hlavná podskupina siedmej skupiny a kyslík).
4. Chemická bilancia. Rovnovážna konštanta. Výpočet rovnovážnych koncentrácií.
Chemická rovnováha je stav chemického systému, v ktorom jedna alebo viac chemických reakcií prebieha reverzibilne a rýchlosti v každej dvojici reakcií dopredu a dozadu sú navzájom rovnaké. Pre systém v chemickej rovnováhe sa koncentrácie činidiel, teplota a ďalšie parametre systému s časom nemenia.

A2 + B2 ⇄ 2AB

V rovnovážnom stave sa rýchlosť priamych a spätných reakcií rovná.

Rovnovážna konštanta - hodnota, ktorá určuje pre danú chemickú reakciu pomer medzi východiskovými materiálmi a produktmi v stave chemickej rovnováhy. Pri znalosti rovnovážnej konštanty reakcie je možné vypočítať rovnovážne zloženie reakčnej zmesi, limitný výťažok produktov a určiť smer reakcie.

Spôsoby vyjadrenia rovnovážnej konštanty:
Pre reakciu v zmesi ideálnych plynov možno rovnovážnu konštantu vyjadriť pomocou rovnovážnych parciálnych tlakov zložiek pi vzorcom:

kde νi je stechiometrický koeficient (predpokladá sa, že je negatívny pre východiskové látky, pozitívny pre produkty). Kp nezávisí od celkového tlaku, od počiatočných množstiev látok alebo od toho, ktorí účastníci reakcie boli braní ako počiatoční, ale závisí od teploty.

Napríklad pre oxidačnú reakciu oxidu uhoľnatého:
2CO + O2 = 2C02

Rovnovážnu konštantu možno vypočítať z rovnice:

Ak reakcia prebieha v ideálnom roztoku a koncentrácia zložiek je vyjadrená ako molarita ci, rovnovážna konštanta má tvar:

Pre reakcie v zmesi reálnych plynov alebo v reálnom roztoku sa namiesto parciálneho tlaku a koncentrácie používa fugacita fi a aktivita ai:

V niektorých prípadoch (v závislosti od spôsobu vyjadrenia) môže byť rovnovážna konštanta funkciou nielen teploty, ale aj tlaku. Takže pre reakciu v zmesi ideálnych plynov môže byť parciálny tlak zložky vyjadrený podľa Daltonovho zákona prostredníctvom celkového tlaku a mólového zlomku zložky (), potom je ľahké ukázať, že:

kde Δn je zmena počtu mólov látok počas reakcie. Je vidieť, že Kx závisí od tlaku. Ak sa počet mólov reakčných produktov rovná počtu mólov východiskových látok (Δn = 0), potom Kp = Kx.

Prednáška pre učiteľov

Chemickú väzbu (ďalej len väzba) môžeme definovať ako interakciu dvoch alebo viacerých atómov, v dôsledku ktorej vzniká chemicky stabilný polyatómový mikrosystém (molekula, kryštál, komplex a pod.).

Komunikácia je ústredná moderná chémia, keďže chémia ako taká začína tam, kde končí izolovaný atóm a začína molekula. V podstate všetky vlastnosti látok sú spôsobené zvláštnosťami väzieb v nich. Hlavný rozdiel medzi chemickou väzbou a inými typmi interakcie medzi atómami je v tom, že jej vznik je určený zmenou stavu elektrónov v molekule v porovnaní s pôvodnými atómami.

Teória komunikácie by mala poskytnúť odpovede na množstvo otázok. Prečo vznikajú molekuly? Prečo niektoré atómy interagujú a iné nie? Prečo sa atómy spájajú v určitých pomeroch? Prečo sú atómy usporiadané v priestore určitým spôsobom? A nakoniec je potrebné vypočítať energiu väzby, jej dĺžku a ďalšie kvantitatívne charakteristiky. Korešpondencia teoretických myšlienok s experimentálnymi údajmi by sa mala považovať za kritérium pravdivosti teórie.

