«Хімічний зв'язок» - енергія руйнування ґрат на іони _Екул = Uреш. Основні положення методу МО. Типи перекриття атомних АТ. зв'язують і розпушують МО при комбінації атомних орбіталей s і s pz і pz px і px. H?C? C?H. ? - Коеф-т відштовхування. Qеф =. Ао. Основні теорії хімічного зв'язку.
«Типи хімічних зв'язків» - Речовини з іонним зв'язком, утворюють іонні кристалічні грати. Атоми. Електронегативність. МОУ ліцей №18 вчитель хімії Калініна Л.А. Іони. Наприклад: Na1+ та Cl1-, Li1+ та F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Якщо е – приєднуються – іон заряджається негативно. Атомний каркас має високу міцність.
«Життя Менделєєва» - 18 липня Д. І. Менделєєв закінчив Тобольську гімназію. 9 серпня 1850 - 20 червня 1855 року час навчання в Головному Педагогічному інституті. «Якщо не знатимеш імен, то помре і пізнання речей» К.Ліней. Життя та діяльність Д.І.Менделєєва. Іван Павлович Менделєєв (1783 – 1847), батько вченого. Відкриття періодичного закону.
"Види хімічного зв'язку" - H3N. Al2O3. Будова речовини». H2S. MgO. H2. Cu. Mg S. CS2. I.Випишіть формули речовин: 1.с К.М.С. 2.с К.П.С. 3. з І.С. К.М.С. NaF. C. К.П.С. Визначте вид хімічного зв'язку. Яка молекул відповідає схемі: A A ?
«Менделєєв» - Тріади елементів Доберейнера. Гази. Праця. Життя та науковий подвиг. Періодична система елементів (довга форма). "Закон октав" Ньюлендса. Наукова діяльність. Розчини. Новий етап життя. Другий варіант системи елементів Менделєєва. Частина таблиці елементів Л. Мейєра. Відкриття періодичного закону (1869).
«Життя та діяльність Менделєєва» – Іван Павлович Менделєєв (1783 – 1847), батько вченого. 1834, 27 січня (6 лютого) – народився Д.І.Менделєєв у місті Тобольську, у Сибіру. 1907, 20 січня (2 лютого) Д. І. Менделєєв помер від паралічу серця. Д.І. Менеделєєва (Південно-Казахстанської області, міста Шимкента). Промисловість. 18 липня 1849 року Д.І.Менделєєв закінчив Тобольську гімназію.
Єдиної теорії хімічного зв'язку не існує, умовно хімічний зв'язок ділять на ковалентний (універсальний вид зв'язку), іонний (приватний випадок ковалентного зв'язку), металевий і водневий.
Ковалентний зв'язок
Утворення ковалентного зв'язку можливе за трьома механізмами: обмінним, донорно-акцепторним і дативним (Льюїса).
Згідно обмінному механізмуосвіта ковалентного зв'язку відбувається за рахунок усуспільнення загальних електронних пар. У цьому кожен атом прагне придбати оболонку інертного газу, тобто. отримати завершений зовнішній енергетичний рівень. Утворення хімічного зв'язку обмінного типу зображують з використанням формул Льюїса, в яких кожен валентний електрон атома зображують точками (рис. 1).
Мал. 1 Утворення ковалентного зв'язку в молекулі HCl за обмінним механізмом
З розвитком теорії будови атома та квантової механіки утворення ковалентного зв'язку уявляють як перекриття електронних орбіталей (рис. 2).
Мал. 2. Утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекривання електронних хмар
Чим більше перекривання атомних орбіталей, тим міцніший зв'язок, менша довжина зв'язку і більша її енергія. Ковалентна зв'язок може утворюватися з допомогою перекриття різних орбіталей. Внаслідок перекривання s-s, s-p орбіталей, а також d-d, p-p, d-p орбіталів бічними лопатями відбувається утворення – зв'язку. Перпендикулярно до лінії, що зв'язує ядра 2-х атомів утворюється – зв'язок. Одна – і одна – зв'язок здатні утворювати кратний (подвійний) ковалентний зв'язок, характерний для органічних речовин класу алкенів, алкадієнів та ін.
Утворення ковалентного зв'язку з донорно-акцепторний механізмрозглянемо з прикладу катіона амонію:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Атом азоту має вільну неподілену пару електронів (електрони не беруть участь у освіті хімічних зв'язків усередині молекули), а катіон водню вільну орбіталь, тому є донором і акцептором електронів, відповідно.
Дативний механізм утворення ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу молекули хлору.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Атом хлору має вільну неподілену пару електронів і вакантні орбіталі, отже, може виявляти властивості і донора і акцептора. Тому при утворенні молекули хлору один атом хлору виступає в ролі донора, а інший – акцептора.
Головними характеристиками ковалентного зв'язкує: насичуваність (насичені зв'язки утворюються тоді, коли атом приєднує до себе стільки електронів, скільки йому дозволяють його валентні можливості; ненасичені зв'язки утворюються, коли число приєднаних електронів менше від валентних можливостей атома); спрямованість (ця величина пов'язана з геометрією молекули та поняттям «валентного кута» — кута між зв'язками).
Іонний зв'язок
З'єднань з чистим іонним зв'язком немає, хоча під цим розуміють такий хімічно пов'язаний стан атомів, у якому стійке електронне оточення атома створюється за повного переходу загальної електронної щільності до атома більш негативного елемента. Іонний зв'язок можливий тільки між атомами електронегативних та електропозитивних елементів, що перебувають у стані різноіменно заряджених іонів – катіонів та аніонів.
