Содержание

Содержание
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ............................................................................................................. 2
Квантово-механические представления об образовании химической связи. ............. 2
Метод валентных связей. Ковалентная связь. .................................................................. 3
Механизмы образования ковалентных связей. ................................................................... 4
Свойства связи. ...................................................................................................................... 5
1. Энергия связи ................................................................................................................. 5
2. Длина связи .................................................................................................................... 5
3. Направленность химической связи.............................................................................. 5
Теория гибридизации. .................................................................................................. 7
4. Кратность связи ........................................................................................................... 10
5. Валентность. Насыщаемость. ..................................................................................... 12
Правила составления валентных схем .................................................................... 15
6. Полярность связи. Полярность молекул. .................................................................. 16
Заключение........................................................................................................................... 18
Метод молекулярных орбиталей ........................................................................................ 19
Молекула водорода Н2 ........................................................................................................ 21
Гомоядерные молекулы, образованные атомами II периода .......................................... 23
Гетероядерные молекулы ................................................................................................... 24
Ионная связь .......................................................................................................................... 25
Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решетка. ........................... 26
Водородная связь ................................................................................................................... 28
Силы межмолекулярного взаимодействия ...................................................................... 29
Литература .................................................................................................................................. 30
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Взаимодействие атомов, приводящее к образованию молекул простых и сложных
веществ, ионов, а также кристаллов, называют химической связью. Это взаимодействие
сопровождается изменением электронной плотности, т.е. перегруппировкой электронов в
поле ядер взаимодействующих атомов, а так же изменением энергетического состояния
системы.
В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе
различают следующие типы химической связи:
ковалентная;
ионная;
металлическая;
водородная;
силы межмолекулярного взаимодействия.
Квантово-механические представления об образовании химической
связи.
Поскольку силы, действующие внутри молекулы, аналогичны тем, которые действуют
внутри атома, то квантово-механическое описание строения молекул получают на основе
приближенного решения волнового уравнения Шредингера. Впервые такой расчет был
проведен в 1927г. Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода.
Записанное ими уравнение учитывало следующие виды взаимодействия:
силы притяжения между ядрами и электронами;
силы отталкивания между ядрами и между электронами;
собственное движение электронов, т.е. учтены спиновые характеристики.
В результате расчета впервые были получены значения энергии связи, которые
хорошо согласовывались с экспериментальными данными. Решение волнового уравнения
можно представить графически (рис. 1).
Е
(1) Н
Е0
Н
+
r
r0
(2) Н
+
Н
Рис.1. Изменение потенциальной энергии системы (E) при образовании молекулы
водорода из атомов. Е0 – энергия системы, состоящей из двух
невзаимодействующих атомов; r – расстояние между ядрами.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Если в атомах спины электронов параллельны, сближение атомов будет приводить к
постоянному возрастанию энергии системы и химическая связь между атомами не
образуется (кривая 1).
При атипараллельных спинах сближение атомов водорода до расстояния r0
сопровождается уменьшением потенциальной энергии системы (кривая 2), дальнейшее
сближение атомов ведет к увеличению энергии, вследствие возрастания межъядерного
отталкивания. Таким образом, кривая (2) проходит через минимум, это говорит о том, что
образуется устойчивая молекула Н2, а r0 = 0,074 нм соответствует равновесной длине
связи в молекуле водорода.
Гейтлер и Лондон показали, что электронная плотность в области между ядрами в
молекуле водорода оказывается выше, чем простое наложение электронной плотности
атомов. Эта повышенная плотность электронного заряда между ядрами и удерживает их
вместе. Таким образом, общая электронная пара двух ядер обуславливает химическую
связь в молекуле.
Дальнейшее развитие теории строения молекул привело к возникновению двух
основных методов, описывающих химическую связь: метод валентных связей и метод
молекулярных орбиталей. Каждый из этих методов обладает преимуществами при
описании одних явлений и недостатками при описании других, но в высших своих
приближениях они приводят к практически одинаковым результатам, достигаемым,
однако, разной ценой.
Метод валентных связей. Ковалентная связь.
В основе метода валентных связей (ВС) лежит положение о том, что каждая молекула
составлена из атомов, и для объяснения электронного строения молекулы используют
атомные орбитали, причем в образовании связей участвуют только внешние орбитали
атомов, называемые валентными.
Согласно методу ВС каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи
одной или нескольких общих электронных пар. Таким образом, ковалентная связь
образуется с участием двух электронов, которые находятся в поле действия двух ядер
взаимодействующих атомов, т.е. связь является двухцентровой (два ядра),
двухэлектронной, локализованной (электронная плотность сосредоточена в пространстве
между ядрами и стягивает их) и образование ковалентной связи происходит за счет
перекрывания валентных электронных орбиталей взаимодействующих атомов.
При изображении электронной структуры молекул с помощью валентных схем общую
электронную пару условно обозначают чертой ( ). Например, для молекулы водорода
орбитальная диаграмма и валентная схема будут выглядеть, как показано на рис. 2.
Н2
Н 1s1
Н-Н
Н 1s1
Орбитальная диаграмма
Валентная схема
Рис. 2. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы водорода.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Механизмы образования ковалентных связей.
1. Обменный механизм - атомы предоставляют на образование химической связи
одноэлектронные облака, которые перекрываются:
A
+
B
А
В
условное обозначение А
В
Пример: Сl2
Cl … 3s23p5
Cl … 3s23p5
Cl - Cl
Cl
Cl
Орбитальная диаграмма
Валентная схема
В орбитальной диаграмме изображают только те орбитали, которые участвуют в
образовании ковалентных связей.
2. Донорно-акцепторный механизм – один атом (донор) предоставляет на образование
связи двухэлектронную орбиталь, другой (акцептор) – свободную орбиталь,
которые перекрываются.
A
+
B А
В
условное обозначение А В
донор акцептор
(направление стрелки от донора к акцептору)
Пример: NH4+
N … 2s22p3
H 1s1
3 связи по обменному механизму
H 1s1
1 связь по донорно-акцепторному механизму
H 1s1
H+ 1s0
H
+
H N H
H
Валентная схема (без учета валентных углов)
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Свойства связи.
Любую химическую связь можно характеризовать, используя понятия: энергия связи,
длина связи, направленность, кратность, полярность, насыщаемость.
1. Энергия связи
При образовании молекул из атомов энергия выделяется. Для того, чтобы разрушить
молекулы, надо разорвать химические связи, т.е. затратить энергию.
Энергия связи – это количество энергии, которое выделяется при образовании моля
связей из нейтральных невозбужденных газообразных атомов. Энергия связи является
мерой прочности любой химической связи, чем больше энергия связи, тем прочнее связь.