Existujú dve hlavné metódy opisu vzťahu, ktoré vám umožňujú odpovedať na položené otázky. Ide o metódy valenčných väzieb (BC) a molekulových orbitálov (MO). Prvý je prehľadnejší a jednoduchší. Druhá je prísnejšia a univerzálnejšia. Z dôvodu väčšej prehľadnosti sa tu zameriame na metódu VS.

Kvantová mechanika umožňuje popísať komunikáciu založenú na najvšeobecnejších zákonitostiach. Hoci existuje päť typov väzieb (kovalentné, iónové, kovové, vodíkové a medzimolekulové väzby), väzba je svojou povahou jedna a rozdiely medzi jej typmi sú relatívne. Podstata komunikácie je v Coulombovej interakcii, v jednote protikladov – príťažlivosti a odpudivosti. Rozdelenie spojenia na typy a rozdielnosť v spôsoboch jeho opisu naznačuje skôr ako rôznorodosť spojenia, ale nedostatok poznatkov o ňom v súčasnej etape rozvoja vedy.

Táto prednáška pokryje materiál súvisiaci s témami ako je energia chemickej väzby, kvantový mechanický model kovalentnej väzby, výmenné a donor-akceptorové mechanizmy na tvorbu kovalentnej väzby, excitácia atómov, multiplicita väzieb, hybridizácia atómových orbitálov, elektronegativita prvky a polarita kovalentnej väzby, pojem metóda molekulových orbitálov, chemická väzba v kryštáloch.

Energia chemickej väzby

Podľa princípu najmenšej energie musí vnútorná energia molekuly v porovnaní so súčtom vnútorných energií jej základných atómov klesať. Vnútorná energia molekuly zahŕňa súčet interakčných energií každého elektrónu s každým jadrom, každého elektrónu s iným elektrónom, každého jadra s každým iným jadrom. Príťažlivosť musí prevládať nad odporom.

Najdôležitejšou charakteristikou väzby je energia, ktorá určuje jej silu. Mierou sily väzby môže byť množstvo energie vynaloženej na jej prerušenie (energia disociácie väzby), ako aj hodnota, ktorá pri súčte všetkých väzieb udáva energiu tvorby molekuly z elementárnych atómov. Energia rozbíjania väzieb je vždy pozitívna. Energia tvorby väzby má rovnakú veľkosť, ale má záporné znamienko.

Pre dvojatómovú molekulu sa väzbová energia číselne rovná energii disociácie molekuly na atómy a energii tvorby molekuly z atómov. Napríklad väzbová energia v molekule HBr sa rovná množstvu energie uvoľnenej v procese H + Br = HBr. Je zrejmé, že väzbová energia HBr je väčšia ako množstvo energie uvoľnenej počas tvorby HBr z plynného molekulárneho vodíka a kvapalného brómu:

1/2H2 (g.) + 1/2Br2 (1.) \u003d HBr (g.),

na hodnotu energie vyparovania 1/2 mol Br 2 a na hodnoty energií rozkladu 1/2 mol H 2 a 1/2 mol Br 2 na voľné atómy.

Kvantovo-mechanický model kovalentnej väzby metódou valenčných väzieb na príklade molekuly vodíka

V roku 1927 vyriešili Schrödingerovu rovnicu pre molekulu vodíka nemeckí fyzici W. Heitler a F. London. Bolo to prvé veľa štastia aplikácia kvantovej mechaniky pri riešení komunikačných problémov. Ich práca položila základy metódy valenčných väzieb, čiže valenčných schém (VS).

