Energia de legătură c h. Energia de rupere a unei legături chimice. Lungimea legăturii chimice

Energia sexuală este energia banilor Puterea este un afrodisiac. Sexul este egal cu putere. Michael Hutchinson Psihologul Carl Jung a inventat un model psihologic pentru bărbați și femei, pe care l-a numit anima și animus. El a recunoscut că fiecare bărbat are un interior

Hibridarea orbitalilor atomici. Conceptul metodei orbitalilor moleculari. Diagrame energetice ale formării orbitalilor moleculari pentru moleculele homonucleare binare. Când se formează o legătură chimică, proprietățile atomilor care interacționează se modifică, în primul rând energia și ocuparea orbitalilor lor exteriori.

Dacă această lucrare nu vă convine, există o listă de lucrări similare în partea de jos a paginii. De asemenea, puteți utiliza butonul de căutare

Pagina 13

Lebedev Yu.A. Cursul 0 2

Prelegerea #0 2

Legătură chimică. Caracteristicile unei legături chimice: energie, lungime, unghi de legătură. Tipuri de legături chimice. Polaritatea comunicării. Idei de mecanică cuantică despre natura legăturii covalente. Conceptul metodei legăturilor de valență. Hibridarea orbitalilor atomici.- (c yigma) și (pi)-legături. Configurația geometrică a moleculelor. Momentul electric al dipolului unei molecule. Conceptul metodei orbitalilor moleculari. Diagrame energetice ale formării orbitalilor moleculari pentru moleculele homonucleare binare. Sigma () și Pi( )-orbitali moleculari. Molecule dia- și paramagnetice.

ADUCERE AMINTE

Ecuația Schrödinger. - functie de unda.

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

Legătură chimică. Caracteristicile unei legături chimice: energie, lungime, unghi de legătură.

Am luat în considerare structura nivelurilor electronice ale atomilor izolați. Acestea sunt obiecte foarte rare în practică. Singura excepție este gazul inert de argon cu formula electronică 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . Și deși este „doar” 0,93% vol în atmosferă, fiecare dintre voi literalmente „înghite” aproximativ trei sute de chintilioane de bucăți de atomi de argon într-o singură respirație.

Toate celelalte substanțe și materiale cu care avem de-a face conținlegat chimicatomi. Interacțiunea atomilor liberi între ei duce la formarea de molecule, ioni și cristale. Acestea sunt obiecte chimice „clasice”. Recent, totuși, obiecte precum nanostructurile, compușii de suprafață, berhollidele și o serie de alte obiecte chimice „non-clasice” practic importante au dobândit un rol important.

Legătura chimică se datorează interacțiunii electronilor din învelișurile de electroni exterioare ale atomilor.Acei orbitali care participă la formarea unei legături chimice se numescorbitali de valență, iar electronii aflați pe ei sunt electroni de valență.

Când se formează o legătură chimică, proprietățile atomilor care interacționează se modifică și, mai ales, energia și ocuparea orbitalilor lor exteriori.

Când se formează o legătură chimică, energia totală a electronilor din orbitalii de valență este mai mică decât energia lor în atomii liberi. Această diferență de energie se numește energie de legătură chimică.

O energie tipică de legătură chimică este de sute de kJ/mol.

O caracteristică cantitativă importantă a unei legături chimice este lungimea acesteia.Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor legați chimic în starea stabilă a moleculei.

Lungimea tipică a unei legături chimice este de zecimi de nanometru. 1

Dacă alți doi sau mai mulți atomi iau parte la formarea unei molecule atunci când interacționează cu un anumit atom, atunci se pune întrebarea cu privire la structura sa geometrică sau structura chimică. Bazele teoriei structurii chimice a moleculelor au fost puse de A.M. Butlerov 2

Una dintre cele mai importante caracteristici cantitative ale structurii moleculelor complexe este unghi de legătură - unghiul format din două direcţii ale legăturilor chimice emanate de la un atom.

Tipuri de legături chimice. Polaritatea comunicării.

În funcție de natura interacțiunii electronilor de valență și tipul de orbitali formați în timpul interacțiunii,legăturile chimice sunt împărțite în următoarele tipuri principale:covalent (polar și nepolar), ionic, donor-acceptor, hidrogen și intermolecular (numit și van der Waals).

În 1916, chimistul american G.N. Lewis 3 a exprimat ideea că o legătură chimică este formată dintr-o pereche de electroni, care este reprezentată grafic printr-o linie de valență:

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

Dacă electronegativitatea atomilor este egală, atunci o astfel de legătură se numește nepolară. Dacă este diferit - polar.

Când se formează o legătură covalentă polară, atomii capătă o sarcină suplimentară - negativă pentru un atom cu o electronegativitate mai mare și pozitivă pentru un atom cu o electronegativitate mai mică:

H + Cl = HCl (
–
)

În cazul în care diferența de electronegativitate a atomilor care interacționează este mare, legătura considerat ionic:

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

Dacă perechea de electroni care formează legătura a aparținut unuia dintre atomi înainte de interacțiune, atunci o astfel de legătură se numește legătură donor-acceptor. Un atom care a furnizat o pereche de electroni se numește donor, iar un atom care l-a acceptat într-un orbital liber se numește acceptor.

Aspectul legăturilor donor-acceptor este deosebit de caracteristic. d - metale umplute liber sau parțial d -orbitali pentru a forma compuși complecși.

Despre alte tipuri de comunicare vom vorbi mai târziu.

Idei de mecanică cuantică despre natura legăturii covalente.

Dintr-un punct de vedere modern, o legătură covalentă apare în timpul interacțiunii mecanice cuantice a tuturor electronilor tuturor atomilor care interacționează. Dar, așa cum am spus în prelegerea nr. 1, nu există o soluție exactă pentru ecuația Schrödinger care descrie orbitalii multor electroni din molecule. Sarcina descrierii mecanice cuantice a unei legături chimice este facilitată de faptul că, în timpul formării ei, rolul electronilor aflați pe învelișul electronilor interioare și exterioare este semnificativ diferit.

Prin urmare, a fost posibil să se creeze diferite metode aproximative pentru descrierea legăturii chimice.

