Brytenergi för en kemisk bindningstabell. Hur man beräknar bindningsenergi

Handledning

Astrakhan

Kemisk bindning: Lärobok / Ryabukhin Yu. I. - Astrakhan: Astrakhan. stat tech. un-t, 2013. - 40 sid.

Designad för studenter inom teknik och icke-kemiska specialiteter.

Motsvarar de statliga utbildningsnormerna för högre yrkesutbildning

Illustr.: 15 bilder, Tabell: 1, bibliografi: 6 titlar, ca.

Tryckt efter beslut av avdelningen "Allmänt, oorganiskt och analytisk kemi”(Protokoll nr __ daterad _________ 2013)

Recensent: Cand. chem. Sciences, docent Lebedeva A.P.

INTRODUKTION

I naturen finns praktiskt taget inte kemiska element i form av fria atomer (med undantag av ädelgaser - element från VIIIA-gruppen). Vanligtvis interagerar atomerna i ett kemiskt element antingen med varandra eller med atomer av andra element, och bildar kemiska bindningar med utseendet av enkla respektive komplexa ämnen. Samtidigt interagerar molekyler av olika ämnen med varandra.

Läran om kemisk bindning utgör grunden för all teoretisk kemi.

Kemisk bindning 1 - detta är en uppsättning krafter som binder atomer till varandra till mer stabila strukturer - molekyler eller kristaller.

Bildandet av molekyler och kristaller beror främst på Coulomb-attraktionen mellan elektroner och atomkärnor.

Den kemiska bindningens natur förstods först efter upptäckten av kvantmekanikens lagar som styr mikrovärlden. Modern teori svarar på frågorna varför en kemisk bindning uppstår och vad är dess krafter.

Bildandet av kemiska bindningar är en spontan process; annars skulle varken enkla eller komplexa ämnen existera. Ur termodynamisk synvinkel är orsaken till bildandet av en kemisk bindning en minskning av systemets energi.

Bildandet av en kemisk bindning åtföljs av frigörande av energi, och dess brytning kräver energiförbrukning.

Kännetecken för en kemisk bindning är dess energi och längd.

Kemisk bindningsenergi är den energi som frigörs i processen för dess bildning och karakteriserar dess styrka; bindningsenergin uttrycks i kJ per mol av den bildade substansen (E St. kJ/mol) 2 .

Ju större energi en kemisk bindning har, desto starkare bindning. Energin hos en diatomisk molekyls kemiska bindning uppskattas genom att jämföra den med tillståndet före dess bildande. För polyatomiska molekyler med samma typ av bindning beräknas den genomsnittliga kemiska bindningsenergin (till exempel för H 2 O eller CH 4).

Genomsnittlig kemisk bindningsenergi bestäms genom att dividera bildningsenergin för en molekyl med antalet bindningar.

Kemisk bindningslängd kallas avståndet mellan kärnorna av atomer i en molekyl.

Bindningslängden bestäms av storleken på de bindande atomerna och graden av överlappning av deras elektronskal.

Till exempel, för vätefluorid och vätejodid:

l HF< l HEJ

Beroende på vilken typ av anslutna partiklar (atomer eller molekyler) finns det intramolekylära bindningar genom vilka molekyler bildas, och intermolekylära bindningar, leder till bildandet av associerade föreningar från molekyler eller till bindning av atomer från individuella funktionella grupper i en molekyl. Dessa typer av bindningar skiljer sig kraftigt åt i energi: för intramolekylära bindningar är energin 100–1000 kJ/mol 1 och för intermolekylära bindningar överstiger den vanligtvis inte 40 kJ/mol.

Tänk på utbildning intramolekylärt kemisk bindning på exemplet med väteatomers interaktion.

När två väteatomer närmar sig varandra uppstår en stark utbytesinteraktion mellan deras elektroner med antiparallella spinn, vilket leder till uppkomsten av ett gemensamt elektronpar. Detta ökar elektrontätheten i det internukleära utrymmet, vilket bidrar till attraktionen av kärnor, interagerande atomer. Som ett resultat minskar energin i systemet och systemet blir mer stabilt - kemisk bindning(Figur 1).

Ris. 1. Energidiagram över bildandet av en kemisk bindning mellan väteatomer

Systemet har ett minimum av energi på ett visst avstånd mellan atomkärnorna; med ytterligare närmande av atomerna ökar energin på grund av ökningen av repulsiva krafter mellan kärnorna.

Beroende på hur det gemensamma elektronparet interagerar med kärnorna i de atomer som förenas, finns det tre huvudtyper av kemisk bindning: ovala, joniska, metalliska och vätebindningar.

Bondenergiär den energi som frigörs under bildandet av en molekyl från enstaka atomer. Bindningsenergin är den energi som absorberas när två atomer separeras med ett oändligt avstånd från varandra. Och bildningsentalpin är värmen som frigörs när ett ämne erhålls från enkla ämnen, det vill säga på tal om bindningsenergiernas språk, först sprids atomerna av enkla ämnen över ett oändligt långt avstånd (med absorption av energi ), sedan kombineras de för att bilda det önskade ämnet (energi frigörs ). Skillnaden är bildningsentalpin.

Bindningsenergin skiljer sig från AH arr. Bildningsvärmen är den energi som frigörs eller absorberas under bildandet av molekyler från enkla ämnen. Så:

N2 + O2 → 2NO + 677,8 kJ/mol - ∆H arr.

N + O → NO - 89,96 kJ/mol - E St.

För diatomiska molekyler är bindningsenergin lika med dissociationsenergin tagen med motsatt tecken: till exempel i F 2-molekylen bindningsenergin mellan atomer F-F lika med - 150,6 kJ / mol.

För polyatomära molekyler med en typ av bindning, till exempel för AB n-molekyler, är den genomsnittliga bindningsenergin 1/n del av den totala energin för bildning av en förening från atomer. Så energin för bildning av CH 4 \u003d -1661,1 kJ / mol. Eftersom det finns fyra bindningar i CH 4-molekylen är energin för en CH-bindning 415,3 kJ/mol. En studie av en stor mängd för närvarande kända data om bindningsenergier visar att bindningsenergin mellan ett visst atompar ofta visar sig vara ett konstant värde, förutsatt att resten av molekylen förändras lite. Så, i mättade kolväten E st (C - H) = 415,3 kJ / mol, E st (C - C) = 331,8 kJ / mol.

Bindningsenergierna i molekyler som består av identiska atomer minskar i grupper uppifrån och ner, under perioden ökar bindningsenergierna. I samma riktning ökar också elektronaffiniteten.

I det sista stycket gav vi ett exempel på att beräkna den termiska effekten av en reaktion:

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

I det här fallet är 76 kJ inte bara den termiska effekten av en given kemisk reaktion, men också värme från bildning av metan från grundämnen .

ENTALPI är den termiska effekten av en reaktion, mätt (eller beräknad) för det fall då reaktionen sker i ett öppet kärl (dvs vid konstant tryck). Kallas ∆H.

