Ryšio energija c h. Cheminio ryšio nutraukimo energija. Cheminio ryšio ilgis

Seksualinė energija yra pinigų energija Jėga yra afrodiziakas. Seksas lygus galiai. Michaelas Hutchinsonas Psichologas Carlas Jungas išrado psichologinį vyrų ir moterų modelį, kurį pavadino anima ir animus. Jis pripažino, kad kiekvienas vyras turi vidų

Atominių orbitų hibridizacija. Molekulinių orbitalių metodo samprata. Dvejetainių homobranduolių molekulių molekulinių orbitalių susidarymo energijos diagramos. Susidarius cheminiam ryšiui, pasikeičia sąveikaujančių atomų savybės, pirmiausia jų išorinių orbitų energija ir užimtumas.

Jei šis darbas jums netinka, puslapio apačioje yra panašių darbų sąrašas. Taip pat galite naudoti paieškos mygtuką

13 psl

Lebedevas Yu.A. 0 paskaita 2

0 2 paskaita

Cheminis ryšys. Cheminio ryšio charakteristikos: energija, ilgis, ryšio kampas. Cheminio ryšio rūšys. Ryšio poliškumas. Kvantinės mechaninės idėjos apie kovalentinio ryšio prigimtį. Valentinių ryšių metodo samprata. Atominių orbitų hibridizacija.- (c yigma) ir (pi)-obligacijos. Geometrinė molekulių konfigūracija. Molekulės dipolio elektrinis momentas. Molekulinių orbitalių metodo samprata. Dvejetainių homobranduolių molekulių molekulinių orbitalių susidarymo energijos diagramos. Sigma () ir Pi( )-molekulinės orbitalės. Dia- ir paramagnetinės molekulės.

PRIMINTI

Šriodingerio lygtis. - bangų funkcija.

E \u003d f (n, l, m, s).

Cheminis ryšys. Cheminio ryšio charakteristikos: energija, ilgis, ryšio kampas.

Mes išnagrinėjome izoliuotų atomų elektroninių lygių struktūrą. Praktikoje tai labai reti objektai. Vienintelė išimtis yra inertinių dujų argonas, kurio elektroninė formulė 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . Ir nors atmosferoje yra „tik“ 0,93 tūrio proc., kiekvienas iš jūsų vienu įkvėpimu tiesiogine prasme „praryja“ apie tris šimtus kvintilijonų argono atomų gabalėlių.

Visos kitos medžiagos ir medžiagos, su kuriomis prekiaujame, yrachemiškai surištasatomai. Laisvųjų atomų sąveika tarpusavyje lemia molekulių, jonų ir kristalų susidarymą. Tai „klasikiniai“ cheminiai objektai. Tačiau pastaruoju metu svarbų vaidmenį įgijo tokie objektai kaip nanostruktūros, paviršiaus junginiai, bertolidai ir nemažai kitų praktiškai svarbių „neklasikinių“ cheminių objektų.

Cheminis ryšys atsiranda dėl elektronų sąveikos išoriniuose atomų elektronų apvalkaluose.Vadinamos tos orbitos, kurios dalyvauja formuojant cheminį ryšįvalentinės orbitalės, o ant jų išsidėstę elektronai yra valentiniai elektronai.

Susidarius cheminiam ryšiui, pasikeičia sąveikaujančių atomų savybės ir, svarbiausia, jų išorinių orbitų energija ir užimtumas.

Kai susidaro cheminis ryšys, elektronų bendra energija valentinėse orbitose yra mažesnė nei jų energija laisvuosiuose atomuose. Šis energijos skirtumas vadinamas cheminės jungties energija.

Tipiška cheminio ryšio energija yra šimtai kJ/mol.

Svarbi kiekybinė cheminės jungties charakteristika yra jos ilgis.Ryšio ilgis yra atstumas tarp chemiškai sujungtų atomų branduolių stabilioje molekulės būsenoje.

Tipiškas cheminės jungties ilgis yra dešimtosios nanometro. 1

Jei du ar daugiau kitų atomų dalyvauja formuojant molekulę, kai sąveikauja su tam tikru atomu, tada kyla klausimas dėl jo geometrinės ar cheminės struktūros. Molekulių cheminės struktūros teorijos pagrindus padėjo A.M. Butlerovas 2

Viena iš svarbiausių kiekybinių sudėtingų molekulių struktūros charakteristikų yra sukibimo kampas - kampas, sudarytas dviejų krypčių cheminių jungčių, kylančių iš vieno atomo.

Cheminio ryšio rūšys. Ryšio poliškumas.

Atsižvelgiant į valentinių elektronų sąveikos pobūdį ir sąveikos metu susidariusių orbitų tipą,Cheminiai ryšiai skirstomi į šiuos pagrindinius tipus:kovalentinis (polinis ir nepolinis), joninis, donoras-akceptorius, vandenilis ir tarpmolekulinis (taip pat vadinamas van der Waalsu).

Dar 1916 metais amerikiečių chemikas G.N.Lewisas 3 išreiškė mintį, kad cheminį ryšį sudaro elektronų pora, kuri grafiškai pavaizduota valentine linija:

F + F = F 2 (F-F).

Jeigu atomų elektronegatyvumas lygus, tai toks ryšys vadinamas nepoliniu. Jei kitoks – poliarinis.

Susidarius poliniam kovalentiniam ryšiui, atomai įgyja papildomą krūvį – neigiamą didesnio elektronegatyvumo atomui ir teigiamą mažesnio elektronegatyvumo atomui:

H + Cl = HCl (
–
)

Tuo atveju, kai sąveikaujančių atomų elektronegatyvumo skirtumas yra didelis, ryšys laikoma jonine:

Na + Cl \u003d NaCl (Na + Cl -).

Jei ryšį sudaranti elektronų pora iki sąveikos priklausė vienam iš atomų, tai tokia jungtis vadinama donoro-akceptoriaus jungtimi. Atomas, sudaręs elektronų porą, vadinamas donoru, o atomas, priėmęs jį į laisvą orbitą, vadinamas akceptoriumi.

Ypač būdinga donoro-akceptorinių ryšių išvaizda. d - laisvai arba iš dalies užpildyti metalai d -orbitalės sudaro sudėtingus junginius.

Apie kitas komunikacijos rūšis pakalbėsime vėliau.

Kvantinės mechaninės idėjos apie kovalentinio ryšio prigimtį.

Šiuolaikiniu požiūriu kovalentinis ryšys atsiranda visų sąveikaujančių atomų visų elektronų kvantinės mechaninės sąveikos metu. Tačiau, kaip minėjome paskaitoje Nr. 1, nėra tikslaus Schriodingerio lygties sprendimo, apibūdinančio daugelio elektronų orbitales molekulėse. Kvantinio-mechaninio cheminės jungties aprašymo užduotį palengvina tai, kad jo susidarymo metu elektronų, esančių ant vidinio ir išorinio elektronų apvalkalo, vaidmuo labai skiriasi.