Chimia cuantică are un arsenal bogat de programe aplicate care fac posibilă efectuarea de calcule cu mare precizie pentru o clasă largă de molecule și ioni. 4

Cu toate acestea, încă nu există un algoritm cuantic-chimic universal și suficient de precis.

Pentru o înțelegere calitativă a structurii compușilor chimici, sunt utilizate două metode -metoda legăturii de valență (MVS)și metoda orbitală moleculară (MO).

Conceptul metodei legăturilor de valență. Configurația geometrică a moleculelor. Momentul electric al dipolului unei molecule.

Principalele postulate ale metodei legăturilor de valență sunt:

1. O singură legătură chimică covalentă este realizată de doi electroni de valență care ocupă doi orbitali - unul de la fiecare dintre atomii care interacționează. În acest caz, spinurile electronilor care formează perechea de valență ar trebui să fie opuse (legatura este formată din electroni cu spini antiparaleli).

2. Orbitalii atomici inițiali (AO) își păstrează forma și în compoziția moleculei.

3. Legătura se formează datorită suprapunerii orbitalilor, ceea ce duce la o creștere a densității de electroni între nucleele atomilor care interacționează în direcția care asigură suprapunerea maximă.

Luați în considerare formarea unei legături chimice de către MHS într-o moleculă de vapori de apă - H2O.

O moleculă este formată dintr-un atom de oxigen O și doi atomi de hidrogen H . Formula electronică a atomului de oxigen 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . Există 6 electroni în nivelul de energie exterior. Subnivelul 2 s este umplut. La subnivelul 2 p pe una din p -orbitali (să zicem py ,) există o pereche de electroni, iar pe ceilalți doi ( p x și p z ) - un electron nepereche. Ei sunt cei care vor participa la formarea unei legături chimice.

Formula electronică a atomului de hidrogen 1 s 1 . Hidrogenul are unul s -electron al cărui contur orbital este o sferă și va participa la suprapunerea cu p - orbital de oxigen, formând o legătură chimică. Total asa sp Vor exista două suprapuneri într-o moleculă de apă. Și structura moleculei va arăta astfel:

După cum se poate observa din figură, molecula de apă are două legături chimice covalente direcționate de-a lungul axelor Z și X . Prin urmare, unghiul de legătură în acest model este de 90 O . Experimentul arată că acest unghi este de 104,5 o.

O potrivire destul de bună pentru cel mai simplu model calitativ fără calcule!

Electronegativitatea Mulliken a oxigenului este de 3,5, iar cea a hidrogenului este de 2,1. Prin urmare, fiecare dintre legături va fi polară, iar sarcina- va fi pe oxigen, și+ - pe hidrogen, adică. se formează trei centre de sarcină electrică. În moleculă se formează doi dipoli electrici.

Un dipol este două sarcini egale separate de o distanță finită. l unul de altul. Un dipol este caracterizat de un moment dipol

=

Dipolul este un vector direcționat de la polul negativ spre cel pozitiv. Într-o moleculă de apă se formează două momente dipolare ale legăturilor, care, atunci când sunt adăugate, dau momentul dipol total al moleculei. Schema momentelor dipolare ale unei molecule de apă conform modelului MVS are forma:

Este important de subliniat că momentele dipolului de legătură se adună vectorial, iar momentul dipolului total depinde de geometria moleculei. După cum puteți vedea, în acest caz, datorită faptului că legăturile sunt îndreptate în unghi drept una față de alta, molecula în ansamblu se dovedește a fi polară. Și experimentul confirmă acest lucru - momentul dipol al moleculei de apă este 1,84 Debye. (1 debye este egal cu 0,33*10-29 C*m)

Structura geometrică a legăturilor din molecule poate fi foarte diversă. Legăturile pot fi localizate atât în ​​plan, cât și în spațiu, formând molecule sub formă de corpuri tridimensionale de diverse configurații (piramide trigonale, tetragonale, hexagonale, bipiramide, inele formate din piramide etc.)

Citiți mai multe despre relația dintre structura legăturilor chimice și geometria moleculelor în manualul de la paginile 119-128).

- (c yigma) și (pi)-legături.

Să revenim la suprapunerea orbitalilor în formarea legăturilor. În exemplul nostruzona de suprapunere maximă orbitalii s și p se află pe linia care leagă centrele atomilor. Acest tip de acoperire se numește-conexiuni.

Luați în considerare un alt caz - molecula de oxigen O2 . După cum am văzut, atomul de oxigen are doi p Orbitali care conțin electroni care pot forma o legătură chimică. Cunoscuta formulă structurală a oxigenului O=O . Molecula de oxigen are o legătură dublă. Unul dintre ele este cel tocmai discutat.-conexiune. Și al doilea? Se pare că a doua legătură se formează datorită unui alt tip de suprapunere orbitală, care se numește-comunicare.

Conceptul de și conexiuni propuse de F. Hund.

La educatie -legăturile orbitalilor se suprapun în așa fel încât se formează două regiuni suprapuse și sunt situate simetric față de planul pe care se află nucleele atomilor care interacționează.

Geometric arată astfel:

Te rog noteaza asta-legatura este formata din piese mai mici p -orbitali, în care densitatea „norului de electroni” este mai mare, și de aceea această legătură este mai puternică-conexiuni. Într-adevăr, experimentul arată că în compușii de carbon, etan C 2H6 (CH3 - CH3 - unu -legatură), etilenă C 2 H 4 (CH 2 \u003d CH 2 - unu - comunicare și unul -bond) și acetilena C 2H2 (C NS H - unu - conexiune și două -legături) energia lor de rupere este de 247, 419 și, respectiv, 515 kJ/mol.

Acum putem completa lista de postulate MVS:

4. Dacă în moleculă se formează legături multiple (duble și triple), atunci una dintre ele va fi- comunicare și altele --conexiuni).

Rețineți că în conexiuni d- și f -metale, este posibilă formarea unui alt tip de legături --legături, când suprapunerea are loc în patru regiuni spațiale și planul de simetrie este perpendicular pe linia care leagă nucleele atomilor.

Hibridarea orbitalilor atomici.

