Энергия связи атомов в молекуле. Потенциал ионизации и энергия связи в двухатомных молекулах

В большинстве случаев при образовании связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой тип химической связи называют ковалентной связью (приставка "ко-" в латинском языке означает совместность, "валенс" - имеющий силу). Связывающие электроны находятся преимущественно в пространстве между связываемыми атомами. За счет притяжения ядер атомов к этим электронам образуется химическая связь. Таким образом, ковалентная связь - это химическая связь, возникающая за счет увеличения электронной плотности в области между химически связанными атомами.

Первая теория ковалентной связи принадлежит американскому физикохимику Г.-Н. Льюису . В 1916 г. он предположил, что связи между двумя атомами осуществляется парой электронов, при этом вокруг каждого атома обычно формируется восьмиэлектронная оболочка (правило октета).

Одно из существенных свойств ковалентной связи - ее насыщаемость. При ограниченном числе внешних электронов в областях между ядрами образуется ограниченное число электронных пар вблизи каждого атома (и, следовательно, число химических связей). Именно это число тесно связано с понятием валентности атома в молекуле (валентностью называют общее число ковалентных связей, образуемых атомом). Другое важное свойство ковалентной связи - ее направленность в пространстве. Это проявляется в примерно одинаковом геометрическом строении близких по составу химических частиц. Особенностью ковалентной связи является также ее поляризуемость.

Для описания ковалентной связи используют преимущественно два метода, основанных на разных приближениях при решении уравнения Шредингера: метод молекулярных орбиталей и метод валентных связей. В настоящее время в теоретической химии используется почти исключительно метод молекулярных орбиталей. Однако метод валентных связей, несмотря на большую сложность вычислений, дает более наглядное представление об образовании и строении химических частиц.

Параметры ковалентной связи

Совокупность атомов, образующих химическую частицу, существенно отличается от совокупности свободных атомов. Образование химической связи приводит, в частности, к изменению радиусов атомов и их энергии. Происходит также перераспределение электронной плотности: повышается вероятность нахождения электронов в пространстве между связываемыми атомами.

Длина химической связи

При образовании химической связи всегда происходит сближение атомов - расстояние между ними меньше, чем сумма радиусов изолированных атомов:

r (A−B) r(A) + r (B)

Радиус атома водорода составляет 53 пм, атома фтора − 71 пм, а расстояние между ядрами атомов в молекуле HF равно 92 пм:

Межъядерное расстояние между химически связанными атомами называется длиной химической связи.

Во многих случаях длину связи между атомами в молекуле вещества можно предсказать, зная расстояния между этими атомами в других химических веществах. Длина связи между атомами углерода в алмазе равна 154 пм, между атомами галогена в молекуле хлора - 199 пм. Полусумма расстояний между атомами углерода и хлора, рассчитанная из этих данных, составляет 177 пм, что совпадает с экспериментально измеренной длиной связи в молекуле CCl 4 . В то же время это выполняется не всегда. Например, расстояние между атомами водорода и брома в двухатомных молекулах составляет 74 и 228 пм, соответственно. Среднее арифметическое этих чисел составляет 151 пм, однако реальное расстояние между атомами в молекуле бромоводорода равно 141 пм, то есть заметно меньше.

Расстояние между атомами существенно уменьшается при образовании кратных связей. Чем выше кратность связи, тем короче межатомное расстояние .

Длины некоторых простых и кратных связей

Валентные углы

Энергия ковалентной связи

Химическое соединение образуется из отдельных атомов только в том случае, если это энергетически выгодно. Если силы притяжения преобладают над силами отталкивания, потенциальная энергия взаимодействующих атомов понижается, в противном случае − повышается. На некотором расстоянии (равном длине связи r 0) эта энергия минимальна.

Таким образом, при образовании химической связи энергия выделяется, при ее разрыве − поглощается. Энергия E 0 , необходимая для того, чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, на котором они не взаимодействуют, называется энергией связи . Для двухатомных молекул энергия связи определяется как энергия диссоциации молекулы на атомы. Она может быть измерена экспериментально.