Энергия связи измеряется в эВ, ккал/моль или кДж/моль.
Например, Н + Н = Н2 , Носвязи = -435 кДж/моль
Энтальпию химической связи можно вычислить, используя справочные
термодинамические данные.
2. Длина связи
Длина связи – это расстояние между ядрами атомов в молекуле, которое соответствует
минимуму энергии. Длина связи всегда меньше, чем сумма радиусов взаимодействующих
атомов. Чем прочнее связь, тем меньше расстояние между ядрами, тем меньше длина
связи.
Например, длина связи в молекуле водорода составляет 0,074 нм.
3. Направленность химической связи
Поскольку электронные облака (кроме s) направлены в пространстве определенным
образом, то и химические связи в молекулах, образуемые с их участием тоже направлены
друг относительно друга под определенными углами, которые называются валентными
углами.
Молекула SF2
Оценим валентные возможности атомов:
S … 3s23p4
F … 2s22p5
F … 2s22p5
У атома серы имеется две одноэлектронные валентные орбитали, следовательно, сера
может образовать две связи по обменному механизму. В свою очередь, каждый атом
фтора имеет по одной одноэлектронной орбитали, следовательно, каждый атом фтора
способен образовать одну связь по обменному механизму. Таким образом, в молекуле
образуется две ковалентные связи по обменному механизму при перекрывании рорбиталей атома серы с р-орбиталями атомов фтора. Поскольку две р-орбитали атома
серы направлены под углом 90º друг относительно друга, поэтому и образуемые ими связи
будут направленны в пространстве под валентным углом 90º друг к другу. Форма
молекулы уголковая (рис. 3).
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
S
S
F
90º
F
F
F
Рис.3. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы SF2
Аналогичную уголковую форму будут иметь другие молекулы (Н2S, H2Se), в которых
центральный атом образует связи за счет двух р-орбиталей, направленных под углом 90º.
Молекула РН3
Аналогично рассмотренному примеру сначала оценим валентные возможности
атомов:
Р … 3s23p3
Н
1s2
Н
1s2
Н
1s2
3 одноэлектронных орбитали
3 связи по обменному механизму
1 одноэлектронная орбиталь
1 связь по обменному механизму
Следовательно, в молекуле РН3 три ковалентные связи, образованные перекрыванием
трех р-орбиталей атомов фосфора с тремя s-орбиталями атомов водорода, с валентными
углами между ними 90º. Такую же форму будут иметь и другие молекулы, в которых
центральный атом образует связи за счет трех р-орбиталей, направленных под углом 90º.
Геометрическая форма – треугольная пирамида. Орбитальная диаграмма представлена на
рис. 4.
Р
валентный угол 900
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Рис. 4. Орбитальная диаграмма и геометрическая форма молекулы РН3
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Теория гибридизации.
Рассмотрим молекулу ВеСl2. Такие отдельные молекулы могут существовать только
при повышенной температуре в виде пара.
Ве … 2s2
Неспаренных электронов у невозбужденного атома Ве нет, тем не менее молекула
существует. Можно предположить, что при поглощении энергии происходит
“распаривание электронов” и переход одного из них на ближайшую по энергии орбиталь.
Затраты энергии на этот переход не должны превышать энергии связи, иначе связь не
образуется.
Ве … 2s2
Ве* … 2s12р1
Причем, экспериментальные данные свидетельствуют о том, что обе связи абсолютно
равноценны, значит и орбитали бериллия, образующие их должны быть равноценны, а
валентный угол равен 180º, то есть молекула является линейной.
Для объяснения этих фактов была предложена теория о гибридизации атомных
орбиталей. Гибридизация – это выравнивание валентных атомных орбиталей по форме и
энергии. Гибридизация обеспечивает образование более прочных связей за счет более
симметричного распределения электронной плотности в молекуле в целом.
Условия гибридизации:
1. В гибридизации могут участвовать любые близкие по энергии орбитали –
одноэлекронные, двухэлектронные, пустые.
2. Гибридных орбиталей образуется столько же, сколько атомных орбиталей участвует в
гибридизации.
3. Гибридные орбитали располагаются в пространстве симметрично, отталкиваясь на
максимальные и, как правило, равные углы.
Таким образом, в атоме Ве после распаривания электронов происходит гибридизация
атомных s- и р-орбиталей, в результате образуются две гибридные орбитали. Гибридные
орбитали имеют форму несимметричной гантели и обозначаются буквой q. Такая
гибридизация называется sp-гибридизайией.
Следовательно получим, что в молекуле ВеС12 образуется две связи при перекрывании
q-орбиталей атома бериллия и р-орбиталей атомов С1. Валентный угол составляет 180º.
Геометрическая форма молекулы линейная. Орбитальная диаграмма и валентная схема
приведены на рис. 5.
Cl
Ве
Cl
Cl
Be
Cl
валентный угол 1800
Рис. 5. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы BeCl2
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Молекула BF3
Центральный атом бора, находясь в основном энергетическом состоянии, имеет один
неспаренный электрон на 2р подуровне и, следовательно, может образовать только одну
связь по обменному механизму. Однако не очень большое энергетическое воздействие
переводит атом бора в возбужденное состояние, и в этом состоянии он способен
образовать три ковалентные связи.
В … 2s22р1
В* … 2s12р2
F … 2s22p5
F … 2s22p5
F … 2s22p5
В образовании ковалентных связей у атома бора будут принимать участие гибридные
орбитали. Поскольку в гибридизации принимают участие одна s-орбиталь и две рорбитали, то такую гибридизацию называют – sp2-гибридизацией. В результате
гибридизации образуется три гибридные орбитали, которые располагаются в одной
плоскости под углом 120º. Геометрическая форма называется – плоский треугольник.
Орбитальная диаграмма приведена на рис. 6.
F
F
валентный угол 120º
B
B
F
F
F
F
Рис. 6. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы BF3
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Молекула SiCl4
Прежде чем образуются химические связи в молекуле SiCl4, должен пройти процесс
распаривания электронов в атоме кремния с 3s подуровня на 3р подуровень, и после
гибридизации, полученные четыре гибридные орбитали, участвуют в формировании
ковалентных связей с р-орбиталями атомов хлора. В гибридизации принимают участие
одна s-орбиталь и три р-орбитали, следовательно, такая гибридизация называется – sp3гибридизацией. Образовавшиеся четыре гибридные орбитали ориентированы в
пространстве под углом 109,5º и молекула будет иметь тетраэдрическую форму.
Орбитальная диаграмма и геометрическое строение молекулы приведены на рис. 7.