Când se formează legături chimice, poate apărea un fenomen important, care se numeștehibridizare orbitală.

Luați în considerare un atom de beriliu Fi . Formula sa electronică este 1 s 2 2 s 2 . Judecând după faptul că toți electronii beriliului sunt perechi, un astfel de atom ar trebui să se comporte chimic ca gazele inerte - să nu intre în interacțiuni chimice.

Cu toate acestea, să ne uităm cu atenție la diagrama de difracție a electronilor a atomului de beriliu:

Din diagramă se poate observa că atomul de beriliu are, în plus față de 2 umplut s -Încă 3 orbitali liberi 2 p -orbitali! Adevărat, energia acestor orbiti este mai mare decât energia lui 2 s -orbitali pe magnitudineE . Dar această energie este mică și mai mică decât cea care este eliberată în timpul formării unei legături chimice. Prin urmare, atomul tinde să-și rearanjeze orbitalii în cursul interacțiunii pentru a obține o stare finală favorabilă energetic. Pentru o astfel de rearanjare, se folosește energia cinetică a particulelor care interacționează cu un anumit atom. Vom vorbi mai detaliat despre această sursă de energie atunci când discutăm chestiuni de cinetică chimică. 5

Această rearanjare se numește hibridizare a orbitalilor, deoarece în timpul acestui proces ia naștere una nouă din „două tipuri” de orbitali.

În limbajul funcțiilor de undă, aceasta este descrisă de o ecuație care leagă funcția de undă hibridă a orbitalilor rezultați cu funcțiile de undă originale.

Numărul de orbitali hibrizi formați este egal cu numărul de orbitali care au luat parte la procesul de hibridizare.

Grafic, acest proces poate fi reprezentat prin următoarea diagramă:

Rețineți că energia necesară pentru hibridizare E hibrid mai mică decât diferența de energie dintre orbitalii de hibridizare E.

În desemnarea orbitalilor hibrizi, se păstrează denumirile orbitalilor originali. Deci, în acest caz (atom Fi ), hibridizează unul s și una p -orbital, iar ambii orbitali hibrizi sunt notați ca sp -orbitali. Necesitatea hibridizării doar a doi orbitali se datorează faptului că atomul de beriliu are doar doi electroni în nivelul său de energie exterior.

În alte cazuri, când mai mulți orbitali identici participă la hibridizare, numărul lor este marcat cu un exponent. De exemplu, la hibridizarea unuia s și două p se obţin trei orbitali sp 2 -orbitali, iar la hibridizarea unuia s și trei p -orbitali - patru orbitali sp 3.

În cazul în cauză, în conformitate cu regula lui Hund, atomul de beriliu primește doi electroni nepereche și capacitatea de a forma două legături chimice covalente.

s-au format orbitali hibrizi s, p și chiar d -orbitalii diferă puțin ca formă și arată astfel („ganteră asimetrică”):

Rețineți că numărul de orbitali hibrizi este egal cu numărul de orbitali implicați în crearea lorindiferent de numărul şi tipul de orbitali hibridizaţi.

Locația orbitalilor hibrizi în spațiu este determinată de numărul lor.

Mai exact, atomul de beriliu are doi hibrizi sp Orbitalii sunt localizați de-a lungul unei linii drepte (la un unghi de 180 o ), care corespunde tendinței electronilor încărcați similar care îi ocupă de a se îndepărta cât mai mult unul de celălalt:

Mai mult despre metoda legăturilor de valență și hibridizare puteți citi aici:

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

Moleculele au adesea orbiti ocupați de o pereche de electroni („pereche de electroni singură”). Astfel de orbitali nu iau parte la formarea legăturilor chimice, ci afectează structura geometrică a moleculei.

Modificarea MVS, ținând cont de influența unor astfel de orbitali, se numește teoria respingerii perechilor de electroni de orbitali de valență (VEPR) și vă puteți familiariza cu ea în manualul de la paginile 124 - 128.

Conceptul metodei orbitalilor moleculari.

Am luat în considerare fenomenul de hibridizare AO în cadrul MVS. S-a dovedit că ideea de hibridizare este, de asemenea, fructuoasă pentru modelarea mai profundă a legăturilor chimice. Este baza celei de-a doua metode a descrierii lor, care este luată în considerare în cursul nostru - metodaorbitali moleculari(MO).

Principalul postulat al acestei metode este afirmația că AO-urile atomilor care interacționează între ei își pierd individualitatea și formează MO generalizate, de exemplu. că electronii din molecule nu „aparțin” unui anumit atom, ci se mișcă mecanic cuantic în întreaga structură moleculară.

Există mai multe varietăți ale metodei MO care iau în considerare b O mai mulți sau mai puțini factori și, în consecință, mai mult sau mai puțin complex din punct de vedere matematic. Cea mai simplă este aproximarea care ia în considerare doar efectele liniare ale interacțiunii electronilor. Această aproximare se numește metoda MO LCAO (combinație liniară de orbitali atomici).

În limbajul mecanicii cuantice, această afirmație pentru cel mai simplu caz de interacțiune a doi orbitali este scrisă după cum urmează:

Unde - Funcția de undă MO,
este funcția de undă a AO a primului atom,
este funcția de undă a AO a celui de-al doilea atom, a și b sunt coeficienți numerici care caracterizează contribuția unui anumit AO la structura generală a MO.

Deoarece un polinom liniar este scris în partea dreaptă, această modificare a metodei MO se numește LCAO.

Din ecuație se poate observa căcând două AO interacționează, se obțin două MO. Unul dintre ei se numește MO obligatoriu, iar celălalt - slăbirea MO.

De ce au primit un astfel de nume este clar din figură, care arată diagrama energetică a orbitalilor dintr-o moleculă:

După cum se poate observa din figură, MO de legare are o energie mai mică decât energiile AO inițiale, iar MO care se slăbește are o energie mai mare. (Respectiv,). Desigur, în conformitate cu principiul energiei minime, electronii dintr-o moleculă vor ocupa orbitalul de legătură în primul rând atunci când se formează o legătură.

În general, atunci când interacționați N AO devine N MO .

