Как да изчислим енергията на свързване в молекула. Химическа връзка. Енергия на ковалентната връзка

Хибридизация на атомни орбитали. Концепцията за метода на молекулярните орбитали. Енергийни диаграми на образуването на молекулни орбитали за бинарни хомонуклеарни молекули. Когато се образува химическа връзка, свойствата на взаимодействащите атоми се променят, предимно енергията и заемането на техните външни орбитали.

Споделете работата си в социалните мрежи

Ако тази работа не ви подхожда, има списък с подобни произведения в долната част на страницата. Можете също да използвате бутона за търсене

Страница 13

Лебедев Ю.А. Лекция 0 2

Лекция №0 2

Химическа връзка. Характеристики на химичната връзка: енергия, дължина, ъгъл на свързване. Видове химична връзка. Полярност на комуникацията. Квантово-механични представи за природата на ковалентната връзка. Концепцията за метода на валентните връзки. Хибридизация на атомни орбитали.- (c yigma) и (pi)-облигации. Геометрична конфигурация на молекулите. Електричен момент на дипола на молекулата. Концепцията за метода на молекулярните орбитали. Енергийни диаграми на образуването на молекулни орбитали за бинарни хомонуклеарни молекули. сигма () и Pi( )-молекулни орбитали. Диа- и парамагнитни молекули.

НАПОМНЯНЕ

Уравнение на Шрьодингер. - вълнова функция.

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

Химическа връзка. Характеристики на химичната връзка: енергия, дължина, ъгъл на свързване.

Разгледахме структурата на електронните нива на изолирани атоми. Това са много редки обекти на практика. Единственото изключение е инертният газ аргон с електронна формула 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . И въпреки че е „само“ 0,93 об.% в атмосферата, всеки от вас буквално „поглъща“ около триста квинтилиона парчета аргонови атоми на един дъх.

Всички други вещества и материали, с които работим, съдържатхимически свързаниатоми. Взаимодействието на свободните атоми един с друг води до образуването на молекули, йони и кристали. Това са "класически" химически обекти. Напоследък обаче важна роля придобиха такива обекти като наноструктури, повърхностни съединения, бертолиди и редица други практически важни "некласически" химически обекти.

Химическата връзка се дължи на взаимодействието на електроните във външните електронни обвивки на атомите.Тези орбитали, които участват в образуването на химична връзка, се наричатвалентни орбитали, а разположените върху тях електрони валентни електрони.

Когато се образува химическа връзка, свойствата на взаимодействащите атоми се променят и преди всичко енергията и заетостта на техните външни орбитали.

Когато се образува химическа връзка, общата енергия на електроните във валентните орбитали е по-малка от тяхната енергия в свободните атоми. Тази разлика в енергията се нарича енергия на химичната връзка.

Типичната стойност на енергията на химичната връзка е стотици kJ/mol.

Важна количествена характеристика на химичната връзка е нейната дължина.Дължината на връзката е разстоянието между ядрата на химически свързани атоми в стабилно състояние на молекулата.

Типичната дължина на химичната връзка е десети от нанометъра. 1

Ако два или повече други атома участват в образуването на една молекула при взаимодействие с даден атом, тогава възниква въпросът за нейната геометрична структура или химическа структура. Основи на теорията химическа структурамолекули са поставени от А. М. Бутлеров 2

Една от най-важните количествени характеристики на структурата сложни молекулиеъгъл на свързване - ъгълът, образуван от две посоки на химични връзки, произтичащи от един атом.

Видове химична връзка. Полярност на комуникацията.

Според характера на взаимодействието на валентните електрони и вида на орбиталите, образувани по време на взаимодействието,химичните връзки се разделят на следните основни типове:ковалентни (полярни и неполярни), йонни, донорно-акцепторни, водородни и междумолекулни (наричани още ван дер ваалсови).

Още през 1916 г. американският химик Г. Н. Луис 3 изрази идеята, че химическата връзка се образува от електронна двойка, която е графично представена от валентна линия:

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

Ако електроотрицателността на атомите е еднаква, тогава такава връзка се нарича неполярна. Ако различни полярни.

