Химическая связь - различные виды взаимодействий между электронами и ядрами, приводящие к соединению атомов в новые устойчивые структуры: молекулы, ионы, радикалы, кристаллические и другие вещества

Условия образования химической связи:

-

В основе классификации типов лежит разное распределение электронной плотности между ядрами

ПРАВИЛО ОКТЕТА

При образовании химической связи атомы приобретают такую же электронную конфигурацию, как у благородных газов (кроме Не) – на внешней оболочке восемь электронов (октет)

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи и характеризующее ее прочность.

Молекула СН₄ Есв = 1640 : 4 = 410 кДж/моль

Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекулы

Межъядерное расстояние взаимодействующих атомов.

Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания.

Количество связей между взаимодействующими атомами

молекула	связь	Есв, кДж /моль	lсв, нм	вывод
F2	F – F	159,0	0,142	Чем меньше lсв, тем больше Есв и устойчивее молекула
H2	H – H	436,0	0,074
О2	О  О	498,7	0,120	Чем выше кратность связи, тем больше Есв и устойчивее молекула
N2	N  N	945,6	0,109

Связь	ЕСВ кДж/ моль	lСВ нм		Связь	ЕСВ кДж/моль	lСВ нм
H-F H-Cl H-Br H-I H-H H-S	536 432 360 299 436 380	0.092 0.128 0.142 0.162 0.074 0.134		C-C C=C O=O -CC- CO NN	348 614 495 839 1040 940	0.154 0.134 0.121 0.120 0.113 0.110

Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов

В молекуле Н₂О длина связи Н-О равна 0,096 нм, угол связи Н-О-Н – 104,5, а энергия связи Е_св = 464 кДж/моль.

«Ковалентная» - совместно действующая

Химическая связь, образованная в результате обобществления валентных электронов в области связывания (между ядрами атомов)

Существует несколько квантово-механических подходов к описанию ковалентной связи: метод валентных связей (ВС), метод молекулярных орбиталей (МО )и др..

Зависимость энергии системы из 2-х атомов водорода с антипараллельными (1) и параллельными (2) спинами

Е – энергия связи

Из уравнения Шредингера  Е_сист = f (r ), где r- расстояния между ядрами атомов водорода.

(кривая 1):

• При сближении двух атомов электроны с антипараллельными спинами притягиваются одновременно двумя протонами - F_{притяжения}

• Два электрона отталкиваются друг от друга, то же наблюдается и для двух протонов - F_{отталкивания}

F_{притяжения}  F_{отталкивания}  Е_сист - уменьшается

При некотором расстоянии между ядрами (r = l_св)  Е_сист= min - система наиболее устойчива  химическая связь  Н₂

(кривая 2):

При сближении атомов, у электронов которых спины параллельны  F_{притяжения}  F_{отталкивания}  Е_сист - возрастает

◄ химическая связь - результат перекрывания АО с образованием связывающих электронных пар (обобществление двух электронов);

◄ химическая связь образуется только при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами (по принципу Паули);

◄ связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

◄ характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания АО;

► Обменный механизм - каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществленной пары по одному неспаренному электрону.

► Донорно-акцепторный механизм - образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Ион аммония NН₄⁺ (NН₃ + Н⁺  NН₄⁺)

►Дативные связи – образуются, когда АО, могут выступать одновременно в роли и донора и акцептора неподеленных пар электронов.

Образование молекулы Cl₂

Энергия связи в молекуле Сl₂ ( 243 кДж/моль) выше, чем в молекуле F₂ (159 кДж/моль), несмотря на большую длину связи.

Молекула NaI

3s -АО атома Na перекрываются с 5p – АО атома иода, имеющими по одному неспаренному электрону:

s-p - сперекрывание

Механизм образования связи - обменный.

Валентный угол 180^о, структура молекулы - линейная

связь, находящаяся на воображаемой линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов

Связь называется -  - связь:

Молекула оксида углерода (II) СО

Между атомами углерода и кислорода образуются 3 связи:

■ две по обменному механизму и

■ одна по донорно-акцепторному механизму:

«O » - донор, «C » - акцептор.

3 ковалентные связи образуются за счет перекрывания 3-х р-АО каждого атома.

Структура молекулы – линейная.

Одна связь - связь, а две другие -  -связи:

связь, при которой перекрывание АО находится под углом к воображаемой линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов

Связь называется -  - связь:

Перекрывание АО при образовании -связей меньше (Е_св-меньше), чем при -связях, поэтому  -связи менее прочные.

Молекула Н₂S

структура – угловая, валентный угол – 92^о

▓ Почему валентный угол в ряду молекул:

H₂S (92^o), Н₂Se (91^o) и Н₂Те (89^о) изменяется?

S, Se и Te - электронные аналоги : S 3s²3р⁴

Se 4s²4p⁴

Te 5s²5p⁴

Пространственная конфигурация всех молекул – угловая. Причина изменения валентного угла:

 увеличение размера атома;

 увеличеие расстояния между связывающими

электронными парами;

 уменьшение силы отталкивания между ними;

 уменьшение валентного угла.

полярная связь

Связь образована атомами с различным значением ЭО;

связывающая электронная пара смещена к атому с большим значением ЭО

неполярная связь

связывающая электронная пара равномерно распределена между ядрами взаимодействующих атомов

Связь образована атомами с одинаковым значением ЭО (ЭО = 0): Н₂, О₂ и т.д.

Молекула НСl:

ЭО(Cl) = 3,0 ЭО(Н) = 2,1

 связывающая электронная пара смещена в сторону Cl:  эффективный отрицательный заряд (-q) у атома Cl

эффективный положительный заряд (+q) у атома Н

 электрический диполь.

д

расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (+q и –q)

л и н а диполя (l_Д) :

электрический момент диполя связи _св

(

произведение эффективного заряда q на длину диполя l_д связи:

_св = ql_д. (Клм)

_св - векторная величина, направленная от положительного полюса к отрицательному.

количественная мера полярности связи)

_св некоторых связей

молекула	ЭО	св10-30,Клм	Вывод
Н – Сl	0,90	1,03	Чем больше ЭО, тем больше св и, следовательно, связь более полярная
Н – Br	0,74	0,78
H  I	0,40	0,38

векторная сумма электрических моментов диполей всех связей и несвязывающих электронных пар в молекуле

Электрический момент

диполя молекулы (_м)

Полярность молекулы зависит от ее геометрической структуры.

2-х атомные молекулы  линейная структура  _{м =}_св

Если _м = _св = 0  молекула неполярная