ВИЗНАЧЕННЯ
Іономназивають електрично заряджені частинки, що утворюються шляхом відриву чи приєднання електрона до атома.
При передачі електрона атоми металів і неметалів прагнуть сформувати довкола свого ядра стійку конфігурацію електронної оболонки. Атом неметалу створює навколо свого ядра оболонку наступного інертного газу, а атом металу – попереднього інертного газу (рис. 3).
Мал. 3. Утворення іонного зв'язку з прикладу молекули хлориду натрію
Молекули, в яких у чистому вигляді існує іонний зв'язок, зустрічаються в пароподібному стані речовини. Іонний зв'язок дуже міцний, у зв'язку з цим речовини з цим зв'язком мають високу температуру плавлення. На відміну від ковалентної для іонного зв'язку не характерні спрямованість і насичуваність, оскільки електричне поле, яке створюється іонами, діє однаково на всі іони за рахунок сферичної симетрії.
Металевим зв'язком
Металевий зв'язок реалізується лише в металах – це взаємодія, що утримує атоми металів у єдиній решітці. У освіті зв'язку беруть участь лише валентні електрони атомів металу, що належать до всього його обсягу. У металах від атомів постійно відриваються електрони, що переміщуються по всій масі металу. Атоми металу, позбавлені електронів, перетворюються на позитивно заряджені іони, які прагнуть прийняти до себе електрони, що рухаються. Цей безперервний процес формує всередині металу так званий «електронний газ», що міцно пов'язує між собою всі атоми металу (рис. 4).
Металевий зв'язок міцний, тому для металів характерна висока температура плавлення, а наявність «електронного газу» надають металам ковкості та пластичності.
Водневий зв'язок
Водневий зв'язок – це специфічне міжмолекулярне взаємодія, т.к. її виникнення та міцність залежать від хімічної природи речовини. Вона утворюється між молекулами, в яких атом водню пов'язаний з атомом, що має високу електронегативність (O, N, S). Виникнення водневого зв'язку залежить від двох причин, по-перше, атом водню, пов'язаний з електронегативним атомом не має електронів і може легко впроваджуватися в електронні хмари інших атомів, а, по-друге, маючи валентну s-орбіталлю, атом водню здатний приймати неподілену пару електронів електронегативного атома та утворювати з ним зв'язок за донорно-акцепторним механізмом.
1.Лужноземельні метали відносяться5) до s-елементів
6) до p-елементів
7) до d-елементів
8) до f - елементів
2. Скільки електронів містять на зовнішньому енергетичному рівні атоми лужноземельних металів
1) Один 2) два 3) три 4) чотири
3. У хімічних реакціях атоми алюмінію виявляють
3) Окислювальні властивості 2) кислотні властивості
4) 3) відновлювальні властивості 4) основні властивості
4. Взаємодія кальцію з хлором відноситься до реакцій
1) Розкладання 2) з'єднання 3) заміщення 4) обміну
5. Молекулярна маса гідрокарбонату натрію дорівнює:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Який атом важчий - заліза чи кремнію - і скільки разів?4. Визначте відносні молекулярні маси простих речовин: водню, кисню, хлору, міді, алмазу (вуглецю). Згадайте, які з них складаються з двоатомних молекул, а які атомів.
5. розрахуйте відносну молекулярні маси наступних сполук вуглекислого газу СО2 сірчаної кислоти Н2SO4 цукру C12H22O11 етилового спирту С2Н6О мармуру СаСРО3
6.В перекису водню однією атом кисню припадає один атом водню. Визначте формулу перекису водню, якщо відомо, що її відносна молекулярна маса дорівнює 34. Яке масове співвідношення водню і кисню в цій сполукі?
7. У скільки разів молекула вуглекислого газу важча за молекулу кисню?
Допоможіть пожжжжж ласка, завдання 8 класу.
169338 0
Кожен атом має деяке число електронів.
Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або узагальнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).
Мал. 1.
Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.
Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..
Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.
Перший тип зв'язку -іонна зв'язок
Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).
У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.
Мал. 2.
Мал. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)
Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.
Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або основами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.
Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.
Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:
а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;
б) з металами - з утворенням солі та водню;
в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.
Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.
Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.
Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:
Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:
1)NH 4+ і NH 3
2) HClі Сl ‑
Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.
Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.
1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;
2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.
Таким чином, вода може утворювати дві пари:
1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)
2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).
У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.
Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки із присутніми іонами металів.
Таким чином, характерна властивість іонного зв'язку - повне переміщення нари електронів, що зв'язують, до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.
Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок
Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом узагальнення електронів.
Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).
Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.
Мал. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .
Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.
З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного чи різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).
Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.
У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.
Рис. 5.
Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.
Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.
Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.
Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.
Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:
Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.
Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризуемість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.
Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок
Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .
Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.
Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Мал. 6).
Мал. 6.
Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).
У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.
Тому атом перетворюється на великий диполь.
Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).
Рис.7.
Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.
Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил
Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.
Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок
Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.
З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.
Не вдаючись у деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.
Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.
Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків
До найважливіших характеристик зв'язку належать: довжина, полярність, дипольний момент, насичуваність, спрямованість, міцність, кратність зв'язку.
