|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Основные характеристики химической связи.
Длина связи d – это расстояние между центрами атомов в молекуле АВ, образующих химическую связь. Для приближенного вычисления длины связи можно применить соотношение, основанное на допущении, что каждый атом вносит постоянный вклад в межъядерное расстояние: dA–B = (dA–A + dB–B) / 2. Энергия связи. Мерой прочности химической связи является количество энергии, затрачиваемой на ее разрыв. Энергия разрыва связи всегда положительна, энергия образования связи противоположна ей по знаку. Для двухатомных молекул энергия связи равна энергии диссоциации. Основные свойства ковалентной связи. Направленность. Идея Полинга: связи образуются в направлении максимального перекрывания электронных облаков вдоль линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Для s-электронов направление не имеет значения. Для р-электронов уже не безразлично, в каком направлении приближается другой атом. Таким образом, конфигурация молекулы из двух и более атомов будет определяться взаимным расположением атомных орбиталей (АО), участвующих в образовании химической связи. Например, молекулу воды ранее (доквантовая теория) считали линейной. Однако экспериментальные данные свидетельствовали, что угол между связями Н–О–Н равен 105º. Угловая структура Н2О легко объясняется с учетом направления 2р-орбиталей кислорода (они направлены под углом 90º ). Увеличение угла до 105º объясняется эффектом расталкивания электронных облаков и ядер водорода. Аналогично структура NH3 в виде тетраэдра объясняется участием в связи трех 2р-АО атома азота, направленных под углом друг к другу в 90º. Для объяснения структурных особенностей тех или иных молекул в МВС получила широкое распространение концепция гибридизации АО, которая подробно будет рассмотрена далее (рис. 3.4). Насыщаемость ковалентной связи. Чем она вызвана? Почему образуется строго определенное число связей? Почему есть молекула Н2, а не Н3 и т.д.? Причина насыщаемости – ограниченное число неспаренных электронов и принцип Паули. Например, может ли молекула Н2 присоединить еще один атом водорода Н2 + Н → Н3 МВС утверждает, что образование такой молекулы исключается, так как молекула Н2 насыщена и все валентные возможности (неспаренные электроны) связанных в молекулу атомов водорода исчерпаны. По МВС, если у атома нет неспаренных электронов, то взаимодействие между ними исключается. Но вот интересный пример: Be↑ ↓ 2s2 – нет неспаренных электронов, а образуется молекула BeCl2. У Ве есть вакантные орбитали, и один из s-электронов возбуждается и переходит на р-орбиталь. Такой Ве* уже может взаимодействовать с образованием двух ковалентных связей. Ве 1s2 2s2 → Ве* 1s2 2s1 2p1
Таким образом, если затраты энергии на возбуждение невелики и покрываются выигрышем энергии при образовании химической связи, то ковалентная химическая связь возможна и между атомами, которые в невозбужденном состоянии не имеют неспаренных электронов. Следовательно, при определении ковалентности необходимо учитывать возможность возбуждения электронов. Например:
Отсюда ковалентность всех элементов II периода не может быть больше четырех.
Типы ковалентной связи. Химические связи различаются по прочности и по типу перекрывания электронных облаков. В зависимости от этого они получили названия – ординарные (одинарные) и кратные – σ, π и δ – связи: а) ординарная химическая связь – это σ – связь. При образовании ее максимальное перекрывание электронных облаков происходит по линии, соединяющей два взаимодействующих ядра (рис. 3.5).
Между двумя атомами может возникнуть только одна σ – связь, однако их может быть несколько – по числу партнеров: NH3 – 3; PCl5 – 5 σ – связей (рис. 3.6).
б) π – связь уже не обладает осевой симметрией. Она располагается перпендикулярно оси, связывающей ядра атомов. π – связь не могут образовать s – АО. При π – связи перекрывание электронных облаков происходит в двух местах (рис. 3.7).
в) δ - связь. d – АО перекрываются всеми своими «лепестками», как бы входя друг в друга (рис. 3.8).
Кратность связи. В соответствии с принципами минимума энергии сначала образуется σ – связь. σ –связей у данного атома может быть столько, сколько атомов в молекуле соединено с ним. Например, в Н2, F2. одна σ – связь, в NH3 – три, СH4 – четыре и т.д. Если после образования σ –связей еще остались неспаренные электроны, то они образуют π -связь или δ -связь.s-АО π -связь не образуют, так как на s-орбиталях может быть только один неспаренный электрон, и он используется на σ -связь. Между двумя атомами может быть одна σ -связь и несколько π – или δ -связей. Чем больше неспаренных электронов, тем больше образуется связей. С образованием каждого нового вида связи происходит упрочение ее между атомами. Рассмотрим молекулу N2: 1) (одна) σ Р-Р – связь [σ 2) (две) π Р-Р – связи [π
N 2 – очень прочная жесткая молекула. Энергия разрыва связи высокая – 940 кДж/моль. Для сравнения энергия связи Есв(Н–Н)= 423 кДж/моль. π –связи – двойные связи. Кратность химической связи определяется числом электронных пар, больше одной, и характеризует ее прочность. Различают двойные, тройные связи. Однако они не являются суммой ординарных связей. Например: Связь: N― N N=N N≡ N C― C C=C C≡ C Энергия связи (кДж/моль): 38 97, 6 225 82, 6 144, 6 199, 6 Из этих данных следует, что связь N≡ N прочнее утроенной ординарной связи N― N (38, 4·3=115, 2 ккал/моль), а в случае С≡ С слабее утроенной ординарной связи С― С. Механизм образования ковалентной химической связи. Ковалентная химическая связь может быть образована по трем механизмам – обменному, донорно-акцепторному и дативному. При образовании химической связи по обменному механизму происходит объединение неспаренных электронов двух атомов А и В с антипараллельными спинами. Например:
А В АВ Н Н Н2 По донорно-акцепторному механизму химическая связь образуется за счет свободной орбитали одного атома (А) акцептора и пары электронов другого атома (В) донора.
А В АВ Механизм образования ковалентной химической связи, когда атомы элементов А и В являются одновременно и донорами и акцепторами электронных пар, называется дативным:
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2019-10-04; Просмотров: 200; Нарушение авторского права страницы
]; 
и π 
] (рис. 3.9).