Výsledky výpočtu možno graficky znázorniť ako závislosti síl interakcie medzi atómami (obr. 1, a) a energie systému (obr. 1, b) na vzdialenosti medzi jadrami atómov vodíka. Jadro jedného z atómov vodíka sa umiestni na začiatok súradníc a jadro druhého sa priblíži k jadru prvého atómu vodíka pozdĺž osi x. Ak sú spiny elektrónov antiparalelné, budú sa zvyšovať príťažlivé sily (pozri obr. 1, a, krivka I) a odpudivé sily (krivka II). Výslednica týchto síl je znázornená krivkou III. Najprv prevládajú príťažlivé sily, potom odpudivé. Keď sa vzdialenosť medzi jadrami rovná r0 = 0,074 nm, príťažlivá sila je vyvážená odpudivou silou. Rovnováhu síl zodpovedá minimálna energia systému (pozri obr. 1b, krivka IV) a následne najstabilnejší stav. Hĺbka „potenciálnej studne“ predstavuje väzbovú energiu E 0 H–H v molekule H 2 v absolútnej nule. Je to 458 kJ/mol. Pri reálnych teplotách však štiepenie väzby vyžaduje o niečo nižšiu energiu E H–H, ktorá pri 298 K (25 °C) je 435 kJ/mol. Rozdiel medzi týmito energiami v molekule H2 je energia vibrácií atómov vodíka (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ryža. 1. Závislosť interakčných síl atómov (a) a energie sústavy (b)
na vzdialenosti medzi jadrami atómov v molekule H 2

Keď sa k sebe priblížia dva atómy vodíka obsahujúce elektróny s paralelnými spinmi, energia sústavy neustále rastie (pozri obr. 1b, krivka V) a nevzniká žiadna väzba.

Kvantovomechanický výpočet teda poskytol kvantitatívne vysvetlenie vzťahu. Ak má pár elektrónov opačné spiny, elektróny sa pohybujú v poli oboch jadier. Medzi jadrami sa objavuje oblasť s vysokou hustotou elektrónového mraku - prebytočný negatívny náboj, ktorý priťahuje kladne nabité jadrá. Z kvantovomechanického výpočtu vyplývajú ustanovenia, ktoré sú základom metódy VS:

1. Dôvodom spojenia je elektrostatická interakcia jadier a elektrónov.
2. Väzbu tvorí elektrónový pár s antiparalelnými spinmi.
3. Sýtosť väzby je spôsobená tvorbou elektrónových párov.
4. Pevnosť väzby je úmerná stupňu prekrytia elektrónového oblaku.
5. Smerovosť spojenia je spôsobená prekrývaním elektrónových oblakov v oblasti maximálnej elektrónovej hustoty.

Výmenný mechanizmus pre vznik kovalentnej väzby metódou VS. Smerovosť a sýtosť kovalentnej väzby

Jedným z najdôležitejších konceptov metódy VS je valencia. Číselná hodnota valencie v metóde VS je určená počtom kovalentných väzieb, ktoré atóm tvorí s inými atómami.

Uvažovaný pre molekulu H 2 sa mechanizmus tvorby väzby párom elektrónov s antiparalelnými spinmi, ktoré patrili rôznym atómom pred vznikom väzby, nazýva výmenný mechanizmus. Ak sa berie do úvahy iba mechanizmus výmeny, valencia atómu je určená počtom jeho nepárových elektrónov.

Pre molekuly zložitejšie ako H 2 ostávajú princípy výpočtu nezmenené. Vznik väzby vedie k interakcii páru elektrónov s opačnými spinmi, ale s vlnovými funkciami rovnakého znamienka, ktoré sa sčítavajú. Výsledkom je zvýšenie hustoty elektrónov v oblasti prekrývajúcich sa elektrónových oblakov a kontrakcia jadier. Zvážte príklady.

V molekule fluóru F 2 je väzba tvorená 2p orbitálmi atómov fluóru:

Najvyššia hustota elektrónového oblaku je blízko orbitálu 2p v smere osi symetrie. Ak sú nepárové elektróny atómov fluóru v orbitáloch 2p x, väzba sa uskutočňuje v smere osi x (obr. 2). Na 2p y - a 2p z -orbitáloch sa nachádzajú nezdieľané elektrónové páry, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe väzieb (na obr. 2 tieňované). V nasledujúcom texte takéto orbitály nebudeme zobrazovať.