Довжиною зв'язку– називається відстань між ядрами атомів у молекулі. Довжина зв'язку визначається розмірами ядер та ступенем перекривання електронних хмар.
Довжина зв'язку в HF дорівнює 0,92∙10 -10 , у HCl – 1,28∙10 -10 м. Хімічний зв'язок тим міцніший, що менше його довжина.
Кутом зв'язку (Валентним кутом)називають кут між уявними лініями, що проходять через ядра хімічно зв'язаних атомів. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2 S=92,2 0; ∟H 2 S е =91 0,0.
Найважливішою характеристикою хімічного зв'язку є енергія, Що визначає її міцність.
Кількісно міцність зв'язку характеризують енергією, що витрачається на її розрив, та вимірюється в кДж, віднесених до 1 моль речовини.
Тому кількісно міцність зв'язку характеризує енергія сублімації Е субл. речовини та енергія дисоціації молекули на атоми Е дис. . Під енергією сублімації розуміється енергія, що витрачається для переходу речовини з твердого стану газоподібне. Для двоатомних молекул енергія зв'язку дорівнює енергії дисоціації молекули на два атоми.
Наприклад, Е дис. (а отже, Е св.) в молекулі H 2 становить 435кДж/моль. У молекулі F 2 =159 кДж/моль, молекулі N 2 =940 кДж/моль.
Для двоатомних, а багатоатомних молекул типу АВ n середня енергія зв'язку
з АВ n =А+nВ.
Наприклад, енергія, що поглинається у процесі
дорівнює 924 кДж/моль.
Енергія зв'язку
Е OH = = = = 462 кДж/моль.
Висновок про структуру молекул і будову речовини роблять за результатами, отриманими різними методами. При цьому використовують отриману інформацію не тільки про довжини та енергії зв'язку, валентні кути, але і інші властивості речовини, таких, наприклад, як магнітні, оптичні, електричні, теплові та інші.
Сукупність експериментально отриманих даних про будову речовини доповнюють та узагальнюють результати квантово-хімічних розрахункових методів, що використовують концепцію квантово-механічної теорії хімічного зв'язку. Вважається, що хімічна зв'язок переважно здійснюється валентними електронами. У s- та p-елементів валентними є електрони орбіталей зовнішнього шару, а у d-елементів – електрони s-орбіталі зовнішнього шару та d-орбіталі переднього шару.
Природа хімічного зв'язку.
Хімічний зв'язок утворюється тільки в тому випадку, якщо при зближенні атомів повна енергія системи (Е кін. + Е пот.) знижується.
Розглянемо природу хімічного зв'язку з прикладу молекулярного іона водню H 2 + . (Він виходить при опроміненні молекул водню Н 2 електронами; у газовому розряді). Для такої найпростішої молекулярної системи найточніше вирішується рівняння Шредінгера.
В іоні водню Н 2 + один електрон рухається у полі двох ядер - протонів. Відстань між ядрами дорівнює 0,106 нм, енергія зв'язку (дисоціація на атоми Н та іон Н+) становить 255,7 кДж/моль. Тобто частка міцна.
У молекулярному іоні Н 2 + діють електростатичні сили двох типів – сили тяжіння електрона обох ядрам і відштовхування між ядрами. Сила відштовхування проявляється між позитивно зарядженими ядрами Н А + і Н А + , що можна як наступного рис. 3. Сила відштовхування прагне розвести ядра друг від друга.
Мал. 3. Сила відштовхування (а) та тяжіння (б) між двома ядрами, що виникає при їх зближенні на відстані порядку розмірів атомів.
Сили тяжіння діють між негативно зарядженим електроном е і позитивно зарядженими ядрами Н + і Н + . Молекула утворюється в тому випадку, якщо рівнодіюча сил тяжіння та відштовхування дорівнює нулю, тобто взаємне відштовхування ядер має бути компенсовано притягненням електрона до ядрам. Така компенсація залежить від розташування електрона е - щодо ядер (рис.3 б і в). Тут мають на увазі не становище електрона у просторі (що не можна визначити), а ймовірність знаходження електрона у просторі. Розташування електронної щільності у просторі, відповідний рис. 3.б) сприяє зближенню ядер, а відповідне рис. 3.в) – розштовхування ядер, тому що в цьому випадку сили тяжіння спрямовані в один бік і відштовхування ядер не компенсується. Таким чином, є область зв'язування, коли електронна густина розподілена між ядрами і область розпушування або антизв'язування, коли електронна густина розподілена за ядрами.
Якщо електрон потрапляє у область зв'язування, то хімічний зв'язок утворюється. Якщо ж електрон потрапляє у область розпушення, то хімічний зв'язок не утворюється.
Залежно від характеру розподілу електронної щільності в області зв'язування розрізняють три основні типи хімічного зв'язку: ковалентну, іонну та металеву. У чистому вигляді ці зв'язку немає місця, і зазвичай у з'єднаннях присутня комбінація цих типів зв'язку.
Типи зв'язків.
У хімії розрізняють такі типи зв'язків: ковалентний, іонний, металевий, водневий зв'язок, зв'язок Ван-дер-Ваальса, донорно-акцепторний зв'язок, дативний зв'язок.