Sigma ( ) și pi( )-orbitali moleculari.

Ca urmare a calculelor cantitative folosind metoda MO LCAO, s-a dovedit că conceptele deși simetriile orbitalilor se pastreaza si in metoda MO LCAO.

Iată cum arată contururile-legare (notat casau și -slăbirea (notată ca sau) orbitali în metoda MO LCAO:

Și iată cum arată contururile- legare ( ) și - slăbire ( * ) orbitali prin metoda MO LCAO:

Diagrame energetice ale formării orbitalilor moleculari pentru moleculele homonucleare binare.

Calcularea energiei orbitalilor moleculari pentru molecule complexe care includ nucleele diferitelor elemente (molecule heteronucleare) este o problemă complexă de calcul chiar și pentru computerele moderne. Prin urmare, fiecare calcul al moleculelor individuale este o lucrare creativă separată.

Cu toate acestea, s-a dovedit că diagrama energetică pentru moleculele homonucleare binare ale elementelor din a doua perioadă a sistemului periodic al lui D.I. Mendeleev este universală și are forma:

Uneori, literatura oferă diagrame diferite pentru elemente B ,C,N și ulterioare O, F, Ne , cu toate acestea, studii ale proprietăților magnetice ale moleculei B2 la temperaturi ultrascăzute nu confirmă fără echivoc necesitatea complicarii formei diagramelor energetice pt B,C,N.

Molecule dia- și paramagnetice. Multiplicitatea legăturilor conform MO LCAO.

Unul dintre avantajele serioase ale metodei MO LCAO în comparație cu metoda HS este o descriere mai corectă a proprietăților magnetice ale moleculelor și, în special, o explicație a paramagnetismului oxigenului molecular. 6

Să ne amintim structura moleculei de oxigen conform MHS, pe care am considerat-o mai devreme. Conform acestei structuri, toți electronii de valență șiși -legături într-o moleculă O2 formează perechi de electroni și spinul total al moleculei este zero.

Structura orbitalilor acestei molecule după metoda MO LCAO, obținută prin umplerea cu electroni MO conform diagramei energetice de mai sus, are forma:

După cum se poate vedea din această diagramă, molecula de oxigen conține doi electroni neperechi pe antilegătură.
și
orbitali. Momentele lor magnetice se adună și dau momentul magnetic total al moleculei. Experimentul arată că momentul magnetic al moleculei de oxigen este 2,8(Momentul magnetic intrinsec al unui electron este 1). Ținând cont că momentul magnetic total, pe lângă momentul electronic intrinsec, îl include pe cel orbital, acordul cantitativ mărturisește foarte convingător în favoarea validității metodei MO.

În prezența unui moment magnetic, materia devineparamagnetic -este „atras de un magnet”. 7 În absența unui moment magnetic, substanța diamagnetic - este „împins afară” de câmpul magnetic. 8

Pe lângă proprietățile magnetice, analiza diagramelor energetice ale MO LCAO face posibilă determinareamultiplicitatea (sau ordinea) unei legături chimice (CS sau PS).

KS \u003d ½ (N legături - N razr)

unde N este conectat este numărul total de electroni din orbitalii de legătură; N res este numărul total de electroni din orbitalii antilegători).

Am luat în considerare diverse cazuri de manifestare și descriere a legăturilor chimice covalente. Acesta este principalul tip de legătură chimică, deoarece marea majoritate a elementelor chimice au motivul apariției sale - prezența electronilor de valență.

Cu toate acestea, în unele cazuri de interacțiune a atomilor, apar condiții speciale care dau naștere unor tipuri speciale de legături, pe care le vom lua în considerare în prelegerea următoare.

Când se formează o legătură chimică, are loc o redistribuire în spațiu a densităților de electroni care au aparținut inițial diferiților atomi. Deoarece electronii de la nivelul exterior sunt cei mai puțin puternic legați de nucleu, acești electroni joacă rolul principal în formarea unei legături chimice. Numărul de legături chimice formate de un atom dat într-un compus se numește valență. Electronii implicați în formarea unei legături chimice se numesc valență: pentru elementele s- și p, aceștia sunt electroni externi, pentru elementele d, electronii s externi (ultimii) și penultimii electroni d. Din punct de vedere energetic, cel mai stabil atom este cel al cărui nivel exterior conține numărul maxim de electroni (2 și 8 electroni). Acest nivel se numește complet. Nivelurile finalizate sunt foarte durabile și caracteristice atomilor de gaz nobil, astfel încât în ​​condiții normale se află în starea unui gaz monoatomic inert chimic.

Atomii altor elemente au niveluri de energie externe incomplete. În procesul unei reacții chimice, se realizează completarea nivelurilor externe, care se realizează fie prin adăugarea sau eliberarea de electroni, precum și formarea de perechi de electroni comuni. Aceste metode conduc la formarea a două tipuri principale de legături: covalente și ionice. Astfel, în timpul formării unei molecule, fiecare atom tinde să dobândească un înveliș de electroni extern stabil: fie cu doi electroni (dublet), fie cu opt electroni (octet). Această regularitate stă la baza teoriei formării unei legături chimice. Formarea unei legături chimice datorită completării nivelurilor externe în atomii care formează legătura este însoțită de eliberarea unei cantități mari de energie, adică apariția unei legături chimice are loc întotdeauna exotermic, deoarece duce la apariția unei legături chimice. de noi particule (molecule) care, în condiții normale, sunt mai stabile și, prin urmare, au mai puțină energie decât originalul. Unul dintre indicatorii esențiali care determină ce legătură se formează între atomi este electronegativitatea, adică capacitatea unui atom de a atrage electroni de la alți atomi. Electronegativitatea atomilor elementelor se modifică treptat: în perioadele sistemului periodic, de la stânga la dreapta, valoarea sa crește, iar în grupuri de sus în jos, scade.