Si … 3s23р2
Si* … 3s13р3
Сl … 3s23p5
Cl … 3s23p5
Cl … 3s23p5
Cl … 3s23p5
Cl
валентный угол 109,5º
Cl
Si
Si
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Рис. 7. Орбитальная диаграмма и геометрическая форма молекулы SiCl4
Рассмотренные примеры не охватывают всех типов гибридизации при описании
химической связи. Например, теория гибридизации широко используется для описания
химической связи в комплексных соединениях d-элементов, где встречается sp3d2гибридизация, d2sp3-гибридизация, dsp2-гибридизация. В табл. 1 указана геометрическая
форма простейших молекул в зависимости от условий образования химических связей.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Таблица 1.
Геометрическая форма простейших молекул
Тип
Тип гибридизации
молекулы
орбиталей
центрального
атома
АВ2
нет
sp
АВ3
АВ4
нет
Тип орбиталей
Геометрическая
центрального
форма молекулы
атома,
участвующих в
образовании связи
р2
уголковая
2
q
линейная
3
р
треуг.
пирамида
SF2, SCl2, H2S
BeCl2, ZnCl2
PCl3, PH3, NCl3,
AsH3
sp2
q3
плоский AlCl3, BF3
треуг.
sp3
q4
SiCl4, CH4, CF4,
тетраэдр CCl4, NH4+,
AlCl4-
dsp2
q4
плоский
квадрат
АВ5
Примеры
sp3d
q5
Ni(CN)42-
PCl5
треуг.
бипирамида
АВ6
sp3d2
d2sp3
q6
Октаэдр SF6, AlF63-
4. Кратность связи
Поскольку электронные орбитали имеют различную форму, их взаимное
перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа
перекрывания атомных орбиталей различают - (сигма), - (пи) и - (дельта) связи
(последняя связь в данном курсе не рассматривается).
-Связи осуществляются при перекрывании облаков вдоль линии соединения атомов
(перекрывание “в лоб”). -Связи могут образовываться перекрыванием любых орбиталей.
Во всех выше приведенных примерах рассматривалось образование только -связей.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
-Связи возникают при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии
соединения атомов (боковое перекрывание) (рис. 8). -Связь менее прочная, чем -связь.
В связи с геометрическими особенностями в образовании -связей не могут участвовать sорбитали и гибридные орбитали.
в
а
Рис.8.
с
-Связь, образованная перекрыванием: а – р-р орбиталей, в – d-p орбиталей,
с – d-d орбиталей.
Таким образом, между двумя атомами в молекуле может быть реализована одно- двухили трехкратная связь. Согласно методу валентных связей, кратность связи – это число
электронных пар, участвующих в образовании данной связи. Одинарная связь – всегда
сигма-связь. В случае кратных связей – одна из них -связь, другие -связи.
Например, в молекуле азота образуется три химические связи – одна -связь и две
-связи.
N … 2s22p3
N … 2s22p3
На рис. 9 условно волнистыми линиями одного цвета показано образование двух
-связей во взаимно перпендикулярных плоскостях при перекрывании соответствующих
р-орбиталей двух атомов азота.
N
N
Рис. 9. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы N2
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Молекула С2Н4.
Атом углерода из основного состояния (…2s22p2) переходит в возбужденное (…2s12р3)
и в результате образуется четыре валентные одноэлектронные орбитали. В молекуле С2Н4
каждый атом углерода образует четыре связи (рис. 10): три -связи и одну -связь, таким
образом между двумя атомами углерода возникает двойная связь. У атомов углерода в
образовании -связей участвуют гибридные орбитали, в образовании -связи в данном
случае могут участвовать только р-орбитали. В результате у обоих атомов углерода
реализуется sp2-гибридизация, так как по одной р-орбитали каждого атома углерода
остаются на образование -связи. Орбитальная диаграмма молекулы представлена на рис.
10. Отметим, что молекула является плоской, а перекрывание р-орбиталей происходит в
перпендикулярном направлении к этой плоскости.
С … 2s22р2
С* … 2s12р3
на -связь
H
H
C
H
C
H
H
H
C
C
H
H
Рис. 10. Валентная схема и орбитальная диаграмма молекулы С2Н4
5. Валентность. Насыщаемость.
Валентность (ковалентность) – число ковалентных связей, которые элемент образует в
соединении или потенциально может образовать.
Насыщаемость – это способность атома взаимодействовать только с определенным
числом атомов других элементов.
Число химических связей, которые может образовать каждый атом не безгранично.
Оно определяется, во-первых, количеством валентных орбиталей (одноэлктронных,
свободных, двуэлектронных), при этом в первую очередь реализуются одноэлектронные
орбитали, затем свободные и двуэлектронные (чаще в конденсированном состоянии). Вовторых, доступностью валентных орбиталей для образования химических связей и
конечными размерами взаимодействующих атомов.
Рассмотрим валентные возможности элементов в зависимости от местоположения в
периодической системе.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
1 период
В первом периоде находится водород и имеет только одну валентную орбиталь
(s-рбиталь), т.е. водород является одновалентным.
Н 1s1
– может образовать одну ковалентную связь по обменному механизму
Н+ 1s0
– может образовать одну ковалентную связь по донорно-акцепторному
механизму, в качестве акцептора электронной пары.
2 период
Элементы 2 периода имеют четыре валентные орбитали (одну s- и три р-) на внешнем
слое и, следовательно, могут образовать максимально 4 связи:
[BF4]-,
CH4,
[NH4]+,
[H2O]n (лед).
Рассмотрим несколько примеров.
Бериллий
Ве … 2s2
Ве* … 2s12р1
Атом бериллия имеет две одноэлектронные орбитали и две свободные орбитали, т.е
максимально может образовать две ковалентные связи по обменному механизму и две
ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. То есть максимальная
валентность равна четырем.
Cl – Be – Cl
BeCl2 (газ)
Сl
BeCl2 (крист)
…
Сl
Сl
Be
Сl
Be
Сl
Сl
Be
…
n
Углерод
С … 2s22р2
С* … 2s12р3
Атом углерода практически во всех соединениях образует связи, находясь в
возбужденном состоянии и имея четыре одноэлектронные орбитали, то есть максимальная
валентность атома углерода также равна четырем. Причем, если реализуются все
валентные возможности атома углерода, то возможны следующие сочетания одинарных и
кратных связей, образованных атомами углерода, и соответствующая им гибридизация
атомных орбиталей.
C
C
sp3 – гибр.
sp2 – гибр.
Исполнитель:
C
Дата:
C
sp – гибр.