Ковалентний зв'язок
При освіті ковалентного зв'язку атоми діляться один з одним електронами. Прикладом ковалентного зв'язку є хімічний зв'язок у молекулі Cl2. Вперше Льюїс (1916 р.) припустив, що у такому зв'язку кожен із двох атомів хлору ділиться одним із своїх зовнішніх електронів з іншим атомом хлору. Для перекриття атомних орбіталей два атоми повинні підійти один до одного якомога ближче. Загальна пара електронів утворює ковалентний зв'язок. Ці електрони займають одну й тугішу орбіталь, а їх спини направлені в протилежні сторони.
Таким чином, ковалентний зв'язок здійснюється усуспільненням електронів від різних атомів внаслідок спарювання електронів із протилежними спинами.
Ковалентний зв'язок є поширеним типом зв'язку. Ковалентний зв'язок може виникати у молекулах, а й кристалах. Вона виникає між однаковими атомами (у молекулах Н 2 , Cl 2 , алмазі) та між різними атомами (у молекулах Н 2 О, NH 3 …)
Механізм виникнення ковалентного зв'язку
Механізм розглянемо з прикладу освіти молекули Н 2 .
Н+Н=Н 2 , ∆Н=-436 кДж/моль
Ядро вільного атома водню оточене сферично симетричною електронною хмарою, утвореною 1s-електроном. При зближенні атомів до певної відстані відбувається часткове перекривання їх електронних хмар (орбіталей) (рис. 4).
Мал. 4. Механізм утворення зв'язку у молекулі водню.
Якщо у зблизилися до дотику атомів водню відстань між ядрами 0,106 нм, то після перекриття електронних хмар, ця відстань становить 0,074 нм.
В результаті між центрами ядер виникає молекулярна двоелектронна хмара, що має максимальну електронну щільність у просторі між ядрами. Збільшення густини негативного заряду між ядрами сприяє сильному зростанню сил тяжіння між ядрами, що призводить до виділення енергії. Хімічний зв'язок тим міцніший, що більше перекривання електронних орбіталей. Через війну виникнення хімічної зв'язку між двома атомами водню кожен із новачків досягає електронної конфігурації атома благородного газу - гелію.
Існує два методи, що пояснюють із квантово-механічних позицій утворення області перекриття електронних хмар, та утворення відповідно ковалентного зв'язку. Один із них називається метод ВС (валентних зв'язків), інший МО (молекулярних орбіталей).
У методі валентних зв'язків розглядається перекриття атомних орбіталей виділеної пари атомів. У методі МО молекулу розглядають як ціле та розподіл електронної щільності (від одного електрона) розмазано по всій молекулі. З позиції МО 2Н Н 2 пов'язані за рахунок тяжіння ядер до електронної хмари, розташованому між цими ядрами.
Зображення ковалентного зв'язку
Зв'язки зображають по-різному:
1). За допомогою електронів у вигляді точок
У цьому випадку утворення молекул водню показують схемою
Н∙ + Н∙ → Н: Н
2). За допомогою квадратних осередків (орбіталей), як розміщення двох електронів із протилежними спинами в одному молекулярному квантовому осередку
Ця схема показує, що молекулярний енергетичний рівень нижчий за вихідні атомні рівні, а значить молекулярний стан речовини більш стійкий, ніж атомний.
3). Ковалентний зв'язок зображують рисою
Наприклад, Н - Н. ця риса символізує пару електронів.
Якщо між атомами виник один ковалентний зв'язок (одна загальна електронна пара), то він називається одинарнийякщо більше, то кратної подвійний(дві загальні електронні пари), потрійний(Три загальні електронні пари). Одинарний зв'язок зображується однією рисою, подвійний – двома, потрійний – трьома.
Рисочка між атомами показує, що у них пара електронів узагальнена.
Класифікація ковалентних зв'язків
Залежно від напрямку перекривання електронних хмар розрізняють σ-, π-, δ-зв'язки. σ-зв'язок виникає при перекриванні електронних хмар уздовж осі, що з'єднує ядра атомів, що взаємодіють.
Приклади σ-зв'язку:
Мал. 5. Утворення σ-зв'язку між s-, p-, d-електронами.
Приклад утворення зв'язку σ при перекриванні s-s-хмар спостерігається в молекулі водню.
π-зв'язок здійснюється при перекриванні електронних хмар з обох боків від осі, що з'єднує ядра атомів.
Мал. 6. Утворення π-зв'язку між p-, d-електронами.
δ- зв'язок виникає при перекриванні двох d-електронних хмар, розташованих у паралельних площинах. δ-зв'язок менш міцний, ніж π-зв'язок, а π-зв'язок менш міцний ніж σ-зв'язок.
Властивості ковалентного зв'язку
а). Полярність.
Розрізняють два різновиди ковалентного зв'язку: неполярний та полярний.
У разі неполярного ковалентного зв'язку електронна хмара, утворена загальною парою електронів, розподіляється у просторі симетрично щодо ядер атомів. Прикладом є двоатомні молекули, що складаються з атомів одного елемента: Н 2 , Cl 2 , 2 , N 2 , F 2 . Вони мають електронна пара однаковою мірою належить обом атомам.
У разі полярного зв'язку електронна хмара, що утворює зв'язок, зміщена до атома з більшою відносною електронегативністю.
Прикладами є молекули: НCl, Н 2 Про, Н 2 S, N 2 S, NH 3 та ін Розглянемо утворення молекули HCl, яке можна представити наступною схемою
Електронна пара зміщена атому хлору, т.к. відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома водню (2,1).
б). Насичуваність.