Todėl buvo galima sukurti įvairius apytikslius cheminio ryšio apibūdinimo metodus.

Kvantinė chemija turi gausų taikomųjų programų arsenalą, leidžiantį labai tiksliai atlikti plačios molekulių ir jonų klasės skaičiavimus. 4

Tačiau universalaus ir pakankamai tikslaus kvantinio cheminio algoritmo vis dar nėra.

Norint kokybiškai suprasti cheminių junginių struktūrą, naudojami du metodai:valentinio ryšio metodas (MVS) ir molekulinės orbitos metodas (MO).

Valentinių ryšių metodo samprata. Geometrinė molekulių konfigūracija. Molekulės dipolio elektrinis momentas.

Pagrindiniai valentinių ryšių metodo postulatai yra šie:

1. Vieną kovalentinę cheminę jungtį atlieka du valentiniai elektronai, užimantys dvi orbitas – po vieną iš kiekvieno sąveikaujančio atomo. Šiuo atveju valentinę porą sudarančių elektronų sukiniai turėtų būti priešingi (ryšį sudaro elektronai su antilygiagrečiais sukiniais).

2. Pradinės atominės orbitos (AO) išlaiko savo formą ir molekulės sudėtyje.

3. Ryšys susidaro dėl orbitalių persidengimo, dėl to elektronų tankis tarp sąveikaujančių atomų branduolių didėja ta kryptimi, kuri užtikrina didžiausią persidengimą.

Apsvarstykite MHS cheminio ryšio susidarymą vandens garų molekulėje - H2O.

Molekulė sudaryta iš vieno deguonies atomo O ir du vandenilio atomai H . Elektroninė deguonies atomo formulė 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . Išoriniame energijos lygyje yra 6 elektronai. 2 polygis s yra užpildytas. 2 žemesniame lygyje p viename iš p -orbitalės (tarkime py ,) yra elektronų pora, o ant kitų dviejų ( p x ir p z ) – vienas nesuporuotas elektronas. Būtent jie dalyvaus formuojant cheminį ryšį.

Elektroninė vandenilio atomo formulė 1 s 1 . Vandenilis turi vieną s -elektronas, kurio orbitos kontūras yra sfera, ir jis dalyvaus sutapimo metu p - deguonies orbita, formuojanti cheminį ryšį. Viso tokio sp Vandens molekulėje bus du sutapimai. Ir molekulės struktūra atrodys taip:

Kaip matyti iš paveikslo, vandens molekulė turi dvi kovalentines chemines jungtis, nukreiptas išilgai ašių Z ir X . Todėl šio modelio sukibimo kampas yra 90 O . Eksperimentas rodo, kad šis kampas yra 104,5 o.

Visai neblogai tinka paprasčiausiam kokybiniam modeliui be jokių skaičiavimų!

Deguonies Mulliken elektronegatyvumas yra 3,5, o vandenilio - 2,1. Todėl kiekviena jungtis bus polinė, o krūvis- bus ant deguonies, ir+ - ant vandenilio, t.y. susidaro trys elektros krūvio centrai. Molekulėje susidaro du elektriniai dipoliai.

Dipolis yra du vienodi krūviai, atskirti baigtiniu atstumu. l vienas nuo kito. Dipoliui būdingas dipolio momentas

=

Dipolis yra vektorius, nukreiptas iš neigiamo poliaus į teigiamą. Vandens molekulėje susidaro du ryšių dipolio momentai, kuriuos sudėjus gaunamas bendras molekulės dipolio momentas. Vandens molekulės dipolio momentų schema pagal MVS modelį yra tokia:

Svarbu pabrėžti, kad ryšio dipolio momentai sumuojasi vektoriškai, o bendras dipolio momentas priklauso nuo molekulės geometrijos. Kaip matote, šiuo atveju dėl to, kad ryšiai yra nukreipti stačiu kampu vienas kito atžvilgiu, visa molekulė pasirodo esanti polinė. Ir eksperimentas tai patvirtina – vandens molekulės dipolio momentas yra 1,84 Debye. (1 debye lygus 0,33*10-29 C*m)

Molekulių ryšių geometrinė struktūra gali būti labai įvairi. Ryšiai gali būti išdėstyti tiek plokštumoje, tiek erdvėje, sudarydami molekules įvairių konfigūracijų trimačių kūnų pavidalu (trigonalinės, tetragoninės, šešiakampės piramidės, bipiramidės, žiedai, sudaryti iš piramidžių ir kt.)

Plačiau apie cheminių ryšių struktūros ir molekulių geometrijos ryšį skaitykite vadovėlyje 119-128 puslapiuose).

- (c yigma) ir (pi)-obligacijos.

Grįžkime prie orbitalių sutapimo formuojant ryšius. Mūsų pavyzdyjemaksimalaus persidengimo plotas s ir p orbitalės guli ant linijos, jungiančios atomų centrus. Šis dangos tipas vadinamas- jungtys.

Apsvarstykite kitą atvejį – deguonies molekulę O2 . Kaip matėme, deguonies atomas turi du p Orbitalės, kuriose yra elektronų, galinčių sudaryti cheminį ryšį. Gerai žinoma struktūrinė deguonies formulė O=O . Deguonies molekulė turi dvigubą ryšį. Vienas iš jų yra ką tik aptartas.- ryšys. O antrasis? Pasirodo, kad antrasis ryšys susidaro dėl kitokio tipo orbitos persidengimo, kuris vadinamas-bendravimas.

Sąvoka ir F. Hundo pateikti ryšiai.

Švietime -orbitalių ryšiai persidengia taip, kad susidaro dvi persidengiančios sritys, kurios išsidėsčiusios simetriškai plokštumos, kurioje yra sąveikaujančių atomų branduoliai, atžvilgiu.

Geometriškai tai atrodo taip:

Prašau Pasižymėk tai-jungtį sudaro mažesnės dalys p -orbitalės, kuriose "elektronų debesies" tankis yra didesnis, todėl šis ryšys yra stipresnis- jungtys. Iš tiesų, eksperimentas rodo, kad anglies junginiuose etanas C 2 H6 (CH3 – CH3 – vienas -ryšis), etilenas C 2 H 4 (CH 2 \u003d CH 2 - vienas - bendravimas ir vienas -jungtis) ir acetilenas C 2 H 2 (C NS H – vienas - jungtis ir du -ryšiai) jų plyšimo energija yra atitinkamai 247, 419 ir 515 kJ/mol.