Мероприятие №
4 2 7 1
Кислород
О … 2s22p4
Атом кислорода имеет две одноэлектронные орбитали, следовательно, может образовать
две связи по обменному механизму. Именно двух валентное состояние наиболее
характерно для атома кислорода. В этом случае обязательно образуются либо две
одинарные связи, либо одна двойная связь.
О
или
О
Помимо этого, атом кислорода, переходя в возбужденное состояние, спаривает электроны,
при этом образуется одна свободная орбиталь и атом кислорода, выступая в качестве
акцептора электронной пары, может образовывать одну связь по донорно-акцепторному
механизму. В этом случае валентность атома кислорода равна одному.
О … 2s22p4
О* … 2s22p4
О*
Существуют состояния, в которых кислород реализует свою максимально возможную
валентность. Примером может служить вода в кристаллическом состоянии. Лед имеет
валентную схему, приведенную на рис. 11. Атом кислорода находится в состоянии sp3гибридизации, поэтому лед имеет тетраэдрическую структуру.
H
H
H
O
O
H
…
H
O
H
O
O
…
Рис. 11. Структура льда
3 период
Элементы 3 периода имеют 9 валентных орбиталей (одну s- , три р- и пять
d-орбиталей), но практически образуют не более шести связей, с участием одной s-, трех
р- и двух d-орбиталей: [AlF6]3-,
[SiF6]2-,
PCl5,
SF6.
Число связей больше шести возможно у некоторых элементов, но это довольно редкое
явление.
4 период
Элементы 4 периода максимально имеют валентность не более четырех:
AsO43-, SeO42-,
BrO4-.
5 период
Элементы 5 периода максимально имеют валентность не более шести:
Sb(OH)6-,
TeO66-,
IO65-.
Координационное число – число ближайших соседних частиц данного элемента.
Максимальное координационное число численно равно максимальной валентности. Если
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
в соединении координационное число и валентность максимальны, то состояние атома
называется валентно и координационно насыщенным. Например, в молекуле СН4
валентность и координационное число атома углерода равны четырем – это
координационно и валентно насыщенное соединение. В молекуле С2Н4 валентность атома
углерода равна четырем, а координационное число равно трем – это валентно насыщенное
и координационно ненасыщенное соединение. А если взять молекулу аммиака NH3, в
которой у атома азота валентность и координационное число равны трем, то это
соединение является ни валентно ни координационно ненасыщенным.
Правила составления валентных схем
1. Оценить валентные возможности всех атомов в данном соединении, сначала в
невозбужденном состоянии.
2. Учесть, что наиболее энергетически выгодна восьми электронная конфигурация –
правило октета.
Например, S … 3s23p4
Находясь в основном энергетическом состоянии, атом серы может потенциально
образовать две связи по обменному механизму и две связи по донорно-акцепторному
механизму:
S
В этом случае сера окружает себя энергетически устойчивой восьми электронной
структурой.
Напротив, для перевода атома серы в возбужденное состояние, которое характеризуется
электронной конфигурацией S* … 3s13p33d2
,
требуются некоторые энергетические затраты, которые не всегда могут быть
скомпенсированы за счет образования химических связей. Поэтому данное состояние
атома серы является энергетически менее выгодным.
3. В молекулах оксидов атомы кислорода соединяются друг с другом через
оксидообразующий элемент. Исключение составляют пероксидные соединения, в
которых атомы кислорода непосредственно связаны друг с другом. Например,
пероксид водорода Н2О2 имеет структуру Н – О – О – Н.
4. В молекулах кислот водород всегда присоединяется к кислотообразующему элементу
через атом кислорода. Существуют исключения, например фосфористая кислота
Н3РО3, в молекуле, которой один атом водорода непосредственно связан с атом
фосфора. Поэтому данная кислота является двухосновной.
Н О
Р О*
Н О
Н
5. Атом кислорода образует либо две связи по обменному механизму (одна двойная или
две одинарных), либо одну связь по донорно-акцепторному механизму, если находится
в возбужденном состоянии.
6. Атом углерода образует четыре связи по обменному механизму.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
6. Полярность связи. Полярность молекул.
Если ковалентная связь образована атомами одного элемента, то область повышенной
электронной плотности находится на одинаковом расстоянии от ядер атомов. Такая связь
называется неполярной или гомеополярной: H – H,
F – F,
N N и др.
Если ковалентная связь образована атомами различных элементов, то область
повышенной электронной плотности будет смещена к атому с наибольшей
электроотрицательностью. При этом один из атомов приобретает некоторый
отрицательный заряд, а другой – положительный. В этом случае говорят о полярной
ковалентной связи.
Например:
H
Cl
+
= 0,17 от заряда электрона
Система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на
некотором расстоянии, называется диполем. Величина дипольного момента может
служить мерой полярности связи. Чем больше дипольный момент, тем полярнее связь.
Дипольный момент – векторная величина. Он рассчитывается по формуле = L, где L –
длина диполя. Условно принято направление вектора дипольного момента от
положительного конца диполя к отрицательному. Дипольный момент молекул измеряют в
дебаях [D]и [Кл м]. 1 D = 3,33 10-30 Кл м.
Крайний случай полярной связи – ионная связь, когда пара электронов на 90%
принадлежит атому с наибольшей электроотрицательностью.
Полярность связи в молекулах вещества в значительной степени определяет его
физико-химические свойства. Так, соединения ковалентного типа (с малополярными
связями) характеризуются слабой связью между молекулами в веществе. Поэтому
ковалентные соединения имеют низкие температуры плавления, кипения, летучи, плохо
растворяются в воде, хорошо растворяются в неполярных растворителях. Это
углеводороды, галогениды, оксиды, сульфиды неметаллов и переходных металлов.
Напротив, соединения с сильно полярными связями имеют высокие температуры
плавления, кипения, малолетучи, плохо растворяются в неполярных растворителях, их
растворы в воде электропроводны. Это большинство солей, которые имеют ионные
кристаллические решетки.
Если молекула обладает собственным постоянным дипольным моментом
, то такая
молекула полярна (является диполем). Если суммарный дипольный момент молекулы
равен нулю
, то молекула неполярна, электросимметрична.
Для двухатомных молекул полярность связи определяет полярность молекулы в
целом.
Для молекул с числом атомов три и более полярность зависит не только от полярности
каждой связи, но и от их взаимной направленности в пространстве, т.е. геометрии
молекул.
Рассмотрим молекулы SF2 и ВF3. Вспомним их валентные схемы, геометрическую
форму (рис. 12), оценим полярность связей, определим направление векторов дипольных
моментов, составим векторную диаграмму каждой молекулы. Найдем суммарный
векторный момент.
