Мои Конспекты
Главная | Обратная связь


Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Химические связи и строение молекул



При изучении этого раздела следует вспомнить материал раздела 1.5.

5.3.1. Механизм образования химических связей

Зная о существовании молекул и кристаллических структур, можно считать очевидным факт возникновения связей между атомами. Эти связи называются химическими.

Присоединяя или теряя электроны, атомы превращаются в положительные и отрицательные ионы, а ионы притягиваются между собой. Так возникает ионная связь, наиболее характерная для бинарных солей. Она кажется наиболее легко объяснимой, так как из физики известно о притяжении разноименных зарядов. Более подробно свойства ионной связи будут рассмотрены в конце раздела. Теперь рассмотрим образование связей между незаряженными атомами, или ковалентной химической связи.

Хорошо известны силы притяжения (тяготения), под действием которых массивные тела сближаются и их потенциальная энергия уменьшается. Притягиваются и частицы с противоположными электрическими зарядами. При приближении электрона к атомному ядру уменьшение потенциальной энергии происходит через электромагнитное излучение. Ядро и электрон оказываются связанными, так как возвращение их на исходное большое расстояние возможно только при затрате внешней энергии. Атом представляет собой частицу, способную существовать неограниченное время.

Оказалось, что энергия взаимодействующих частиц еще более понижается, если электрон притягивается одновременно двумя ядрами (рис. 5.13). В этом проявляется способность электрона удерживать одновременно два атомных ядра, преодолевая силу их взаимного отталкивания и создавая химическую связь. Так образуется простейшая из возможных молекул Точнее говоря, это молекулярный ион, но в физике такие частицы тоже рассматриваются в качестве молекул.

Рис. 5.13. Образование простейшей молекулы (молекулярного иона) Н2

Возникновение химической связи при наличии лишь одного электрона представляет собой редкий случай, но он помогает понять сущность связи. Обычно же связь реализуется электронной парой, так как по принципу Паули орбиталь может быть заселена двумя электронами.

Электронная пара, связывающая атомы и создающая ковалентную связь, возникает из неспаренных электронов атомов.

При взаимодействии двух атомов водорода формируется новая орбиталь, которую называют молекулярной орбиталью (рис. 5.14). Энергия электронов на молекулярной орбитали на 436 кДж/моль ниже, чем суммарная энергия электронов в отдельно взятых атомах. Этим понижением энергии обеспечивается устойчивость молекулы.

Энергия, выделяющаяся при образовании химической связи, называется энергией связи ECB Она измеряется в кДж/моль, т. е. относится к 6,02 • 1023 связей.

Рис. 5.14. Образование молекулы водорода

В молекуле водорода расстояние между ядрами атомов (75пм) меньше удвоенного радиуса атома водорода (106 пм). Следовательно, при образовании молекулы происходит перекрывание (взаимное проникновение) электронных облаков. Это обязательное условие образования химических связей во всех молекулах. Перекрываются только внешние электронные облака атомов. Электроны на глубоко расположенных орбиталях почти не изменяют своего состояния. Внешние электроны называютвалентными, так как их взаимодействие ведет к образованию химических связей.

задание 5.19. Как называются электроны, изображенные на энергетических диаграммах углерода и азота (с. 169)?

Посмотрим, как влияет увеличение числа электронов на прочность (энергию) химических связей. Допустим, что реагируют атом водорода и отрицательно заряженный ион Н~:

Получается новая молекула (молекулярный ион) с тремя электронами. Трехэлектронные облака не существуют. Один из трех электронов заселяет более высокую по энергии разрыхляющую орбиталь и не усиливает, а ослабляет химическую связь. Исходя из этого, можно понять, почему не образуют химических связей благородные газы. У атомов гелия электроны находятся на тех же орбиталях 1s, как у водорода, но у гелия электронная структура 1s2. В молекуле Не2 было бы четыре электрона. Они поровну заселили бы самый низкий связывающий и следующий за ним разрыхляющий уровни. В сумме это не дало бы выигрыша энергии. Химическая связь Не-Не не образуется. Чтобы в молекуле не появлялись лишние электроны, занимающие энергетически не выгодные разрыхляющие уровни, соединяющиеся атомы должны иметь неспаренные электроны.

Валентность атома равна числу его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии.

Применяя это определение, следует учитывать, что энергия возбуждения не должна быть чрезмерно велика. Электрон может перейти на более высокий подуровень в пределах заполняющегося уровня у данного элемента, но переход на следующий уровень обычно энергетически не выгоден.

задание 5.20.Какова валентность углерода и азота в основном и возбужденном состоянии?

Среди элементов второго периода углерод имеет наибольшую валентность, так как у него число валентных орбиталей равно числу валентных электронов, так что все эти электроны могут быть распарены. При переходе к азоту, кислороду, фтору и неону валентных электронов становится больше, а неспаренных электронов - меньше, и валентность атомов уменьшается до нуля. Однако электронные пары на валентных орбиталях не всегда «бездействуют». При некоторых условиях они участвуют в образовании до-

полнительных связей, так что общее число связей данного атома превышает валентность.

Отрицательный и положительный ионы водорода, Н~ (1s2) и Н+ (1s0), не имеют неспаренных электронов, но при их взаимном притяжении электронная пара от Н~ смещается к Н+, частично переходя на его свободную орбиталь Is:

Образуется обычная молекула водорода. При этом химическая связь возникает по особому донорно-акцепторному механизму.

Атом (ион), давший электронную пару, называется донором, основанием или нуклеофилом.

Атом (ион), принявший электронную пару на свою свободную валентную орбиталь, называется акцептором, кислотой или электрофилом.

В нашем примере акцептором выступал ион Н+. Способность обычных кислот быть «поставщиками» этих ионов оказывается причиной проявления ими кислотных свойств. В разделе 3.4 говорилось об основных свойствах аммиака и образовании им соединений с кислотами - солей аммония. В этих солях содержится ион аммония NH4, образующийся по донорно-акцепторному механизму:

Донорно-акцепторная связь в ионе аммония не отличается от других связей азота с водородом. Свойства химической связи определяются не механизмом ее образования, а только природой атомов.

По донорно-акцепторному механизму образуются химические связи в комплексных соединениях между центральным атомом и лигандами. В красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] атом железа имеет шесть свободных валентных орбиталей, на которые передаются электронные пары от атомов углерода групп CN.