Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






МЕХАНИЗМЫ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ




Химическая связь

 

Учебное пособие

Под редакцией профессора Рябухина Ю.И.

 

Астрахань

 

 

УДК 546

ББК

Р98

 

 

Химическая связь: Учебное пособие / Рябухин Ю. И., Бурлинов А.А. / Под редакцией доктора хим. наук Рябухина Ю.И. – Астрахань: Астрахан. гос. техн. ун-т, 2010. – 40 с.

 

 

Предназначено для студентов инженерно-технических нехимических специальностей.

Соответствует Государственным образовательным стандартам высшего профессионального образования

 

 

Ил.: 15 рис., табл.: 1,библиография: назв., прилож.

 

Печатается по решению кафедры «Общая, неорганическая и аналитическая химия» (протокол № от 2010 г.)

 

 

Рецензент: канд. хим. наук, доцент Лебедева А.П.

 

© Рябухин Ю.И., 2010

© АГТУ, 2010

 

 

ВВЕДЕНИЕ

 

 

В природе химические элементы в виде свободных атомов (за исключением благородных газов – элементов VIIIА-группы) практически не встречаются. Обычно атомы элемента взаимодействуют либо друг с другом, либо с атомами других элементов. Они образуют химические связи, с возникновением соответственно простых или сложных веществ. В то же время и молекулы вещества взаимодействуют друг с другом.

Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии.

Химическая связь[1]– это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в более устойчивые структуры – молекулы или кристаллы.

Образование молекул и кристаллов обусловлено главным образом кулоновским притяжением между электронами и атомными ядрами.

Природа химической связи была уяснена лишь после открытия законов квантово-волновой механики, управляющих микромиром. Современная теория отвечает на вопросы, почему возникает химическая связь и какова природа сил, обусловливающих её.

Образование химических связей — процесс самопроизвольный, в противном случае не существовало бы ни простых, ни сложных веществ. С термодинамической точки зрения причиной образования химической связи между частицами (атомами или молекулами) является уменьшение энер­гии системы.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии, а разрыв химической связи требует затраты энергии.

Характеристиками химической связи является энергия и длина связи.

Энергия химической связи — это количество энергии, выделяющейся в процессе образования химической связи и характеризующей её прочность; энергию связи выражают в кДж на 1 моль образовавшегося вещества (Есв, кДж/моль).[2]

Чем больше энергия химической связи, тем связь прочнее. Энергию химической связи оценивают, сравнивая с состоянием, предшествующим образованию связи (для двухатомных молекул). Для трёх- и многоатомных молекул с одинаковым типом связи рассчитывают среднюю энергию связи (например, для Н2 О и СН4).

 

Средняя энергия связи в молекуле определяется делением энергии образования молекулы на число связей.

Длиной химической связи называют расстояние между ядрами атомов в молекуле.

Длина связи обусловлена размерами реагирующих атомов и степенью перекрывания их электронных облаков.

Например: для фтороводорода и иодоводорода:

LHF < LHI

 

В зависимости от типа соединяемых частиц различают внутримолекулярные связи, за счёт которых образуются молекулы, и межмолекулярные связи, приводящие к образованию ассоциатов из молекул или к связыванию отдельных групп в молекуле. Эти виды связей резко отличаются по величине энергии: для внутримолеку­лярных связей энергия составляет 100–1000 кДж/моль[3], а для межмолекулярных связей обычно не превышает 40 кДж/моль.

Рассмотрим образование внутримолекулярной химиче­ской связи на примере взаимодействия атомов водорода.

При сближении двух атомов водорода между их внешними электронами с антипараллельными спинами происходит сильное обменное взаимодействие, приводящее к появлению общей электронной пары. При этом увеличивается электронная плотность в межъядерном пространстве, что способствует притяжению ядер, взаимодействующих атомов. В результате энергия системы уменьшается и система становится более устойчивой - между атомами возникает химическая связь (рис.1).



 

Рис. 1 «Механизм образования химической связи между атомами водорода»

 

Система имеет минимум энергии при определенном расстоянии между ядрами атомов; при дальнейшем сближении атомов энергия начинает увеличиваться вследствие возрастания сил отталкивания между ядрами.