В молекуле водорода энергия связи численно равна энергии, которая выделяется при образовании молекулы Н 2 из атомов Н:

Н + Н = Н 2 + 432 кДж

Эту же энергию нужно затратить, чтобы разорвать связь Н-Н:

H 2 = H + H − 432 кДж

Для многоатомных молекул эта величина является условной и отвечает энергии такого процесса, при котором данная химическая связь исчезает, а все остальные остаются без изменения. При наличии нескольких одинаковых связей (например, для молекулы воды, содержащей две связи кислород−водород) их энергию можно рассчитать, используя закон Гесса . Величины энергии распада воды на простые вещества, а также энергии диссоциации водорода и кислорода на атомы известны:

2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 ; 484 кДж/моль

Н 2 = 2Н; 432 кДж/моль

О 2 = 2О; 494 кДж/моль

Учитывая, что в двух молекулах воды содержится 4 связи, энергия связи кислород-водород равна:

Е (О−Н) = (2 . 432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 кДж/моль

В молекулах состава AB n последовательный отрыв атомов В сопровождается определенными (не всегда одинаковыми) затратами энергии. Например, значения энергии (кДж/моль) последовательного отщепления атомов водорода от молекулы метана существенно различаются:

При этом энергия связи А−В определяется как средняя величина затраченной энергии на всех стадиях:

СН 4 = С + 4Н; 1649 кДж/моль

Е (С−Н) = 1649 / 4 = 412 кДж/моль

Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи - двойная и тройная - между теми же атомами.

Энергии некоторых простых и кратных связей

Полярность ковалентной связи

Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов.

Электроотрицательность − условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны. Если в двухатомной молекуле А−В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным.

Шкала электроотрицательности была использована Л. Полингом для количественной характеристики способности атомов к поляризации ковалентных связей. Для количественного описания электроотрицательности, помимо термохимических данных, используют также данные о геометрии молекул (метод Сандерсона) или спектральные характеристики (метод Горди). Широко используют также шкалу Олреда и Рохова, в которой при расчете используют эффективный заряд ядра и атомный ковалентный радиус. Наиболее ясный физический смысл имеет метод, предложенный американским физикохимиком Р. Малликеном (1896-1986). Он определил электроотрицательность атома как полусумму его сродства к электрону и потенциала ионизации. Значения электроотрицательности, базирующиеся на методе Малликена и распространенные на широкий круг разнообразных объектов, называют абсолютными.

Самое высокое значение электроотрицательности имеет фтор. Наименее электроотрицательный элемент - цезий. Чем выше значение разности электроотрицательностей двух атомов, тем более полярной является химическая связь между ними.

В зависимости от того, как происходит перераспределение электронной плотности при образовании химической связи, различают несколько ее типов. Предельный случай поляризации химической связи - полный переход электрона от одного атома к другому. При этом образуются два иона, между которыми возникает ионная связь. Для того чтобы два атома смогли создать ионную связь, необходимо, чтобы их электроотрицательности очень сильно различались. Если электроотрицательности атомов равны (при образовании молекул из одинаковых атомов), связь называют неполярной ковалентной . Чаще всего встречается полярная ковалентная связь - она образуется между любыми атомами, имеющими разные значения электроотрицательности.

Количественной оценкой полярности ("ионности") связи могут служить эффективные заряды атомов. Эффективный заряд атома характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома. Атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее. Поэтому электроны оказываются ближе к нему, и он получает некоторый отрицательный заряд, который называют и эффективным, а у его партнера появляется такой же положительный заряд. Если электроны, образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени, эффективные заряды равны нулю. В ионных соединениях эффективные заряды должны совпадать с зарядами ионов. А для всех других частиц они имеют промежуточные значения.

Лучший метод оценки зарядов атомов в молекуле - решение волнового уравнения. Однако это возможно лишь при наличии малого числа атомов. Качественно распределение заряда можно оценить по шкале электроотрицательности. Используют также различные экспериментальные методы. Для двухатомных молекул охарактеризовать полярность связи и определить эффективные заряды атомов можно на основе измерения дипольного момента:

μ = q r ,

где q − заряд полюса диполя, равный для двухатомной молекулы эффективному заряду, r − межъядерное расстояние.

Дипольный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно заряженной части молекулы к ее отрицательной части. На основании измерения дипольного момента было установлено, что в молекуле хлороводорода HCl на атоме водорода имеется положительный заряд +0,2 доли заряда электрона, а на атоме хлора отрицательный заряд −0,2. Значит, связь H−Cl на 20% имеет ионный характер. А связь Na−Cl является ионной на 90%.