Здатність атомів брати участь у освіті обмеженого числа ковалентних зв'язків називається насичуваністю ковалентного зв'язку. Насичуваність ковалентних зв'язків зумовлена тим, що у хімічній взаємодії беруть участь електрона лише зовнішніх енергетичних рівнів, тобто обмежена кількість електронів.
в) . Спрямованістьта гібридизація ковалентного зв'язку.
Ковалентний зв'язок характеризується спрямованістю у просторі. Це тим, що електронні хмари мають певну форму та його максимальне перекривання можливе за певної просторової орієнтації.
Спрямованість ковалентного зв'язку визначає геометричну будову молекул.
Наприклад, для води вона має трикутний вигляд.
Мал. 7. Просторова структура молекули води.
Експериментально встановлено, що у молекулі води H 2 O відстань між ядрами водню та кисню становить 0,096 нм (96 пм). Кут між лініями, що проходять через ядра, становить 104,50. Таким чином, молекула води має кутову форму та її будову можна виразити у вигляді представленого малюнка.
Гібридизація
Як показують експериментальні та теоретичні дослідження (Слейтер, Полінг) при утворенні деяких сполук, таких як BeCl 2 BeF 2 BeBr 2 стан валентних електронів атома в молекулі описуються не чистими s-, p-, d- хвильовими функціями, а їх лінійними комбінаціями . Такі змішані структури називаються гібридними орбіталями, а процес змішування – гібридизацією.
Як показують квантово-хімічні розрахунки змішування s- та p-орбіталей атома – процес сприятливий для утворення молекули. У цьому випадку виділяється більше енергії, ніж при утворенні зв'язків за участю чистих s- та p-орбіталей. Тому гібридизація електронних орбіталей атома призводить до великого зниження енергії системи і підвищення стійкості молекули. Гібридизована орбіталь відрізняється більшою витягнутістю з одного боку від ядра, ніж з іншого. Тому електронна щільність в області перекривання гібридної хмари буде більшою за електронну щільність в області перекривання окремо s- і p-орбіталей, внаслідок чого зв'язок, утворений електронами гібридної орбіталі, характеризується більшою міцністю.
Є кілька типів гібридних станів. При гібридизації s- та p-орбіталей (називається sp-гібридизація), виникають дві гібридні орбіталі, розташовані відносно один одного під кутом 180 0 . І тут утворюється лінійна структура. Така конфігурація (структура) відома більшості галогенідів лужноземельних металів (наприклад, ВеX 2 , де X=Cl, F, Br), тобто. кут зв'язку дорівнює 1800С.
Мал. 8. sp-гібридизація
Інший тип гібридизації, званий sp 2 -гібридизацією (утворюється з однієї s і двох p-орбіталей), призводить до утворення трьох гібридних орбіталей, які розташовуються один до одного під кутом 120 0 . При цьому у просторі утворюється тригональна структура молекули (або правильного трикутника). Такі структури відомі сполук ВX 3 (X=Cl, F, Br).
Мал. 9. sp 2 -гібридизація.
Не менш часто зустрічається sp 3 -гібридизація, яка утворюється з одного s-і трьох p-орбіталей. При цьому утворюється чотири гібридні орбіталі орієнтовані в просторі симетрично чотирьом вершин тетраедра, тобто вони розташовані під кутом 109 0 28 ". Таке просторове положення називається тетраедрическим. Така структура відома для молекул NH 3 , Н 2 Про і взагалі для елементів II періоду. її вигляд у просторі можна відобразити наступним малюнком
Мал. 10. Просторове розташування зв'язків у молекулі аміаку,
спроектований на площину.
Утворення тетраедричних зв'язків за рахунок sp 3 -гібридизації можна подати у вигляді наступного (рис. 11):
Мал. 11. Утворення тетраедричних зв'язків при sp 3 -гібридизації.
Утворення тетраедричних зв'язків при sp 3 - гібридизації на прикладі молекули CCl 4 представлено на рис. 12.
Рис.12. Утворення тетраедричних зв'язків при sp 3 – гібридизації у молекули CCl 4
Гібридизація стосується не тільки s- та p-орбіталей. Для пояснення стереохімічних елементів III і наступних періодів виникає необхідність у побудові гібридних орбіталей, що одночасно включають s-, p-, d-орбіталі.
До речовин з ковалентним зв'язком відносяться:
1. органічні сполуки;
2. тверді та рідкі речовини, у яких зв'язки утворюються між парами атомів галогенів, а також між парами атомів водню, азоту та кисню, наприклад, Н 2 ;
3. елементи VI групи (наприклад, спіральні ланцюжки телуру), елементи V групи (наприклад, миш'як), елементи IV групи (алмаз, кремній, германій);
4. сполуки, що підпорядковуються правилу 8-N (такі як InSb, CdS, GaAs, CdTe), коли їх елементи розташовані в періодичній таблиці Менделєєва в II-VI, III-V групах.
У твердих тілах з ковалентним зв'язком можуть для однієї й тієї ж речовини утворюватись різні кристалічні структури, енергія зв'язку яких практично однакова. Наприклад, структура ZnS може бути кубічною (цинкова обманка) або гексагональної (вюрцит). Розташування найближчих сусідів у цинковій обманці та вюрциті однаково, а єдина і невелика відмінність в енергіях цих двох структур визначається розташуванням атомів, що йдуть за найближчими. Подібна здатність деяких речовин називається алотропією чи поліморфізмом. Іншим прикладом алотропії є карбід кремнію, який має цілу низку політипів різної структури від чисто кубічної до гексагональної. Ці численні кристалічні модифікації ZnS, SiC є при кімнатній температурі.