Ryža. 2. Tvorba molekuly F2

V molekule fluorovodíka je väzba HF tvorená orbitálom 1s atómu vodíka a orbitálom 2px atómu fluóru:

Smer väzby v tejto molekule je určený orientáciou 2px orbitálu atómu fluóru (obr. 3). Prekrytie nastáva v smere osi x symetrie. Akýkoľvek iný variant prekrývania je energeticky menej priaznivý.

Ryža. 3. Tvorba molekuly HF

Zložitejšie d- a f-orbitály sú tiež charakterizované smermi maximálnej hustoty elektrónov pozdĺž ich osí symetrie.

Smerovosť je teda jednou z hlavných vlastností kovalentnej väzby.

Smerovosť väzby je dobre ilustrovaná na príklade molekuly sírovodíka H2S:

Keďže osi symetrie valenčných 3p orbitálov atómu síry sú navzájom kolmé, treba očakávať, že molekula H2S by mala mať rohovú štruktúru s uhlom medzi väzbami S–H 90° (obr. 4). V skutočnosti je uhol blízky vypočítanému a rovná sa 92°.

Ryža. 4. Tvorba molekuly H 2 S

Je zrejmé, že počet kovalentných väzieb nemôže presiahnuť počet väzbových elektrónových párov. Sýtosť ako vlastnosť kovalentnej väzby však znamená aj to, že ak má atóm určitý počet nepárových elektrónov, potom sa na tvorbe kovalentných väzieb musia podieľať všetky.

Táto vlastnosť sa vysvetľuje princípom najmenšej energie. Pri vytváraní každej ďalšej väzby sa uvoľňuje ďalšia energia. Preto sa naplno realizujú všetky valenčné možnosti.

V skutočnosti je stabilná molekula H 2 S a nie HS, kde je nerealizovaná väzba (nespárovaný elektrón je označený bodkou). Častice obsahujúce nepárové elektróny sa nazývajú voľné radikály. Sú extrémne reaktívne a reagujú za vzniku zlúčenín obsahujúcich nasýtené väzby.

Excitácia atómu

Uvažujme valenčné možnosti podľa mechanizmu výmeny niektorých prvkov 2. a 3. periódy periodického systému.

Atóm berýlia na vonkajšej kvantovej úrovni obsahuje dva spárované 2s elektróny. Neexistujú žiadne nepárové elektróny, takže berýlium musí mať nulovú valenciu. V zlúčeninách je však dvojmocný. Dá sa to vysvetliť excitáciou atómu, ktorá spočíva v prechode jedného z dvoch elektrónov 2s na podúroveň 2p:

V tomto prípade sa vynaloží excitačná energia E* zodpovedajúca rozdielu medzi energiami podúrovne 2p a 2s.

Keď je atóm bóru excitovaný, jeho valencia sa zvyšuje z 1 na 3:

a na atóme uhlíka - od 2 do 4:

Na prvý pohľad sa môže zdať, že budenie odporuje princípu najmenšej energie. V dôsledku excitácie však vznikajú nové, dodatočné väzby, vďaka ktorým sa uvoľňuje energia. Ak je táto dodatočná uvoľnená energia väčšia ako energia vynaložená na budenie, princíp najmenšej energie je nakoniec splnený. Napríklad v molekule metánu CH4 je priemerná energia väzby C–H 413 kJ/mol. Energia vynaložená na excitáciu je E* = 402 kJ/mol. Energetický zisk v dôsledku vytvorenia dvoch dodatočných väzieb bude:

D E \u003d E dodatočné svetlo - E * \u003d 2 413 - 402 \u003d 424 kJ / mol.

Ak sa nerešpektuje zásada najmenšej energie, t.j. 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.