Энергия химической связи

равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Например, если рассматривается Э. х. с. H 3 C-H в молекуле метана, то такими частицами являются метильная группа CH 3 и атом водорода Н, если рассматривается Э. х. с. Н-Н в молекуле водорода, такими частицами являются атомы водорода. Э. х. с. - частный случай энергии связи (См. Энергия связи), обычно ее выражают в кдж/моль (ккал/моль ); в зависимости от частиц, образующих химическую связь (См. Химическая связь), характера взаимодействия между ними (Ковалентная связь , Водородная связь и другие виды химической связи), кратности связи (например, двойные, тройные связи) Э. х. с. имеет величину от 8-10 до 1000 кдж/моль. Для молекулы, содержащей две (или более) одинаковых связей, различают Э. х. с. каждой связи (энергию разрыва связи) и среднюю энергию связи, равную усредненной величине энергии разрыва этих связей. Так, энергия разрыва связи HO-H в молекуле воды, т. е. Тепловой эффект реакции H 2 O = HO + H равен 495 кдж/моль, энергия разрыва связи Н-О в гидроксильной группе - 435 кдж/моль, средняя же Э. х. с. равна 465 кдж/моль. Различие между величинами энергий разрыва и средней Э. х. с. обусловлено тем, что при частичной диссоциации (См. Диссоциация) молекулы (разрыве одной связи) изменяется электронная конфигурация и взаимное расположение оставшихся в молекуле атомов, в результате чего изменяется их энергия взаимодействия. Величина Э. х. с. зависит от начальной энергии молекулы, об этом факте иногда говорят как о зависимости Э. х. с. от температуры. Обычно Э. х. с. рассматривают для случаев, когда молекулы находятся в стандартном состоянии (См. Стандартные состояния) или при 0 К. Именно эти значения Э. х. с. приводятся обычно в справочниках. Э. х. с. - важная характеристика, определяющая реакционную способность (См. Реакционная способность) вещества и использующаяся при термодинамических и кинетических расчетах реакций химических (См. Реакции химические). Э. х. с. может быть косвенно определена по данным калориметрических измерений (см. Термохимия), расчетным способом (см. Квантовая химия), а также с помощью масс-спектроскопии (См. Масс-спектроскопия) и спектрального анализа (См. Спектральный анализ).

Большая советская энциклопедия. - М.: Советская энциклопедия . 1969-1978 .

Смотреть что такое "Энергия химической связи" в других словарях:

Для двухат. молекул энергия удаления атомов на бесконечно большое расстояние друг от друга; для многоат. молекул, радикалов, ионов энергия диссоциации. Суммарная энергия удаления всех атомов многоат. молекулы друг от друга на бесконечно большое… … Физическая энциклопедия

энергия химической связи - энергия, равная работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов), удаленные на бесконечно большое расстояние. Энергия химической связи частный случай энергия связи, обычно ее… …

энергия химической связи - cheminio ryšio energija statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Energija, kurios reikia 1 molio medžiagos vieno tipo cheminiams ryšiams suardyti. atitikmenys: angl. chemical bond energy vok. chemische Bindungsenergie, f rus.… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

энергия химической связи - cheminio ryšio energija statusas T sritis chemija apibrėžtis Energija, kurios reikia 1 molio medžiagos vieno tipo cheminiams ryšiams suardyti. atitikmenys: angl. chemical bond energy rus. энергия химической связи … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

энергия химической связи - cheminio ryšio energija statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. chemical bond energy vok. chemische Bindungsenergie, f rus. энергия химической связи, f pranc. énergie de liaison chimique, f … Fizikos terminų žodynas

Стандартной энергией разрыва химической связи называют изменение энтальпии при химической реакции, в которой происходит разрыв одного моля данной связи. При этом принимается, что исходное вещество и продукты реакции находятся в своих стандартных… … Википедия

Энергия связ. системы к. л. ч ц (напр., атома как системы из ядра и эл нов), равная работе, к рую необходимо затратить, чтобы разделить эту систему на составляющие её ч цы и удалить их друг от друга на такое расстояние, на к ром их вз ствием… … Физическая энциклопедия

энергия активации - разность между средней энергией частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергией всех частиц реагирующей системы. Энергия активации разных химических реакций… … Энциклопедический словарь по металлургии

энергия связи - энергия связующей системы каких либо частиц (например, атома), равная работе, которую необходимо затратить, чтобы разложить эту систему на бесконечно удаленные и не взаимодействующие между собой составляющие ее… … Энциклопедический словарь по металлургии

энергия кристаллической решетки - энергия, равная работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить и отделить на бесконечное расстояние частицы, образующие кристаллическую решетку. Энергия кристаллической решетки в значительной степени определяет прочность… … Энциклопедический словарь по металлургии

Гибридизация атомных орбиталей. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей для бинарных гомоядерных молекул. При образовании химической связи изменяются свойства взаимодействующих атомов и прежде всего энергия и заполненность их внешних орбиталей.

Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск

PAGE 13

Лебедев Ю.А. Лекция 0 2

Лекция №0 2

Химическая связь. Характеристики химической связи: энергия, длина, валентный угол. Типы химической связи. Полярность связи. Квантово-механические представления о природе ковалентной связи. Понятие о методе валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей. - (c игма) и (пи)-связи. Геометрическая конфигурация молекул. Электрический момент диполя молекулы. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей для бинарных гомоядерных молекул. Сигма () и Пи()-молекулярные орбитали. Диа- и парамагнитные молекулы.

НАПОМИНАНИЕ

Уравнение Шредингера. - волновая функция.

Е= f (n , l , m , s ).

Химическая связь. Характеристики химической связи: энергия, длина, валентный угол.

Мы рассмотрели структуру электронных уровней изолированных атомов. Это – весьма редкие в практике объекты. Единственное исключение – это инертный газ аргон с электронной формулой 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . И хотя его в атмосфере «только» 0,93% об, каждый из вас за один вдох буквально «заглатывает» около трехсот квинтиллионов штук атомов аргона.

Все остальные вещества и материалы, с которыми мы имеем дело, содержат химически связанные атомы. Взаимодействие свободных атомов друг с другом приводит к образованию молекул, ионов и кристаллов. Это – «классические» химические объекты. Однако в последнее время важную роль приобрели такие объекты, как наноструктуры, поверхностные соединения, бертоллиды и ряд других, практически важных «неклассических» химическх объектов.

Химическая связь обусловлена взаимодействием электронов внешних электронных оболочек атомов. Те орбитали, которые принимают участие в образовании химической связи, называются валентными орбиталями, а находящиеся на нах электроны – валентными электронами.

При образовании химической связи изменяются свойства взаимодействующих атомов и, прежде всего, энергия и заполненность их внешних орбиталей.

При образовании химической связи суммарная энергия электронов на валентных орбиталях меньше, чем их энергия в свободных атомах. Эта разница в энергиях называется энергией химической связи.

Типичная величина энергии химической связи – это сотни кДж/моль.

Важной количественной характеристикой химической связи является ее длина. Длина связи – это расстояние между ядрами химически связанных атомов в стабильном состоянии молекулы.

Типичная длина химической связи – это десятые доли нанометра. 1

Если в образовании молекулы при взаимодействии с данным атомом принимают участие два и более других атомов, то возникает вопрос о её геометрической структуре или химическом строении. Основы теории химического строения молекул положил А.М.Бутлеров 2

Одной из важнейших количественных характеристик строения сложных молекул является валентный угол - угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома.

Типы химической связи. Полярность связи.

По характеру взаимодействия валентных электронов и типу образующихся в ходе взаимодействия орбиталей, химические связи подразделяются на следующие основные типы: ковалентные (полярные и неполярные), ионные, донорно-акцепторные, водородные и межмолекулярные (называемые также ван-дер-ваальсовскими).

Ещё в 1916 году американский химик Г.Н.Льюис 3 высказал идею о том, что химическая связь образуется электронной парой, которая графически изображается валентной чертой:

F + F = F 2 (F-F).

Если электроотрицательности атомов равны, то такая связь называется неполярной. Если различны – полярной.

При образовании полярной ковалентной связи атомы приобретают дополнительный заряд – отрицательный у атома с большей электроотрицательностью и положительный – у атома с меньшей электроотрицательностью:

H+Cl = HCl (
–
)

В случае, когда разница электроотрицательностей взаимодействующих атомов велика, связь считается ионной:

Na + Cl = NaCl (Na + Cl - ).

Если электронная пара, образующая связь, до взаимодействия принадлежала одному из атомов, то такая связь называется донорно-акцепторной. Атом, который предоставил электронную пару называется донором, а принявший ее на свободную орбиталь – акцептором.

Особенно характерно возникновение донорно-акцепторных связей d - металлами, имеющими свободные или частично заполненные d -орбитали с образованием комплексных соединений.

О других видах связи мы поговорим позже.

Квантово-механические представления о природе ковалентной связи.

С современной точки зрения ковалентная связь возникает при квантово-механическом взаимодействии всех электронов всех взаимодействующих атомов. Но, как мы уже говорили на лекции №1, точного решения уравнения Шредингера, описывающего орбитали многих электронов в молекулах, нет. Облегчает задачу квантово-механического описания химической связи то, что при ее образовании роль электронов, находящихся на внутренних и внешних электронных оболочках, существенно различна.

Поэтому удалось создать различные приближенные методы описания химической связи.

Квантовая химия имеет богатый арсенал прикладных программ, позволяющих проводить расчеты с большой точностью для широкого класса молекул и ионов. 4

Однако универсального и достаточно точного квантово-химического алгоритма пока нет.