Іонний зв'язок
Іонна зв'язок є електростатичну силу тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака (тобто + і −).
Уявлення про іонний зв'язок сформувалося з урахуванням ідей В.Косселя. Він припустив (1916), що при взаємодії двох атомів один з них віддає, а інший приймає електрони. Таким чином, іонний зв'язок утворюється в результаті перенесення одного або кількох електронів від одного атома до іншого. Наприклад, у хлориді натрію іонний зв'язок утворюється внаслідок перенесення електрона від атома натрію до атома хлору. Внаслідок такого перенесення утворюється іон натрію із зарядом +1 та іон хлору із зарядом -1. Вони притягуються одна до одної електростатичними силами, утворюючи стійку молекулу. Модель електронного перенесення, запропонована Косселем, дозволяє пояснити утворення таких сполук як фторид літію, оксид кальцію, оксид літію.
Найбільш типові іонні сполуки складаються з катіонів металів, що належать до I та II груп періодичної системи, та аніонів неметалічних елементів, що належать до VI та VII груп.
Легкість утворення іонного з'єднання залежить від легкості утворення катіонів і аніонів, що входять до нього. Легкість освіти тим вища, чим меншу енергію іонізації має атом, що віддає електрони (донор електронів), а атом, що приєднує електрони (акцептор електронів), має велику спорідненість до електрона. Спорідненість до електрона- це міра здатності атома приєднувати електрон. Її кількісно визначають як зміна енергії, що відбувається при утворенні одного молячи однозарядних аніонів з одного молячи атомів. Це так зване поняття «перша спорідненість до електрона». Друга спорідненість з електроном – це зміна енергії, що відбувається при утворенні одного моля двозарядних аніонів з одного моля однозарядних аніонів. Дані поняття, тобто енергія іонізації та спорідненість до електрона, відносяться до газоподібних речовин і є характеристиками атомів та іонів у газоподібному стані. Але слід мати на увазі, що більшість іонних сполук найбільш стійкі у твердому стані. Дана обставина пояснюється існуванням у них у твердому стані кристалічних ґрат. Виникає питання. Чому ж все-таки іонні сполуки більш стійкі у вигляді кристалічних ґрат, а не в газоподібному стані? Відповіддю це питання служить розрахунок енергії кристалічної решітки, заснований на електростатичної моделі. На додаток до цього цей розрахунок є і перевіркою теорії іонного зв'язку.
Для розрахунку енергії кристалічних ґрат необхідно визначити роботу, яку потрібно витратити на руйнування кристалічних ґрат з утворенням газоподібних іонів. Для проведення розрахунку використовується уявлення про сили тяжіння та відштовхування. Вираз для потенційної енергії взаємодії однозарядних іонів виходить підсумовуванням енергії тяжіння та енергії відштовхування.
Е = Е прит + Е отт (1).
Як Е прит береться енергія кулонівського тяжіння іонів різноіменних знаків, наприклад, Na + і Cl - для з'єднання NaCl
Е прит = -е 2 / 4πε 0 r (2),
оскільки розподіл електронного заряду в заповненій електронній оболонці сферично-симетрично. Завдяки відштовхуванню, що виникає внаслідок принципу Паулі при перекритті заповнених оболонок аніону та катіону, відстань, на яку можуть зблизитися іони, обмежена. Енергія відштовхування швидко змінюється з міжядерною відстанню, і її можна записати у вигляді двох наближених виразів:
Е отт = А/r n (n?12) (3)
Е отт = В∙ехр(-r/ρ) (4),
де А та В – константи, r-відстань між іонами, ρ – параметр (характерна довжина).
Слід зауважити, що жодне з цих виразів не відповідає складному квантово-механічному процесу, що призводить до відштовхування.
Незважаючи на наближеність даних формул, вони дозволяють досить точно розрахувати та відповідно описати хімічний зв'язок у молекулах таких іонних сполук, як NaCl, KCl, CaO.
Так як електричне поле іона має сферичну симетрію (рис. 13), то іонний зв'язок на відміну від ковалентної не має спрямованості. Взаємодія двох протилежно заряджених іонів компенсується силами відштовхування лише у напрямку, що з'єднує центри ядер іонів, в інших напрямках компенсація електричних полів іонів не відбувається. Тому вони здатні взаємодіяти з іншими іонами. Таким чином, іонний зв'язок не має насиченості.
Мал. 13. Сферична симетрія електростатичного поля
різноіменнозаряджених зарядів.
Внаслідок неспрямованості та ненасичення іонного зв'язку енергетично найбільш вигідно, коли кожен іон оточений максимальним числом іонів протилежного знака. Завдяки цьому найкраща форма існування іонної сполуки – кристал. Наприклад, у кристалі NaCl кожен катіон має як найближчих сусідів шість аніонів.
Тільки за високих температур в газоподібному стані іонні сполуки існують у вигляді неасоційованих молекул.
У іонних сполуках координаційне число залежить від специфіки електронної структури атомів, як і ковалентних сполуках, а визначається співвідношенням розмірів іонів. При співвідношенні іонних радіусів у межах 0,41 - 0,73 спостерігається октаедричні координація іонів, при співвідношенні 0,73-1,37 - кубічна координація і т.д.
