Характеристики химической связи

Валентность – показатель способности атомов образовывать химические связи.

Валентность определяли как частное от деления атомной массы элемента на эквивалентную массу. Т.к. для некоторых элементов существует несколько эквивалентных масс, то и валентность также имеет несколько значений.

С точки зрения квантовомеханических представлений валентность определяется числом неспаренных электронов, участвующих в образовании химических связей. Валентность зависит также от числа пустых и полностью заполненных орбиталей внешнего валентного электронного слоя.

Энергия связи – это та энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Выражается в Дж/моль. Обычно энергия связи составляет 170- 400 кДж/моль.

Почему энергия выделяется? Согласно принципа минимальной энергии, наиболее устойчивой является система, обладающая меньшей энергией (содержащая меньше энергии). Поэтому, если связь образуется, то молекула содержит меньше энергии, чем свободные атомы.

Непременное условие образования связи – различие спинов электронов. Если же спины одинаковые, то вместо притяжения между атомами при их сближении будет происходить отталкивание.

Длина связи – это расстояние между ядрами связанных атомов.

Так как валентность зависит от числа неспаренных электронов, то необходимо учитывать не только основное, но и возбужденное состояние атомов. Процесс возбуждения – переход электронов на более высокий энергетический подуровень или уровень, требует энергии Е_воз. Химическая связь будет устойчивой, если Е_св.>Е_воз.(увеличение энергии атома в результате возбуждения меньше энергии образующейся связи).

Например, возбуждение в пределах второго электронного уровня для атомов углерода (основное состояние – 2s²2p², возбужденное – 2s¹2p³) и бериллия (основное -2s²2p⁰, возбужденное – 2s¹2p¹) требует затраты энергии, но она гораздо меньше, чем выделяется энергии при образовании четырех (для углерода) или двух (для бериллия) связей. В случае азота (основное состояние – 2s²2p³) и кислорода (основное состояние – 2s²2p⁴) возбуждение в пределах второго электронного уровня невозможно, а для возбуждения, связанного с переходом на третий квантовый уровень, требуется значительно большая энергия, чем та, которая выделяется при образовании дополнительных связей. Поэтому соединений четырехвалентного кислорода не существует.

Кратность связи определяется числом электронных пар, связывающих два атома. Могут быть одинарная, двойная, тройная связь. При увеличении кратности длина связи уменьшается.

Полярность связи обуславливается смещением общей электронной пары к одному из атомов, в результате чего образуется диполь (совокупность двух разноименных, но равных по величине электрических зарядов, находящихся на некотором расстоянии друг от друга). Диполь измеряется дипольным моментом – произведением заряда на расстояние в Кл∙м. Зная дипольный момент молекулы HCl и расстояние между ядрами, можно рассчитать величину положительного заряда атома водорода и отрицательного заряда атома хлора, равные 0,17 от заряда электрона. Это «эффективные заряды».

Способность атомов в молекуле смещать общую электронную пару характеризуется электроотрицательностью. Чем она больше, тем больше выражено стремление атома принять (присоединить) электрон. И, следовательно, тем сильнее будет смещаться общая электронная пара к этому атому.

За единицу принята электроотрицательность атома лития. Для всех остальных элементов электроотрицательность рассчитана по отношению к атому лития и полученные данные сведены в таблицу относительной электроотрицательности. Ее изменение в периодической системе происходит так: растет слева направо – по периодам; уменьшается сверху вниз – по подгруппам.

В молекулах, образованных атомами с разной электроотрицательностью, происходит смещение электронной пары и один из атомов приобретает (-) заряд, а другой – (+) заряд. Такая связь называется полярной.

Если же у атомов одинаковая электроотрицательность, то смещение общей электронной пары не происходит. Это неполярная связь.

 

Механизм образования химической связи с позиций метода валентных связей (МВС)

Различают обменный и донорно-акцепторный механизмы.

Обменный механизм: когда в образовании общей электронной пары участвуют по одному электрону от каждого атома. Например, в молекуле Н₂ в образовании связи участвуют по неспаренному s-электрону каждого атома водорода; в молекуле Cl₂ – по неспаренному р-электрону с каждой стороны; в молекуле HCl – s-электрон атома водорода и р-электрон атома хлора.

Особенность образования химических соединений по обменному механизму – насыщаемость связи, т.е. способность атома образовывать строго определенное число связей, которое зависит от числа неспаренных электронов. Например, у атома водорода 1s-неспаренный электрон, у атома азота есть три неспаренных р-электронов. Принцип насыщаемости указывает на то, что устойчивым химическим соединением, образованным этими атомами, должно быть NH₃ (а не NH или NH₂). В молекуле NH₃ все электроны спарены и такое соединение обладает минимумом энергии, т.е. оно наиболее устойчиво. Молекулы, содержащие нечетное число электронов, т.е. в которых химические связи ненасыщенные, могут образовываться, но они характеризуются повышенной реакционной способностью: NO, NO₂, ClO₂.

Валентно-ненасыщенные группы, которые могут образовываться на отдельных стадиях химических реакций, называются радикалами. Они обладают очень высокой реакционной способностью и существуют очень недолго.

Донорно-акцепторный механизм: когда в образовании химической связи участвует неподеленная электронная пара одного атома – донора, и свободная орбиталь другого атома – акцептора. Когда неподеленная электронная пара занимает вакантную орбиталь, выделяется энергия. Таким образом донорно-акцепторная связь – это разновидность ковалентной связи. Например, в молекуле NH₃ у атома азота имеется неподеленная электронная пара, у иона Н⁺ есть свободная орбиталь, они образуют ион NH₄⁺.

Отсюда можно сделать вывод: валентность элементов определяется не только числом неспаренных электронов, но и присутствием неподеленных электронных пар и свободных орбиталей на валентном электронном уровне.