Для качественного понимания структуры химических соединений используются два метода – метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

Понятие о методе валентных связей. Геометрическая конфигурация молекул. Электрический момент диполя молекулы.

Основными постулатами метода валентных связей являются:

1. Одинарная ковалентная химическая связь осуществляется двумя валентными электронами, которые занимают две орбитали – по одной от каждого из взаимодействующих атомов. При этом у образующих валентную пару электронов спины должны быть противоположными (связь образуют электроны с антипараллельными спинами).

2. Исходные атомные орбитали (АО) сохраняют свой абрис и в составе молекулы.

3.Связь образуется за счет перекрытия орбиталей, приводящего к увеличению электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов в направлении, обеспечивающем максимальное перекрытие.

Рассмотрим образование химической связи по МВС в молекуле водяного пара – H 2 O .

Молекула состоит из одного атома кислорода O и двух атомов водорода H . Электронная формула атома кислорода 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . На внешнем энергетическом уровне находятся 6 электронов. Подуровень 2 s является заполненным. На подуровне 2 p на одной из p -орбиталей (положим, p y ,) находится электронная пара, а на двух других (p x и p z ) – по одному неспаренному электрону. Именно они и будут участвовать в образовании химической связи.

Электронная формула атома водорода 1 s 1 . У водорода один s -электрон, абрис орбитали которого сфера, и он будет участвовать в перекрытии с p -орбиталью кислорода, образуя химическую связь. Всего таких sp -перекрытий в молекуле воды будет два. И структура молекулы будет выглядеть так:

Как видно из рисунка, в молекуле воды имеется две ковалентные химические связи, направленные по осям Z и X . Следовательно, валентный угол в этой модели равен 90 о . Эксперимент свидетельствует – этот угол равен 104,5 o .

Совсем неплохое совпадение для простейшей качественной модели без всяких расчетов!

Электроотрицательность кислорода по Малликену – 3,5, а водорода – 2,1. Следовательно, каждая из связей будет полярной, причем заряд - будет на кислороде, а + - на водороде, т.е. образуются три центра электрического заряда. В молекуле образуются два электрических диполя.

Диполь – это два равных по величине заряда, расположенные на конечном расстоянии l друг от друга. Диполь характеризуется дипольным моментом

=

Диполь является вектором, направленным от отрицательного полюса к положительному. В молекуле воды образуются два дипольных момента связей, которые при сложении дают общий дипольный момент молекулы. Схема дипольных моментов молекулы воды по модели МВС имеет вид:

Важно подчеркнуть, что дипольные моменты связей складываются векторно и суммарный дипольный момент зависит от геометрии молекулы. Как видим, в данном случае, из-за того, что связи направлены под прямым углом друг к другу, молекула в целом оказывается полярной. И эксперимент подтверждает это – дипольный момент молекулы воды равен 1,84 Дебая. (1 Дебай равен 0,33*10 -29 Кл*м)

Геометрическая структура связей в молекулах может быть весьма разнообразной. Связи могут располагаться как на плоскости, так и в пространстве, образуя молекулы в виде объемных тел различной конфигурации (тригональные, тетрагональные, гексагональные пирамиды, бипирамиды, кольца, составленные из пирамид и т.д.)

Подробнее о взаимосвязи структуры химических связей и геометрией молекул нужно прочитать в учебнике на стр. 119 –128).

- (c игма) и (пи)-связи.

Вернемся к перекрытию орбиталей при образовании связей. В нашем примере область максимального перекрытия s и p -орбиталей лежит на линии, соединяющей центры атомов. Такой вид перекрытия получил название -связи.

Рассмотрим другой случай – молекулу кислорода O 2 . Как мы уже видели, атом кислорода имеет две p -орбитали, на которых находятся электроны, способные образовать химическую связь. Хорошо известная структурная формула кислорода O = O . В молекуле кислорода – двойная связь. Одна из них – это только что рассмотренная -связь. А вторая? Оказывается, что вторая связь образуется за счет другого типа перекрытия орбиталей, которое называется -связью.

Понятие о и связях выдвинул Ф.Хунд.

При образовании -связи орбитали перекрываются таким образом, что образуются две области перекрытия, причем располагаются они симметрично относительно плоскости, на которой лежат ядра взаимодействующих атомов.

Геометрически это выглядит так:

Обратите внимание на то, что -связь образована меньшими по объему частями p -орбиталей, в которых плотность «электронного облака» больше, а потому эта связь прочнее -связи. Действительно, эксперимент показывает, что в соединениях углерода этане С 2 H 6 (CH 3 - CH 3 – одна -связь), этилене C 2 H 4 (CH 2 = CH 2 - одна -связь и одна -связь) и ацетилене С 2 H 2 (C НС H - одна -связь и две -связи) энергия их разрыва соответственно равна 247, 419 и 515 кДж/моль.

