Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 9
Текст из файла (страница 9)
Молекула имеет постоянный состав, входящих в нее атомных ядер и фиксированное числа электронов. Информацию о строении вещества можно получить, исследуя его физические и химические свойства. В частности, с помощью физических методов исследования определяют основные параметры молекул— межьядерные расстояния, вачентные углы и геометрию молекул.
Экспериментально установлено, что в молекуле воды НзО расстояние между ядрами водорода и кислорода составляет 0,096 нм. Межьядерное расстояние между химически связанными атомами называют длиной связи. Угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов, называют ввлеитимж.
В молекуле воды он составляет 104,5'. Таким образом, молекула воды имеет угловую форму (см. рис. 17). Для наглядности можно принять, что в ней две Химические связи О-Н (длиной е( = 0,096 нм = 96 пм), расположенные под углом он е НОН = 104,5'. Строение молекулы воды можно выразить структурной формулой: Ун1н1 Г ~~ Г ~~2н'„н1 — 1и',— --~н / Св ( г г Важнейшей характеристикой химической связи является энергия, определяющая ее прочность. Мерой прочности связи может служить количество энергии, затрачиваемое на ев разрыв. Для двухатомных молекул энергия связи равна энергии диссоциации молекул на атомы.
Так, энергия диссоциации Ед„с, а следовательно, и энергия связи Есэ в молекуле Н2 составляют 435 кДж/моль. В молекуле фтора Г2 она равна 159 кДж/моль, а в молекуле азота Х2 — 940 кДж/моль. Для многоатомных молекул типа АВ„средняя энергия связи Е АВ = 1/н части энергии диссоциации соединения на атомы: а Я) Ун+.- 1э ~- — -Дн' Гнл.- АВп = А + пВ Е = Едис/ж АВ Например, энергия, поглощаемая в процессе Нэо=йн+О равна 924 кДж/моль Н20.
Но в молекуле воды обе связи Π— Н равноценны, поэтому средняя энергия связи Е = Ед„ /2 = 924/2 Он = 462 кДж/моль, Длины и энергии связи, валентные углы, а также экспериментально определяемые магнитные, оптические, электрические и другие свойства веществ непосредственно зависят от характера распределения электронной плотности. Окончательное заключение о строении вещества делают после сопоставления информации, полученной разными методами.
Совокупность экспериментально полученных данных о строении вещества обобщает квантово-механическая теория химической связи. Химическая связь в основном осуществляется так называемыми вапентными электронами. У э- и р-элементов валвнтными являются электроны орбиталей внешнего слоя, а у 4-элементов — электроны— эсорбитали внешнего слоя и Н-орбиталей предвнешнвго слоя.
8 2. ПРИРОДА ХИМИЧЕСКОИ СВЯЗИ Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении атомов (двух или большего числа) полная энергия системы (сумма кинетической и потенциальной энергий) понижается. Рассмотрим простейшую из возможных молекулярных систем молекулярный ион водорода Н;. (Эта частица получается при облучв- нии молекул водорода Н2 электронами.) В нем один электрон движется в поле двух ядер — протонов. Расстояние между ядрами в Н' равно 2 0,106 нм, а энергия связи (диссоциации на атом Н и ион Н') составляет 255,7 кДж/моль.
Таким образом, эта частица весьма прочная. 48 Р н с. 18. Силы взаимодействия между протонами и электроном в молвкуляраном ионе Н~2 В молекулярном ионе Н' действуют электростатические силы двух типов — силы притяжения электрона к обоим ядрам и силы отталкивания между ядрами (рис. 18). Сила отталкивания проявляется между положительно заряженными ядрами Н' и Н' (рис. 18, а). Силы притяжения действуют между А В отрицательно заряженным электроном е и положительно заряженными ядрами — протонами Н' и Н' (рис. 18, б, в).
А В Сила межъядерного взаимодействия / направлена вдоль оси А В расположения ядер и стремится развести их друг от друга (см. рис. 18, а). Очевидно, молекула образуется в том случае, если равнодействующая сил притяжения и отталкивания равна нулю. Иными словами, взаимное отталкивание ядер (протонов Нв и Н') должно быть ском- А В пенсировано притяжением электрона к ядрам, Эффективность последнего зависит от местоположения электрона с относительно ядер.
Конечно, точно определить положение электрона в молекуле невозможно, Но можно рассмотреть вероятность его нахождения в пространстве относительно ядер. Так, в любой момент времени электрон может оказаться в положении, изображенном на рис. 18, б.
В другой момент электрон будет находиться уже в новом положении, например изображенном на рис. 18, а. Сравним результирующее действие сил притяжения и отталкивания при этих конфигурациях. Обозначим силы притяжения электрона к протонам /, и /,, а их проекции /', .