När volymen som upptas av reaktionsprodukterna skiljer sig från volymen som upptas av reaktanterna, kan det kemiska systemet utföra ytterligare arbete PΔV (där P är trycket och ΔV är volymförändringen). Därför är ΔН och ΔЕ sammankopplade av relationen:

AH = AE + PAV

Så om reaktionen inte utförs i en "bomb", så sammanfaller ENTHALPI och VÄRMEEFFEKT med varandra. Entalpi kallas även "värmeinnehåll". Om vi utför reaktionen för att erhålla vatten i ett öppet kärl, är 286 kJ / mol "värmen" ΔH som finns i väte och syre för fallet när vi får vatten från dem. Eftersom de initiala ämnena (väte och syre) var i vårt experiment under standardförhållanden (25 ° C och ett tryck på 1 atm), och vi också förde reaktionsprodukten (vatten) till standardförhållanden, har vi rätt att säga att 286 kJ / mol är STANDARD VÄRME FÖR BILDNING AV VATTEN eller, vilket är detsamma - STANDARD ENTALPI AV BILDNING AV VATTEN. Om vi får från samma element inte vatten, men väteperoxid H 2 O 2, kommer "värmeinnehållet" i ett sådant kemiskt system att vara annorlunda (187,6 kJ / mol). Under reaktionsförloppet med bildning av 1 mol vatten eller 1 mol H 2 O 2 frigörs en annan mängd energi, vilket var att vänta. I det följande kommer vi oftare att hänvisa till standardvärmen för bildning av ämnen som standardentalpi för bildning ΔН. För att betona giltigheten av detta värde endast för standard- förhållanden, i tabellerna betecknas det enligt följande: ΔН ca 298

En liten "nolla" bredvid ΔH symboliserar traditionellt ett visst standardtillstånd, och siffran 298 påminner om att värdena ges för ämnen vid 25 ° C (eller 298 K). Standard entalpi inte nödvändigt måste vara entalpin för bildningen av ämnet från elementen. Du kan få värdet på standardentalpin ΔH cirka 298 för vilken kemisk reaktion som helst. Men i vårt fall, med produktion av vatten från väte och syre, fick vi exakt standardentalpin för vattenbildning. Det är skrivet som följer: H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O (ΔH o 298 \u003d -286 kJ / mol)

Varifrån kom minustecknet framför den termiska effekten? Här måste författaren med en suck informera läsaren om ytterligare ett särdrag i representationen av värme (och entalpi) i termodynamiken. Det är accepterat här förlorat representerar energi av vilket system som helst med minustecken. Tänk till exempel på det redan välkända systemet av metan- och syremolekyler. Som ett resultat exotermisk reaktioner uppstår mellan dem. urval värme: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) + 890 kJ

Denna reaktion kan också skrivas av en annan ekvation, där den frigjorda ("förlorade") värmen har ett minustecken: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) - 890 kJ = CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)

Av tradition, entalpin av detta och andra exotermisk reaktioner inom termodynamiken skrivs vanligtvis med tecknet "minus": ΔН о 298 = –890 kJ/mol (energi frigörs).

Omvänt, om som ett resultat endotermisk reaktionssystem uppslukad energi, så skrivs entalpin för en sådan endoterm reaktion med tecknet "plus". Till exempel, för den redan kända reaktionen för att erhålla CO och väte från kol och vatten (vid upphettning): C (tv) + H 2 O (g) + 131,3 kJ = CO (g) + H 2 (g)

(ΔН ca 298 = +131,3 kJ/mol)

Du behöver bara vänja dig vid denna funktion i det termodynamiska språket, även om förvirringen med tecken till en början kan vara ganska irriterande när du löser problem.

Låt oss försöka lösa samma problem först termodynamisk skala (där värmen som frigörs av reaktionen har ett minustecken), och sedan in termokemisk skala (som vi använde i föregående stycke och där energin som frigörs av reaktionen har ett plustecken).

Så låt oss ge ett exempel på att beräkna reaktionens värmeeffekt: Fe 2 O 3 (tv) + 3 C (grafit) \u003d 2 Fe (tv) + 3 CO (g)

Denna reaktion sker i smältugn vid mycket höga temperaturer (ca 1500 o C). I uppslagsböcker var termodynamisk skala, kan du hitta standardvärmen för bildning av Fe 2 O 3 (ΔH o 298 \u003d -822,1 kJ / mol) och CO (ΔH o 298 \u003d - 110,5 kJ / mol). De andra två ämnena i denna ekvation, kol och järn, är element, vilket betyder att deras bildningsvärme per definition är noll. Därför är standardvärmen för reaktionen i fråga lika med:

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

Så, reduktionsreaktionen av järnoxid (III) kol är endotermisk(ΔН ca 298 är positivt!), Dessutom skulle 490,6 kJ behöva spenderas på reduktion av en mol Fe 2 O 3 med tre mol kol, om utgångsmaterialen före reaktionens start och produkterna efter slutet av reaktionen är under standardbetingelser (det vill säga vid rumstemperatur och atmosfärstryck). Det spelar ingen roll att utgångsmaterialen behövde värmas upp kraftigt för att reaktionen skulle inträffa. Värdet på ΔН cirka 298 = +490,6 kJ återspeglar den "rena" termiska effekten av den endotermiska reaktionen, där reaktanterna först värmdes upp av en extern värmekälla från 25 till 1500 ° C, och i slutet av reaktionen produkterna kyls igen till rumstemperatur och ger upp all värme till miljö. I detta fall kommer den givna värmen att vara mindre än den behövde spenderas på uppvärmning, eftersom en del av värmen absorberades i reaktionen.

Låt oss göra samma beräkning med hjälp av termokemisk skala. Antag att vi känner till förbränningsvärmen av kol och järn i syre (vid konstant tryck):

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

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

För att få den termiska effekten av reaktionen av intresse för oss multiplicerar vi den första ekvationen med 3 och skriver om den andra i omvänd ordning:

1) 3C + 3/2 O2 = 3CO + 331,5 kJ

2) Fe2O3 + 822,1 kJ = 2 Fe + 3/2 O2

Addera nu båda ekvationerna term för term: 3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 3 CO + 331,5 kJ + 2 Fe + 3/2 O 2

Efter att ha reducerat syre i båda delarna av ekvationen (3/2 O 2) och överfört 822,1 kJ till höger sida får vi: 3 C + Fe 2 O 3 \u003d 3 CO + 2 Fe - 490,6 kJ

kinetiken för kemiska reaktioner- kapitel fysisk kemi studera mönster för kemiska reaktioner i tid, dessa mönsters beroende av yttre förhållanden, såväl som mekanismerna för kemiska omvandlingar Kemisk kinetik är vetenskapen om hastigheter och mönster för kemiska processer i tid.

Kemisk kinetik studerar processens mekanism, d.v.s. dessa mellanstadier, bestående av elementära handlingar, genom vilka systemet går från det initiala tillståndet till det sista.

Kemisk kinetik studerar hastigheterna för dessa steg och de faktorer som påverkar deras hastighet.