Теперь мы можем дополнить список постулатов МВС:

4. Если в молекуле образуются кратные (двойные и тройные) связи, то одна из них будет -связью, а другие - -связями).

Отметим, что в соединениях d - и f -металлов возможно образование ещё одного типа связей - -связей, когда перекрытие происходит в четырех пространственных областях и плоскость симметрии перпендикулярна линии, соединяющей ядра атомов.

Гибридизация атомных орбиталей.

При образовании химических связей может происходить важное явление, которое называется гибридизацией орбиталей.

Рассмотрим атом бериллия Be . Его электронная формула – 1 s 2 2 s 2 . Судя по тому, что все электроны бериллия являются спаренными, такой атом должен вести себя химически подобно инертным газам – не вступать в химические взаимодействия.

Однако, посмотрим внимательно на электронографическую диаграмму атома бериллия:

Из диаграммы видно, что атом бериллия имеет кроме заполненной 2 s -орбитали ещё три свободных 2 p -орбитали! Правда, энергия этих орбиталей больше, чем энергия 2 s -орбитали на величину E . Но эта энергия невелика и меньше той, которая высвобождается при образовании химической связи. Поэтому атом стремится перестроить свои орбитали в ходе взаимодействия для достижения энергетически выгодного конечного состояния. Для такой перестройки используется кинетическая энергия взаимодействующих с данным атомом частиц. Подробнее об этом источнике энергии мы будем говорить при обсуждении вопросов химической кинетики. 5

Такая перестройка получила название гибридизации орбиталей, поскольку в ходе этого процесса из «двух сортов» орбиталей возникает новый.

На языке волновых функций это описывается уравнением, связывающим гибридную волновую функцию получившихся орбиталей с исходными волновыми функциями.

Количество образовавшихся гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, принявших участие в процессе гибридизации.

Графически этот процесс может быть изображен следующей диаграммой:

Отметим, что энергия, необходимая для гибридизации E гибр меньше, чем разница энергий гибридизирующихся орбиталей E .

В обозначении гибридных орбиталей сохраняются обозначения исходных орбиталей. Так, в данном случае (атом Be ), гибридизируются одна s и одна p -орбиталь, и обе гибридные орбитали обозначаются как sp -орбитали. Необходимость гибридизации только двух орбиталей связана с тем, что у атома бериллия на внешнем энергетическом уровне только два электрона.

В других случаях, когда в гибридизации участвуют несколько одинаковых орбиталей, их количества отмечаются показателем степени. Например, при гибридизации одной s и двух p -орбиталей получаются три sp 2 -орбитали, а при гибридизации одной s и трех p -орбиталей – четыре sp 3 орбитали.

В рассматриваемом случае в соответствии с правилом Хунда атом бериллия получает два неспаренных электрона и способность образовать две ковалентные химические связи.

Гибридные орбитали, образованные s , p и даже d -орбиталями мало отличаются по форме и выглядят так («несимметричная гантель»):

Отметим, что количество гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, участвующих в их создании вне зависимости от количества и типа гибридизирующихся орбиталей.

Расположение гибридных орбиталей в пространстве определяется их количеством.

Конкретно у атома бериллия две гибридные sp -орбитали расположены вдоль одной прямой (под углом 180 o ), что соответствует стремлению занимающих их одноименно заряженных электронов максимально удалиться друг от друга:

Подробнее о методе валентных связей и гибридизации можно прочесть здесь:

http://center.fio.ru/method/resources/Alikberovalyu/2004/stroenie/gl_10.html#104

Часто в молекулах имеются орбитали, занятые электронной парой («неподеленная электронная пара»). Такие орбитали не принимают участия в образовании химических связей, но влияют на геометрическую структуру молекулы.

Модификация МВС, учитывающая влияние таких орбиталей, называется теорией отталкивания электронных пар валентных орбиталей (ОЭПВО) и познакомиться с ней можно по учебнику на стр.124 – 128.

Понятие о методе молекулярных орбиталей.

Мы рассмотрели явление гибридизации АО в рамках МВС. Оказалось, что идея гибридизации является плодотворной и при более глубоком моделировании химических связей. Она является основой второго метода их описания, который рассматривается в нашем курсе – метода молекулярных орбиталей (МО).

Главным постулатом этого метода является утверждение о том, что АО взаимодействующих друг с другом атомов утрачивают свою индивидуальность и образуют обобщенные МО, т.е. что электроны в молекулах «принадлежат» не какому-то конкретному атому, а квантово-механически движутся по всей молекулярной структуре.