O legătură chimică realizată datorită formării perechilor de electroni comuni (de legătură) se numește covalentă 1) Să luăm în considerare un exemplu de formare a unei legături chimice între atomi cu aceeași electronegativitate, de exemplu, o moleculă de hidrogen H2 Formarea a unei legături chimice dintr-o moleculă de hidrogen poate fi reprezentată prin două puncte: H- + -H -> H: H sau o liniuță care simbolizează o pereche de electroni: HH O legătură covalentă formată din atomi cu aceeași electronegativitate se numește non- polar. O astfel de legătură este formată din molecule diatomice formate din atomi ai unui element chimic: H 2, Cl 2 etc. 2) Formarea unei legături covalente între atomi, a cărei electronegativitate diferă ușor. O legătură covalentă formată din atomi cu electronegativitate diferită se numește legătură polară. Cu o legătură polară covalentă, densitatea de electroni dintr-o pereche comună de electroni este mutată la un atom cu o electronegativitate mai mare. Moleculele H2O, NH3, H2S, CH3Cl pot servi drept exemple. Legătura covalentă (polară și nepolară) din exemplele noastre s-a format datorită electronilor neperechi ai atomilor de legătură. Un astfel de mecanism pentru formarea unei legături covalente se numește mecanism de schimb. Un alt mecanism pentru formarea unei legături covalente este donor-acceptor. În acest caz, legătura apare din cauza a doi electroni perechi ai unui atom (donator) și a unui orbital liber al altui atom (acceptor). Un exemplu binecunoscut este formarea ionului de amoniu: H++:NH 3 -> [H: NH3 | +<=====>NH4+ este un acceptor de ioni donor de electroni de amoniu. Când se formează ionul de amoniu, perechea de electroni de azot devine comună pentru atomii de N și H, adică apare o a patra legătură, care nu diferă de ceilalți trei. Ele sunt descrise în același mod:

O legătură ionică are loc între atomii a căror electronegativitate diferă brusc. Luați în considerare metoda de formare folosind exemplul clorurii de sodiu NaCl. Configuraţia electronică a atomilor de sodiu şi clor poate fi reprezentată ca: 11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Zs2 3p5 Cum sunt acești atomi cu niveluri de energie incomplete. Evident, pentru a le completa, este mai ușor pentru un atom de sodiu să cedeze un electron decât să adauge șapte și este mai ușor pentru un atom de clor să adauge un electron decât să cedeze șapte. Într-o interacțiune chimică, atomul de sodiu cedează complet un electron, iar atomul de clor îl acceptă. Schematic, aceasta poate fi scrisă ca: Na. -- l e --> Na+ ion de sodiu, înveliș stabil de opt electroni 1s2 2s2 2p6 datorită celui de-al doilea nivel de energie. :Cl + 1e -->.Cl - ion de clor, înveliș stabil de opt electroni. Între ionii Na+ și Cl- apar forțe de atracție electrostatică, în urma cărora se formează un compus.

O legătură chimică realizată prin atracție electrostatică între ioni se numește legătură ionică. Compușii formați prin atracția ionilor se numesc ionici. Compușii ionici constau din molecule individuale numai în stare de vapori. În stare solidă (cristalină), compușii ionici constau din ioni pozitivi și negativi aranjați în mod regulat. Nu există molecule în acest caz. Compușii ionici formează elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor I și II și ale principalelor subgrupe ale grupelor VI și VII, care sunt puternic diferite în ceea ce privește electronegativitatea. Există relativ puțini compuși ionici. De exemplu, sărurile anorganice: NH4Cl (ionul de amoniu NH4 + și ionul de clor Cl-), precum și compușii organici asemănătoare sărurilor: alcoolați, sărurile acidului carboxilic, sărurile aminelor Legătura covalentă nepolară și legătura ionică sunt două cazuri limitative de electroni. distribuția densității. O legătură nepolară corespunde unei distribuții uniforme a unui nor de electroni de legare între atomi identici. Dimpotrivă, cu legătura ionică, norul de electroni de legare aparține aproape în întregime unuia dintre atomi. În majoritatea compușilor, legăturile chimice sunt intermediare între aceste tipuri de legături, adică realizează o legătură covalentă polară.

Legătura metalică există în metale în stare solidă și lichidă. În conformitate cu poziția în sistemul periodic, atomii de metal au un număr mic de electroni de valență (1-3 electroni) și energie de ionizare scăzută (detașarea electronilor). Prin urmare, electronii de valență sunt slab reținuți în atom, se desprind ușor și au capacitatea de a se mișca în tot cristalul. În nodurile rețelei cristaline ale metalelor există atomi liberi, cai încărcați pozitiv, iar o parte din electronii de valență, mișcându-se liber în volumul rețelei cristaline, formează un „gaz de electroni” care asigură comunicarea între atomii de metal. Legătura care este realizată de electroni relativ liberi între ionii metalici dintr-o rețea cristalină se numește legătură metalică. O legătură metalică ia naștere din cauza socializării electronilor de valență de către atomi. Cu toate acestea, există o diferență semnificativă între aceste tipuri de comunicare. Electronii care realizează o legătură covalentă se află în principal în imediata vecinătate a celor doi atomi legați. În cazul unei legături metalice, electronii de legătură călătoresc în întreaga bucată de metal. Aceasta determină caracteristicile generale ale metalelor: luciu metalic, bună conductivitate a căldurii și electricității, maleabilitatea, plasticitatea etc. O proprietate chimică comună a metalelor este capacitatea lor de reducere relativ mare.

Legăturile de hidrogen se pot forma între un atom de hidrogen legat de un atom al unui element electronegativ și un element electronegativ având o pereche liberă de electroni (O,F,N). Legătura de hidrogen se datorează atracției electrostatice, care este facilitată de dimensiunea mică a atomului de hidrogen și, parțial, de interacțiunea donor-acceptor. Legătura de hidrogen poate fi intermoleculară și intramoleculară. Legăturile 0-H au un caracter polar pronunțat: legătura de hidrogen este mult mai slabă decât legătura ionică sau covalentă, dar mai puternică decât interacțiunea intermoleculară. Legăturile de hidrogen determină unele dintre proprietățile fizice ale substanțelor (de exemplu, punctele de fierbere ridicate). Legăturile de hidrogen sunt deosebit de frecvente în moleculele de proteine, acizi nucleici și alți compuși importanți biologic, oferindu-le o anumită structură spațială (organizare).