Den kemiska reaktionsekvationen visar systemets initiala tillstånd (initiala ämnen) och dess slutliga tillstånd (reaktionsprodukter), men återspeglar inte processens mekanism.

Kemisk bindning och molekylstruktur

När egenskaperna hos ämnen studerades blev det nödvändigt att förklara och beskriva dem. Först och främst krävde själva faktumet att molekyler och strukturella enheter (CE) bildades från atomer en förklaring, d.v.s. arten och storleken på attraktionsenergin för atomer i ämnen - kemisk bindningsenergi.

En speciell egenskap hos den kemiska bindningen etablerades också, som

svärm kan definieras som mättnad: en atom i en molekyl eller CE har en viss valens och den kan ha ett litet antal valenser. För egenskaperna hos molekyler och SE är det viktigt inte bara antalet vissa atomer i dem, utan också ordningen på arrangemanget (strukturteori
A.M. Butlerov), avståndet mellan atomer och geometrin hos molekyler och SE ( stereokemi- Van't Hoff och Le Bel).

Ämnen har slutligen vissa optiska (färg, spektra), elektriska (dipolmoment, laddningar på atomer) och magnetiska egenskaper, som måste förklaras i termer av deras struktur.

Idéer om arten av attraktionskrafterna mellan atomer följde de stora upptäckterna inom fysiken: upptäckten av lagen om universell gravitation - teorin om atomers gravitationsinteraktion (Bergman och Berthollet); öppning elektriska fenomen- elektrokemisk teori (Berzelius); upptäckten av elektroner ledde till utvecklingen av de så kallade elektroniska teorierna om kemiska bindningar (Morozov, Kossel, Lewis, Pisarzhevsky, Mikhailenko, Heitler och London, Mulliken och Hund, med flera).

Den moderna teorin om strukturen av kemiska bindningar är baserad på kvantmekaniska begrepp om elektronernas rörelse i atomer, molekyler och andra CE-ämnen; det bevisade att attraktionen mellan atomer kan representeras som en elektrostatisk interaktion mellan elektronmoln och positivt laddade kärnor.

De viktigaste egenskaperna hos den kemiska bindningen

En kemisk bindning är en minskning av atomernas energi under bildandet av en molekyl eller CE. Energi En kemisk bindning kan definieras som den energi som krävs för att bryta den bindningen. För en diatomisk molekyl är den lika med energin (entalpi) för dissociation, till exempel:

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

När det gäller polyatomiska molekyler beror bindningsenergin på tillståndet hos reaktanterna och produkterna. Så energierna för successiva brott av identiska bindningar är inte lika med varandra, Till exempel, i en metanmolekyl:

CH4® CH3 + H, E 1 \u003d 427 kJ/mol;

CH3® CH2 + H, E2 \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.

Däremot är deras summa lika med energin för den samtidiga brytningen av alla bindningar. Medelenergin för dessa fyra bindningar, Ec-n = 1649/4 » 412 kJ, skiljer sig markant från var och en av de fyra. Å andra sidan finns det ett ungefärligt mönster: kemiska bindningar mellan samma atomer i olika molekyler är ungefär lika, om atomerna är i samma valenstillstånd. Valenstillståndet för en atom förstås som antalet och typen (se nedan) av de kemiska bindningar som bildas av den i den aktuella föreningen. Det är därför energierna för successiv brytning av bindningar i metan skiljer sig åt.

Tabell 4.1 visar medelvärdena för energierna för kemiska bindningar, som är ungefär desamma för olika föreningar.

Andra regelbundenheter kan också noteras. Till exempel kan energierna för kemiska bindningar mellan samma två atomer skilja sig åt med cirka 2 och 3 gånger. Detta ledde till introduktionen av konceptet enkel- (enkel-), dubbel- och trippelbindningar (E c-c "350, E c=c" 600, E cºc "820 kJ/mol). Denna funktion kallas kommunikationsmångfald.

Det visades också att i serien av föreningar av samma typ ändras bindningsenergin regelbundet: E n-F > E H-Cl > E n-Br > E n-I.

Men i en annan serie ändras bindningsenergin oregelbundet:

E F-F< E Cl-Cl >E Br-Br > E I-I, vilket kräver en förklaring utifrån molekylernas struktur.

Länklängd. Till skillnad från storleken på en atom kan den bestämmas exakt: den är lika med avståndet mellan mitten av angränsande atomer i en molekyl. Bindningslängderna är av samma storleksordning (> 100 pm) som atomernas diametrar - detta är en trivial slutsats, eftersom atomernas villkorliga (effektiva) radier hittas genom att dela upp de interna kärnavstånden i två delar. Det vill säga bindningslängden kan ungefärligen bestämmas genom att lägga till motsvarande radier av atomer eller joner:

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

Bindningslängderna beror på atomernas valenstillstånd, det vill säga till exempel på bindningsmångfalden: d c-c » 154 pm, d c=c » 134 pm och
d сºс » 120 pm.

Jämförelse av bindningslängder med deras energier visar att det finns ett omvänt förhållande mellan dem: ju längre längd, desto lägre bindningsenergi(Tabell 4.1). Det finns också en regelbunden förändring i längderna på bindningar av samma typ beroende på elementens position i det periodiska systemet, vilket beror på liknande förändringar i storleken på atomer och joner.

Tabell 4.1

Medelenergier (E St) och längder (d St) för vissa kemiska bindningar

Valensvinklar- vinklar mellan bindningar som bildas av en atom i en molekyl eller CE. De beror på atomernas natur (deras elektroniska struktur) och arten av den kemiska bindningen (kovalent, jonisk, väte, metallisk, vanlig, multipel). Förbindningsvinklar bestäms för närvarande mycket noggrant med samma metoder som bindningslängder. Till exempel har det visat sig att AB 2-molekyler kan vara linjära (CO 2) eller kantiga (H 2 O), AB 3 - triangulära (BF 3) och pyramidformade (NH 3), AB 4 - tetraedriska (CH 4), eller kvadratisk (PtCl 4) -, eller pyramidal (SbCl 4) -, AB 5 - trigonal-bipyramidal (PCl 5), eller tetragonal-pyramidal (BrF 5), AB 6 - oktaedrisk (AlF 6) 3 - etc.

Bindningsvinklar förändras naturligt med en ökning av serienumret i det periodiska systemet. Till exempel minskar H-E-H-vinkeln för H 2 O, H 2 S, H 2 Se (104,5; 92 respektive 90 0).

Energierna, längderna och vinklarna för bindningar är viktig information på den kemiska bindningens natur. Relation mellan elektronisk struktur molekyler och dessa egenskaper diskuteras nedan.

Spektra av molekyler. Av stor betydelse för att bestämma storlek, geometri och elektronisk struktur hos molekyler och kondenserade ämnen är deras spektra. De representerar vanligtvis beroendet av intensiteten (I) av absorptionen eller emissionen av energi av ett ämne (i form av fotoner, elektroner eller joner) på energin av en extern verkan på ämnet. Vart i jag mäts vanligtvis med antalet kvanta per tidsenhet per yta eller volymenhet, och energiskalan är i enheter för energi, frekvens eller våglängd.