Dabar galime užbaigti MVS postulatų sąrašą:

4. Jei molekulėje susidaro kelios (dvigubos ir trigubos) jungtys, tada viena iš jų bus- bendravimas ir kt.-ryšiai).

Atkreipkite dėmesį, kad jungtyse d- ir f - metalai, galimas kitokio tipo jungčių susidarymas --ryšiai, kai persidengimas vyksta keturiose erdvinėse srityse ir simetrijos plokštuma yra statmena linijai, jungiančiai atomų branduolius.

Atominių orbitų hibridizacija.

Susidarius cheminiams ryšiams gali atsirasti svarbus reiškinys, kuris vadinamasorbitinė hibridizacija.

Apsvarstykite berilio atomą Būk . Jo elektroninė formulė yra 1 s 2 2 s 2 . Sprendžiant iš to, kad visi berilio elektronai yra suporuoti, toks atomas chemiškai turėtų elgtis kaip inertinės dujos – nesileisti į chemines sąveikas.

Tačiau atidžiai pažvelkime į berilio atomo elektronų difrakcijos diagramą:

Iš diagramos matyti, kad berilio atomas, be užpildytų 2, turi s -Dar 3 laisvos orbitos 2 p - orbitos! Tiesa, šių orbitų energija yra didesnė už 2 energiją s -orbitalės vienam dydžiuiE . Tačiau ši energija yra maža ir mažesnė už tą, kuri išsiskiria formuojant cheminį ryšį. Todėl sąveikos metu atomas linkęs pertvarkyti savo orbitales, kad pasiektų energetiškai palankią galutinę būseną. Tokiam pertvarkymui naudojama dalelių, sąveikaujančių su tam tikru atomu, kinetinė energija. Apie šį energijos šaltinį plačiau pakalbėsime aptardami cheminės kinetikos klausimus. 5

Šis pertvarkymas vadinamas orbitalių hibridizacija, nes šio proceso metu iš „dviejų rūšių“ orbitų atsiranda nauja.

Banginių funkcijų kalboje tai apibūdinama lygtimi, susiejančia gautų orbitalių hibridinės bangos funkciją su pradinėmis bangų funkcijomis.

Susidariusių hibridinių orbitalių skaičius yra lygus hibridizacijos procese dalyvavusių orbitalių skaičiui.

Grafiškai šį procesą galima pavaizduoti tokia diagrama:

Atkreipkite dėmesį, kad hibridizacijai reikalinga energija E hibridas mažesnis nei energijos skirtumas tarp hibridizuojančių orbitų E.

Pažymint hibridines orbitales, išlaikomi originalių orbitalių pavadinimai. Taigi šiuo atveju (atomas Būk ), hibridizuoti vieną s ir vienas p -orbitalė, o abi hibridinės orbitalės žymimos kaip sp - orbitalės. Poreikis hibridizuoti tik dvi orbitas yra dėl to, kad berilio atomo išoriniame energijos lygyje yra tik du elektronai.

Kitais atvejais, kai hibridizacijoje dalyvauja kelios vienodos orbitalės, jų skaičiai žymimi eksponentu. Pavyzdžiui, hibridizuojant vieną s ir du p gaunamos trys orbitos sp 2 -orbitalės, o hibridizuojant vieną s ir trys p -orbitalės - keturios sp 3 orbitalės.

Nagrinėjamu atveju pagal Hundo taisyklę berilio atomas gauna du nesuporuotus elektronus ir galimybę sudaryti dvi kovalentines chemines jungtis.

susidarė hibridinės orbitos s , p ir net d -orbitalės mažai skiriasi savo forma ir atrodo taip („asimetrinis hantelis“):

Atkreipkite dėmesį, kad hibridinių orbitų skaičius yra lygus orbitų, dalyvaujančių jas kuriant, skaičiuinepriklausomai nuo hibridizuojančių orbitų skaičiaus ir tipo.

Hibridinių orbitų vietą erdvėje lemia jų skaičius.

Tiksliau, berilio atomas turi du hibridus sp Orbitalės yra išilgai vienos tiesios linijos (180 kampu o ), kuris atitinka juos užimančių panašiai įkrautų elektronų tendenciją kuo labiau tolti vienas nuo kito:

Daugiau apie valentinių ryšių metodą ir hibridizaciją galite perskaityti čia:

http://center.fio.ru/method/resources/Alikberovalyu/2004/stroenie/gl_10.html#104

Molekulės dažnai turi orbitas, kurias užima elektronų pora („vieniša elektronų pora“). Tokios orbitalės nedalyvauja formuojant cheminius ryšius, bet veikia molekulės geometrinę struktūrą.

MVS modifikavimas, atsižvelgiant į tokių orbitalių įtaką, vadinamas valentinių orbitalių elektronų porų atstūmimo teorija (VEPR) ir su ja galite susipažinti vadovėlyje 124 - 128 puslapiuose.

Molekulinių orbitalių metodo samprata.

Mes apsvarstėme AO hibridizacijos reiškinį MVS sistemoje. Paaiškėjo, kad hibridizacijos idėja yra vaisinga ir gilesniam cheminių ryšių modeliavimui. Tai yra mūsų kurse nagrinėjamo antrojo jų aprašymo metodo – metodo – pagrindasmolekulinės orbitos(MO).

Pagrindinis šio metodo postulatas – teiginys, kad tarpusavyje sąveikaujančių atomų AO praranda savo individualumą ir sudaro apibendrintus MO, t.y. kad elektronai molekulėse „nepriklauso“ jokiam konkrečiam atomui, o kvantiškai mechaniškai juda po visą molekulinę struktūrą.

Yra keletas MO metodo variantų, kuriuose atsižvelgiama į b O daugiau ar mažiau veiksnių ir atitinkamai daugiau ar mažiau sudėtingi matematiškai. Paprasčiausias yra aproksimacija, kurioje atsižvelgiama tik į tiesinius elektronų sąveikos efektus. Šis aproksimavimas vadinamas MO LCAO (tiesinės atominių orbitų kombinacijos) metodu.

Kvantinės mechanikos kalba šis teiginys paprasčiausiu dviejų orbitų sąveikos atveju parašytas taip:

Kur - MO bangos funkcija,
yra pirmojo atomo AO bangos funkcija,
yra antrojo atomo AO bangos funkcija, a ir b yra skaitiniai koeficientai, apibūdinantys tam tikro AO indėlį į bendrą MO struktūrą.

Kadangi tiesinis daugianomas parašytas dešinėje pusėje, ši MO metodo modifikacija vadinama LCAO.

Iš lygties matyti, kadkai sąveikauja du AO, gaunami du MO. Vienas iš jų vadinamas rišantis MO, o kitas – atpalaiduojantis MO.

Kodėl jie gavo tokį pavadinimą, aišku iš paveikslo, kuriame parodyta molekulės orbitų energijos diagrama:

Kaip matyti iš paveikslo, rišančiojo MO energija yra mažesnė nei pradinio AO energijos, o atsipalaidavimo MO energija yra didesnė. (Atitinkamai,). Natūralu, kad pagal minimalios energijos principą, susidarius ryšiui, molekulėje esantys elektronai pirmiausia užims jungiamąją orbitą.