Energia de legătură (Eb). Cantitatea de energie eliberată în timpul formării unei legături chimice se numește energia legăturii chimice [kJ/mol]. Pentru compușii poliatomici se ia valoarea medie a acestuia. Cu cât Eb este mai mare, cu atât molecula este mai stabilă.

Lungimea legăturii (lsv). Distanța dintre miezuri dintr-un compus. Cu cât lungimea legăturii este mai mare, cu atât energia legăturii este mai mică.

Metoda legăturilor de valență.

• A) o legătură chimică între doi atomi apare ca urmare a suprapunerii AO cu formarea perechilor de electroni.
• B) atomii care intră într-o legătură chimică schimbă electroni între ei, care formează perechi de legătură. Energia schimbului de electroni între atomi (energia de atracție a atomilor) aduce principala contribuție la energia legăturii chimice. O contribuție suplimentară la energia de legare vine din forțele Coulomb ale interacțiunii particulelor.
• C) în conformitate cu principiul Pauli, o legătură chimică se formează numai atunci când interacționează electroni cu spini diferiți.
• D) caracteristicile unei legături chimice (energie, lungime, polaritate) sunt determinate de tipul de suprapunere AO.

Metoda legăturilor de valență. Legătura covalentă este îndreptată spre suprapunerea maximă a AO a atomilor care reacţionează.

Valenţă. Capacitatea unui atom de a adăuga sau înlocui un anumit număr de alți atomi pentru a forma legături chimice.

La trecerea la o stare excitată, unul dintre electronii perechi trece într-un orbital liber al aceleiași învelișuri.

Mecanism donor-acceptor: o pereche de electroni comună se formează datorită perechii de electroni singure a unui atom și orbitalului liber al altui atom.

Metoda orbitalilor moleculari. Electronii dintr-o moleculă sunt distribuiți peste MO, care, ca și AO, sunt caracterizați printr-o anumită energie și formă. MO acoperă întreaga moleculă. Molecula este considerată ca un singur sistem.

• 1. Numărul de MO este egal cu numărul total de AO din care este combinat MO.
• 2. Energia unor MO se dovedește a fi mai mare, altele - mai mică decât energia AO originală. Energia medie MO obținută dintr-un set de AO coincide aproximativ cu energia medie a acestor AO.
• 3. Electronii umplu MO, precum și AO, în ordinea crescătoare a energiei, în timp ce sunt respectate principiul de excludere Pauli și regula lui Hund.
• 4. AO-urile sunt combinate cel mai eficient cu acele AO care sunt caracterizate prin energii comparabile și simetrie corespunzătoare.
• 5. Ca și în metoda VS, rezistența legăturii în metoda MO este proporțională cu gradul de suprapunere a orbitalilor atomici.

Ordinea și energia comunicării. Ordin de comunicare n=(Nsv-Nr)/2. Nb este numărul de e pe orbitalii moleculari de legătură, Np este numărul de e pe orbitalii moleculari care se slăbesc.

Dacă Nsv = Np, atunci n=0 și molecula nu se formează. Pe măsură ce n crește, energia de legare crește în molecule de același tip. Spre deosebire de metoda AO, metoda MO presupune că o legătură poate fi formată de un singur electron.

Conexiuni complexe. Compuși complecși care au legături covalente formate prin mecanismul donor-acceptor

Tutorial

2. Astrahan

Legătură chimică: Manual / Ryabukhin Yu. I. - Astrakhan: Astrakhan. stat tehnologie. un-t, 2013. - 40 p.

Conceput pentru studenții de la specialități de inginerie și non-chimice.

Corespunde standardelor educaționale de stat ale învățământului profesional superior

Ilustr.: 15 pic., Tabel: 1, bibliografie: 6 titluri, ap.

Tipărită prin hotărâre a catedrei „Chimie generală, anorganică și analitică” (protocol Nr. __ din data de _________ 2013)

Revizor: Cand. chimic. Științe, conferențiar Lebedeva A.P.

© Ryabukhin Yu.I., 2013

© ASTU, 2013

INTRODUCERE

În natură, elementele chimice sub formă de atomi liberi (cu excepția gazelor nobile - elemente din grupa VIIIA) practic nu se găsesc. De obicei, atomii unui element chimic interacționează fie între ei, fie cu atomii altor elemente, formând legături chimice cu aspect de substanțe simple sau, respectiv, complexe. În același timp, moleculele diferitelor substanțe interacționează între ele.

Doctrina legăturii chimice este baza întregii chimie teoretice.

Legatura chimica 1 - acesta este un set de forțe care leagă atomii între ei în structuri mai stabile - molecule sau cristale.

Formarea moleculelor și a cristalelor se datorează în principal atracției coulombiane dintre electroni și nuclee atomice.

Natura legăturii chimice a fost înțeleasă abia după descoperirea legilor mecanicii cuantice (unde) care guvernează microlumea. Teoria modernă răspunde la întrebările de ce apare o legătură chimică și care este natura forțelor acesteia.

Formarea legăturilor chimice este un proces spontan; altfel, nu ar exista nici substante simple, nici complexe. Din punct de vedere termodinamic, motivul formării unei legături chimice este o scădere a energiei sistemului.

Formarea unei legături chimice este însoțită de eliberarea de energie, iar ruperea acesteia necesită cheltuirea energiei.

Caracteristicile unei legături chimice sunt energia și lungimea acesteia.

Energia de legătură chimică este energia eliberată în procesul formării sale și care îi caracterizează puterea; energia de legare este exprimată în kJ per mol de substanță formată (E Sf. , kJ/mol) 2 .

Cu cât energia unei legături chimice este mai mare, cu atât legătura este mai puternică. Energia legăturii chimice a unei molecule diatomice este estimată comparând-o cu starea anterioară formării ei. Pentru moleculele poliatomice cu același tip de legătură, se calculează energia medie a legăturii chimice (de exemplu, pentru H2O sau CH4).

Energia medie de legătură chimică este determinată prin împărțirea energiei de formare a unei molecule la numărul de legături ale acesteia.

Lungimea legăturii chimice numită distanța dintre nucleele atomilor dintr-o moleculă.