Существует несколько разновидностей метода МО, учитывающих б о льшее или меньшее число факторов и, соответственно, более или менее сложных математически. Наиболее простым является приближение, которое учитывает только линейные эффекты взаимодействия электронов. Это приближение называется методом МО ЛКАО (линейной комбинации атомных орбиталей).

На языке квантовой механики это утверждение для простейшего случая взаимодействия двух орбиталей записывается так:

Где - волновая функция МО,
- волновая функция АО первого атома,
- волновая функция АО второго атома, a и b – численные коэффициенты, характеризующие вклад данной АО в общую структуру МО.

Поскольку в правой части записан линейный многочлен, эта модификация метода МО и получила название ЛКАО.

Из уравнения видно, что при взаимодействии двух АО получаются две МО . Одна из них называется связывающей МО, а другая – разрыхляющей МО.

Почему они получили такое название, ясно из рисунка, на котором изображена энергетическая диаграмма орбиталей в молекуле:

Как видно из рисунка, связывающая МО имеет энергию меньшую, чем энергии исходных АО, а разрыхляющая – большую. (Соответственно,). Естественно, в соответствии с принципом минимальной энергии электроны в молекуле будут при образовании связи в первую очередь занимать связывающую орбиталь.

В общем случае, при взаимодействии N AO получается N MO .

Сигма () и пи()-молекулярные орбитали.

В результате количественных расчетов по методу МО ЛКАО выяснилось, что введенные в методе МВС понятия о и видах симметрии орбиталей сохраняются и в методе МО ЛКАО.

Вот как выглядят абрисы -связывающих (обозначаются как или) и -разрыхляющих (обозначаются как или) орбиталей в методе МО ЛКАО:

А вот как выглядят абрисы - связывающих () и -разрыхляющих (* ) орбиталей методе МО ЛКАО:

Энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей для бинарных гомоядерных молекул.

Расчет энергии молекулярных орбиталей для сложных молекул, в состав которых входят ядра различных элементов (гетероядерных молекул) является сложной вычислительной задачей даже для современных компьютеров. Поэтому каждый расчет индивидуальных молекул является отдельной творческой работой.

Тем не менее оказалось, что энергетическая диаграмма для бинарных гомоядерных молекул элементов второго периода Периодической системы Д.И.Менделеева является универсальной и имеет вид:

Иногда в литературе приводятся разные диаграммы для элементов B ,C,N и последующих O , F , Ne , однако исследования магнитных свойств молекулы B 2 при сверхнизких температурах не подтверждают однозначно необходимости усложнения вида энергетических диаграмм для B ,C,N.

Диа- и парамагнитные молекулы. Кратность связей по МО ЛКАО.

Одним из серьезных преимуществ метода МО ЛКАО по сравнению с методом ВС является более правильное описание магнитных свойств молекул и, в частности, объяснение парамагнетизма молекулярного кислорода. 6

Вспомним структуру молекулы кислорода по МВС, рассмотренную нами ранее. В соответствии с этой структурой все валентные электроны и и -связей в молекуле O 2 образуют электронные пары и суммарный спин молекулы равен нулю.

Структура орбиталей этой молекулы по методу МО ЛКАО, полученная заполнением электронами МО в соответствии с приведенной выше энергетической диаграммой имеет вид:

Как видно из этой диаграммы, в молекуле кислорода присутствуют два неспаренных электрона на разрыхляющих
и
орбиталях. Их магнитные моменты складываются и дают суммарный магнитный момент молекулы. Эксперимент показывает, что магнитный момент молекулы кислорода равен 2,8 (Собственный магнитный момент электрона – 1 ). Учитывая, что полный магнитный момент кроме собственного электронного включает в себя и орбитальный, количественное совпадение весьма убедительно свидетельствует в пользу справедливости именно метода МО.

При наличии магнитного момента вещество становится парамагнетиком – оно «притягивается магнитом». 7 При отсутствии магнитного момента вещество диамагнитно – оно «выталкивается» магнитным полем . 8

Кроме магнитных свойств анализ энергетических диаграмм МО ЛКАО дает возможность определить кратность (или порядок) химической связи (КС или ПС).

КС= ½(N связ – N разр )

где N связ – общее число электронов на связывающих орбиталях; N разр – общее число электронов на разрыхляющих орбиталях).

Мы рассмотрели различные случаи проявления и описания ковалентных химических связей. Это основной вид химической связи, поскольку причина ее возникновения – наличие валентных электронов – есть у подавляющего большинства химических элементов.