Apskritai bendraujant N AO tampa N MO .

Sigma ( ) ir pi( )-molekulinės orbitalės.

Atlikus kiekybinius skaičiavimus MO LCAO metodu, paaiškėjo, kad sąvokosir orbitalių simetrijos išsaugomos ir MO LCAO metodu.

Štai kaip atrodo kontūrai-įrišimas (žymimas kaiparba) ir - orbitalių atpalaidavimas (žymimas arba) MO LCAO metodu:

O štai kaip atrodo kontūrai- įrišimas ( ) ir - atsipalaidavimas ( * ) orbitalės MO LCAO metodu:

Dvejetainių homobranduolių molekulių molekulinių orbitalių susidarymo energijos diagramos.

Molekulinių orbitalių energijos apskaičiavimas sudėtingoms molekulėms, kuriose yra įvairių elementų (heterobranduolių molekulių) branduoliai, yra sudėtinga skaičiavimo problema net šiuolaikiniams kompiuteriams. Todėl kiekvienas atskirų molekulių skaičiavimas yra atskiras kūrybinis darbas.

Nepaisant to, paaiškėjo, kad D. I. Mendelejevo periodinės sistemos antrojo periodo elementų dvejetainių homobranduolių molekulių energijos diagrama yra universali ir turi tokią formą:

Kartais literatūroje pateikiamos skirtingos elementų diagramos B ,C,N ir vėlesni O, F, Ne , tačiau molekulės magnetinių savybių tyrimai B2 esant itin žemai temperatūrai, vienareikšmiškai nepatvirtina būtinybės apsunkinti energijos diagramų formą B, C, N.

Dia- ir paramagnetinės molekulės. Obligacijų daugetas pagal MO LCAO.

Vienas iš rimtų MO LCAO metodo privalumų, lyginant su HS metodu, yra teisingesnis molekulių magnetinių savybių aprašymas ir ypač molekulinio deguonies paramagnetizmo paaiškinimas. 6

Prisiminkime deguonies molekulės struktūrą pagal MHS, kurią mes svarstėme anksčiau. Pagal šią struktūrą visi valentiniai elektronai irir - ryšiai molekulėje O2 sudaryti elektronų poras ir bendras molekulės sukinys lygus nuliui.

Šios molekulės orbitalių struktūra pagal MO LCAO metodą, gauta užpildžius elektronais MO pagal aukščiau pateiktą energijos diagramą, yra tokia:

Kaip matyti iš šios diagramos, deguonies molekulėje yra du nesuporuoti elektronai ant antijungimo
ir
orbitalės. Jų magnetiniai momentai sumuojasi ir sudaro bendrą molekulės magnetinį momentą. Eksperimentas rodo, kad deguonies molekulės magnetinis momentas yra 2,8(Savasis elektrono magnetinis momentas yra 1). Atsižvelgiant į tai, kad bendras magnetinis momentas, be vidinio elektroninio momento, apima ir orbitinį, kiekybinis susitarimas labai įtikinamai liudija MO metodo pagrįstumą.

Esant magnetiniam momentui materija tampaparamagnetinis -jį „traukia magnetas“. 7 Nesant magnetinio momento, medžiaga diamagnetinis - jį „išstumia“ magnetinis laukas. 8

Be magnetinių savybių, MO LCAO energijos diagramų analizė leidžia nustatyticheminės jungties (CS arba PS) daugumą (arba eiliškumą).

KS \u003d ½ (N kaklaraiščiai - N razr)

kur N prijungtas yra bendras elektronų skaičius jungiamosiose orbitose; N res yra bendras elektronų skaičius antijungimo orbitose).

Mes nagrinėjome įvairius kovalentinių cheminių ryšių pasireiškimo ir aprašymo atvejus. Tai yra pagrindinis cheminio ryšio tipas, nes didžioji dauguma cheminių elementų turi jo atsiradimo priežastį - valentinių elektronų buvimą.

Tačiau kai kuriais atomų sąveikos atvejais susidaro ypatingos sąlygos, dėl kurių atsiranda specialių tipų ryšiai, kuriuos nagrinėsime kitoje paskaitoje.

Kai susidaro cheminis ryšys, erdvėje persiskirsto elektronų tankis, kuris iš pradžių priklausė skirtingiems atomams. Kadangi išorinio lygio elektronai yra mažiausiai stipriai surišti su branduoliu, šie elektronai atlieka pagrindinį vaidmenį formuojant cheminį ryšį. Cheminių ryšių, kuriuos junginyje sudaro tam tikras atomas, skaičius vadinamas valentiniu. Elektronai, dalyvaujantys susidarant cheminiam ryšiui, vadinami valentiniais: s- ir p elementams tai išoriniai elektronai, d-elementams išoriniai (paskutiniai) s-elektronai ir priešpaskutiniai d-elektronai. Energetiniu požiūriu stabiliausias yra tas atomas, kurio išoriniame lygyje yra didžiausias elektronų skaičius (2 ir 8 elektronai). Šis lygis vadinamas užbaigtu. Užbaigti nivelyrai yra labai patvarūs ir būdingi tauriųjų dujų atomams, todėl normaliomis sąlygomis jie yra chemiškai inertinių monoatominių dujų būsenos.

Kitų elementų atomai turi nepilnus išorinės energijos lygius. Cheminės reakcijos procese atliekamas išorinių lygių užbaigimas, kuris pasiekiamas pridedant arba išleidžiant elektronus, taip pat formuojant bendras elektronų poras. Šie metodai veda prie dviejų pagrindinių ryšių tipų: kovalentinio ir joninio. Taigi, formuojantis molekulei, kiekvienas atomas linkęs įgyti stabilų išorinį elektronų apvalkalą: arba dviejų elektronų (dubletas), arba aštuonių elektronų (oktetas). Šis dėsningumas yra cheminio ryšio susidarymo teorijos pagrindas. Cheminės jungties susidarymas dėl išorinių lygių užbaigimo jungtį sudarančiuose atomuose lydi didelio energijos kiekio išsiskyrimą, tai yra, cheminės jungties atsiradimas visada vyksta egzotermiškai, nes jis atsiranda. naujų dalelių (molekulių), kurios normaliomis sąlygomis yra stabilesnės, todėl turi mažiau energijos nei originalios. Vienas iš esminių rodiklių, nusakančių, koks ryšys susidaro tarp atomų, yra elektronegatyvumas, tai yra, atomo gebėjimas pritraukti elektronus iš kitų atomų. Elementų atomų elektronegatyvumas kinta palaipsniui: periodinės sistemos periodais iš kairės į dešinę jo reikšmė didėja, o grupėse iš viršaus į apačią – mažėja.