Фтор более электроотрицательный элемент, поэтому область повышенной
электронной плотности смещена именно к атому фтора, и он приобретает некоторый
отрицательный заряд, тогда дипольный момент каждой связи направлен от атома серы
или бора к атому фтора.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Молекула SF2 является уголковой и векторная сумма дипольных моментов двух связей
отличается от нуля; такая молекула обладает дипольным моментом и является полярной
(рис.12). В молекуле BF3 все связи направлены под одинаковыми углами (120º), а
дипольные моменты равны по модулю, следовательно, суммарны дипольный момент
такой молекулы будет равен нулю, а молекула является неполярной (рис.12).
F
S
F
B
=0
0
F
F
F
Рис. 12. Дипольные моменты отдельных связей и молекул SF2 и BF3 в целом.
Пользуясь представлениями об электроотрицательности элементов, можно дать
количественную оценку состояния атома в соединении в виде так называемой степени
окисления. Под степенью окисления условно понимают тот заряд, который получился бы
у атома, если все ковалентные связи разорвать с учетом их полярности. Согласно этому
представлению значение положительной степени окисления элемента соответствует числу
оттянутых от атома связывающих электронных пар, а значение отрицательной степени
окисления – числу притянутых электронных пар.
При пользовании степенями окисления полезно придерживаться следующих правил:
1. в целом молекулы электронейтральны. Следовательно, степень окисления элемента
в его простом веществе (состоящем из одного сора атомов) равна нулю.
2. в соединениях фтор всегда проявляет степень окисления (-1).
3. степень окисления кислорода в соединениях обычно (-2) (кроме OF2, H2O2 и других
пероксидов).
4. степень окисления водорода обычно (+1) (кроме гидридов металлов).
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
В заключение приведем пример молекулы HNO3, для которой составим валентную
схему, определим валентность и степени окисления всех атомов. Атом азота может
образовать четыре связи, так как имеет только четыре валентные орбитали. В данном
соединении атом азота образует одну одинарную связь по обменному механизму, одну
двойную связь по обменному механизму и одну связь по донорно-акцепторному
механизму с атомом кислорода-акцептора (рис. 13).
O* … 2s22p4
N … 2s22p3
O … 2s22p4
O … 2s22p4
H
H
Элемент Валентность
1s1
O
N
O
O*
Степень
окисления
N
4
+5
O
2
-2
O
2
-2
O*
1
-2
H
1
+1
Заключение
Рассмотренный метод валентных связей, несомненно, имеет ряд достоинств. Метод
позволяет понять способность атомов к образованию определенного числа ковалентных
связей, объясняет направленность ковалентной связи, дает удовлетворительное описание
структуры и свойств большого числа молекул. Однако свойства некоторых молекул метод
валентных связей объяснить не в состоянии или приводит к неверным заключениям о
свойствах молекул.
Приведем несколько примеров.
1. Метод валентных связей не дает удовлетворительного объяснения существованию
молекулярного иона водорода H2+ , хотя существование этого иона установлено
уже достаточно давно. Согласно методу ВС, связь осуществляется общей
электронной парой, а в состав данной частицы входит всего один электрон.
2. Согласно методу ВС, молекула кислорода О2 образуется вследствие возникновения
двух общих электронных пар:
O … 2s22p4
O … 2s22p4
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
В результате образования двух общих электронных пар в молекуле кислорода не
остается неспаренных электронов, однако данная молекула является
парамагнитной, и экспериментальные данные свидетельствуют о том, что в
молекуле имеются два неспаренных электрона. Именно неспаренные электроны
ответственны за наличие магнитных свойств вещества, если неспаренных
электронов нет, то молекула является диамагнитной, то есть не создает
собственного магнитного поля, поскольку магнитные поля, образованные двумя
спаренными электронами, взаимно компенсируют друг друга.
3. Молекула NO в соответствии с методом ВС должна иметь следующую структуру:
N … 2s22p3
O … 2s22p4
То есть в молекуле имеется один неспаренный электрон, следовательно, молекула
является радикалом и должна обладать реакционной активностью. Однако данная
молекула даже не образует димеров.
Приведенные примеры и многие другие говорят о том, что представления о
двухцентровых связях нельзя применить для объяснения строения многих молекул. Более
общим и универсальным методом является друга квантово-механическая теория, которая
получила название метод молекулярных орбиталей.
Метод молекулярных орбиталей
Метод молекулярных орбиталей (МО), как и метод валентных связей, является
приближенным. Для молекул, к которым применим метод ВС, а метод МО дает
аналогичные результаты, обычно применяют метод ВС, так как он наглядней. Метод МО
является более общим по сравнению с методом ВС; он менее нагляден, но позволяет
описывать строения и физические свойства молекул тех соединений, которые не могут
быть описаны по методу ВС.
Согласно теории молекулярных орбиталей молекула рассматривается как
совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле всех ядер и
остальных электронов. Теория МО считает, что как в атоме существуют области наиболее
вероятного нахождения электронов, которые называются атомными орбиталями, так и в
молекуле существуют области наиболее вероятного местонахождения электронов,
которые называются молекулярными орбиталями. Молекулярная орбиталь, так же как и
атомная, описывается волновой функцией .
Молекулярные орбитали можно представить как результат комбинации орбиталей
атомов, образующих молекулу. Одним из методов комбинации атомных орбиталей
является метод линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). Согласно методу МО
ЛКАО молекулярные орбитали получаются путем сложения или вычитания волновых
функций атомных орбиталей. При сложении атомных орбиталей образуется связывающая
молекулярная орбиталь, при вычитании – разрыхляющая молекулярная орбиталь.
Например, для образования молекулы АВ из атомов А и В математически это можно
записать так:
образование связывающей молекулярной орбитали:
образование разрыхляющей молекулярной орбитали:
Исполнитель:
Дата:
АВ
МО
АВ
МО
сi
сi
А
АО
А
АО
cj
cj
В
АО
В
АО
Мероприятие №
4 2 7 1
где,
АВ
МО
– молекулярная орбиталь
А
АО
–атомная орбиталь атома А;
В
АО
–атомная орбиталь атома В.
Коэффициенты сi и сj учитывают вклад атомных орбиталей в формирование
молекулярных орбиталей, их ищут специальными математическими методами. Для
упрощения будем считать эти коэффициенты равными 1.
Связывающая молекулярная орбиталь характеризуется повышенной электронной
плотностью в пространстве между ядрами, и поэтому нахождение электронов на
связывающих МО приводит к упрочению химической связи, возрастанию энергии связи,
уменьшению длины связи.