Napríklad kyslík je z tohto dôvodu iba dvojmocný. Elektronický analóg kyslíka - síra - má však veľké valenčné schopnosti, pretože na tretej kvantovej úrovni existuje 3d podúroveň a energetický rozdiel medzi podúrovňami 3s, 3p a 3d je neporovnateľne menší ako medzi druhou a treťou kvantovou úrovňou. atóm kyslíka:

Z rovnakého dôvodu prvky 3. periódy - fosfor a chlór - vykazujú premenlivú mocnosť, na rozdiel od ich elektronických náprotivkov v 2. perióde - dusíka a fluóru. Excitáciou do zodpovedajúcej podúrovne možno vysvetliť vznik chemických zlúčenín prvkov skupiny VIIIa 3. a nasledujúcich období. V héliu a neóne (1. a 2. perióda), ktoré majú dokončenú vonkajšiu kvantovú úroveň, sa nenašli žiadne chemické zlúčeniny a iba oni sú skutočne inertnými plynmi.

Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzby

Dvojicu elektrónov s antiparalelnými spinmi, ktoré tvoria väzbu, možno získať nielen výmenným mechanizmom zahŕňajúcim účasť elektrónov z oboch atómov, ale aj iným mechanizmom, ktorý sa nazýva donor-akceptorový mechanizmus: jeden atóm (donor) poskytuje nezdieľaný pár elektrónov na tvorbu väzby a druhý (akceptor) – prázdna kvantová bunka:

Výsledok pre oba mechanizmy je rovnaký. Často sa tvorba väzby dá vysvetliť oboma mechanizmami. Napríklad molekulu HF možno získať nielen v plynnej fáze z atómov mechanizmom výmeny, ako je znázornené vyššie (pozri obr. 3), ale aj vo vodnom roztoku z iónov H + a F mechanizmom donor-akceptor. :

Molekuly produkované rôznymi mechanizmami sú nepochybne nerozoznateľné; spojenia sú úplne rovnaké. Preto je správnejšie nevyčleniť interakciu donor-akceptor v zvláštny druh väzby, a považujú ho len za špeciálny mechanizmus tvorby kovalentnej väzby.

Keď chcú zdôrazniť mechanizmus tvorby väzby presne podľa mechanizmu donor-akceptor, v štruktúrnych vzorcoch sa to označí šípkou od donoru k akceptorovi (D® ALE). V ostatných prípadoch sa takáto väzba nerozlišuje a označuje sa pomlčkou, ako v prípade mechanizmu výmeny: D–A.

Väzby v amónnom ióne vzniknutom reakciou: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

sú vyjadrené nasledujúcim spôsobom:

Štruktúrny vzorec NH4+ môže byť reprezentovaný ako

Uprednostňuje sa druhá forma zápisu, pretože odráža experimentálne stanovenú ekvivalenciu všetkých štyroch väzieb.

Vznik chemickej väzby mechanizmom donor-akceptor rozširuje valenčné schopnosti atómov: valencia je určená nielen počtom nespárovaných elektrónov, ale aj počtom nezdieľaných elektrónových párov a voľných kvantových buniek zapojených do tvorby väzieb. . Takže vo vyššie uvedenom príklade je valencia dusíka štyri.

Mechanizmus donor-akceptor bol úspešne použitý na opis väzby v komplexných zlúčeninách metódou VS.

Komunikačná multiplicita. s- a p-väzby

Väzba medzi dvoma atómami môže byť uskutočnená nielen jedným, ale aj niekoľkými elektrónovými pármi. Práve počet týchto elektrónových párov určuje multiplicitu v metóde VS – jedna z vlastností kovalentnej väzby. Napríklad v molekule etánu C 2 H 6 je väzba medzi atómami uhlíka jednoduchá (jednoduchá), v molekule etylénu C 2 H 4 je dvojitá a v molekule acetylénu C 2 H 2 je trojitá. Niektoré charakteristiky týchto molekúl sú uvedené v tabuľke. jeden.