Cheminis ryšys, susidarantis dėl bendrų (jungiamųjų) elektronų porų susidarymo, vadinamas kovalentiniu. Vandenilio molekulėje esantis cheminis ryšys gali būti pavaizduotas dviem taškais: H- + -H -> H: H arba brūkšnys, simbolizuojantis elektronų porą: HH Kovalentinis ryšys, kurį sudaro atomai, turintys tokį patį elektronegatyvumą, vadinami ne- poliarinis. Tokį ryšį sudaro dviatomės molekulės, susidedančios iš vieno cheminio elemento atomų: H 2, Cl 2 ir kt. 2) Susidaro kovalentinis ryšys tarp atomų, kurio elektronegatyvumas šiek tiek skiriasi. Kovalentinis ryšys, kurį sudaro skirtingo elektronegatyvumo atomai, vadinamas poliniu ryšiu. Esant kovalentiniam poliniam ryšiui, elektronų tankis iš bendros elektronų poros perkeliamas į didesnio elektronegatyvumo atomą. Kaip pavyzdžiai gali būti molekulės H2O, NH3, H2S, CH3Cl. Kovalentinis (polinis ir nepolinis) ryšys mūsų pavyzdžiuose susidarė dėl jungiančių atomų nesuporuotų elektronų. Toks kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas vadinamas mainų mechanizmu. Kitas kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas yra donoras-akceptorius. Šiuo atveju ryšys atsiranda dėl dviejų suporuotų vieno atomo (donoro) elektronų ir kito atomo (akceptoriaus) laisvos orbitos. Gerai žinomas pavyzdys yra amonio jonų susidarymas: H++:NH 3 -> [H: NH3 | +<=====>NH4+ yra amonio elektronų donoro jonų akceptorius. Susidarius amonio jonui, azoto elektronų pora tampa įprasta N ir H atomams, tai yra, atsiranda ketvirtoji jungtis, kuri nesiskiria nuo kitų trijų. Jie vaizduojami taip pat:

Tarp atomų, kurių elektronegatyvumas smarkiai skiriasi, susidaro joninis ryšys.Apsvarstykite susidarymo būdą natrio chlorido NaCl pavyzdžiu. Natrio ir chloro atomų elektroninė konfigūracija gali būti pavaizduota taip: 11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Zs2 3p5 Kaip šie atomai su nepilnais energijos lygiais. Akivaizdu, kad norint juos užbaigti, natrio atomui lengviau atsisakyti vieno elektrono, nei pridėti septynis, o chloro atomui lengviau pridėti vieną elektroną nei septynis. Cheminėje sąveikoje natrio atomas visiškai atsisako vieno elektrono, o chloro atomas jį priima. Schematiškai tai galima parašyti taip: Na. -- l e --> Na+ natrio jonas, stabilus aštuonių elektronų 1s2 2s2 2p6 apvalkalas dėl antrojo energijos lygio. :Cl + 1e -->.Cl - chloro jonas, stabilus aštuonių elektronų apvalkalas. Tarp Na+ ir Cl- jonų atsiranda elektrostatinės traukos jėgos, dėl kurių susidaro junginys.

Cheminė jungtis, kurią sukelia elektrostatinė trauka tarp jonų, vadinama jonine jungtimi. Junginiai, susidarantys traukiant jonus, vadinami joniniais. Joniniai junginiai susideda iš atskirų molekulių tik garų būsenoje. Kietoje (kristalinėje) būsenoje joninius junginius sudaro reguliariai išsidėstę teigiami ir neigiami jonai. Šiuo atveju molekulių nėra. Joniniai junginiai sudaro I ir II grupių pagrindinių pogrupių ir VI ir VII pagrindinių pogrupių elementus, kurie labai skiriasi elektronegatyvumu. Joninių junginių yra palyginti nedaug. Pavyzdžiui, neorganinės druskos: NH4Cl (amonio jonas NH4 + ir chloro jonas Cl-), taip pat į druskas panašūs organiniai junginiai: alkoholiatai, karboksirūgšties druskos, aminų druskos Nepolinis kovalentinis ryšys ir joninis ryšys yra du ribojantys elektronų atvejai. tankio pasiskirstymas. Nepolinis ryšys atitinka vienodą jungiančio dviejų elektronų debesies pasiskirstymą tarp identiškų atomų. Priešingai, esant joniniam ryšiui, rišantis elektronų debesis beveik visiškai priklauso vienam iš atomų. Daugumoje junginių cheminės jungtys yra tarpinės tarp šių tipų jungčių, tai yra, jos atlieka polinį kovalentinį ryšį.

Metalinis ryšys egzistuoja metaluose nuo kietos iki skystos būsenos. Pagal padėtį periodinėje sistemoje metalo atomai turi nedidelį valentinių elektronų skaičių (1-3 elektronus) ir mažą jonizacijos energiją (elektronų atsiskyrimą). Todėl valentiniai elektronai yra silpnai išlaikomi atome, lengvai atsiskiria ir turi galimybę judėti visame kristale. Metalų kristalinės gardelės mazguose yra laisvi atomai, teigiamai įkrauti arkliai, o dalis valentinių elektronų, laisvai judėdami kristalinės gardelės tūryje, sudaro „elektronines dujas“, užtikrinančias ryšį tarp metalo atomų. Ryšys, kurį kristalinėje gardelėje atlieka santykinai laisvi elektronai tarp metalo jonų, vadinamas metaliniu ryšiu. Metalinis ryšys atsiranda dėl valentinių elektronų socializacijos atomais. Tačiau tarp šių komunikacijos tipų yra didelis skirtumas. Elektronai, kurie atlieka kovalentinį ryšį, daugiausia yra arti dviejų sujungtų atomų. Metalinio ryšio atveju jungiantys elektronai keliauja per visą metalo gabalą. Tai lemia bendrąsias metalų charakteristikas: metalinį blizgesį, gerą šilumos ir elektros laidumą, plastiškumą, plastiškumą ir kt. Bendra cheminė metalų savybė yra santykinai didelis redukcinis gebėjimas.

Vandenilio ryšiai gali susidaryti tarp vandenilio atomo, prijungto prie elektronneigiamo elemento atomo, ir elektronneigiamo elemento, turinčio laisvą elektronų porą (O,F,N). Vandenilio jungtis atsiranda dėl elektrostatinės traukos, kurią palengvina mažas vandenilio atomo dydis ir iš dalies donoro-akceptoriaus sąveika. Vandenilio ryšys gali būti tarpmolekulinis ir intramolekulinis. 0-H ryšiai turi ryškų polinį pobūdį: vandenilio ryšys yra daug silpnesnis nei joninis arba kovalentinis ryšys, bet stipresnis nei tarpmolekulinė sąveika. Vandeniliniai ryšiai lemia kai kurias fizines medžiagų savybes (pavyzdžiui, aukštą virimo temperatūrą). Vandeniliniai ryšiai ypač dažni baltymų, nukleorūgščių ir kitų biologiškai svarbių junginių molekulėse, suteikiančios joms tam tikrą erdvinę struktūrą (organizaciją).