В разрыхляющей молекулярной орбитали электронная плотность концентрируется за
ядрами, а между ними она равна нулю. Нахождение электронов на разрыхляющих МО
приводит к ослаблению химической связи, уменьшению энергии связи, увеличению
межъядерного расстояния.
Следует учитывать, что атомные орбитали могут комбинироваться с образованием
устойчивых молекулярных орбиталей только в том случае, если их энергии близки и
перекрывание возможно в заметной степени. То есть если орбитали имеют различную
ориентацию в пространстве, например, рx, py, pz, то в линейной комбинации будут
участвовать одинаково ориентированные орбитали рx–рx, py–py, pz–pz. Также в
образовании молекулярной орбитали могут принимать участи электроны в s-состоянии и
рz-состоянии (ось z совпадает с осью соединения ядер атомов).
Обозначение молекулярных орбиталей определяется тем, какие атомные орбитали
участвуют в образовании молекулярных (табл. 2).
АО, участвующие в
образовании МО
1s + 1s
1s – 1s
2s + 2s
2s – 2s
2рz – 2рz
2рz + 2рz
2рх + 2рх
2рх – 2рх
2рy + 2рy
2рy – 2рy
Таблица 2.
Обозначение молекулярных орбиталей
Обозначение МО
Связывающие свойства
связывающая
разрыхляющая
связывающая
разрыхляющая
связывающая
разрыхляющая
связывающая
разрыхляющая
связывающая
разрыхляющая
1s
1s*
2s
2s*
2pz
2pz*
2pх
2pх*
2py
2py*
Суммируем основные положения метода МО ЛКАО:
Молекула рассматривается как единый коллектив электронов и ядер;
Электроны занимают молекулярные орбитали, которые охватывают всю молекулу,
то есть являются многоцентровыми;
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Молекулярные орбитали можно представить как линейную комбинацию атомных
орбиталей, в результате которой образуются связывающие и разрыхляющие
орбитали. Число образующихся молекулярных орбиталей равно общему числу
атомных орбиталей, из которых комбинируются МО;
В линейной комбинации могут участвовать только электроны близкие по
энергетическому состоянию и если перекрывание атомных орбиталей
геометрически возможно в заметной степени;
Заполнение МО электронами происходит по тем же правилам, что и для атомных
орбиталей: принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Гунда;
Молекула водорода Н2
При образовании молекулы водорода в образовании молекулярных орбиталей будут
участвовать 1s орбиталь одного атома и 1s орбиталь второго атома. При этом образуются
связывающая молекулярная орбиталь
которая характеризуется повышенной
1s,
электронной плотностью в межъядерном пространстве (рис. 13) и разрыхляющая
молекулярная орбиталь 1s*, в которой электронная плотность концентрируется за ядрами
(рис. 13).
1s
– связывающая
+
–
1s
1s
Н
Н
1s*
– разрыхляющая
Н2
Рис. 13. Образование связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей атома
водорода
Образование молекулярных орбиталей из атомных обычно изображают в виде
энергетической диаграммы, где по вертикали откладывают значения энергии Е орбиталей.
Слева и справа на диаграмме показывают энергетические уровни атомных орбиталей, в
середине – энергетические уровни молекулярных орбиталей. Причем, из решения
уравнения Шредингера следует, что энергия связывающей орбитали ниже, чем энергия
соответствующей разрыхляющей орбитали. Для молекулы водорода Н2 и молекулярных
ионов Н2+ и Н2– на рис.14 приведены энергетические диаграммы, на которых также
указано размещение электронов на атомных и молекулярных орбиталях. Как видно,
существование молекулярного иона Н2+ объясняется тем, что на связывающей орбитали
находится один общий электрон.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Электронные конфигурации для данных частиц будут выглядеть следующим образом
(верхний индекс указывает число электронов на молекулярной орбитали):
Н2 ( 1s)2
Н2+( 1s)1
Н2– ( 1s)2( 1s*)1.
Н
а)
Н
Н2
б)
Е
Н+
Н2 +
Н
Е
1s*
1s*
1s
1s
1s
1s
1s
в)
1s
АО
МО
АО
Н–
Н2–
Н
АО
МО
АО
Е
1s*
1s
1s
1s
АО
МО
АО
Рис.14. Энергетическая диаграмма молекулы Н2 (а), молекулярного иона Н2+ (б) и
молекулярного иона Н2– (в)
В методе МО ЛКАО порядок связи (n) определяется числом электронов на
связывающих и разрыхляющих орбиталях соотношением:
e
e*
n
, где
e – суммарное число электронов на связывающих орбиталях,
2
e * – суммарное число электронов на разрыхляющих орбиталях.
В отличие от кратности связи в методе ВС, порядок связи в методе МО может быть
дробным числом. Если суммарное число электронов на связывающих орбиталях равно
общему числу электронов на разрыхляющих орбиталях, то порядок связи равен нулю, это
говорит о том, что молекула является энергетически неустойчивой и не образуется.
Так в молекуле водорода Н2 согласно методу МО порядок связи n = 1, и, если
проводить аналогию с методом ВС, это соответствует одинарной связи. В молекулярных
ионах Н2+ и Н2– порядок связи n = ½.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Если обратиться к другому элементу первого периода, гелию, то можно увидеть, что
гипотетическая молекула Не2 ( 1s)2( 1s*)2 должна быть энергетически неустойчивой, так
как два электрона занимают связывающую орбиталь, а два других – разрыхляющую и
n = 0. Действительно молекулы Не2 в основном энергетическом состоянии
экспериментально не обнаружены, в отличие от молекулярного иона Не2+ ( 1s)2( 1s*)1, у
которого связывающих электронов на единицу больше, чем разрыхляющих.
Гомоядерные молекулы, образованные атомами II периода
При рассмотрении молекул, образованных атомами II периода можно считать, что
молекулярные орбитали ( 1s) и ( 1s*) не вносят вклада в энергию связи молекулы, и
электроны, приписанные к этим орбиталям, сохраняют в молекуле характер атомных Kэлектронов и принадлежат соответствующим ядрам (K-остов). Поэтому в энергетических
диаграммах данные МО не указаны, а в электронных конфигурациях молекул обозначены
символом K. Электронные конфигурации и некоторые свойства молекул приведены в
табл. 3.
