Химическая связь. Зависимость потенциальной энергии от межъядерного расстояния в двухатомной молекуле
Химическая связь. Зависимость потенциальной энергии от межъядерного расстояния в двухатомной молекуле. Виды химической связи. Основные характеристики химической связи: длина, энергия, кратность связи, валентный угол. Виды химических связей. Ионная связь. Металлическая связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь.
Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах и кристаллах.
Химическая связь – совокупность взаимодействий атомов, приводящая к образованию устойчивых систем (молекул, комплексов, кристаллов и др.). Химическая связь возникает, если в результате перекрывания электронных облаков атомов происходит уменьшение полной энергии системы.
Мерой прочности химической связи между атомами А и В служит энергия связи ЕА-В , которая определяется работой, необходимой для разрушения данной связи. Так, для атомизации 1 моль газообразного водорода требуется затратить энергию Е= 436 кДж, следовательно, образование молекулы Н2 из атомов
Н+Н=Н2 сопровождается выделением такого же количества энергии, т.е. ЕН-Н=436кДж/моль.
Важной характеристикой связи является ее длина, т.е. расстояние между центрами атомов А и В в молекуле. Энергия и длина связей зависят от характера распределения электронной плотности между атомами. На распределение электронной плотности влияет пространственная направленность химической связи. Если двухатомные молекулы всегда линейны, то формы многоатомных молекул могут быть различны. Так трехатомная молекула может иметь линейную или угловую форму. Угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через центры связанных атомов называется валентным.
Распределение электронной плотности между атомами зависит также от размеров атомов и их электроотрицательности – способности атомов к оттягиванию на себя электронной плотности партнеров. В гомоатомных (т.е. состоящих из одинаковых атомов) молекулах электронная плотность распределена равномерно между атомами. В гетероатомных (состоящих из атомов разных элементов) молекулах электронная плотность смещается в том направлении, которое способствует уменьшению энергии системы (к более электроотрицательному элементу). Электронная плотность повышается вблизи ядра атома более электроотрицательного элемента. Связь в гетероатомных молекулах всегда в той или иной мере полярна, так как электронная плотность в них распределена несимметрично.
Образование ковалентной связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома, которые образуют общую пару. Если между атомами возникла одна связь (одна общая пара), такую связь называют одинарной. Пример НСl, НВr, NаСl, Н2
Если между атомами возникло больше одной общей электронной пары, то связь называется кратной: двойной (две общие пары), тройной (три общие пары). Примером молекулы с тройной связью является молекула азота. В каждом атоме азота имеется по три неспаренных р-электрона. Каждый из них принимает участие в образовании связи. В молекуле N2 три связи между атомами. Наличие тройной связи объясняет высокую химическую устойчивость молекулы. Пример с двойной связью О2. у каждого атома кислорода по 2 неспаренных р-электрона, которые участвуют в образовании связей.
Рекомендуемые материалы
Зависимость потенциальной энергии от расстояние между атомами в двухатомной молекуле выражается следующим соотношением: (стр 112 рисунок и уравнение)
Информация в лекции "Мелодический материал строгого письма" поможет Вам.
U = 1∕4πε0 × (е2∕ r А-В + е2∕ r 12 - е2∕ rА1 - е2∕ r Б2 - е2∕ r А2 - е2∕ r В1 ), где ε0 - электрическая постоянная. Следовательно потенциальная энергии обратно пропорциональна расстоянию между ядрами в двухатомной молекуле.
Ионная химическая связь – это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов (положительно заряженных ионов) к анионам (отрицательно заряженных ионов).