Ryšio energija (Eb). Energijos kiekis, išsiskiriantis susidarant cheminiam ryšiui, vadinamas cheminio ryšio energija [kJ / mol]. Poliatominiams junginiams imama jo vidutinė vertė. Kuo daugiau Eb, tuo stabilesnė molekulė.

Ryšio ilgis (lsv). Atstumas tarp junginio branduolių. Kuo ilgesnis jungties ilgis, tuo mažesnė ryšio energija.

Valentinių ryšių metodas.

• A) cheminis ryšys tarp dviejų atomų atsiranda dėl AO sutapimo su elektronų porų susidarymu.
• B) atomai, patekę į cheminį ryšį, tarpusavyje keičiasi elektronais, kurie sudaro jungiamąsias poras. Elektronų mainų tarp atomų energija (atomų traukos energija) daugiausia prisideda prie cheminės jungties energijos. Papildomą indėlį į surišimo energiją suteikia dalelių sąveikos Kulono jėgos.
• C) pagal Pauli principą cheminis ryšys susidaro tik sąveikaujant elektronams su skirtingais sukiniais.
• D) cheminio ryšio charakteristikas (energiją, ilgį, poliškumą) lemia persidengiančio AO tipas.

Valentinių ryšių metodas. Kovalentinis ryšys yra nukreiptas į didžiausią reaguojančių atomų AO persidengimą.

Valencija. Atomo gebėjimas pridėti arba pakeisti tam tikrą skaičių kitų atomų, kad susidarytų cheminiai ryšiai.

Pereinant į sužadintą būseną, vienas iš suporuotų elektronų pereina į laisvą to paties apvalkalo orbitą.

Donoro-akceptoriaus mechanizmas: dėl vieno atomo vienišos elektronų poros ir laisvos kito atomo orbitos susidaro bendra elektronų pora.

Molekulinių orbitalių metodas. Molekulėje esantys elektronai pasiskirstę MO, kurie, kaip ir AO, pasižymi tam tikra energija ir forma. MO apima visą molekulę. Molekulė laikoma viena sistema.

• 1. MO skaičius yra lygus bendram AO, iš kurių sujungiamas MO, skaičiui.
• 2. Vienų MO energija pasirodo esanti didesnė, kitų – mažesnė už pirminio AO energiją. Vidutinė MO energija, gauta iš AO rinkinio, maždaug sutampa su šių AO vidutine energija.
• 3. Elektronai užpildo MO, taip pat ir AO, energijos didėjimo tvarka, laikantis Paulio išskyrimo principo ir Hundo taisyklės.
• 4. AO efektyviausiai derinami su tais AO, kuriems būdingos palyginamos energijos ir atitinkama simetrija.
• 5. Kaip ir VS metodu, MO metodu ryšio stiprumas yra proporcingas atominių orbitų persidengimo laipsniui.

Bendravimo tvarka ir energija. Ryšio tvarka n=(Nsv-Nr)/2. Nb yra e skaičius jungiančiose molekulinėse orbitalėse, Np yra e skaičius atsipalaiduojančiose molekulinėse orbitalėse.

Jei Nsv = Np, tai n=0 ir molekulė nesusidaro. Didėjant n, didėja rišimosi energija to paties tipo molekulėse. Skirtingai nuo AO metodo, MO metodas daro prielaidą, kad ryšį gali sudaryti vienas elektronas.

Sudėtingi ryšiai. Sudėtingi junginiai, turintys kovalentines jungtis, suformuotas donoro-akceptoriaus mechanizmu

Pamoka

2. Astrachanė

Cheminis ryšys: vadovėlis / Ryabukhin Yu. I. - Astrachanė: Astrachanė. valstybė tech. un-t, 2013. - 40 p.

Skirta inžinerinių ir nechemijos specialybių studentams.

Atitinka valstybinius aukštojo profesinio išsilavinimo standartus

Iliustr.: 15 pav., lentelė: 1, bibliografija: 6 pavadinimai, app.

Atspausdinta katedros sprendimu „Bendroji, neorganinė ir analitinė chemija“ (prot. Nr. __ 2013 m. _________)

Recenzentas: Cand. chem. Mokslai, docentė Lebedeva A.P.

© Ryabukhin Yu.I., 2013 m

© ASTU, 2013 m

ĮVADAS

Gamtoje cheminių elementų laisvųjų atomų pavidalu (išskyrus tauriąsias dujas - VIIIA grupės elementus) praktiškai nerasta. Paprastai cheminio elemento atomai sąveikauja arba vienas su kitu, arba su kitų elementų atomais, sudarydami cheminius ryšius su paprastų arba sudėtingų medžiagų išvaizda. Tuo pačiu metu skirtingų medžiagų molekulės sąveikauja viena su kita.

Cheminio ryšio doktrina yra visos teorinės chemijos pagrindas.

Cheminis ryšys 1 – tai visuma jėgų, kurios jungia atomus vienas su kitu į stabilesnes struktūras – molekules ar kristalus.

Molekulių ir kristalų susidarymą daugiausia lemia Kulono trauka tarp elektronų ir atomų branduolių.

Cheminio ryšio prigimtis buvo suprasta tik atradus kvantinės (banginės) mechanikos dėsnius, valdančius mikropasaulį. Šiuolaikinė teorija atsako į klausimus, kodėl susidaro cheminis ryšys ir kokia yra jo jėgų prigimtis.

Cheminių jungčių susidarymas yra spontaniškas procesas; kitu atveju nebūtų nei paprastų, nei sudėtingų medžiagų. Termodinamikos požiūriu cheminio ryšio susidarymo priežastis yra sistemos energijos sumažėjimas.

Cheminio ryšio susidarymą lydi energijos išsiskyrimas, o jo nutraukimui reikia išleisti energiją.

Cheminės jungties charakteristikos yra jos energija ir ilgis.

Cheminio ryšio energija yra energija, išsiskirianti jos formavimosi procese ir apibūdinanti jos stiprumą; surišimo energija išreiškiama kJ vienam moliui susidariusios medžiagos (E Šv. , kJ/mol) 2 .

Kuo didesnė cheminio ryšio energija, tuo ryšys stipresnis. Dviatominės molekulės cheminio ryšio energija apskaičiuojama lyginant ją su būkle, buvusia prieš jos susidarymą. Poliatominėms molekulėms su to paties tipo ryšiu apskaičiuojama vidutinė cheminio ryšio energija (pavyzdžiui, H 2 O arba CH 4).

Vidutinė cheminės jungties energija nustatomas dalijant molekulės susidarymo energiją iš jos ryšių skaičiaus.