Lungimea legăturii este determinată de mărimea atomilor de legătură și de gradul de suprapunere a învelișurilor lor de electroni.

De exemplu, pentru fluorură de hidrogen și iodură de hidrogen:

l HF< l SALUT

În funcție de tipul de particule conectate (atomi sau molecule), există legături intramoleculare prin care se formează molecule și legături intermoleculare, conducând la formarea de asociați din molecule sau la legarea atomilor grupărilor funcționale individuale într-o moleculă. Aceste tipuri de legături diferă foarte mult ca energie: pentru legăturile intramoleculare, energia este de 100–1000 kJ/mol 1, iar pentru legăturile intermoleculare, de obicei nu depășește 40 kJ/mol.

Luați în considerare educația intramolecular legătură chimică pe exemplul interacţiunii atomilor de hidrogen.

Când doi atomi de hidrogen se apropie unul de celălalt, are loc o interacțiune puternică de schimb între electronii lor cu spini antiparaleli, ceea ce duce la apariția unei perechi de electroni comune. Aceasta crește densitatea de electroni în spațiul internuclear, ceea ce contribuie la atragerea nucleelor, atomilor care interacționează. Ca urmare, energia sistemului scade și sistemul devine mai stabil - legătură chimică(Fig. 1).

Orez. 1. Diagrama energetică a formării unei legături chimice între atomii de hidrogen

Sistemul are un minim de energie la o anumită distanță între nucleele atomilor; odata cu apropierea in continuare a atomilor, energia creste datorita cresterii fortelor de respingere intre nuclei.

În funcție de modul în care perechea de electroni comună interacționează cu nucleele atomilor care se unesc, există trei tipuri principale de legături chimice: legături ovale, ionice, metalice și de hidrogen.

Compararea datelor privind numărul de electroni din învelișul exterior cu numărul de legături chimice pe care le poate forma un anumit atom a arătat că principiile formării legăturilor chimice, relevate în studiul moleculei de hidrogen, sunt valabile și pentru alți atomi. Acest lucru se datorează faptului că legătura este de natură electrică și este formată din doi electroni (câte unul de la fiecare atom). Prin urmare, ar trebui de așteptat o corelație între prima energie de ionizare (PEI) a atomilor (având o origine electrostatică) și energia lor de legare în moleculele diatomice.

Datele experimentale privind determinarea energiei de legare pentru un număr de molecule diatomice (în fază gazoasă) formate din atomi din perioadele a 2-a și a 3-a sunt prezentate în Tabelul 4.2 și în Fig. 4.2.1.

Tabelul 4.2

Orez. 4.2-1 Energia de legare în molecule din elementele perioadei a doua și a treia în funcție de PEI-ul elementului

Aceste date (vezi Tabelul 4.2, Fig. 4.2-1) arată că energia de legare între atomi este practic independentă de SEI al atomilor legați.

Este posibil ca în moleculele diatomice (unde există mai mult de un electron) legătura să se formeze după un mecanism diferit și să existe adiţional forțe ignorate anterior de noi?

Înainte de a trece la identificarea acestor forțe, să încercăm să explicăm acest lucru independenţă pe baza interacţiunilor existente.
Să începem prin a examina factorii suplimentari care explică lipsa corelației așteptate și independenţă date experimentale privind măsurarea PEI din energia de legare în moleculele diatomice.
Împărțim tabelul (4.2) în patru grupuri:

Grupa A include molecule formate din atomi identici cu o energie de legare sub 40 kJ/mol. În faza gazoasă, aceste molecule se descompun în atomi.

Grupa B include molecule diatomice formate din atomi identici, energia de legare în care variază de la 400 kJ/mol până la 1000 kJ/mol. Într-adevăr, energia de legare din aceste molecule diferă semnificativ în sus în comparație cu energia de legare din molecula de hidrogen, care este de 429 kJ/mol.

grupCU include molecule diatomice formate din diferiți atomi, a căror energie de legare variază de la 340 kJ/mol la 550 kJ/mol.

grupD include molecule diatomice cu atomi identici, a căror energie de legare este de 50-350 kJ/mol.

MASA 4.4
ENERGIE DE COMUNICAREÎN MOLECULE

Înainte de a începe explicația, să clarificăm problemele pe care trebuie să le acoperim.
Primulîntrebare:
De ce energia de legare între atomii multielectroni este mult mai mică sau mult mai mare (Tabelul 4.2) decât într-o moleculă de hidrogen (H2)?

Pentru a explica deviația semnificativă a energiei de legare din moleculele poliatomice de la energia de legare din molecula de hidrogen, este necesar să ne aprofundăm înțelegerea motivului pentru care numărul de electroni din învelișul exterior este limitat.
Atașarea unui electron la un atom are loc atunci când există un câștig de energie sau, cu alte cuvinte, dacă absolut valoarea energiei potenţiale a sistemului atom + electron crește ca urmare a legăturii dintre electron și atom. Datele privind afinitatea unui atom pentru un electron, indicate în Tabelul 4.3, ne oferă valoarea numerică a câștigului de energie atunci când un electron este atașat unui atom.

masa 4.3

Atunci când un electron este atașat unui atom, energia totală de atracție a electronilor către nucleu crește din cauza creșterii numărului de electroni atrași de nucleu. Pe de altă parte, energia repulsiei interelectronilor crește din cauza creșterii numărului de electroni. Adică atașarea unui electron la un atom are loc dacă, ca urmare a acestei conexiuni, câștigul în energie de atracție este mai mare decât pierderea de energie din cauza creșterii energiei de repulsie.

Calcularea modificării energiei atunci când un electron este adăugat unui atom hidrogen oferă un câștig de energie de 3,4 eV. Adică atomul de hidrogen trebuie să aibă o afinitate electronică pozitivă. Acesta este ceea ce se observă în experiment.

Un calcul similar al schimbării energiei potențiale atunci când un electron este atașat la un atom heliu arată că adăugarea unui electron nu duce la creșterea energiei potențiale, ci la scăderea acesteia. Într-adevăr, afinitatea atomului de heliu, conform experimentului, este mai mică decât zero.