Таблица 3
Электронные конфигурации и молекулярные характеристики двухатомных молекул,
образованных элементами второго периода
Молекула
Li2
Be2
B2
C2
N2
O2
F2
Электронная конфигурация
KK ( 2s)2
KK ( 2s)2 ( 2s*)2
[Be2] ( 2pх)1 ( 2py)1
[Be2] ( 2pх)2 ( 2py)2
[Be2] ( 2pх)2 ( 2py)2 (
[Be2] ( 2pz)2 ( 2pх)2 (
[Be2] ( 2pz)2 ( 2pх)2 (
2
2pz)
2
2py)
2
2py)
(
(
1
2pх*)
2
2pх*)
(
(
2py*)
1
2py*)
2
Порядок
связи n
Магнитные
свойства
Примечания
1
0
1
2
3
2
1
Диамагн.
Парамагн.
Диамагн.
Диамагн.
Парамагн.
Диамагн.
Одинарная связь
Связь не образуется
Одинарная связь
Двойная связь
Тройная связь
Двойная связь
Одинарная связь
[Be2] – электронная конфигурация гипотетической молекулы Ве2
Энергетические диаграммы двухатомных молекул р-элементов начала второго
периода (В2, С2, N2) приведены на рис. 15а, распределение электронов по МО указано для
молекулы азота.
Энергетические диаграммы двухатомных молекул р-элементов конца второго периода
(О2, F2) приведены на рис. 15б, распределение электронов по МО указано для молекулы
кислорода.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
а)
б)
N
Е
N2
N
Е
O
O2
O
2p*
2p*
2p
2p
*
*
2
p
2
p
2p
2
p
2p
2p
2s*
2s*
2s
2
p
2p
2s
2s
2s
2s
АО
МО
АО
АО
МО
АО
Рис. 15. Энергетические диаграммы гомоядерных молекул II периода: а) молекула N2; б)
молекула О2.
Как видно метод МО объясняет парамагнитные свойства молекулы кислорода
(рис. 15 б), в которой два неспаренных электрона находятся на разрыхляющих орбиталях. До этой теории считали все электроны в молекуле О2 спаренными.
Гетероядерные молекулы
Примером молекул, образованных их двух различных атомов, может служить
молекула NO (рис. 16):
NO [KK ( 2s)2 ( 2s*)2 ( 2pх)2 ( 2py)2 ( 2pz)2 ( 2pх*)1].
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
N
Е
О
NО
2p*
2p
*
2
p
2
p
2p
2p
2s*
2s
2s
2s
АО
МО
АО
Рис. 16 Энергетическая диаграмма молекулы NO
Число избыточных связующих электронов в NO равно 5, кратность связи n = 2,5 –
связь промежуточная между двойной и тройной.
Метод МО находит очень широкое применение, т.к. дает самый общий подход ко всем
типам химических соединений. Он позволяет объяснить многие свойства молекул:
прочность связи, магнитные свойства, окраску веществ и др. Но, теория мало наглядна и
требует использования сложного математического аппарата.
Ионная связь
Ионная связь осуществляется в результате электростатического взаимодействия
противоположно заряженных ионов, электрическое поле которых имеет сферическую
симметрию, равномерно распределяется в пространстве и не обладает направленностью.
При образовании связи между двумя противоположно заряженными ионами сохраняется
возможность электростатического взаимодействия и с другими ионами, проявляется
ненасыщаемость связи. Таким образом, в отличие от ковалентной связи, ионная связь
является ненаправленной и ненасыщаемой.
Подразделение веществ на ковалентные и ионные относительно, так как даже в
галогенидах щелочных металлов нет полного перехода электрона (смешения электронной
плотности) от атомов металлов к атомам галогенов. Например, в молекуле NaCl
эффективный заряд ионов составляет 0,94 заряда электрона. Ионная связь – предельный
случай ковалентной полярной связи. Когда разность в электроотрицательности атомов
велика ( ОЭО > 1,8 ед.), то общая электронная пара практически полностью
принадлежит атому с большим значением электроотрицательности, тогда и можно
говорить об ионной связи.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Ионные соединения при обычных условиях являются кристаллическими веществами.
В узлах кристаллической решетки находятся положительно и отрицательно заряженные
ионы.
ион хлора Clион натрия Na+
к.ч. = 6
Рис. 17. Кристаллическая решетка хлорида натрия NaCl
Данный тип решеток характерен для солей, гидридов, карбидов, нитридов, оксидов
активных металлов.
Соединения с ионными кристаллическими решетками имеют высокие температуры
плавления и кипения.
Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решетка.
Кристаллические решетки, которые образуют металлы, называются металлическими.
В их узлах находятся положительные ионы металлов, связь между которыми
осуществляется коллективом валентных электронов, относительно свободно
перемещающихся по кристаллу. Такая связь получила название металлической связи.
Металлическая связь – это нелокализованная ненаправленная химическая связь.
Металлическая связь обуславливает такие свойства металлов, как электропроводность,
теплопроводность, ковкость, пластичность. Свободные электроны практически полностью
поглощают свет, но также частично его отражают, поэтому кристаллы металлов
непрозрачны и имеют характерный металлический блеск.
Для металлических решеток характерны высокие координационные числа;
большинство металлов кристаллизуется в структурах плотнейших упаковок –
гексагональной и гранецентрированной кубической решеток с координационным числом
12, кубической объемно центрированной с координационным числом 8.
Для описания металлической связи как единого коллектива взаимодействующих
частиц в твердом теле применяют зонную теорию кристаллов – частный случай метода
молекулярных орбиталей.
Согласно теории молекулярных орбиталей при взаимодействии двух атомов
происходит перекрывание атомных орбиталей с образованием связывающей и
разрыхляющей молекулярных орбиталей. Если рассматривать систему из четырех атомов,
каждый из которых предоставляет атомную орбиталь на образование молекулярных
орбиталей, то соответственно образуется 4 связывающих и 4 разрыхляющих орбитали. В
свою очередь металлическая кристаллическая решетка представляет собой коллектив
весьма большого числа атомов, соответственно образуется большое число молекулярных
орбиталей. Соседние уровни настолько мало различаются по энергии, что образуются
практически непрерывные энергетические зоны. Совокупность энергетических уровней
занятых валентными электронами называется валентной зоной. Остальные уровни
остаются незаполненными, и образуют зону проводимости. Для металлических
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
кристаллических решеток характероно перекрывание этих двух зон (рис. 18), вследствие
чего валентные электроны достаточно легко переходят в зону проводимости, то есть ведут
себя как «свободные» электроны. Вследствие делокализованности орбиталей валентные
электроны могут перемещаться по кристаллу при сколь угодно малых энергетических
воздействиях. Это и создает возможность, например, переноса тока электронами –
обеспечивает электропроводность металла и другие свойства металла.