Cheminio ryšio ilgis vadinamas atstumu tarp atomų branduolių molekulėje.

Ryšio ilgį lemia jungiančių atomų dydis ir jų elektronų apvalkalų persidengimo laipsnis.

Pavyzdžiui, vandenilio fluoridui ir vandenilio jodidui:

l HF< l Sveiki

Priklausomai nuo sujungtų dalelių tipo (atomų ar molekulių), yra intramolekuliniai ryšiai per kurią susidaro molekulės, ir tarpmolekuliniai ryšiai, lemiančių asocijuotų junginių susidarymą iš molekulių arba atskirų funkcinių grupių atomų jungimąsi molekulėje. Šios jungčių rūšys stipriai skiriasi energija: intramolekuliniams ryšiams energija yra 100–1000 kJ/mol 1, o tarpmolekulinių jungčių paprastai neviršija 40 kJ/mol.

Apsvarstykite išsilavinimą intramolekulinis cheminis ryšys vandenilio atomų sąveikos pavyzdžiu.

Kai du vandenilio atomai artėja vienas prie kito, tarp jų elektronų vyksta stipri mainų sąveika su antilygiagrečiais sukiniais, todėl atsiranda bendra elektronų pora. Tai padidina elektronų tankį tarpbranduolinėje erdvėje, o tai prisideda prie branduolių, sąveikaujančių atomų traukos. Dėl to sistemos energija mažėja ir sistema tampa stabilesnė - cheminis ryšys(1 pav.).

Ryžiai. 1. Cheminio ryšio tarp vandenilio atomų susidarymo energijos diagrama

Sistema turi minimalią energiją tam tikru atstumu tarp atomų branduolių; toliau artėjant atomams energija didėja dėl didėjančių atstumiamųjų jėgų tarp branduolių.

Priklausomai nuo to, kaip bendroji elektronų pora sąveikauja su jungiamų atomų branduoliais, yra trys pagrindiniai cheminių ryšių tipai: ovalios, joninės, metalinės ir vandenilio jungtys.

Duomenų apie elektronų skaičių išoriniame apvalkale palyginimas su cheminių ryšių, kuriuos gali sudaryti tam tikras atomas, skaičiumi, parodė, kad cheminių jungčių susidarymo principai, atskleisti tiriant vandenilio molekulę, galioja ir kitiems atomams. Taip yra todėl, kad ryšys yra elektrinio pobūdžio ir yra sudarytas iš dviejų elektronų (po vieną iš kiekvieno atomo). Todėl reikėtų tikėtis koreliacijos tarp pirmosios atomų jonizacijos energijos (PEI), turinčios elektrostatinę kilmę, ir jų surišimo energijos dviatominėse molekulėse.

Eksperimentiniai duomenys, kaip nustatyti jungimosi energiją kelioms dviatominėms molekulėms (dujų fazėje), susidariusioms iš 2 ir 3 periodų atomų, pateikti 4.2 lentelėje ir fig. 4.2.1.

4.2 lentelė

Ryžiai. 4.2-1 Surišimo energija molekulėse iš antrojo ir trečiojo periodų elementų, priklausomai nuo elemento PEI

Šie duomenys (žr. 4.2 lentelę, 4.2-1 pav.) rodo, kad jungimosi energija tarp atomų praktiškai nepriklauso nuo surištų atomų SEI.

Ar gali būti, kad dviatominėse molekulėse (kur yra daugiau nei vienas elektronas) ryšys susidaro pagal skirtingą mechanizmą ir yra papildomas jėgų, kurių anksčiau mes ignoravome?

Prieš pradėdami identifikuoti šias jėgas, pabandykime tai paaiškinti nepriklausomybę remiantis esamomis sąveikomis.
Pradėkime nuo papildomų veiksnių, paaiškinančių laukiamos koreliacijos trūkumą, ir nepriklausomybę eksperimentiniai duomenys apie PEI matavimą pagal surišimo energiją dviatominėse molekulėse.
Lentelę (4.2) suskirstome į keturias grupes:

A grupė apima molekules, sudarytas iš identiškų atomų, kurių surišimo energija mažesnė nei 40 kJ/mol. Dujinėje fazėje šios molekulės skyla į atomus.

B grupė apima dviatomes molekules, susidedančias iš identiškų atomų, kurių surišimo energija svyruoja nuo 400 kJ/mol iki 1000 kJ/mol. Iš tiesų, surišimo energija šiose molekulėse žymiai skiriasi nuo jungimosi energijos vandenilio molekulėje, kuri yra 429 kJ/mol.

GrupėSU apima dviatomes molekules, susidedančias iš skirtingų atomų, kurių surišimo energija svyruoja nuo 340 kJ/mol iki 550 kJ/mol.

GrupėD apima dviatomes molekules su identiškais atomais, kurių surišimo energija yra 50-350 kJ/mol.

LENTELĖ 4.4
KOMUNIKACIJOS ENERGIJAMOLEKULĖSE

Prieš pradėdami aiškinti, išsiaiškinkime klausimus, kuriuos turime apimti.
Pirmas klausimas:
Kodėl jungimosi energija tarp daugiaelektroninių atomų yra daug mažesnė arba daug didesnė (4.2 lentelė) nei vandenilio molekulėje (H2)?

Norint paaiškinti reikšmingą poliatominių molekulių surišimo energijos nuokrypį nuo rišimosi energijos vandenilio molekulėje, būtina gilinti supratimą apie priežastį, kodėl elektronų skaičius išoriniame apvalkale yra ribotas.
Elektronas prijungiamas prie atomo, kai padidėja energija, arba, kitaip tariant, jei absoliutus sistemos potencinės energijos vertė atomas + elektronas didėja dėl elektrono ir atomo ryšio. 4.3 lentelėje pateikti duomenys apie atomo giminingumą elektronui suteikia skaitinę energijos padidėjimo vertę, kai elektronas yra prijungtas prie atomo.

stalo 4.3

Kai elektronas yra prijungtas prie atomo, bendra elektronų pritraukimo prie branduolio energija didėja dėl to, kad padidėja prie branduolio pritrauktų elektronų skaičius. Kita vertus, tarpelektronų atstūmimo energija didėja dėl elektronų skaičiaus padidėjimo. Tai yra, elektronas prijungiamas prie atomo, jei dėl šio ryšio traukos energijos padidėjimas yra didesnis nei energijos praradimas dėl atstūmimo energijos padidėjimo.

Energijos pokyčio apskaičiavimas, kai prie atomo pridedamas elektronas vandenilis suteikia energijos padidėjimą 3,4 eV. Tai yra, vandenilio atomas turi turėti teigiamą elektronų giminingumą. Tai pastebėta eksperimento metu.