Inom vetenskapen finns det för närvarande ett stort antal spektrala metoder för att studera ämnen som skiljer sig mycket i exponeringstyper (radiovågor, infrarött, synligt eller ultraviolett ljus, röntgenstrålar och g-strålar, strålar av elementarpartiklar - elektroner, positroner , protoner, neutroner ..... ), typer av registrerade fenomen förknippade med elementen i materiens struktur.

Metoderna för elektronspektroskopi i de ultravioletta och synliga områdena av spektrumet registrerar och studerar övergångarna av valenselektroner från ett elektroniskt tillstånd till ett annat (detta motsvarar övergångar mellan valensatomorbitaler). Övergångarna motsvarar linjerna E 1, E 2 och E 3 som visas i figur 3.1.

Metoder för infraröd vibrationsspektroskopi studerar vibrationerna hos atomer i molekyler och kondenserade ämnen. Studier har visat att dessa vibrationer, liksom elektroniska övergångar, är kvantiserade. Övergångsenergierna för en bindning ändras regelbundet (DEcol. i fig. 3.1).

Mätningen och studien av dessa övergångar, såväl som rotationsspektra för molekyler, gör det möjligt att bestämma bindningsenergin, storleken och formen på molekyler.

Magnetiska egenskaper. Som bekant från fysikens kurs interagerar alla ämnen med ett magnetfält. Det finns två huvudtyper av interaktion mellan materia och ett magnetfält.

1. Paramagnetisk interaktion - atomer och molekyler av ett ämne har oparade elektroner, ämnet magnetiseras i ett magnetfält och dras mellan magnetens poler.

2. Diamagnetisk interaktion - i atomer och materiamolekyler är alla elektroner parade, magnetiska moment kompenseras ämnet inte magnetiserat, utan upplever en lätt avstötning från det interpolära rymden.

I det första fallet, kraftlinjerna magnetiskt fält tjockna, och i den andra - sällsynta under verkan av ämnet. Paramagnetiska ämnen inkluderar alla atomer (Li, B, N, F, etc.), samt molekyler (NO, NO 2 , CO + , N 2 + , 3+) med ett udda antal elektroner. Vissa molekyler och ämnen som har ett jämnt antal elektroner är också paramagnetiska (O 2 , F 2 2+ , 2+, etc.) Det är uppenbart att dessa fakta är relaterade till den elektroniska strukturen hos motsvarande ämnen.

Andra typer av interaktion - ferromagnetisk och antiferromagnetisk - är resultatet av interaktionen av elementära magneter (oparade elektroner) av angränsande atomer och molekyler i ett ämne och kommer inte att behandlas i denna kurs.

Biljett nummer 10.
1. Egenskaper för en kemisk bindning - energi, längd, mångfald, polaritet.
Orsaken till bildandet av en kemisk bindning.

Kemisk bindning - en uppsättning interaktioner av atomer, vilket leder till bildandet av stabila system (molekyler, komplex, kristaller.). Det uppstår om, som ett resultat av överlappningen av e moln av atomer, den totala energin i systemet minskar. Måttet på styrka är bindningsenergin, som bestäms av det arbete som krävs för att bryta denna bindning.
Typer av kemi. bindningar: kovalenta (polära, icke-polära, utbytes- och donatoracceptor), joniska, väte och metalliska.
Bindningslängden är avståndet mellan atomernas centrum i en molekyl. Energin och längden på bindningar beror på fördelningens El. densitet mellan atomer. Fördelningen av e-densitet påverkas av kemikaliens rumsliga orientering. anslutningar. Om 2-atomära molekyler alltid är linjära, så kan formerna på polyatomära molekyler vara annorlunda.
Vinkeln mellan imaginära linjer som kan dras genom centra för bundna atomer kallas valensvinkeln. Densitetsfördelningen e beror också på storleken på a. och deras eo. I homoatomisk El. densiteten är jämnt fördelad. I heteroatomic förskjuts det i den riktning som bidrar till en minskning av systemets energi.
Bindningsenergin är den energi som frigörs under bildandet av en molekyl från enstaka atomer. Bindningsenergin skiljer sig från ΔHrev. Bildningsvärmen är den energi som frigörs eller absorberas under bildandet av molekyler från enkla ämnen. Så:

N2 + O2 → 2NO + 677,8 kJ/mol – ∆Harr.

N + O → NO - 89,96 kJ/mol - E St.

Bindningsmångfalden bestäms av antalet elektronpar som är involverade i bindningen mellan atomer. Den kemiska bindningen beror på överlappningen av elektronmoln. Om denna överlappning sker längs linjen som förbinder atomkärnorna, kallas en sådan bindning en σ-bindning. Den kan bildas av s - s elektroner, p - p elektroner, s - p elektroner. En kemisk bindning som utförs av ett elektronpar kallas en enkelbindning.
Om bindningen bildas av mer än ett elektronpar kallas det en multipel.
En multipelbindning bildas när det finns för få elektroner och bindningsatomer för att varje bindbar valensorbital i den centrala atomen ska överlappa med någon orbital i den omgivande atomen.
Eftersom p-orbitalerna är strikt orienterade i rymden, kan de överlappa varandra endast om p-orbitalerna för varje atom vinkelrät mot den inre kärnaxeln är parallella med varandra. Det betyder att det i molekyler med en multipelbindning inte finns någon rotation runt bindningen.

Om en diatomisk molekyl består av atomer av ett grundämne, såsom molekylerna H2, N2, Cl2, etc., så är varje elektronmoln som bildas av ett gemensamt elektronpar och som utför en kovalent bindning fördelat i rymden symmetriskt i förhållande till kärnor i båda atomerna. I detta fall kallas den kovalenta bindningen icke-polär eller homeopolär. Om en diatomisk molekyl består av atomer av olika grundämnen, så förskjuts det gemensamma elektronmolnet mot en av atomerna, så att det blir en asymmetri i laddningsfördelningen. I sådana fall kallas den kovalenta bindningen polär eller heteropolär.

För att bedöma förmågan hos en atom i ett givet element att dra ett gemensamt elektronpar mot sig själv, används värdet av relativ elektronegativitet. Ju större elektronegativitet en atom har, desto starkare attraherar den ett gemensamt elektronpar. Med andra ord, när en kovalent bindning bildas mellan två atomer av olika grundämnen, skiftar det vanliga elektronmolnet till en mer elektronegativ atom, och i större utsträckning desto mer skiljer sig elektronegativiteten hos de interagerande atomerna. Värdena för elektronegativiteten för atomer av vissa element i förhållande till elektronegativiteten för fluor, som tas lika med 4.
Elektronegativiteten förändras naturligt beroende på elementets position i periodiska systemet. I början av varje period finns grundämnen med lägst elektronegativitet - typiska metaller, i slutet av perioden (före ädelgaser) - element med högst elektronegativitet, dvs typiska icke-metaller.