stôl 1

Zmeny parametrov väzby medzi atómami C v závislosti od jej mnohosti

Keď sa multiplicita väzby podľa očakávania zvyšuje, jej dĺžka sa znižuje. Multiplicita väzby sa zvyšuje diskrétne, t. j. celočíselný počet krát, takže ak by boli všetky väzby rovnaké, energia by sa tiež zvýšila zodpovedajúcim počtom krát. Ako však možno vidieť z tabuľky. 1, väzbová energia rastie menej intenzívne ako multiplicita. Preto sú spojenia nerovnaké. Dá sa to vysvetliť rozdielom v geometrických spôsoboch, ktorými sa orbitály prekrývajú. Zoberme si tieto rozdiely.

Väzba vytvorená prekrývaním elektrónových oblakov pozdĺž osi prechádzajúcej cez jadrá atómov sa nazýva s-väzba.

Ak je vo väzbe zapojený s-orbital, tak jedine s -spojenie (obr. 5, a, b, c). Odtiaľ dostal svoje meno, pretože grécke písmeno s je synonymom pre latinské s.

Za účasti p-orbitálov (obr. 5, b, d, e) a d-orbitálov (obr. 5, c, e, f) na tvorbe väzby dochádza k prekrytiu s-typu v smere najvyššej hustoty. elektrónových oblakov, čo je energeticky najpriaznivejšie. Preto, keď sa vytvorí spojenie, táto metóda sa vždy implementuje ako prvá. Preto, ak je zväzok jednoduchý, potom musí byť s -spojenie, ak je viac, potom jedno z pripojení určite áno s-väzba.

Ryža. 5. Príklady s-väzieb

Z geometrických úvah je však jasné, že medzi dvoma atómami môže byť len jeden. s -spojenie. Vo viacnásobných väzbách musí byť druhá a tretia väzba vytvorená odlišným geometrickým spôsobom prekrývania elektrónových oblakov.

Väzba vytvorená prekrývaním elektrónových oblakov na oboch stranách osi prechádzajúcej cez jadrá atómov sa nazýva p-väzba. Príklady str -zapojenia sú znázornené na obr. 6. Takýto presah je energeticky menej priaznivý ako podľa s -typ. Vykonávajú ho okrajové časti elektrónových oblakov s nižšou elektrónovou hustotou. Zvýšenie násobnosti spojenia znamená vznik p väzby, ktoré majú menšiu energiu ako s -komunikácia. To je dôvod nelineárneho nárastu väzbovej energie v porovnaní so zvýšením multiplicity.

Ryža. 6. Príklady p-väzieb

Zvážte tvorbu väzieb v molekule N2. Ako je známe, molekulárny dusík je chemicky veľmi inertný. Dôvodom je vytvorenie veľmi silnej trojitej väzby NєN:

Schéma prekrývajúcich sa elektrónových oblakov je znázornená na obr. 7. Jedna z väzieb (2px–2px) je vytvorená podľa s-typu. Ďalšie dva (2рz–2рz, 2рy–2рy) sú typu p. Aby nedošlo k preplneniu obrázku, obrázok prekrývajúcich sa 2py oblakov je vykreslený samostatne (obr. 7b). Ak chcete získať všeobecný obraz, obr. 7a a 7b by sa mali spojiť.

Na prvý pohľad by sa to mohlo zdať s -väzba, obmedzujúca priblíženie atómov, neumožňuje prekrývanie orbitálov v p -typ. Obraz orbitálu však zahŕňa len určitý zlomok (90 %) elektrónového oblaku. K prekrývaniu dochádza s periférnou oblasťou mimo takéhoto obrazu. Ak si predstavíme orbitály, ktoré zahŕňajú veľkú časť elektrónového oblaku (napríklad 95 %), potom je ich prekrytie zrejmé (pozri prerušované čiary na obr. 7a).

Ryža. 7. Tvorba molekuly N2