Таким чином, у звичайних умовах іонні сполуки є кристалічними речовинами. Поняття двоіонних молекул, наприклад, NaCL, CsCl до них не застосовується. Кожен кристал складається з великої кількості іонів.
Іонний зв'язок можна як граничну полярну зв'язок, на яку ефективний заряд атома близький до одиниці. Для чисто ковалентного неполярного зв'язку ефективний заряд атомів дорівнює нулю. У реальних речовинах суто іонних та суто ковалентних зв'язків зустрічається мало. Більшість сполук має характер зв'язку проміжний між неполярною ковалентною та полярною іонною. Тобто в цих з'єднаннях ковалентний зв'язок має частково іонний характер. Характер іонного та ковалентного зв'язку в реальних речовинах представлений на малюнку 14.
Мал. 14. Іонний та ковалентний характер зв'язку.
Частку іонного характеру зв'язку називають ступенем іонності. Вона характеризується ефективними зарядами атомів у молекулі. Ступінь іонності зростає із збільшенням різниці електронегативностей утворюють її атомів.
Металевий зв'язок
У атомах металів зовнішні валентні електрони утримуються значно слабше, ніж у атомах неметалів. Це зумовлює втрату зв'язку електронів з окремими атомами досить великий проміжок часу та їх узагальнення. Утворюється узагальнений ансамбль із зовнішніх електронів. Існування подібної електронної системи призводить до виникнення сил, що утримують позитивні іони металу в зближеному стані, незважаючи на їх однойменну зарядженість. Такий зв'язок називається металевим. Подібний зв'язок характерний тільки для металу і існує в твердому та рідкому стані речовини. Металевий зв'язок є одним із видів хімічного зв'язку. Вона ґрунтується на узагальненні зовнішніх електронів, які втрачають зв'язок з атомом і тому називаються вільними електронами (рис. 15).
Мал. 15. Металевий зв'язок.
Підтвердженням існування металевого зв'язку є такі факти. Усі метали мають високу теплопровідність та високу електропровідність, що забезпечується за рахунок наявності вільних електронів. Крім того, ця обставина визначає хорошу відбивну здатність металів до світлового опромінення, їх блиск і непрозорість, високу пластичність, позитивний температурний коефіцієнт електроопору.
Стабільність кристалічних ґрат металів неможливо пояснити такими видами зв'язку як іонна та ковалентна. Іонна зв'язок між атомами металу, що у вузлах кристалічної решітки, неможлива, оскільки вони мають і той ж заряд. Ковалентний зв'язок між атомами металу також малоймовірний, оскільки кожен атом має від 8 до 12 найближчих сусідів, а утворення ковалентних зв'язків із такою кількістю узагальнених пар електронів невідоме.
p align="justify"> Металеві структури характеризуються тим, що вони мають досить рідкісне розташування атомів (між'ядерні відстані великі) і велика кількість найближчих сусідів у кожного атома в кристалічній решітці. У таблиці 1 вказано три типові металеві структури.
Таблиця 1
Характеристики структур трьох найпоширеніших металів
Бачимо, кожен атом бере участь у освіті великої кількості зв'язків (наприклад, з 8 атомами). Така велика кількість зв'язків (з 8 або з 12 атомами) не може бути одночасно локалізована в просторі. Зв'язок має здійснюватися з допомогою резонансу коливального руху зовнішніх електронів кожного атома, у результаті відбувається колективізація всіх зовнішніх електронів кристала з утворенням електронного газу. У багатьох металах для утворення металевого зв'язку достатньо взяти по одному електрону кожного атома. Саме це спостерігається для літію, у якого на зовнішній оболонці є лише один електрон. Кристал літію є решіткою іонів Li + (куль радіусом 0,068 нм), оточених електронним газом.
Мал. 16. Різні типи кристалічної упаковки: а-гексагональна щільна упаковка; б-гранецентрована кубічна упаковка; в-об'ємноцентрована кубічна упаковка.
Між металевим і ковалентним зв'язком є схожість. Воно полягає в тому, що обидва типи зв'язку засновані на усуспільненні валентних електронів. Однак ковалентний зв'язок з'єднує лише два сусідні атоми, і загальні електрони знаходяться в безпосередній близькості від з'єднаних атомів. У металевому зв'язку кілька атомів беруть участь у усуспільненні валентних електронів.
Таким чином, поняття металевого зв'язку нерозривно пов'язане з уявленням про метали як сукупності позитивно заряджених іонних кістяків з великими проміжками між іонами, заповненими електронним газом, при цьому на макроскопічному рівні система залишається електрично нейтральною.
Крім вищерозглянутих типів хімічного зв'язку існують інші типи зв'язку, які є міжмолекулярними: водневий зв'язок, вандерваальсова взаємодія, донорно-акцепторна взаємодія.
Донорно-акцепторна взаємодія молекул
Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двоелектронної хмари одного атома та вільної орбіталі іншої називається донорно-акцепторною. Атом або частка, що надають для зв'язку, двоелектронна хмара називається донором. Атом або частка з вільною орбіталлю, що приймають цю електронну пару, називається акцептором.
Основні види міжмолекулярної взаємодії. Водневий зв'язок
Між молекулами, валентно насиченими, на відстанях, що перевищують розміри частинок, можуть виявлятися електростатичні сили міжмолекулярного тяжіння. Їх називають сили Ван-дер-Ваальса. Вандерваальсова взаємодія завжди існує між близько розташованими атомами, але відіграє важливу роль лише за відсутності сильніших механізмів зв'язку. Ця слабка взаємодія з характерною енергією 0,2 еВ/атом має місце між нейтральними атомами та між молекулами. Назва взаємодії пов'язується з ім'ям Ван-дер-Ваальса, оскільки саме він уперше припустив, що рівняння стану з урахуванням слабкої взаємодії між молекулами газу описує властивості реальних газів набагато краще, ніж рівняння стану ідеального газу. Однак природа цієї сили тяжіння була пояснена лише 1930 року Лондоном. В даний час до Ван-дер-Ваальсова тяжіння відносять такі три типи взаємодій: орієнтаційне, індукційне, дисперсійне (ефект Лондона). Енергія Ван-дер-Ваальсова тяжіння визначається сумою орієнтаційної, індукційної та дисперсійної взаємодій.
Е прит = Е ор + Е інд + Е дисп (5).
Орієнтаційна взаємодія (або диполь-дипольна взаємодія) проявляється між полярними молекулами, які при наближенні повертаються (орієнтуються) один до одного різноіменними полюсами так, щоб потенційна енергія системи молекул стала мінімальною. Енергія орієнтаційної взаємодії тим суттєвіша, чим більший дипольний момент молекул μ і менша відстань l між ними:
Е ор = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
де ε0 - електрична постійна.
Індукційне взаємодія пов'язані з процесами поляризації молекул оточуючими диполями. Воно тим значніше, чим вища поляризуемість α неполярної молекули і більший дипольний момент μ полярної молекули.
Е інд = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Поляризованість неполярної молекули називається деформаційною, оскільки вона пов'язана з деформацією частинки, при цьому μ характеризує зміщення електронної хмари і ядер щодо колишніх положень.
Дисперсійна взаємодія (ефект Лондона) виникає у будь-яких молекул незалежно від їхньої будови та полярності. Внаслідок миттєвої розбіжності центрів тяжкості зарядів електронної хмари та ядер утворюється миттєвий диполь, який індукує миттєві диполі в інших частках. Рух миттєвих диполів стає узгодженим. В результаті сусідні частки відчувають взаємне тяжіння. Енергія дисперсійної взаємодії залежить від енергії іонізації Е I та поляризованості молекул α
Е дисп = - (Е I 1 ∙Е I 2)∙ α 1 α 2 /(Е I 1 +Е I 2) l 6 (8).
Проміжний характер між валентною та міжмолекулярною взаємодією має водневий зв'язок. Енергія водневого зв'язку невелика 8 – 80 кДж/моль, але більше енергії взаємодії Ван-дер Ваальса. Водневий зв'язок характерний для таких рідин як вода, спирти, кислоти та обумовлений позитивно поляризованим атомом водню. Малі розміри і відсутність внутрішніх електронів дозволяють атому водню, що присутня в рідині в якомусь з'єднанні, вступати в додаткову взаємодію з ковалентно з ним не пов'язаним негативно поляризованим атомом іншої або тієї ж молекули
А δ- - Н δ+ …. А δ- - Н δ+.
Тобто відбувається асоціація молекул. Асоціація молекул призводить до зменшення летючості, підвищення температури кипіння та теплоти випаровування, збільшення в'язкості та діелектричної проникності рідин.
Вода є особливо підходящою речовиною для утворення водневого зв'язку, оскільки її молекула має два атоми водню і дві неподілені пари у атома кисню. Це зумовлює високий дипольний момент молекули (μ D = 1,86 D) і здатність утворювати чотири водневі зв'язки: два – як донор протонів та дві – як акцептор протонів
(Н 2 Про….Н – Про…Н 2 Про) 2 разу.
З експериментів відомо, що із зміною молекулярної маси у ряді водневих сполук елементів третього та наступного періодів температура кипіння зростає. Якщо цю закономірність застосувати до води, то температура кипіння має бути не 100 0 З, а 280 0 З. Дане протиріччя підтверджує існування водневого зв'язку у воді.
Експерименти показали, що у воді формуються молекулярні асоціати в рідкій та особливо у твердій воді. Лід має тетраедричні кристалічні грати. У центрі тетраедра розташований атом кисню однієї молекули води, у чотирьох вершинах знаходяться атоми кисню сусідніх молекул, які з'єднані водневими зв'язками із найближчими сусідами. У рідкій воді водневі зв'язки частково зруйновані, у її структурі спостерігається динамічна рівновага між асоціатами молекул та вільними молекулами.
Метод валентних зв'язків
Теорія валентних зв'язків або локалізованих електронних пар виходить із положення, що кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогою однієї або кількох загальних електронних пар. У поданні теорії валентних зв'язків хімічний зв'язок локалізований між двома атомами, тобто він двоцентровий і двоелектронний.
Метод валентних зв'язків базується на таких основних положеннях:
Кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогою однієї або кількох загальних електронних пар;
Одинарний ковалентний зв'язок утворюється двома електронами з антипаралельними спинами, розташованими на валентних орбіталях атомів, що зв'язуються;
При утворенні зв'язку відбувається перекриття хвильових функцій електронів, що веде до збільшення електронної густини між атомами та зменшення загальної енергії системи;