För element i samma undergrupp tenderar elektronegativiteten att minska med ökande kärnladdning. Således, ju mer typiskt ett element är en metall, desto lägre är dess elektronegativitet; ju mer typisk en icke-metall ett grundämne är, desto högre är dess elektronegativitet.

Orsaken till bildandet av en kemisk bindning. Majoritetsatomer kemiska grundämnen i en individuell form existerar inte, eftersom de interagerar med varandra och bildar komplexa partiklar (molekyler, joner och radikaler). Elektrostatiska krafter verkar mellan atomer, d.v.s. kraften i samverkan mellan elektriska laddningar, vars bärare är elektroner och atomkärnor. Valenselektroner spelar huvudrollen i bildandet av en kemisk bindning mellan atomer.
Orsakerna till bildandet av en kemisk bindning mellan atomer kan sökas i själva atomens elektrostatiska natur. På grund av närvaron i atomer av rumsligt separerade regioner med en elektrisk laddning, kan elektrostatiska interaktioner uppstå mellan olika atomer som kan hålla samman dessa atomer.
När en kemisk bindning bildas sker en omfördelning i rymden av elektrondensiteter som ursprungligen tillhörde olika atomer. Eftersom elektronerna på den yttre nivån är minst starkt bundna till kärnan, är det just dessa elektroner som spelar huvudrollen i bildandet av en kemisk bindning. Antalet kemiska bindningar som bildas av en given atom i en förening kallas valens. Av denna anledning kallas elektronerna på den yttre nivån valenselektroner.

2.Karakteristika för en kemisk bindning - energi, längd, mångfald, polaritet.

Bindningsenergin är den energi som frigörs under bildandet av en molekyl från enstaka atomer. Bindningsenergin skiljer sig från ΔHrev. Bildningsvärmen är den energi som frigörs eller absorberas under bildningen av molekyler från enkla ämnen.(Bindningsenergierna i molekyler som består av identiska atomer minskar i grupper uppifrån och ner)

För diatomiska molekyler är bindningsenergin lika med dissociationsenergin tagen med motsatt tecken: till exempel i F2-molekylen är bindningsenergin mellan F-F-atomer - 150,6 kJ / mol. För polyatomiska molekyler med en typ av bindning, till exempel för ABn-molekyler, är den genomsnittliga bindningsenergin lika med 1/n av den totala energin för bildning av en förening från atomer. Så energin för bildning av CH4 = -1661,1 kJ / mol.

Om mer än två olika atomer kombineras i en molekyl, så sammanfaller inte den genomsnittliga bindningsenergin med värdet på molekylens dissociationsenergi. Om olika typer av bindningar finns i en molekyl, kan var och en av dem tilldelas ungefär ett visst värde på E. Detta gör att man kan uppskatta energin för bildandet av en molekyl från atomer. Till exempel kan energin för bildandet av en pentanmolekyl från kol- och väteatomer beräknas med ekvationen:

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

Bindningslängden är avståndet mellan kärnorna i de interagerande atomerna. En preliminär uppskattning av bindningslängden kan baseras på atomära eller joniska radier, eller från resultaten av att bestämma storleken på molekyler med hjälp av Avogadro-talet. Så, volymen per en molekyl vatten: , o

Ju högre bindningsordning mellan atomer, desto kortare är den.

Multipel: Mångfalden av en bindning bestäms av antalet elektronpar som är involverade i bindningen mellan atomer. Den kemiska bindningen beror på överlappningen av elektronmoln. Om denna överlappning sker längs linjen som förbinder atomkärnorna, kallas en sådan bindning en σ-bindning. Den kan bildas av s - s elektroner, p - p elektroner, s - p elektroner. En kemisk bindning som utförs av ett elektronpar kallas en enkelbindning.

Om bindningen bildas av mer än ett elektronpar kallas det en multipel.

En multipelbindning bildas när det finns för få elektroner och bindningsatomer för att varje bindbar valensorbital i den centrala atomen ska överlappa med någon orbital i den omgivande atomen.

Eftersom p-orbitalerna är strikt orienterade i rymden, kan de överlappa varandra endast om p-orbitalerna för varje atom vinkelrät mot den inre kärnaxeln är parallella med varandra. Det betyder att det i molekyler med en multipelbindning inte finns någon rotation runt bindningen.

Polaritet: Om en diatomisk molekyl består av atomer av ett grundämne, såsom molekylerna H2, N2, Cl2, etc. så är varje elektronmoln som bildas av ett gemensamt elektronpar och som utför en kovalent bindning fördelat i rymden symmetriskt med avseende på till båda atomernas kärnor. I detta fall kallas den kovalenta bindningen icke-polär eller homeopolär. Om en diatomisk molekyl består av atomer av olika grundämnen, så förskjuts det gemensamma elektronmolnet mot en av atomerna, så att det blir en asymmetri i laddningsfördelningen. I sådana fall kallas den kovalenta bindningen polär eller heteropolär.

Förskjutningen av det gemensamma elektronmolnet under bildandet av en polär kovalent bindning leder till det faktum att den genomsnittliga negativa elektriska laddningstätheten är högre nära en mer elektronegativ atom och lägre nära en mindre elektronegativ. Som ett resultat får den första atomen ett överskott negativt, och den andra - en överskott av positiv laddning; dessa laddningar brukar kallas de effektiva laddningarna av atomerna i molekylen.

3. Anledningen till bildandet av en kemisk bindning är önskan hos atomerna av metaller och icke-metaller, genom interaktion med andra atomer, att uppnå en mer stabil elektronisk struktur, liknande strukturen hos inerta gaser. Det finns tre huvudtyper av bindningar: kovalent polär, kovalent icke-polär och jonisk.

En kovalent bindning kallas icke-polär om det delade elektronparet i lika hög grad tillhör båda atomerna. En kovalent icke-polär bindning uppstår mellan atomer vars elektronegativitet är densamma (mellan atomer av samma icke-metall), d.v.s. i enkla ämnen. Till exempel, i molekylerna syre, kväve, klor, brom, är bindningen kovalent opolär.
En kovalent bindning kallas polär om det delade elektronparet förskjuts mot ett av elementen. En kovalent polär bindning uppstår mellan atomer vars elektronegativitet skiljer sig, men inte mycket, d.v.s. i komplexa ämnen mellan atomer av icke-metaller. Till exempel, i molekylerna vatten, väteklorid, ammoniak, svavelsyra, är bindningen kovalent polär.
En jonbindning är en bindning mellan joner, utförd på grund av attraktionen av motsatt laddade joner. En jonbindning uppstår mellan atomer av typiska metaller ( huvudundergrupp den första och andra gruppen) och atomer av typiska icke-metaller (den huvudsakliga undergruppen av den sjunde gruppen och syre).
4. Kemisk balans. Jämviktskonstant. Beräkning av jämviktskoncentrationer.
Kemisk jämvikt är ett tillstånd i ett kemiskt system där en eller flera kemiska reaktioner reversibelt fortskrider, och hastigheterna i varje par framåt-bakåt-reaktioner är lika med varandra. För ett system i kemisk jämvikt ändras inte koncentrationerna av reagenser, temperatur och andra parametrar i systemet med tiden.