ЗП
ЗП
ЗП
Е
ВЗ
а
ЗЗ
Е
ВЗ
б
ЗЗ
ВЗ
в
Рис. 18 Схема расположения энергетических зон в металле (а), диэлектрике (б),
полупроводнике (в): ВЗ – валентная зона, ЗП – зона проводимости, ЗЗ –
запрещенная зона
В отличие от металлов кристаллы простых веществ, образованных неметаллами,
обычно не обладают заметной электронной проводимостью; они представляют собой
диэлектрики. Хотя в этом случае тоже возможно образование энергетических зон, но
здесь зона проводимости отделена от валентной зоны запрещенной зоной, то есть
значительным энергетическим промежутком Е (рис. 18). Энергия теплового движения
или слабого электрического поля оказывается недостаточной для преодоления этого
промежутка, и электроны не переходят из валентной зоны в зону проводимости. Таким
образом, в диэлектриках электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу и
служить переносчиками электрического тока.
Особыми свойствами, отличающими их как от металлов, так и от диэлектриков,
обладают полупроводники. Здесь, как у и диэлектриков, валентная зона отделена от зоны
проводимости запрещенной зоной Е (рис. 18). Однако ширина запрещенной зоны в
случае полупроводников невелика. Поэтому при энергетическом воздействии (энергия
квантов, тепловая энергия) электроны, занимающие верхние уровни валентной зоны,
могут переходить в зону проводимости и участвовать в переносе электрического тока,
обеспечивая так называемую электронную проводимость полупроводника. При этом в
валентной зоне возникают неполностью занятые электронами энергетические уровни –
электронные вакансии или «дырки». В электрическом поле такие «дырки» ведут себя как
положительные электрические заряды, обеспечивая так называемую дырочную
проводимость полупроводника. Электронная и дырочная проводимость сильно зависит от
наличия в полупроводнике примесей. Кроме того регулируя количество той или иной
примеси можно добивать преобладания электронной или наоборот дырочной
проводимости.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
Водородная связь
Водородная связь – связь через атомы водорода сильно электроотрицательных атомов,
имеющих очень малые радиусы (F, O, N).
В качестве примера рассмотрим молекулу HF. Возникновение водородной связи в
первом приближении можно объяснить действием электростатических сил. При
образовании ковалентной полярной связи между атомом водорода и атомом фтора,
характеризующимся
высокой
электроотрицательностью,
область
повышенной
электронной плотности сильно смешается к атому фтора. В результате атом фтора
приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода
(протон) почти лишается электронной оболочки. Между протоном атома водорода и
отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы HF возникает
электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи. Это
объясняется тем, что обладая ничтожно малыми размерами и не имея внутренних
электронных слоев, ион водорода способен проникать в электронные оболчки других
атомов.
Схема образования водородной связи при взаимодействии двух молекул HF
(пунктиром обозначена водородная связь):
F
H
F + H
F
H
H
F
Помимо электростатического взаимодействия механизмом образования водородной
связи может явиться также донорно-акцепторное взаимодействие. Но, как правило, при
образовании водородной связи реализуются одновременно оба механизма.
Водородные связи могут образовываться также между молекулами различных
веществ, например, между молекулами аммиака и молекулами воды, что объясняет
хорошую растворимость аммиака в воде. Кроме того водородная связь может
образоваться и внутри молекулы, если молекула особым образом ориентирована в
пространстве:
О
С
О Н
Энергия водородной связи значительно меньше энергии ковалентной связи. Однако
этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в
димеры или полимеры, которые в ряде случаев существуют не только в жидком состоянии
вещества, но сохраняются и при переходе его в пар. Именно ассоциация молекул,
затрудняющая отрыв их друг от друга, и служит причиной аномально высоких температур
плавления и кипения таких веществ как фтористый водород, вода, аммиак, по сравнению с
однотипными соединениями (рис. 19).
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1
t, C
100
Н2О
60
20
-20
-60
Н2Te
Н2S
Н2Se
Рис. 19. Зависимость температуры кипения водородных соединений элементов главной
подгруппы VI группы
Силы межмолекулярного взаимодействия
Силы межмолекулярного взаимодействия действуют на расстоянии 1–10 Å.
Характеризуются небольшими значениями энергии 15–20 кДж/моль.
Природа этих сил определяется электростатическим взаимодействием диполей.
1. Ориентационное взаимодействие
Отвечает за образование связи между полярными молекулами.
С увеличением температуры ориентационное взаимодействие ослабевает.
2. Индукционное взаимодействие
Отвечает за образование связи между неполярными и полярными молекулами.
Неполярная молекула в поле полярной молекулы поляризуется, в результате чего
образуется индуцированный диполь и далее идет ориентационное взаимодействие.
индуцированный
диполь
3. Дисперсное взаимодействие
Межмолекулярное взаимодействие
возникновения мгновенных диполей.
Исполнитель:
Дата:
между
неполярными
молекулами
Мероприятие №
за
счет
4 2 7 1
Литература
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н. Л. Глинка ; под ред. А. И.
Ермакова. - Изд. 30-е, испр. - М.: Интеграл-Пресс, 2004. - 728 с.: ил.
2. Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах,
химических реакциях: Учеб. пособие / А.П. Гаршин. - 2-е изд., испр. и доп. - СПб.:
Лань, 2000. - 288 с.
3. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов /
М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.: Химия, 2000. - 592 с.: ил.
4. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов,
обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 2-е изд., испр. М.: Высшая школа, 2000. - 527 с.: ил.
5. Неорганическая химия: учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению
510500 "Химия" и специальности 011000 "Химия" : в 3 т. Т. 1: Физико-химические
основы неорганической химии / М. Е. Тамм, Ю. Д. Третьяков / под ред. Ю. Д.
Третьякова. - М.: Академия, 2004. - 240 с.: ил.
6. Неорганическая химия: учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению
510500 "Химия" и специальности 011000 "Химия" : в 3 т. Т. 2: Химия непереходных
элементов / А. А. Дроздов, В. П. Зломанов, Г. Н. Мазо, Ф. М. Спиридонов / под ред. Ю.
Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004. - 368 с.: ил.
Дополнительная литература
1. Заградник Р., Полак Р. Основы квантовой химии. Пер с чешс. – М.: Мир, 1979. – 504 с.
2. Хабердитцл В. Строение материи и химическая связь. Пер. с нем. – М.: Мир, 1974. –
296 с.
3. Гиллеспи Р., Харгиттаи И. Модель отталкивания электронных пар валентной оболочки
и строение молекул: Пер. с. англ. – М.: Мир, 1992. – 296 с.
Исполнитель:
Дата:
Мероприятие №
4 2 7 1