 |
41. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол, кратность связи.
|
|
|
|
41. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол, кратность связи.
Химическая связь обусловлена взаимодействием электронов внешних электронных оболочек атомов. Те энергией химической связи. орбитали, которые принимают участие в образовании химической связи, называются валентными орбиталями, а находящиеся на нах электроны – валентными электронами.
При образовании химической связи изменяются свойства взаимодействующих атомов и, прежде всего, энергия и заполненность их внешних орбиталей.
При образовании химической связи суммарная энергия электронов на валентных орбиталях меньше, чем их энергия в свободных атомах. Эта разница в энергиях называется
Типичная величина энергии химической связи – это сотни кДж/моль.
Важной количественной характеристикой химической связи является ее длина. Длина связи – это расстояние между ядрами химически связанных атомов в стабильном состоянии молекулы.
Типичная длина химической связи – это десятые доли нанометра. 1
Если в образовании молекулы при взаимодействии с данным атомом принимают участие два и более других атомов, то возникает вопрос о её геометрической структуре или химическом строении. Основы теории химического строения молекул положил А. М. Бутлеров 2
Одной из важнейших количественных характеристик строения сложных молекул является валентный угол - угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома.
Расстояние между атомами существенно уменьшается при образовании кратных связей. Чем выше кратность связи, тем короче межатомное расстояние.
Совокупность длин связей и валентных углов в химической частице определяет ее пространственное строение. Для определения валентных углов используют экспериментальные методы изучения структуры химических соединений. Оценить значения валентных углов можно теоретически, исходя из электронного строения химической частицы.
|
|
|
Чем выше энергия химической связи, тем прочнее связь. Связь считается прочной, или сильной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N2), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO2). Если при взаимодействии атомов выделяется энергия менее 15 кДж/моль, то считают, что химическая связь не образуется, а наблюдается межмолекулярное взаимодействие (например, 2 кДж/моль для Xe2). Прочность связи обычно уменьшается с увеличением ее длины.
Энергия связи - это работа, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества. Чаще всего энергию связи измеряют в кДж/моль. Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи, энергии этих связей составляют величины от десятков до сотен кДж/моль.
42. Ковалентная связь: определение, механизмы образования. Виды связи в зависимости от взаимного перекрывания электронных облаков.
Ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0, 106 нм, то после перекрывания электронных облаков (образования молекулы Н2) это расстояние составляет 0, 074 нм. Наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов (это происходит при образовании σ –связи). Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа гелия.
|
|
|
Изображать химические связи принято по-разному:
1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического знака элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой
H∙ + H∙ → H: H
2) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают черточкой (штрихом) (например, Н—Н), которая символизирует общую пару электронов.
Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с помощью двух общих электронов, или электронной пары:
Неподеленная пара электронов, в атоме их 3
↓
← Неподеленная пара электронов,
↑ ↑ в молекуле их 6.
неспаренный электрон общая или поделенная пара электронов
Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой.
Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной; если больше, то кратной двойной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары).
43. Локализованные и делокализованные п-связи.
Делокализованная связь - связь, электронная пара которой рассредоточена между несколькими (более 2) ядрами атомов (подобие металлической связи).
Ковалентная связь может быть локализованной и делокализованной. Локализованной называют связь, электроны которой фактически поделены между двумя ядрами связываемых атомов. Если электроны связи поделены более чем между двумя ядрами, то говорят о делокализованной связи.
Делокализованная связь - это ковалентная связь, молекулярная орбиталь которой охватывает более двух атомов.
Делокализованные связи в большинстве случаев являются π -связями. Они характерны для сопряженных систем. В этих системах осуществляется особый вид взаимного влияния атомов - сопряжение.
Химическая связь, образуемая подвижными электронами, называется делокализованной. Такая связь имеется в молекуле HNO3, ионах CO32–, SO42–, PO43–, во многих органических соединениях. Классическим примером молекул с делокализованными связями является молекула бензола С6Н6. Химическую связь, принадлежит только двум связанным атомам, т. е. электронная пара локализована.
|
|
|