Наиболее устойчивой является такая электронная конфигурация атомов, при которой на внешнем электронном уровне, подобно атомам благородным газам. Будут находиться 8 электронов (или для первого периода 2). При химическом взаимодействии атомы стремятся приобрести именно такую устойчивую электронную конфигурацию и часто достигают этого ли в результате присоединения валентных электронов от других атомов (процесса восстановления), или в результате отдачи своих валентных электронов (открывается завершенный слой) – процесс окисления. Атомы, присоединившие чужие электроны превращаются в отрицательные ионы - анионы. Атомы, отдавшие свои электроны, превращаются в положительные ионы – катионы. Между анионами катионами возникают силы электростатического притяжения, которые и будут удерживать их друг около друга, осуществляя тем самым ионную связь. Так как катионы образуют в основном атомы металлов, а анионы – атомы неметаллов, то такой тип связи характерен для соединений типичных металлов (элементы главной подгруппы 1-2 групп кроме Мg, Ве) с типичными неметаллами (элементы главной подгруппы 7 группы) NаСl. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку. Ионные соединения твердее, прочные, тугоплавкие. Растворы, расплавы большинства ионных соединений – электролиты. Этот тип связи характерен для гидроксидов типичных металлов и многих солей кислородсодержащих кислот (растворимых). При образовании ионной связи не происходит полного (идеального) перехода электронов. Взаимодействие ионов не зависит от направления, оно в отличие от ковалентной связи ненаправленное. Ионная связь существует в солях аммония, где роль катиона играет NН4+ - ион аммония. (NН4)ОН, NН4Сl.
Связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные (обобщенные) электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке называется металлической. Такая связь – ненаправленная, ненасыщенная, характеризуется небольшим числом валентных электронов (внешние неспаренные) и большим числом свободных орбиталей, что характерно для атомов металлов. Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость, электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность, блеск. Вещества с металлической связью имеют металлическую кристаллическую решетку. В ее узлах находятся атомы или ионы, между которыми свободно (в пределах кристалла) перемещаются электроны (электронный газ). Металлическая связь характерна только для конденсированного состояния вещества. Паро- и газообразном состоянии атомы всех веществ, в том числе и металлов, связаны между собой только ковалентной связью. Электронная плотность у металлической связь равномерно распределена по всем направлениям. Металлическая связь не исключает некоторой доли ковалентности . в частом виде металлическая связь характерна только для щелочных и щелочноземельных металлов. В переходных металлах лишь небольшая часть валентных электронов находится в состоянии обобществления. Число электронов, принадлежащих всему кристаллу, невелико. Остальные электроны осуществляют направленные ковалентные связи между соседними атомами. Образование связей может происходить не только между атомами, но и между молекулами. Оно является причиной конденсации газов и превращения их в жидкости, твердые вещества. Первую формулировку силам межмолекулярного взаимодействия дал в 1871 г Ван-дер-Ваальс. (Ван-дер-ваальсовы силы). Полярные молекулы, вследствие электростатического притяжения концов диполей, ориентируются в пространстве так, что отрицательные концы диполей одних молекул повернуты к положительным концам диполей других молекул. Энергия такого взаимодействия определяется электростатическим притяжением двух диполей. Чем больше диполь, тем сильнее межмолекулярное притяжение. Под влиянием диполя одной молекулыможет увеличиваться диполь другой, а неполярная молекула может стать полярной. Такой дипольный момент, появляющийся под воздействием диполя другой молекулы называется индуцированным дипольным моментом, а само явление – индукцией. Известно, что Н2, О2, N2 и благородные газы сжижаются. Для объяснения этого факта ввели понятие дисперсионных сил межмолекулярного взаимодействия. Эти силы действуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Эти силы и Ван-дер-ваальсовы силы очень слабы.
Особым видом химической связи является водородная связь. Водородной называют химическую связь между положительно поляризованными атомам водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные пары электронов. Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер (стр 147 рисунок) при наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями. В белках имеется внутри молекулы водородная связь между карбонильным кислородом и водородной аминогруппы. В ДНК две цепи нуклеотидов связаны друг с другом водородными связями. Вещества с водородной связью имеют молекулярную кристаллическую решетку. Энергия водородной связи (21-29 кДж∕моль) почти в 10 раз меньше энергии обычной химической связи. Но она сшивает все молекулы, а при нагревании они первыми разрываются.