В зависимости от того, каким образом взаимодействует общая электронная пара с ядра­ми соединяемых атомов, различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую ,а также водородную связь.

 

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Слово "ковалентная" буквально означает "объединённая".

Ковалентная связь является наиболее универсальным типом химической связи. Она осуществляется в подавляющем большинстве веществ.

 

Химическая связь, осуществляемая за счёт одной или не­скольких электронных пар, сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов, называетсяковалентной связью.

Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяемым атомам, была высказана в 1916 г. американским учёным Дж. Льюисом.

Ковалентная связь образуется между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы или различаются на небольшую величину. Например, связь в молекулах H2, F2, HF, СН4, С2Н4, СО2, H2S, H2O, SO2, NН3, S8, C2H2 или в кристаллах алмаза, кремния, карбида кремния SiC.

1.1. МОЛЕКУЛЯРНЫЕ ОРБИТАЛИ[4]

При образовании ковалентной связи за счёт слияния электронных облаков - атомных орбиталей (АО) взаимодействующих атомов возникает единая молекулярная орбиталь (МО). Отличие молекулярной орбитали от атомной орбитали заключается в том, что молекулярная орбиталь охватывает ядра обоих соеди­няемых атомов. Как и на атомной орбитали, на молекулярной орбитали (согласно принципу Паули) может находиться 1 электрон или 2 электрона с противоположными спи­нами (↑↓). В ковалентной свя­зи электронная плотность между ядрами соединяемых атомов значительна, что является следствием сильного взаимодействия общей электронной пары с ядрами обоих атомов.

В зависимости от характера распределения электронной плот­ности в молекуле различают σ- иπ- орбитали.

Молекулярная орбиталь, в которой максимальная электрон­ная плотность сосредоточена на прямой, соединяющей ядра атомов, называетсяσ-молекулярной орбиталью, (σ-МО).

σ-Молекулярная орбитальобразуется при слия­нии двух s-атомных орбиталей (молекула H2), s- и р-орбиталей(молекула HF) или двух р-орбиталей, которые перекрываются по оси симметрии (молекула F2). Если ковалентная связь возникает с участием гибридных атомных орбиталей (связи С–Н и С–С в молекуле этана CH3–CH3), то также образуется σ-молекулярная орбиталь.

 

Ковалентную связь, при которой движение общей электронной пары осуществляется в границах σ-молекулярной орбиталью, называют σ-связью.

Между двумя атомами в моле­куле может быть только одна σ-связь.

Варианты перекрывания электронных облаков атомных орбиталей, приводящие к образованию σ-связи, таковы:

 

 

 

 

 

Молекулярная орбиталь, возникающая в результате бокового перекрывания р-орбиталей взаимодействующих атомов, так что её максимальная электронная плотность сосредоточена вне прямой(плоскости, перпендикулярной оси) соединяющей ядра этих атомов, называетсяπ-молекулярной орбиталью, (π-МО).

Ковалентную связь, при кото­рой движение общей электронной пары осуществляется в границах π-молеклярной орбитали, называют π-связью.

 

Варианты образования π-связей следующие:

 

 

p, p p, d d, d
  Способ перекрывания

Рис.3

 

Таким образом, s-орбитали участвуют в образовании только σ-связи; р-орбитали - σ- и π-связей; d-орбитали могут участвовать в образовании σ -, π-, δ-связей.

Образование π-связи между двумя атомами происходит в том случае, если эти атомы уже соединены σ-связью.

Например, в молекуле этилена H2C=CH2 (рис. 4):

 

Рис. 4. «Образование π–молекулярной орбитали в молекуле этилена».

 

Между двумя атомами в молекуле совместно с σ-связью могут быть одна или две π-связи:

 

>С=С< , >С=О , -N=N-, -С≡С-, -C≡N, N≡N

 

Реакционная способность π-связи всегда больше, чем σ-связи, так как общая электронная пара, находящаяся на π-молекулярной орбитали, из-за большого удаления от ядер соединяемых атомов слабее взаимодействует с ними, чем в случае δ-молекулярной орбитали.