и /', . Когда электрон Н'е Н'с' Нве Я+с А В А В находится в положении б (см. рис. 18, б), то его притяжение к протонам (силы /, и /, ) способствуют их сближению (силы /и., и Н'е Н+е Н+е А В А 49 ). Когда же имеет место конфигурация в (см. рис, 18, в), то возни- Н'е в кает другая ситуация. В этом случае силы притяжения (/й„и /', ) Н" е Н'е д в направлены в одну сторону и отталкивание протонов не компенсируют. Следовательно, согласно возможным положениям электрона относительно двух протонов в молекуле имеется область связывакмя и область акгписвязывакмя или разрмхлекня (рис. 19). Если электрон попадает в область связывания, то химическая связь образуется. Если же электрон попадает в область раэрыхления, то химическая связь не образуется.
Иными словами, химическая связь возникает в том случае, если электрон оказываогся в пространстве между ядрами (в связывающей области). Химическая связь осуществляется за счет электростатического взаимодействия положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов. Это приводит к понижению полной энергии системы при образовании молекулы из атомов. Чем больше выделяется при этом энергии, тем прочнее химическая связь. з 3. КРИВАЯ ПОЛНОЙ ЭНЕРГИИ ДЛЯ МОЛЕКУЛЫ Как уже указывалось, для молекулярного иона водорода Н' можно по уравнению Шредингера точно вычислить энергию электрона и распределение электронной плотности. Результат такого расчета отражает рис.
20. Кривая 1 отвечает состоянию, когда электрон находится в связывающей области, Энергетический уровень такого положения электрона назовем связмваюгймж и обозначим его а. Характер этой кривой можно объяснить тем, что по мере сближения протонов в связывающей области (см. рис, 18, 6) вначале преобладают силы критяження, а затем силы отталкивания. Поэтому вначале наблюдается монотонное понижение полной энергии системы, по достижении же минимума — резкое ее увеличение. Минимум на кривой полной энергии отвечает наиболее устойчивому состоянию системы из двух протонов и одного электрона, т.е. устойчивому состоянию иона Н'.
Мини- мум энергии на кривой отвечает равновесному расстоянию между протонами (Н = 0,106 нм), глубина минимума — энергия диссоциа— ции иона Н' на атом Н и протон Н' (Е, = 255,7 кДж/моль). 2 Следующий энергетический уровень молекулярного иона водорода 50 Е, «Дж/моль здв гаа -100 -иа 6,1 йг 4з ФаН Р и с. 19. Области связывания и разрыхления в молекулярном ионе Нз Р и с. 20. Зависимость потенциальной энергии молекулярного иона Нз прн нахождении электроня в связывающей (крнвая 1) и рээрыхляющей (кривая 9) обла- сти (рис.
20, кривая 8) минимума не имеет — молекула в этом состоянии образоваться не может. Подобная ситуация возникает, когда электрон находится за ядрами (см. рис. 18, в), т.е, в разрыхляющей области. В этом случае сила отталкивания протонов не компенсируется силой притягивания к электрону. Энергетический уровень такого положения электрона назовем разрмхияюньиж и обозначим а*. Таким образом, образование химической связи в Н; обусловлено тем, что электрон движется около двух ядер. Между ядрами появляет- ся область с высокой плотностью отрицательного заряда, которая "стягивает" положительно заряженные ядра. Притяжение уменьшает полную энергию системы — возникает химическая связь. Г Л А В А 2.
ТЕОРИЯ МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТА5ЕЙ э 1. МОЛЕКУЛЯРНЫЕ ОРБИТАЛИ Для описания химической связи широко используются два подхода: теория молекулярных орбиталей (МО) и теория валентных связей (ВС). В развитии теории ВС особая заслуга принадлежит Гейтлеру и Лондону, Слегеру и Полингу; в развитии теории МΠ— Малликену и Хунду.
Согласно теории молекулярных орбиталей молекула рассматривается как совокупность положительно заряженных ядер и отрицательно Ф Фз / / / / // аереядмбание АО АО МО атдяцате зеае + + г бз даеататеезеае 53 52 заряженных электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов н всех ядер. Описать молекулу согласно теории МΠ— это значит определить тип ее орбиталей, их энергию и выяснить характер распределения электронов по орбиталям, т.е, решить те же задачи, что и при рассмотрении электронных структур атомов.
Как было показано, электрон может находиться в связывающей или разрыхляющей областях молекулы (см. Рис. 19). В соответствии с этим различают связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали. В связывающей молекулярной орбитали электронная плотность концентрируется между ядрами, в разрыхляющей молекулярной орби- тали — за ядрами, а между ними она равна нулю. Молекулярные орбитали можно представить как результат комбинации орбиталей атомов, образующих молекулу. Рассмотрим образование орбиталей двухатомной молекулы.
При сближении двух атомов их орбитали перекрываются. Из каждых двух перекрывающихся атомных орбиталей образуются две молекулярные орбнталн — одна связывщощая, другая — разрыхляющая (рис. 21). Если орбитали атомов А н В, образующих молекулу АВ, обозначить О/ и О/, то возможные комбинации можно записать: А В Ф, = сгФ + сгФ; Ф = сэва — с„Ф А В' А В Эти комбинации приводят к образованию связывающей молекулярной орбитали 1е, н разрыхляющей молекулярной орбитали 1е.. Коэффициенты с указывают долю участия соответствующих атомных орбиталей в формировании молекулярных.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