Panašus potencinės energijos pokyčio skaičiavimas, kai elektronas yra prijungtas prie atomo helis rodo, kad elektrono pridėjimas lemia ne potencialinės energijos padidėjimą, o jos sumažėjimą. Iš tiesų, helio atomo giminingumas, remiantis eksperimentu, yra mažesnis už nulį.

Todėl galimybę prijungti ar neprijungti elektroną prie atomo lemia visų elektronų pritraukimo prie branduolio potencialios energijos absoliučios vertės ir abipusio tarpelektroninio atstūmimo skirtumai. Jei šis skirtumas didesnis už nulį, tada elektronas prisijungs, o jei mažesnis už nulį, tada ne.

4.3 lentelėje pateikti duomenys apie atomų giminingumą elektronui rodo, kad 1-ojo, 2-ojo ir 3-iojo periodų atomams, be to, būti,mg,Ne,Ar traukos energijos padidėjimas elektronams prisijungiant prie branduolio yra didesnis nei atstūmimo energijos padidėjimas.
Atomų atveju būti,mg,Ne,Ar, traukos energijos padidėjimas elektronams prisijungiant prie branduolio yra mažesnis nei tarpelektronų atstūmimo energijos padidėjimas. Nepriklausomas šios išvados patvirtinimas yra informacija apie 2-ojo ir 3-iojo periodų atomų PEI, pateikta 4.2 lentelėje (A grupė).

Susidarius cheminiam ryšiui, elektronų skaičius išoriniuose atomų elektronų apvalkaluose padidėja vienu elektronu, o pagal vandenilio molekulės modelio skaičiavimą H 2, pasikeičia surištų atomų efektyvieji krūviai. Surištų branduolių efektyvieji krūviai kinta dėl įkrautų branduolių traukos, ir dėl elektronų skaičiaus padidėjimo surištų atomų išoriniuose apvalkaluose.

Vandenilio molekulėje priartėjus prie branduolių jungiamųjų elektronų pritraukimo prie branduolių jėga padidėja 50%, o tai lygu surištų branduolių efektyviojo krūvio padidėjimui 0,5 protonų vienetų (žr. 3 skyrių). .

Kalbant apie energijos padidėjimą, ryšio susidarymas yra kažkas panašaus į tarpinį procesą tarp elektrono prijungimo prie neutralaus atomo (išmatuotas elektronų giminingumas) ir elektrono prisijungimo prie atomo, kurio branduolio krūvis padidėja 1 vienetu.

Pagal 4.3 lentelę, pereinant nuo ličio (PEI - 519 kJ/mol) prie berilio (PEI - 900 kJ/mol), PEI padidėja 400 kJ/mol, o pereinant nuo berilio prie boro (PEI - 799 kJ/mol). ) energijos padidėjimas sumažėja iki 100 kJ/mol.
Prisiminkite, kad išorinis boro elektroninis apvalkalas turi 3 elektronus, o išorinis berilio - 2 elektronus. Tai yra, kai elektronas prisijungia prie berilio, tuo pačiu metu padidinus branduolio krūvį vienu protono vienetu, surištas elektronas patenka į išorinį berilio apvalkalą, o energijos padidėjimas bus 100 kJ/mol mažesnis nei tada, kai elektronas patenka į išorinį apvalkalą. ličio (pereinant nuo ličio prie berilio).

Dabar visiškai suprantamas staigus atomų, turinčių neigiamą atomų ir elektronų giminingumą, surišimo energijos sumažėjimas, parodytas 4.3 lentelėje. Tačiau, nors Ne,būti,mg,Ar neprisijungia elektronų, jie sukuria molekules, nes efektyvusis branduolinis krūvis didėja. Ryšio energija šiose molekulėse (grupė A) yra daug mažesnis nei kitose molekulėse.

Dabar atsakykime antra klausimas: Kodėl jungimosi energija B grupės dviatominėse molekulėse parodyta 4.2 lentelėje. 1,5–2 kartus didesnė nei vandenilio molekulėje esanti surišimo energija?

Ant išorinių anglies atomų apvalkalų (C) azoto (N) ir deguonies (o) yra atitinkamai 4, 5 ir 6 elektronai. Ryšių, kuriuos sudaro šie atomai, skaičių riboja papildomų elektronų, galinčių patekti į išorinį apvalkalą susidarius ryšiui, skaičius. Taigi anglies atomai (C) azoto (N) ir deguonies (O) gali sudaryti atitinkamai 4, 3 ir 2 chemines jungtis. Atitinkamai, tarp dviejų atomų, parodytų 4.4 lentelėje, gali susidaryti ne vienas, o keli cheminiai ryšiai, o tai reiškia daug didesnį energijos padidėjimą, palyginti su 1 jungties susidarymu dviatominėje molekulėje, kur susijungę atomai turi 1 elektroną. išoriniame apvalkale

Jei atomai yra sujungti viena chemine jungtimi, tai tokia jungtis vadinama vienguba jungtimi. cheminis ryšys arba bendra cheminė jungtis. Kai atomai yra susieti keliais cheminiais ryšiais (dvigubais arba trigubais), tokie ryšiai vadinami kelios obligacijos. Keli ryšiai, pavyzdžiui, azoto molekulėse (N 2) ir deguonies (O2) apibūdinamos struktūrinėmis formulėmis: N ≡ N ir O=O.

Dabar apsvarstykite grupę SU: Kodėl kai kurių dviatomių molekulių, kurias sudaro skirtingi atomai, surišimo energija yra daug didesnė nei kitose molekulėse, kurias sudaro tie patys atomai?

Išardykime molekulę NaCl. Natrio ir chloro atomai labai skiriasi elektronų giminingumu. Ryšio formavimąsi pristatome kaip dviejų etapų procesą. Pirmajame etape energijos padidėjimas gaunamas dėl atomų giminingumo elektronams. Tai yra, šiuo požiūriu, energijos padidėjimas formuojant molekulę Cl2, turi būti didesnis nei formuojant molekulę NaCl dėl jų elektronų giminingumo skirtumo.

Skaičiuojant vandenilio molekulę (3 skyrius), surišimo energija (energija, reikalinga molekulėms atskirti į atomus) buvo dviejų komponentų suma:

skirtumas tarp vandenilio molekulės ir dviejų vandenilio atomų elektroninės energijos;

papildomos energijos, sunaudojamos kaitinant neatskirtas molekules.

Skaičiuodami pirmąjį komponentą, apskaičiuojame molekulės energiją, kuri yra lygi skirtumui tarp vandenilio atomų pritraukimo prie elektronų poros energijos ir tarpelektroninių ir tarpbranduolinių jėgų atstūmimo energijos sumos.

Norint įvertinti branduolių traukos energiją jungiančių elektronų poras, taip pat įvertinti tarpelektronų atstūmimo energiją, pirmiausia turime išsiaiškinti surištų branduolių efektyvaus krūvio reikšmę.

Jonizacijos potencialas ir surišimo energija dviatominėse molekulėse