Prin urmare, posibilitatea de a atașa sau nu atașarea unui electron la un atom este determinată de diferențele în modificarea valorilor absolute ale energiei potențiale de atracție a tuturor electronilor la nucleu și de repulsie interelectronică reciprocă. Dacă această diferență este mai mare decât zero, atunci electronul se va uni, iar dacă este mai mică decât zero, atunci nu.

Datele privind afinitatea atomilor pentru electronul prezentate în tabelul 4.3 arată că pentru atomii din perioadele 1, 2 și 3, pe lângă fi,mg,ne,Ar creșterea energiei de atracție în timpul atașării electronilor la nucleu este mai mare decât creșterea energiei de repulsie.
În cazul atomilor fi,mg,ne,Ar, creșterea energiei de atracție în timpul atașării electronilor la nucleu este mai mică decât creșterea energiei de repulsie interelectronilor. O confirmare independentă a acestei concluzii este informația despre PEI pentru atomii din perioadele a 2-a și a 3-a, prezentate în Tabelul 4.2 (grupa A).

Atunci când se formează o legătură chimică, numărul de electroni din învelișurile exterioare ale atomilor crește cu un electron și, conform calculului modelului moleculei de hidrogen H2, sarcinile efective ale atomilor legați se modifică. Sarcinile efective ale nucleilor legați se modifică datorită atracției nucleelor ​​încărcate și datorită creșterii numărului de electroni din învelișurile exterioare ale atomilor legați.

Într-o moleculă de hidrogen, apropierea nucleelor ​​duce la o creștere a forței de atracție a electronilor de legare la nuclee cu 50%, ceea ce este egal cu o creștere a sarcinii efective a nucleelor ​​legate cu 0,5 unități de protoni (vezi capitolul 3) .

În ceea ce privește câștigul de energie, formarea legăturilor este ceva ca un proces intermediar între atașarea unui electron la un atom neutru (afinitate electronică măsurată) și atașarea unui electron la un atom a cărui sarcină nucleară crește cu 1 unitate.

Conform tabelului 4.3, la trecerea de la litiu (PEI - 519 kJ/mol) la beriliu (PEI - 900 kJ/mol), PEI crește cu 400 kJ/mol, iar când trece de la beriliu la bor (PEI - 799 kJ/mol). ) câștigul de energie scade la 100 kJ/mol.
Amintiți-vă că învelișul exterior de electroni a borului are 3 electroni, iar învelișul exterior al beriliului are 2 electroni. Adică, atunci când un electron se unește cu beriliul cu o creștere simultană a sarcinii nucleare cu o unitate de proton, electronul legat intră în învelișul exterior al beriliului, în timp ce câștigul de energie va fi cu 100 kJ/mol mai mic decât atunci când un electron intră în învelișul exterior. de litiu (în timpul trecerii de la litiu la beriliu).

Acum, scăderea bruscă a energiei de legare a atomilor cu afinitate negativă atom-electron, indicată în tabelul 4.3, este destul de de înțeles. Cu toate acestea, chiar dacă ne,fi,mg,Ar nu atașați electroni, ei creează molecule, pentru că sarcina nucleară efectivă crește. Energia de legare din aceste molecule (grup A) este mult mai scăzută decât în ​​alte molecule.

Acum hai să răspundem al doileaîntrebare: De ce energia de legare în moleculele diatomice din grupa B este prezentată în tabelul 4.2. De 1,5-2 ori mai mare decât energia de legare din molecula de hidrogen?

Pe învelișurile exterioare ale atomilor de carbon (C) azot (N) si oxigen (o) sunt, respectiv, 4, 5 și 6 electroni. Numărul de legături pe care le formează acești atomi este limitat de numărul de electroni suplimentari care pot intra în învelișul exterior atunci când se formează legătura. Deci atomi de carbon (C) azot (N) si oxigen (O) pot forma 4, 3 și, respectiv, 2 legături chimice. În consecință, între cei doi atomi prezentați în tabelul 4.4 se pot forma nu una, ci mai multe legături chimice, ceea ce implică un câștig de energie mult mai mare, comparativ cu formarea unei legături într-o moleculă diatomică, unde atomii legați au 1 electron. în învelișul exterior

Dacă atomii sunt legați printr-o legătură chimică, atunci o astfel de legătură se numește legătură simplă. legătură chimică sau legătură chimică comună. Când atomii sunt legați prin mai multe legături chimice (duble sau triple), astfel de legături sunt numite legături multiple. Legături multiple, de exemplu, în moleculele de azot (N 2) si oxigen (O2) sunt descrise prin formule structurale: N ≡ Nși O=O.

Acum luați în considerare grupul CU: De ce energia de legare în unele dintre moleculele diatomice formate din atomi diferiți este mult mai mare decât în ​​alte molecule care sunt compuse din aceiași atomi?

Să dezasamblam molecula NaCl. Atomii de sodiu și de clor sunt foarte diferiți ca afinitate electronică. Prezentăm formarea legăturilor ca un proces în două etape. În prima etapă, câștigul de energie se obține datorită afinității atomilor pentru electroni. Adică, din acest punct de vedere, câștigul de energie în timpul formării unei molecule Cl2, trebuie să fie mai mare decât la formarea unei molecule NaCl prin diferența în afinitatea lor electronică.

La calcularea moleculei de hidrogen (Capitolul 3), energia de legare (energia necesară pentru a separa moleculele în atomi) a fost suma a două componente:

diferența dintre energia electronică a unei molecule de hidrogen și a doi atomi de hidrogen;

energie suplimentară cheltuită pentru încălzirea moleculelor neseparate.

Calculând prima componentă, calculăm energia moleculei, care este egală cu diferența dintre energia de atracție a nucleelor ​​atomilor de hidrogen la perechea de electroni de legare și suma energiei de respingere a forțelor interelectronice și internucleare.

Pentru a estima energia de atracție a nucleelor ​​de perechi de electroni de legare, precum și pentru a estima energia de repulsie a interelectronilor, trebuie mai întâi să aflăm valoarea sarcinii efective a nucleelor ​​legate.

Potențialul de ionizare și energia de legare în moleculele diatomice