Когато се образува полярна ковалентна връзка, атомите придобиват допълнителен заряд, отрицателен за атом с по-висока електроотрицателност и положителен за атом с по-ниска електроотрицателност:

H + Cl = HCl (
–
)

В случай, че разликата в електроотрицателността на взаимодействащите атоми е голяма, връзкатасчитан за йонен:

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

Ако електронната двойка, която образува връзката, е принадлежала на един от атомите преди взаимодействието, тогава такава връзка се нарича донорно-акцепторна връзка. Атомът, който е предоставил електронна двойка, се нарича донор, а атомът, който го е приел в свободна орбитала, се нарича акцептор.

Особено характерна е появата на донорно-акцепторни връзки.д - метали със свободен или частично запълненд -орбитали за образуване на комплексни съединения.

За други видове комуникация ще говорим по-късно.

Квантово-механични представи за природата на ковалентната връзка.

От съвременна гледна точка ковалентна връзка възниква по време на квантовото механично взаимодействие на всички електрони на всички взаимодействащи атоми. Но, както казахме в лекция № 1, няма точно решение на уравнението на Шрьодингер, описващо орбиталите на много електрони в молекулите. Задачата на квантово-механичното описание на химичната връзка се улеснява от факта, че по време на нейното образуване ролята на електроните, разположени на вътрешната и външната електронна обвивка, е значително различна.

Следователно беше възможно да се създадат различни приблизителни методи за описание на химическата връзка.

Квантовата химия разполага с богат арсенал от приложни програми, които позволяват извършването на изчисления с висока точност за широк клас молекули и йони. 4

Все още обаче няма универсален и достатъчно точен квантово-химичен алгоритъм.

За качествено разбиране на структурата химични съединениясе използват два методаметод на валентната връзка (MVS)И молекулярно орбитален метод (МО).

Концепцията за метода на валентните връзки. Геометрична конфигурация на молекулите. Електричен момент на дипола на молекулата.

Основните постулати на метода на валентните връзки са:

1. Единична ковалентна химична връзка се осъществява от два валентни електрона, които заемат две орбитали, по една от всеки от взаимодействащите атоми. В този случай спиновете на електроните, образуващи валентната двойка, трябва да са противоположни (връзката се образува от електрони с антипаралелни спинове).

2. Началните атомни орбитали (AO) запазват формата си и в състава на молекулата.

3. Връзката се образува поради припокриването на орбиталите, което води до увеличаване на електронната плътност между ядрата на взаимодействащите атоми в посоката, която осигурява максимално припокриване.

Помислете за образуването на химична връзка от MHS в молекула на водна пара H2O.

Една молекула е изградена от един кислороден атомО и два водородни атомаз . Електронна формула на кислородния атом 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . Отвън енергийно нивоима 6 електрона. Подниво 2с се запълва. На подниво 2 p на една от p -орбитали (да кажем py ,) има електронна двойка, а на другите две ( p x и p z ) един несдвоен електрон. Именно те ще участват в образуването на химическа връзка.

Електронна формула на водородния атом 1 s 1 . Водородът има такъвс -електрон, чийто орбитален контур е сфера и той ще участва в припокриване сстр - кислородна орбитала, образуваща химична връзка. Общо такива sp Ще има две припокривания във водната молекула. И структурата на молекулата ще изглежда така:

Както се вижда от фигурата, водната молекула има две ковалентни химични връзки, насочени по осите Z и X . Следователно ъгълът на свързване в този модел е 90О . Експериментът показва, че този ъгъл е 104,5о.

Доста добро съвпадение за най-простия качествен модел без никакви изчисления!

Електроотрицателността на кислорода според Мъликен е 3,5, а на водорода е 2,1. Следователно всяка от връзките ще бъде полярна, а зарядът- ще бъде на кислород и+ - на водород, т.е. образуват се три центъра електрически заряд. В молекулата се образуват два електрически дипола.

Диполът е два еднакви заряда, разположени на крайно разстояниел един от друг. Диполът се характеризира с диполен момент

=

Диполът е вектор, насочен от отрицателния към положителния полюс. Във водната молекула се образуват два диполни момента на връзките, които, когато се добавят, дават общия диполен момент на молекулата. Схемата на диполните моменти на водна молекула според модела MVS има формата:

Важно е да се подчертае, че диполните моменти на връзката се сумират векторно и общият диполен момент зависи от геометрията на молекулата. Както можете да видите, в този случай, поради факта, че връзките са насочени под прав ъгъл една спрямо друга, молекулата като цяло се оказва полярна. И експериментът потвърждава това, диполният момент на водната молекула е 1,84 Дебай. (1 дебай е равен на 0,33*10-29 C*m)

Геометричната структура на връзките в молекулите може да бъде много разнообразна. Връзките могат да бъдат разположени както в равнината, така и в пространството, образувайки молекули под формата на триизмерни тела с различни конфигурации (тригонални, тетрагонални, шестоъгълни пирамиди, бипирамиди, пръстени, съставени от пирамиди и др.)