A2 + B2 ⇄ 2AB

I ett jämviktstillstånd blir hastigheten för framåt- och bakåtreaktionen lika.

Jämviktskonstant - ett värde som för en given kemisk reaktion bestämmer förhållandet mellan utgångsmaterial och produkter i ett tillstånd av kemisk jämvikt. Genom att känna till reaktionens jämviktskonstant är det möjligt att beräkna jämviktssammansättningen för den reagerande blandningen, det begränsande utbytet av produkter och bestämma reaktionsriktningen.

Sätt att uttrycka jämviktskonstanten:
För en reaktion i en blandning av ideala gaser kan jämviktskonstanten uttryckas i termer av jämviktspartialtrycken för komponenterna pi med formeln:

där νi är den stökiometriska koefficienten (den antas vara negativ för initiala ämnen, positiv för produkter). Kp beror inte på det totala trycket, på de initiala mängderna av ämnen eller på vilka reaktionsdeltagare som togs som initiala, utan beror på temperaturen.

Till exempel, för oxidationsreaktionen av kolmonoxid:
2CO + O2 = 2CO2

Jämviktskonstanten kan beräknas från ekvationen:

Om reaktionen fortskrider i en idealisk lösning och koncentrationen av komponenterna uttrycks i termer av molariteten ci, tar jämviktskonstanten formen:

För reaktioner i en blandning av verkliga gaser eller i en verklig lösning används fugacity fi och aktivitet ai istället för partialtryck respektive koncentration:

I vissa fall (beroende på uttryckssättet) kan jämviktskonstanten vara en funktion inte bara av temperatur, utan också av tryck. Så, för en reaktion i en blandning av ideala gaser, kan partialtrycket för en komponent uttryckas enligt Daltons lag genom det totala trycket och molfraktionen av komponenten (), då är det lätt att visa att:

där Δn är förändringen i antalet mol av ämnen under reaktionen. Det kan ses att Kx beror på trycket. Om antalet mol reaktionsprodukter är lika med antalet mol utgångsmaterial (An = 0), så är Kp = Kx.

Föreläsning för lärare

En kemisk bindning (nedan kallad en bindning) kan definieras som växelverkan mellan två eller flera atomer, som ett resultat av vilket ett kemiskt stabilt polyatomiskt mikrosystem (molekyl, kristall, komplex, etc.) bildas.

Kommunikation är centralt för modern kemi, eftersom kemin som sådan börjar där den isolerade atomen slutar och molekylen börjar. I huvudsak beror alla egenskaper hos ämnen på särdragen hos bindningarna i dem. Huvudskillnaden mellan en kemisk bindning och andra typer av interaktion mellan atomer är att dess bildning bestäms av en förändring i tillståndet hos elektroner i en molekyl jämfört med de ursprungliga atomerna.

Kommunikationsteori bör ge svar på ett antal frågor. Varför bildas molekyler? Varför interagerar vissa atomer och andra inte? Varför kombineras atomer i vissa förhållanden? Varför är atomer ordnade i rymden på ett visst sätt? Och slutligen är det nödvändigt att beräkna bindningsenergin, dess längd och andra kvantitativa egenskaper. Överensstämmelsen mellan teoretiska idéer och experimentella data bör betraktas som ett kriterium för en teoris sanning.

Det finns två huvudsakliga metoder för att beskriva relationen som låter dig svara på de frågor som ställs. Dessa är metoderna för valensbindningar (BC) och molekylära orbitaler (MO). Den första är mer tydlig och enkel. Den andra är mer strikt och universell. Av tydlighetsskäl kommer fokus här att ligga på VS-metoden.

Kvantmekaniken gör det möjligt att beskriva kommunikation utifrån de mest allmänna lagarna. Även om det finns fem typer av bindningar (kovalenta, joniska, metalliska, väte och intermolekylära bindningar), är bindningen en till sin natur, och skillnaderna mellan dess typer är relativa. Kärnan i kommunikationen ligger i Coulomb-interaktionen, i motsatsernas enhet - attraktion och avstötning. Uppdelningen av sambandet i typer och skillnaden i metoderna för dess beskrivning indikerar snarare än mångfalden av sambandet, men bristen på kunskap om det i det nuvarande skedet av vetenskapens utveckling.

Denna föreläsning kommer att behandla material relaterat till ämnen som kemisk bindningsenergi, kvantmekanisk modell av en kovalent bindning, utbyte och donator-acceptormekanismer för bildandet av en kovalent bindning, excitation av atomer, bindningsmångfald, hybridisering av atomära orbitaler, elektronegativitet av element och polaritet för en kovalent bindning, konceptet med metoden för molekylära orbitaler, kemisk bindning i kristaller.

Kemisk bindningsenergi

Enligt principen om minsta energi måste en molekyls inre energi, jämfört med summan av de inre energierna hos dess ingående atomer, minska. En molekyls inre energi inkluderar summan av interaktionsenergierna för varje elektron med varje kärna, varje elektron med varandras elektroner, varje kärna med varandras kärnor. Attraktion måste gå före avstötning.

Den viktigaste egenskapen hos en bindning är energin som bestämmer dess styrka. Måttet på bindningsstyrka kan vara både mängden energi som går åt för att bryta den (bindningsdissociationsenergi) och värdet som, när det summeras över alla bindningar, ger energin för bildandet av en molekyl från elementära atomer. Den bindningsbrytande energin är alltid positiv. Bindningsbildningsenergin är densamma i storlek, men har ett negativt tecken.

För en diatomisk molekyl är bindningsenergin numeriskt lika med energin för dissociation av molekylen till atomer och energin för bildning av molekylen från atomer. Till exempel är bindningsenergin i HBr-molekylen lika med mängden energi som frigörs i processen H + Br = HBr. Uppenbarligen är bindningsenergin för HBr större än mängden energi som frigörs under bildandet av HBr från gasformigt molekylärt väte och flytande brom:

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

till värdet av förångningsenergin på 1/2 mol Br 2 och till värdet på sönderdelningsenergierna på 1/2 mol H 2 och 1/2 mol Br 2 till fria atomer.

Kvantmekanisk modell av en kovalent bindning med metoden för valensbindningar på exemplet med en vätemolekyl

1927 löstes Schrödinger-ekvationen för vätemolekylen av de tyska fysikerna W. Heitler och F. London. Det var den första lycka till tillämpning av kvantmekanik för att lösa kommunikationsproblem. Deras arbete lade grunden för metoden för valensbindningar, eller valensscheman (VS).

