Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории: энергия, длина связи, валентный угол

Основные характеристики химической связи:

ü Энергия связи (ЕСВ) – минимальная энергия, необходимая для разрушения связи. Измеряется в электронвольтах (эВ) для одной связи или в кДж/моль для одного моля связей. Энергия связи является характеристикой прочности связи – чем выше энергия связи, тем прочнее связь.

ü Длина связи (LСВ ) – расстояние между ядрами связанных атомов. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. С уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и устойчивость молекул. Например, в ряду от HF до HI длина связи растет, а ее энергия уменьшается. Измеряется в нанометрах (нм) или в ангстремах (А). Чем короче связь, тем она, как правило, прочнее.

ü Насыщаемость связи – если атом образует конечное число связей с другими атомами (обычно не более 8) – связь насыщаема, если бесконечно большое (больше 1000) – ненасыщаема.

ü Направленность связи – если в пространстве существуют определенные направления, вдоль которых распространяется действие связи, то связь направлена, если таких направлений нет – то ненаправлена.

Энергия и длина связи характерны для любой химической связи, насыщаемость и направленность зависят от вида связи

ü Химическая связь обычно изображается черточками, соединяющими взаимодействующие атомы; каждая черта эквивалентна обобщенной паре электронов. В соединениях, содержащих более двух атомов, важной характеристикой является валентный угол, образуемый химическими связями в молекуле и отражающий ее геометрию. Валентный угол – угол, образуемый линиями, проходящими через ядра атомов.

ü Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а так же наличием неподеленных электронных пар, т. к. часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность связи выражается через ее ионную составляющую, то есть через смещение электронной пары к более электроотрицательному атому. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент μ, равный произведению элементарного заряда на длину диполя *) μ = e ∙ l. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы.

Существует два способа перекрывания АО, приводящих к образованию ковалентной связи: осевое и боковое.

v Осевое или аксиальное перекрывание АО осуществляется вдоль линии (оси), соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Максимум перекрывания находится на этой прямой. В результате такого взаимодействия АО образуются s (сигма)-связи. Подобным образом могут перекрываться s- и p-орбитали.

Возможны три варианта образования s-связей.

1. Перекрываются s-орбитали двух атомов, образуется s, s -s-связь. Примером такой связи является ковалентная связь в молекуле водорода.

2. s-Орбиталь одного атома перекрывается с р-орбиталью другого. Образуется s, p -s-связь. Связь в молекуле фтороводорода.

3. Перекрываются две р-орбитали разных атомов. Образуется р, р -s-связь. Связывание происходит только при перекрывании «+» долей обеих р-орбиталей. Такой способ перекрывания лежит в основе образования s-связи между атомами азота в молекуле N2 или атомами кислорода в молекуле О2.

Осевое перекрывание является глубоким, поэтому при образовании s-связи выделяется достаточно большое количество энергии, что делает связь прочной.

s-Связь характеризуется цилиндрической или ротационной симметрией. Вокруг неё возможно свободное вращение, т.к. при этом не изменяется степень перекрывания АО, а следовательно, и энергия связи.

v Боковое или латеральное перекрывание р-орбиталей приводит к образованию p-связей. Оно происходит лишь при наличии между атомами s-связи и возникает в том случае, когда оси взаимодействующих орбиталей располагаются параллельно друг другу и перпендикулярно линии s-связи (рис. 16). При латеральном взаимодействии р-орбиталей электронная плотность концентрируется выше и ниже плоскости s-связи, которая для p-связи является узловой поверхностью.

Боковое перекрывание р-орбиталей является менее глубоким, чем осевое, поэтому прочность p-связей ниже, чем s-связей.

Кратные связи, встречающиеся в молекулах многих соединений являются сочетаниями s- и p-связей. Вращение вокруг p-связи не возможно без её разрыва, поэтому для ненасыщенных соединений характерно существование цис- и транс-изомеров.

Кратные связи

-Связь – химическая связь, образованная в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атомов.

-Связь – химическая связь, образованная в результате перекрывания электронных орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

Кратность связи - количество обобществленных электронных пар, участвующих в образовании химических связей. Чем выше кратность, тем прочнее атомы связаны друг с другом (длина связи уменьшается), а энергия связи больше.

Примеры ковалентной связи разной кратности: одинарная (F-F), двойная (O=O), тройная (N≡ N), а четверная ковалентная связь возникает при взаимодействии неподеленной пары электронов молекулы NH3 со свободной орбиталью иона Н+ (2-электронное атомное облако атома азота превращается в 2-электронное молекулярное - заряд иона Н+ делокализуется между всеми атомами).

Примечания:

1. Кратность связи, равная нулю, означает, что такая молекула при нормальных условиях не существует.

2. В методе валентных связей кратность (полярность) связи определяется числом общих электронных пар, а в методе молекулярных орбиталей - числом связывающих электронов

3. Кратность связи в сопряженных системах не является целочисленной величиной

6. Перекрывание АО как условие образования связи. Типы химической связи и их характеристики

Химичес-кая связь	Связываемые атомы	Процесс в электронной оболочке	Образую-щиеся частицы	Кристаллическая решетка	Характер вещества	Пример
Ионная	Атом металла и атом неметалла	Переход валентных электронов	Положительные и отрицатель-ные ионы	Ионная	Солеобразный	NaCl CaO NaOH
Ковален ная	Атомы неметаллов (реже-атомы металлов)	Образование общих электронных пар, заполнение молекулярных орбиталей	Молекулы	Молекулярная	Летучий или нелетучий	Br2 CO2 C6H6
---------	Атомная	Алмазоподоб ный	Алмаз Si SiC
Металли-ческая	Атомы металлов	Отдача валентных электронов	Положительные ионы и электрон-ный газ	Металлическая	Металличес-кая	Металлы и сплавы

В общем случае все множество химических связей может быть классифицировано по различным критерям, например:

1. в зависимости от типа: ионную; ковалентную (неполярную и полярную); металлическую; специфические (например, водородная, семиполярная и др.)

2. в зависимости от расстояний, на которых проявляется действие между атомами или молекулами: дальнедействующие (или слабые: ван-дер-ваальсова и водородная химические связи); короткодействующие (или сильные)

3. в зависимости от распределения электронной плотности между атомами связи: неполярные; полярные; ионные (сильно полярные)

4. в зависимости от степени обобществления электронной плотности между несколькими атомами: делокализованные; локализованные

5. в зависимости от количества ядер, между которыми локализована электронная плотность: двухцентровые; многоцентровые

6. в зависимости от степени ориентированности электронной плотности в пространстве: направленные; ненаправленные

7. в зависимости от количества взаимодействующих между собой частиц: насыщаемые; ненасыщаемые

⇐ Предыдущая 1 2 345 6 7 8 9 10 Следующая ⇒