Между σ- и π-связями имеется существенное различие. Оно заключается в том, что вокруг σ-связи возможно практически свободное осевое вращение (рис. 5а). Напротив, вращение вокруг π-связи невозможно, так как каждая π-связь имеет две области перекрывания, и осевое вращение привело бы к исчезновению перекрывания и, следовательно, π-связи (рис. 5б).

Рис. 5. Свободное вращение вокруг оси одинарной σ-связи в

молекуле этана (а) и невозможность вращения вокруг оси двойной

π-связи в молекуле этилена (б)

Если d-электронные облака, расположенные в параллельных плоскостях, перекрываются всеми четырьмя лепестками, то связь называется δ-d-связью.

МЕХАНИЗМЫ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

Ковалентная связь, в зависимости от того, как возникает общая электронная пара, может образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.

Обменный механизмобразования ковалентной связи реализуется в тех случаях, когда в образова­нии общей электронной пары от каждого атома участвуют и атомная орбиталь, и неспаренный электрон, находящийся на этой орбитали.

 

 

Например, в молекуле водорода. Взаимодействующие атомы водорода, содержащие на атомных s-орбиталях одиночные электроны с противоположными спинами, образуют общую электронную пару, движение которой в молекуле Н2 осуществляется в границах σ-молекулярной орбитали, возникающей при слия­нии двух s-атомных орбиталей:

 

 

 

В молекуле аммиака атом азота, имея на четырёх атомных орбиталях внешнего энергетического уровня три одиночных электрона и одну электронную пару, образует с s-электронами трёх ато­мов водорода три общие электронные пары. Эти элек­тронные пары в молекуле NH3 находятся на трёх σ-молекулярных орбиталях, каждая из которых возникает при слиянии атомной орбитали атома азота с s-орбиталью атомоf водорода:

 

 

Таким образом, в молекуле аммиака атом азота образует три σ- связи с атомами водорода и имеет неподелённую электронную пару.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи реализуется в тех слу­чаях, когда один нейтральный атом или ион (донор) имеет на атомной орбитали внешнего энергетического уровня электронную пару, а другой ион или нейтральный атом (акцептор) — сво­бодную (вакантную) орбиталь. При слиянии атомных орбиталей возникает молекулярная орбиталь, на которой находится общая электронная пара, ранее принадлежавшая атому-донору:

 

 

По донорно-акцепторному механизму происходит, например, образование ковалентной связи между молекулой аммиака и ионом водорода с возникновением иона аммония [NH4]+. В молекуле ам­миака у атома азота во внешнем слое имеется свободная электронная пара, что позволяет этой молекуле выступать в роли донора. У иона водорода (акцептора)имеется свободная s-орбиталь. За счёт слияния атомных орбиталей атома азота и иона водо­рода возникает σ-молекулярная орбиталь, а свободная пара электронов атома азота становится общей для соединяющихся атомов:

 

 

или Н+ + NH3 [ H NH3] +

 

В ионе аммония [NH4]+ ковалентная связь N—H, образовавшаяся по донорно-акцепторному механизму, равноценна по энергии и длине трём другим ковалентным связям N—H, образовавшимся по обменному механизму.

Атом бора образует молекулу фторида бора BF3 за счёт перекрывания электронных орбиталей, занятых в возбуждённом состоянии неспаренными электронами, с электронными орбиталями фтора. При этом у атома бора сохраняется одна вакантная орбиталь, за счет которой по донорно-акцепторному механизму может образоваться четвёртая химическая связь.

Связь, образованную по донорно-акцепторному механизму, часто называют донорно-акцепторной, координационной или координативной. Однако это не особый тип связи, а лишь иной механизм образования ковалентной связи.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи характерен для комплексных соединений: роль акцептора обычно выполня­ют ионы d-металлов, которые обычно могут предоставлять две, четыре или шесть свободных атомных орбиталей s-, p-, d-типа, что значительно расширяет их возможности образовывать ковалент­ные связи.

Например, ионы Ag+ и Сu2+ соответственно предоставляют две и четыре свобод­ные атомные орбитали, а донором электронных пар могут быть, например, две или четыре молекулы аммиака или цианид-иона:

 

Акцептор Донор

 

В данных случаях между донорами и акцептором возникают ковалентные связи с образованием комплексных катионов (аммиакатов серебра и меди) или аниона (цианида меди).

 




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных