Курс общей химии. Мингулина, Масленникова, Коровин_1990 -446с (996867), страница 8
Текст из файла (страница 8)
29. Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число пп при орбитальном квантовом числе 1 = 0; 1; 2 и 3? Какие элементы в периодической системе называются з-, рч г?- и Рэлементами? Приведите примеры. 30. Какие значения могут принимать квантовые числа и, 1, глг и т,? Какие значения оии принимают лля внешних электронов атома магния? Глава 11 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Учение о химической связи относится к важнейшим проблемам современной химии. Знание природы взаимодействия атомов в веществе позволяет понять причины многообразия химических соединений, строение и механизм их образования. Основополагающий вклад в учение о строении химических соединений внес русский химик А. М.
Бутлеров. Согласно теории Бутлерова, свойства химических соединений определяются природой атомов, их количеством и строением. Теория Бутлерова получила дальнейшее подтверждение и развитие и является одним из фундаментальных законов современной химии. Строение химических соединений в основном определяется природой химической СВЯЗИ. $11.1. ОснОВные Виды и хдрдктеРистики ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, обусловливающем образование химически устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы, кристалла и др.). 31 о ч з Рассмотрим образование п:) + !х нЯ - и'.
:!!.'в химической связи на примере взаимодействия атомов водо- рода. Атом водорода состоит Рнс. !!.!. Г!ерекрыванне электРонных ИЗ ядра И ЭЛехтрпиа. ЭЛехтрОН- облаков прн образовании молекулы водорода ное облако атома водорода имеет сферическую симметрию. При сближении двух атомов водорода их электронные облака перекрываются (рис. П.)). Такое перекрывание возможно лишь тогда, когда электроны имеют антипараллельные спины. В области перекрывания облаков повышается электронная плотность.
Вследствие повышения электронной плотности возрастают силы притяжения между атомами. Возникает система, в которой два ядра взаимодействуют с двумя электронами. В этой системе электронная плотность максимальна в области, лежашей между двумя ядрами. Взаимодействие двух ядер с двумя электронами приводит к выделению энергии, поэтому общая энергия системы понижается и система становится более устойчивой. Система имеет минимальную энергию прн некотором расстоянии между атомами, при дальнейшем сближении атомов энергия системы снова возрастает вследствие увеличения сил отталкивания между ядрами. Энергия связи. Химическая связь возникает лишь в том случае, если полная энергия взаимодействующих атомов уменьшается, следовательно, при образовании химической связи всегда выделяется энергия. Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией связи.
Эта величина является важнейшей характеристикой прочности связи, ее выражают в килоджоулях на ! моль образуюшегося вещества. Энергию связи определяют, сравнивая с состоянием, предшествовавшем образованию связи. Например, энергия связи хлорида водорода, равная 431,8 кДж/моль, показывает, что по сравнению с основным состоянием водорода !з' и основным состоянием хлора 1з~2з~2р~Зз~Зр~, сумма энергий которых принята за исходный уровень, при образовании НС! выделилась энергия в количестве 432 кДж/моль. Для трех- и многоатомных молекул с одинаковым типом связи рассчитывают среднюю энергию связи.
Среднюю энергию связи определяют делением энергии образования молекулы из атомов на число связей. Например, энергия образования молекулы аммиака Р4Нз при 298 К равна 1170 кДж/моль. Соответственно средняя энергия связи Р! — Н равна 1170/3 = = 390 кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь. Например, связь Н вЂ” С! более прочная, чем связь Н вЂ” Вг, но менее прочная, чем связь Н вЂ” Р (табл. П.1). Важнейшими геометрическими характеристиками химической связи являются длина, углы между связями в молекулах, кристаллах и т. п. Длиной химической связи называют расстояние 32 Т а б л и и а Н.1.
Энергия некоторых связей между ядрами атомов в молекуле. Ее определяют экспериментально с помошью молекулярной спектроскопии, дифракции рентгеновских лучей и др. Длины связей обусловлены размером реагирующих атомов и степенью перекрывания их электронных облаков. Например, длины связей в молекулах НХ равны: Молекула ...
Н вЂ” г Н вЂ” С! Н вЂ” Вг Н вЂ” ! Длина связи, ны 0,092 0,128 0,142 0,162 т. е. по мере увеличения атомного номера и соответственно размера атома галогена длина его химической связи с водородом возрастает. Различают три основных вида химической связи: металлическую, ковалентную и ионную. Металлическая связь возникает в кристаллах металлов (см.
А!И.З). Ковалентная связь. Химическая связь между атомами, осуществляемая обобшествленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющимся атомам, была высказана в !9!6 г. американским физико-химиком Дж. Льюисом.
Идея Льюиса в дальнейшем была использована при разработке теории ковалентной связи. Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами (например, в молекулах Нь С!м в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах НзО и )з)Нз, в кристаллах 9!С). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными (С вЂ” С, С вЂ” Н, С вЂ” )з) и др.). Характерными особенностями ковалентной связи являются ее насыщаемость и направленность.
Н а с ы щ а е м о с т ь ковалентных связей обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвуют, электроны только внешних энергетических уровней, т:е, ограниченное число электронов. Электронные облака атомов имеют определенную пространственную ориентацию. Соответственно и область перекрывания электронных облаков находится в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Поэтому ковалентная связь обладает н а п р а в л е н и о с т ь ю.. Характер распределения электронной плотности при образовании связи зависит от вида взаимодействующих атомов.
33 Полярность связи. В гомоядерных двухатомных молекулах (т. е. в молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента) одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам. При образовании молекул Нь С!э, Рь Ор и т. п. каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной ковалентиой связью. Согласно Полингу, сила притяжения электрона к атому в ковалентной связи характеризуется электроотрицательностью (ЭО). Если взаимодействующие атомы характеризуются различной электроотрнцательностью, то обобществленная пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома. Например, электроотрицательность фтора (4,0) больше электроотрицвтельности водорода (2,1), поэтому обобществленная электронная пара в молекуле НР смещена в сторону фтора.
Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, то связь называют п о л я р н о й к о в алентной связью. Вследствие смещения пары электронов от одного ядра к другому средняя плотность отрицательного заряда у одного из атомов будет выше, чем у другого. Поэтому один из атомов приобретает избыточный отрицательный заряд, другой — избыточный положительный заряд. Эти заряды называют эф ф е кт и в н ым и за р яда м и атомов в молекуле.
Например, эффективные заряды атомов в молекуле НС! равны +0,!Ч и — 0,17, т. е. Неко СЛ! — кп а в соединении 1(Р +09 и 09 т е 1!+сэ Р-оэ Количественной мерой полярности химической связи является электрический момент днполя связи р., Э л е к т р и ч е с к и м моментом д и пол я си я з и называется произведение эффективного заряда б на расстояние между центрами тяжести положительных и отрицательных зарядов 1: р„= Ы.
(11.1) Ионная связь. Немецкий ученый В. Коссель (1916) выдвинул идею о том, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны. Электростатическое взаимодействие образуюшихся при этом ионов приводит к образованию химического соединения. На основе идей Косселя сформировались представления об ионной связи. Ионная связь осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ионная связь может возникать лишь при больших различиях в значениях электроотрицательностей атомов.
Например, ионная связь возникает между цезием и фтором, разница ЭО у которых составляет более трех единиц. К типичным соединениям с ионной связью относят галогениды щелочных металлов, например СзР, СзС1, ХаС!. Так как электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, то в отличие от ковалеитной ионная связь не обладает Рнс. П.2. Завнснмость степени нонносгн связи от разместя ЗО двух атомов (по Поаннгу! направленностью. Взаимодействие двух противоположно заряженных ионов не приводит к полной взаимной компенсации их полей, они сохраняют способность притягивать и другие ноны. Поэтому в отличие от ковалентной ионная связь не обладает насыщаемостью.
Из-за отсутствия у ионной связи направленности и насыщаемости каждый ион окружен ионами противоположного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименно заряженных ионов. Поэтому соединения с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассматривать как единую гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов.
Лишь при высоких температурах, когда вещество переходит в газообразное состояние, ионные соединения могут существовать в виде неассоциироваиных молекул. Ионную связь можно рассматривать как предельную полярную химическую связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. В то же время для неполярной ковалентной связи эффективный заряд атомов равен нулю.
Химическая связь большинства соединений является полярной, т. е. имеет промежуточный характер между неполярной ковалентной и ионной связями. Можно сказать, что такая ковалентная связь имеет частично ионный характер. Долю ионного характера связи называют степ е н ь ю и о н н о с т н, которая количественно харак. теризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Например, степень ионности молекул НС! и (.(г равна 0,(7 и 0,9 соответственно. Поэтому указанным соединениям присущи и ковалентиая н ионная связи. Степень ионности связи возрастает с увеличением разности электроотрицательности образующих ее атомов (рис. П.2).
Таким образом, природа химической связи едина и существующее различие между видами связей имеет количественный характер. Для понимания структуры и свойств молекул необходимо знать пространственное распределение электронной плотности в поле ядер атомов, а для этого необходимо решить уравнение Шредингера. Однако точное решение этого уравнения нэвест- мр 1!Г но лишь для атома водорода и водооодоподобных частиц (Ну, Не+, 1! ). Для более сложных систем применяют приближенные мето- ъ ды описания химической связи.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