Однако в некоторых случаях взаимодействия атомов возникают особые условия, которые порождают особые виды связи, которые мы рассмотрим на следующей лекции.

В которой происходит разрыв одного моля данной связи. При этом принимается, что исходное вещество и продукты реакции находятся в своих стандартных состояниях гипотетического идеального газа при давлении 1 атм и температуре 25 0 C . Синонимами энергии разрыва химической связи считаются: энергия связи, энергия диссоциации двухатомных молекул , энергия образования химической связи .

Энергия разрыва химической связи может быть определена разными способами, например

Из масс-спектроскопических данных (масс-спектрометрия).

Энергия разрыва химических связей в различных соединениях отражены в справочнике.

Энергия разрыва химических связей характеризует прочность химической связи.

Энергия разрыва связи С-С.

См. также

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Энергия разрыва химической связи" в других словарях:

Равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Например, если рассматривается Э. х. с. H3C H в молекуле метана, то такими… … Большая советская энциклопедия

Экзотермическая реакция химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции. Полное количество энергии в химической системе чрезвычайно трудно измерить или подсчитать … Википедия

Рис.1.Тройная связь в рамках теории валентных связей Тройная связь ковалентная связь двух атомов в молекуле посредством трёх общих связывающих электронных пар. Первая картина наглядного строения тройной связи была дана в … Википедия

Отличительная особенность спиртов гидроксильная группа при насыщенном атоме углерода на рисунке выделена красным (кислород) и серым цветом (водород). Спирты (от лат. … Википедия

С (carboneum), неметаллический химический элемент IVA подгруппы (C, Si, Ge, Sn, Pb) периодической системы элементов. Встречается в природе в виде кристаллов алмаза (рис. 1), графита или фуллерена и других форм и входит в состав органических… … Энциклопедия Кольера

ОСНОВНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Энергия связи – это энергия, необходимая для разрыва химической связи. Энергии разрыва и образовании связи равны по величине но противоположны по знаку. Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекула. Обычно энергию связи измеряют в кДж/моль.

Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Так, на разрыв связи H–H затрачивается 432,1 кДж/моль, а на разрыв четырех связей в молекуле метана CH 4 – 1648 кДж/∙моль и в этом случае E C–H = 1648: 4 = 412 кДж/моль.

Длина связи – это расстоянию между ядрами взаимодействующих атомов в молекуле. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания.

Полярность связи – это распределение электрического заряда между атомами в молекуле.

Если электроотрицательности атомов, участвовавших в образовании связи одинаковы, то связь будет неполярная, а в случае разных электроотрицательностей – полярной. Крайний случай полярной связи, когда общая электронная пара практически полностью смещена к более электроотрицательному элементу, приводит к ионной связи.

Например: Н–Н – неполярная, Н–Сl – полярная и Nа + –Сl - – ионная.

Следует различать полярности отдельных связей и полярность молекулы в целом.

Полярность молекулы – это векторная сумма дипольных моментов всех связей молекулы.

Например:

1) Линейная молекула CO 2 (О=С=О) неполярна –дипольные моменты полярных связей С=О компенсируют друг друга.

2)Молекула воды полярна – дипольные моменты двух связей О-Н не компенсируют друг друга.

Пространственное строение молекул определяется формой и расположением в пространстве электронных облаков.

Порядок связи – это число химических связей между двумя атомами.

Например, порядок связи в молекулах H 2 , O 2 и N 2 равен соответственно 1, 2 и 3, поскольку связь в этих случаях образуется за счёт перекрывания одной, двух и трех пар электронных облаков.

4.1. Ковалентная связь – это связь между двумя атомами посредством общей электронной пары.

Количество химических связей определяется валентностями элементов.

Валентность элемента – число орбиталей, принимающих участие в образовании связей.

Ковалентная неполярная связь - эта связь, осуществляемая за счет образования электронных пар между атомами с равной электроотрицательностью. Например, Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д.

Ковалентная полярная связь – эта связь между атомами с различной электроотрицательностью.

Например, НCl, H 2 S, PH 3 и т.д.

Ковалентная связь обладает свойствами:

1) Насыщаемости – способностью атома образовывать столько связей, сколько у него имеется валентностей.

2) Направленности – перекрытие электронных облаков происходит в направлении обеспечивающем максимальную плотность перекрытия.

4.2. Ионная связь – это связь между противоположно заряженными ионами.

Это крайний случай ковалентной полярной связи и возникает при большой разнице в электроотрицательностях взаимодействующих атомов. Иoннaя связь не обладает направленностью и насыщаемостью.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении исходя из предположения, что происходит полная ионизация связей.