Теоретические методы, применяемые при изучении строения молекул и химической связи. Основные положения методов валентных связей.

Цель: изучить теоретические методы, применяемые при изучении строения молекул и химической связи. Основные положения методов валентных связей.

План.

1. Образование химической связи.

2. Ковалентная связь. Метод ВС.

3. Донорно-акцепторный механизм, образование ковалентной связи.

4. Ионная связь.

5. Водородная связь.

 

1. Существует 2 способа образования ковалентной связи:

а. Каждый атом для образования связи использует свой неспаренный электрон

Cl· + Cl· = Cl: Cl – это обменный способ.

в. Один атом для образования химической связи использует электронную пару, у другой вакантную орбиталь NH₃+H⁺=NH₄⁺ - это донорно-акцепторный способ (механизм)

Расстояние между ядрами атомов называют длиной связи или межъядерным расстоянием.

Чем размеры атомов больше, тем больше и межъядерное расстояние

Энергия химической связи – это минимальная энергия необходимая для разрыва химической связи. Энергия химической связи возрастает с увеличением кратности химической связи. Кратность связи численно равна числу электронных пар участвующих в образовании химической связи. Энергия химической связи увеличивается с уменьшением межъядерного расстояния.

Ионная связь образуется в результате контакта двух атомов металла и неметалла. Электрон от атома металла переходит на вакантные орбитали атома неметалла. Атом металла заряжается положительно, а атом неметалла – отрицательно. Противоположно заряженные ионы удерживаются силами электростатического взаимодействия.

Химическая связь – это совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов. Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую. Между молекулами возникает водородная связь, и происходят вандерваальсовые взаимодействия.

К основным характеристикам химической связи относятся:

● длина связи – это межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;

● кратность связи – определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;

● угол связи – угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;

● энергия связи Е_СВ – это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.

Ковалентная связь

Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной.

Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (МВС), открытый Льюисом в 1916 г. Для квантово-механического описания химической связи и строения молекул применяют ещё один метод – метод молекулярных орбиталей (ММО).

● Метод валентных связей

Основные принципы образования химической связи по МВС:

1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.

2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими.

3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается.

4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение.

5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Существует два механизма образования ковалентной связи

Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

а б

Рис. Обменный механизм образования ковалентной связи: а неполярной; б – полярной

 

Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям

Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Ковалентная связь имеет определенные характеристики.

Насыщаемость – свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.

Направленность – т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков. Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π (рис. 9):

σ -связь – образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π -связь – это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома.

Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму.

Полярность – если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной, если электронная плотность смещена в сторону электроотрицательного атома, то ковалентная связь называется полярной. Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов, молекула называется диполем.

Диполь – это система, в которой имеется два электрических заряда, равных по величине, но противоположных по знаку, расположенных на некотором расстоянии друг от друга.

Произведение длины диполя l, т. е. расстояния между полюсами в молекуле и величины заряда электрона ē называется дипольным моментом μ.

Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее полярности. Дипольные моменты молекул измеряют в дебаях (D).
1D = 3,33 · 10^–30 Кл·м.

Чем больше длина диполя (дипольный момент), тем больше полярность молекулы

(и др.).

Дипольный момент направлен от положительного конца диполя к отрицательному. Поэтому дипольный момент многоатомной молекулы следует рассматривать как векторную сумму дипольных моментов связей: он зависит не только от полярности каждой связи, но и от взаимного расположения этих связей.

Поляризуемость – способность молекулы становиться полярной. Данное явление происходит под действием внешнего электрического поля или под влиянием другой молекулы, являющейся партнером по реакции.

Существует обратная зависимость между полярностью и поляризуемостью ковалентной связи: чем больше полярность связи, тем меньше остается возможности для их дальнейшего смещения под действием внешних сил.

Ионная связь

Ионная (электровалентная) связь – это сильнополярная ковалентная связь. В ее основе лежит электростатическое взаимодействие ионов. Согласно ей, атомы элементов с числом электронов в наружном слое меньше восьми присоединяют или теряют такое число электронов, которое делает наружный электронный слой таким, как у атома ближайшего инертного газа.

Атом, потерявший электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион). Атом, присоединивший электроны, становится отрицательно заряженным ионом (анион). Разноименно заряженные ионы притягиваются друг к другу.

Возникновение ионной связи имеет место только в том случае, если элементы, атомы которых реагируют между собой, обладают резко отличными значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Ионных соединений немного. Они обладают основными свойствами: в расплавленном состоянии обладают электропроводностью, в воде легко диссоциируют на ионы (растворяются), имеют высокую температуру плавления и кипения.

Ионная связь характеризуется следующими показателями:

Ненаправленность. Ионы – заряженные шары, их силовые поля равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве, поэтому они притягивают противоположный по знаку ион в любом направлении.

Ненасыщаемость. Взаимодействие двух ионов не может привести к полной взаимной компенсации их силового поля. Поэтому у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям.

Ионный кристалл () – гигантская молекула из ионов. Из отдельных молекул ионные соединения состоят только в парообразном состоянии.

Водородная связь

Водородная связь – одна из разновидностей взаимодействия между полярными молекулами, образуется между электроотрицательными атомами одной молекулы и атомами водорода другой, типа Н-Х (Х – это F, O, N, Cl, Br, I) за счет сил электростатического притяжения. Связь между водородом и одним из этих атомов характеризуется достаточной полярностью, поскольку связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Водород в данном случае расположен на положительном конце диполя. Два и более таких диполя взаимодействуют между собой так, что ядро атома водорода одной молекулы (положительный конец диполя) притягивается неподеленной электронной парой второй молекулы. Данная связь проявляется в газах, жидкостях и твердых телах. Она относительно прочна. Наличие водородной связи обусловливает повышение устойчивости молекул вещества, а также повышению их температуры кипения и плавления. Образование водородных связей играет важную роль как в химических, так и в биологических системах.

Водородная связь бывает внутри- и межмолекулярной молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей.

Существование веществ в различных агрегатных состояниях свидетельствует о том, что между частицами (атомы, ионы, молекулы) имеет место взаимодействие, обусловленное ван-дер-ваальсовыми силами притяжения. Наиболее важной и отличительной чертой этих сил является их универсальность, так как они действуют без исключения между всеми атомами и молекулами.

Межмолекулярные силы (вандерваальсовые силы) – взаимодействие между молекулами, в результате которого вещество переходит в жидкое или твердое состояние. Межмолекулярные силы имеют электрическую природу. Они обусловлены полярностью и поляризуемостью молекул. Различают три типа межмолекулярного взаимодействия: дипольное, индукционное, дисперсионное.

В молекулах, образованных более чем двумя атомами различных элементов, могут существовать разные типы связей.

 

Контрольные вопросы

1. Объяснить с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона Не и невозможность существова­ния молекулы Не₂.

2. Какая из молекул — В₂или С₂ характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставить магнитные свойства этих молекул.

3. Чему равнаковалентность углерода в молеку­ле СО: а) двум; б) трем; в) четырем?

4. Может ли произойти реакция между HFи SiFа) может; б) не может?

5. Какими магнитными свойствами обладает мо­лекула 0₂: а) диамагнитна; б) парамагнитна?,

6. Какова кратность связи в молекуле N0: а) два; б) два с половиной; в) три?

7. Какие из перечисленных частиц парамагнитны: a) N₂; б) 0₂; в) N0; г) СО; д) CN?

8. Какие из перечисленных частиц не могут су­ществовать в устойчивом состоянии с позиций теории МО: б) Н₂; в) Н₂; г) Не₂; д) ННе?

 

Лекция № 5.