Beräkningsresultaten kan representeras grafiskt som beroenden av växelverkanskrafterna mellan atomer (fig. 1, a) och systemets energi (fig. 1, b) på avståndet mellan väteatomernas kärnor. Kärnan i en av väteatomerna kommer att placeras vid koordinaternas ursprung, och kärnan i den andra kommer att föras närmare kärnan i den första väteatomen längs abskissaxeln. Om elektronsnurrarna är antiparallella kommer attraktionskrafterna (se fig. 1, a, kurva I) och repulsiva krafter (kurva II) att öka. Resultanten av dessa krafter representeras av kurva III. Till en början råder attraktiva krafter, sedan frånstötande. När avståndet mellan kärnorna blir lika med r 0 = 0,074 nm, balanseras attraktionskraften av den frånstötande kraften. Kraftbalansen motsvarar systemets minimienergi (se fig. 1b, kurva IV) och följaktligen det mest stabila tillståndet. Djupet av den "potentiella brunnen" representerar bindningsenergin E 0 H–H i H 2-molekylen vid absolut noll. Det är 458 kJ/mol. Men vid verkliga temperaturer kräver bindningsbrytning en något lägre energi E H–H, som vid 298 K (25 °C) är 435 kJ/mol. Skillnaden mellan dessa energier i H2-molekylen är energin från vibrationer av väteatomer (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ris. 1. Beroende av samverkanskrafterna hos atomerna (a) och systemets energi (b)
på avståndet mellan kärnorna av atomer i H 2 -molekylen

När två väteatomer som innehåller elektroner med parallella spinn närmar sig ökar systemets energi konstant (se fig. 1b, kurva V) och ingen bindning bildas.

Således gav den kvantmekaniska beräkningen en kvantitativ förklaring av sambandet. Om ett elektronpar har motsatta snurr, rör sig elektronerna i fältet för båda kärnorna. Ett område med hög densitet av ett elektronmoln dyker upp mellan kärnorna - en överskott av negativ laddning som drar ihop positivt laddade kärnor. Från den kvantmekaniska beräkningen följer bestämmelserna som ligger till grund för VS-metoden:

1. Anledningen till kopplingen är den elektrostatiska interaktionen mellan kärnor och elektroner.
2. Bindningen bildas av ett elektronpar med antiparallella spinn.
3. Bindningsmättnad beror på bildandet av elektronpar.
4. Bindningsstyrkan är proportionell mot graden av elektronmolnöverlappning.
5. Riktningen av anslutningen beror på överlappningen av elektronmoln i området med maximal elektrondensitet.

Utbytesmekanism för bildandet av en kovalent bindning med VS-metoden. Riktning och mättnad av en kovalent bindning

Ett av VS-metodens viktigaste begrepp är valens. Det numeriska värdet av valens i VS-metoden bestäms av antalet kovalenta bindningar som en atom bildar med andra atomer.

Betraktad för H 2-molekylen kallas mekanismen för bildandet av en bindning av ett elektronpar med antiparallella spinn, som tillhörde olika atomer innan bindningen bildades, utbytesmekanismen. Om endast utbytesmekanismen beaktas, bestäms valensen av en atom av antalet oparade elektroner.

För molekyler som är mer komplexa än H 2 förblir beräkningsprinciperna oförändrade. Bildandet av en bindning leder till växelverkan mellan ett elektronpar med motsatta spinn, men med vågfunktioner av samma tecken, som summeras. Resultatet av detta är en ökning av elektrontätheten i området för överlappande elektronmoln och sammandragning av kärnorna. Tänk på exempel.

I fluormolekylen F 2 bildas bindningen av 2p orbitaler av fluoratomer:

Elektronmolnets högsta densitet är nära 2p orbitalen i symmetriaxelns riktning. Om de oparade elektronerna av fluoratomer är i 2p x orbitaler, utförs bindningen i riktningen för x-axeln (Fig. 2). På 2p y - och 2p z -orbitalerna finns det odelade elektronpar som inte deltar i bildandet av bindningar (skuggat i fig. 2). I det följande kommer vi inte att avbilda sådana orbitaler.

Ris. 2. Bildning av F2-molekylen

I vätefluoridmolekylen bildas HF-bindningen av väteatomens 1s orbital och 2p x orbital av fluoratomen:

Riktningen för bindningen i denna molekyl bestäms av orienteringen av fluoratomens 2px orbital (fig. 3). Överlappningen sker i riktningen för x-symmetriaxeln. Alla andra varianter av överlappning är energimässigt mindre gynnsamma.

Ris. 3. Bildning av HF-molekylen

Mer komplexa d- och f-orbitaler kännetecknas också av riktningar för maximal elektrondensitet längs deras symmetriaxlar.

Riktningsförmåga är alltså en av huvudegenskaperna hos en kovalent bindning.

Riktningen av bindningen illustreras väl av exemplet med en vätesulfid H 2 S-molekyl:

Eftersom symmetriaxlarna för svavelatomens valens 3p orbitaler är ömsesidigt vinkelräta bör man förvänta sig att H2S-molekylen ska ha en hörnstruktur med en vinkel mellan S–H-bindningarna på 90° (Fig. 4). Vinkeln är faktiskt nära den beräknade och är lika med 92°.

Ris. 4. Bildning av H2S-molekylen

Uppenbarligen kan antalet kovalenta bindningar inte överstiga antalet bindande elektronpar. Men mättnad som en egenskap hos en kovalent bindning innebär också att om en atom har ett visst antal oparade elektroner så måste alla delta i bildandet av kovalenta bindningar.

Denna egenskap förklaras av principen om minsta energi. Med bildandet av varje ytterligare bindning frigörs ytterligare energi. Därför är alla valensmöjligheter fullt realiserade.

Faktum är att H2S-molekylen är stabil, inte HS, där det finns en orealiserad bindning (en oparad elektron betecknas med en punkt). Partiklar som innehåller oparade elektroner kallas fria radikaler. De är extremt reaktiva och reagerar för att bilda föreningar som innehåller mättade bindningar.

Atomexcitation

Låt oss överväga valensmöjligheterna enligt utbytesmekanismen för vissa element i den 2:a och 3:e perioden av det periodiska systemet.

Berylliumatomen på den yttre kvantnivån innehåller två parade 2s-elektroner. Det finns inga oparade elektroner, så beryllium måste ha noll valens. Men i föreningar är den tvåvärd. Detta kan förklaras av atomens excitation, som består i övergången av en av de två 2s-elektronerna till 2p-subnivån:

I detta fall förbrukas excitationsenergin E* som motsvarar skillnaden mellan energierna för 2p- och 2s-subnivåerna.

När en boratom exciteras ökar dess valens från 1 till 3:

och vid kolatomen - från 2 till 4:

Vid första anblicken kan det verka som att excitation strider mot principen om minsta energi. Men som ett resultat av excitation uppstår nya, ytterligare bindningar, på grund av vilka energi frigörs. Om denna extra energi som frigörs är större än energin som förbrukas på exciteringen, är principen om minsta energi slutligen uppfylld. Till exempel, i en CH 4-metanmolekyl är den genomsnittliga C–H-bindningsenergin 413 kJ/mol. Energin som går åt vid excitation är E* = 402 kJ/mol. Energivinsten på grund av bildandet av två ytterligare bindningar blir:

D E \u003d E ytterligare ljus - E * \u003d 2 413 - 402 \u003d 424 kJ / mol.

Om principen om minsta energi inte respekteras, d.v.s. 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.

Till exempel är syre bara tvåvärt av denna anledning. Den elektroniska analogen av syre - svavel - har dock stora valensegenskaper, eftersom det finns en 3d-subnivå på den tredje kvantnivån, och energiskillnaden mellan 3s, 3p och 3d-subnivåerna är ojämförligt mindre än mellan den andra och tredje kvantnivån av syreatomen:

Av samma anledning uppvisar elementen i den 3:e perioden - fosfor och klor - variabel valens, i motsats till deras elektroniska motsvarigheter under den 2: a perioden - kväve och fluor. Excitation till motsvarande undernivå kan förklara bildandet av kemiska föreningar av element i grupp VIIIa i den 3:e och efterföljande perioderna. I helium och neon (1:a och 2:a period), som har en avslutad extern kvantnivå, har inga kemiska föreningar hittats, och endast de är verkligen inerta gaser.

Donator-acceptormekanism för kovalent bindning

Ett elektronpar med antiparallella spinn som bildar en bindning kan erhållas inte bara genom en utbytesmekanism som involverar deltagande av elektroner från båda atomerna, utan också genom en annan mekanism, kallad en donator-acceptormekanism: en atom (donator) tillhandahåller en odelad elektronpar för bindningsbildning, och den andra (acceptor) - en tom kvantcell:

Resultatet för båda mekanismerna är detsamma. Ofta kan bindningsbildning förklaras av båda mekanismerna. Till exempel kan HF-molekylen erhållas inte bara i gasfasen från atomer genom utbytesmekanismen, som visas ovan (se fig. 3), utan också i en vattenlösning från H+- och F-joner genom donator-acceptormekanismen :

Utan tvekan är molekyler som produceras av olika mekanismer omöjliga att särskilja; anslutningarna är helt lika. Därför är det mer korrekt att inte peka ut donator-acceptor-interaktionen i speciell sort bindningar, och betrakta det bara som en speciell mekanism för bildandet av en kovalent bindning.

När de vill betona mekanismen för bindningsbildning exakt enligt donator-acceptor-mekanismen, betecknas det i strukturformlerna med en pil från donator till acceptor (D® MEN). I andra fall särskiljs inte en sådan obligation och indikeras med ett streck, som i fallet med utbytesmekanismen: D–A.

Bindningar i ammoniumjonen som bildas av reaktionen: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

uttrycks på följande sätt:

Strukturformeln NH 4 + kan representeras som

Den andra formen av notation är att föredra, eftersom den återspeglar den experimentellt etablerade ekvivalensen för alla fyra bindningarna.

Bildandet av en kemisk bindning av donator-acceptormekanismen utökar valensförmågan hos atomer: valens bestäms inte bara av antalet oparade elektroner utan också av antalet oparade elektronpar och lediga kvantceller som är involverade i bildandet av bindningar . Så i exemplet ovan är valensen av kväve fyra.

Donator-acceptormekanismen har framgångsrikt använts för att beskriva bindningen i komplexa föreningar med VS-metoden.

Kommunikationsmångfald. s- och p-bindningar

Bindningen mellan två atomer kan utföras inte bara av en, utan också av flera elektronpar. Det är antalet av dessa elektronpar som bestämmer mångfalden i VS-metoden - en av egenskaperna hos en kovalent bindning. Till exempel, i en etanmolekyl C 2 H 6 är bindningen mellan kolatomer enkel (enkel), i en etylenmolekyl C 2 H 4 är den dubbel, och i en acetylenmolekyl C 2 H 2 är den trippel. Vissa egenskaper hos dessa molekyler ges i tabell. ett.

bord 1

Förändringar i bindningsparametrar mellan C-atomer beroende på dess mångfald

När bindningsmångfalden ökar, som förväntat, minskar dess längd. Mångfalden av bindningen ökar diskret, d.v.s. med ett helt antal gånger, därför, om alla bindningar var lika, skulle energin också öka med motsvarande antal gånger. Men som framgår av tabell. 1, växer bindningsenergin mindre intensivt än multipliciteten. Därför är sambanden ojämlika. Detta kan förklaras av skillnaden i de geometriska sätten på vilka orbitalerna överlappar varandra. Låt oss överväga dessa skillnader.

Bindningen som bildas av överlappning av elektronmoln längs en axel som passerar genom atomkärnor kallas s-bindning.

Om en s-orbital är involverad i bindningen, endast då s -anslutning (fig. 5, a, b, c). Härifrån har den fått sitt namn, eftersom den grekiska bokstaven s är en synonym för det latinska s.

Med deltagande av p-orbitaler (fig. 5, b, d, e) och d-orbitaler (fig. 5, c, e, f) i bindningsbildningen sker överlappningen av s-typ i riktning mot den högsta densiteten av elektronmoln, vilket är det mest energimässigt gynnsamma. Därför, när en anslutning bildas, implementeras alltid denna metod först. Därför, om bindningen är singel, måste den vara det s -anslutning, om flera, då är en av anslutningarna säker s-bindning.

Ris. 5. Exempel på s-obligationer

Det är dock tydligt från geometriska överväganden att det bara kan finnas en mellan två atomer. s -förbindelse. I multipelbindningar måste de andra och tredje bindningarna bildas av ett annat geometriskt sätt att överlappa elektronmoln.

Bindningen som bildas av överlappning av elektronmoln på vardera sidan av en axel som passerar genom atomkärnor kallas p-bindning. Exempel sid -anslutningar visas i fig. 6. En sådan överlappning är energimässigt mindre gynnsam än enl s -typ. Det utförs av perifera delar av elektronmoln med lägre elektrondensitet. En ökning av anslutningens mångfald innebär bildningen sid bindningar som har mindre energi än s -kommunikation. Detta är anledningen till den icke-linjära ökningen av bindningsenergin i jämförelse med ökningen av multipliciteten.

Ris. 6. Exempel på p-bindningar

Tänk på bildandet av bindningar i N 2 -molekylen. Som bekant är molekylärt kväve kemiskt mycket inert. Anledningen till detta är bildandet av en mycket stark NєN trippelbindning:

Schemat för överlappande elektronmoln visas i fig. 7. En av bindningarna (2px–2px) bildas enligt s-typen. De andra två (2рz–2рz, 2рy–2рy) är av p-typ. För att inte belamra figuren renderas bilden av de överlappande 2py-molnen separat (fig. 7b). För att få en allmän bild, Fig. 7a och 7b bör kombineras.

Vid första anblicken kan det tyckas så s -bindning, som begränsar atomernas närmande, tillåter inte överlappande orbitaler sid -typ. Bilden av omloppsbanan inkluderar dock bara en viss bråkdel (90 %) av elektronmolnet. Överlappning sker med ett perifert område utanför en sådan bild. Om vi föreställer oss orbitaler som inkluderar en stor del av elektronmolnet (till exempel 95 %), så blir deras överlappning uppenbar (se de streckade linjerna i fig. 7a).

Ris. 7. Bildning av N2-molekylen

Fortsättning följer

V.I. Elfimov,
professor i Moskva
statliga öppna universitetet