Прочетете повече за връзката между структурата на химичните връзки и геометрията на молекулите в учебника на страници 119 128).

- (c yigma) и (pi)-облигации.

Да се ​​върнем към припокриването на орбиталите при образуването на връзки. В нашия примерзона на максимално припокриване s и p орбитали лежи на линията, свързваща центровете на атомите. Този тип покритие се нарича-връзки.

Да разгледаме друг случай на кислородна молекула O2 . Както видяхме, кислородният атом има двастр Орбитали, които съдържат електрони, които могат да образуват химична връзка. Добре известната структурна формула на кислородаО=О . В молекулата на кислорода има двойна връзка. Един от тях е току-що обсъденият-Връзка. А второто? Оказва се, че втората връзка се образува поради друг вид орбитално припокриване, което се нарича-комуникация.

Концепцията за И връзки, предложени от Ф. Хунд.

В образованието -връзките на орбитата се припокриват по такъв начин, че се образуват две припокриващи се области и те са разположени симетрично по отношение на равнината, върху която лежат ядрата на взаимодействащите атоми.

Геометрично изглежда така:

Моля, имайте предвид, че-връзката се формира от по-малки частистр -орбитали, в които плътността на "електронния облак" е по-голяма и следователно тази връзка е по-здрава-връзки. Наистина, експериментът показва, че във въглеродните съединения етан С 2H6 (CH3 - CH3 едно -връзка), етилен C 2 H 4 (CH 2 \u003d CH 2 - един - комуникация и един -връзка) и ацетилен C 2 H 2 (C NS H - едно - комуникация и две -връзки) тяхната енергия на разкъсване е съответно 247, 419 и 515 kJ/mol.

Сега можем да завършим списъка с MVS постулати:

4. Ако в молекулата се образуват множество (двойни и тройни) връзки, тогава една от тях ще бъде- комуникация и други --връзки).

Имайте предвид, че във връзките d- и f -метали, възможно е образуването на друг вид връзки --връзки, когато припокриването се извършва в четири пространствени области и равнината на симетрия е перпендикулярна на линията, свързваща ядрата на атомите.

Хибридизация на атомни орбитали.

Когато се образуват химични връзки, може да възникне важно явление, което се наричаорбитална хибридизация.

Помислете за атом на берилийБъда . Електронната му формула е 1 s 2 2 s 2 . Съдейки по факта, че всички електрони на берилий са сдвоени, такъв атом трябва да се държи химически като инертни газове, без да влиза в химически взаимодействия.

Все пак нека разгледаме внимателно електронната дифракционна диаграма на берилиевия атом:

От диаграмата може да се види, че берилиевият атом има освен запълненото 2с -3 още свободни орбитали 2стр -орбитали! Вярно е, че енергията на тези орбитали е по-голяма от енергията на 2с -орбитали на величинад . Но тази енергия е малка и по-малка от тази, която се отделя при образуването на химична връзка. Следователно атомът има тенденция да пренарежда своите орбитали в хода на взаимодействието, за да постигне енергийно изгодно крайно състояние. За такова пренареждане се използва кинетичната енергия на частиците, взаимодействащи с даден атом. Ще говорим за този източник на енергия по-подробно, когато обсъждаме въпроси на химическата кинетика. 5

Това пренареждане се нарича хибридизация на орбитали, тъй като по време на този процес възниква нова от "двата вида" орбитали.

На езика на вълновите функции това се описва с уравнение, свързващо хибридната вълнова функция на получените орбитали с оригиналните вълнови функции.

Броят на образуваните хибридни орбитали е равен на броя на орбиталите, участвали в процеса на хибридизация.

Графично този процес може да бъде представен със следната диаграма:

Имайте предвид, че енергията, необходима за хибридизацияЕ хибрид по-малко от енергийната разлика между хибридизиращите орбиталид.

При обозначението на хибридните орбитали се запазват обозначенията на оригиналните орбитали. И така, в този случай (атомБъда ), хибридизирайте едно s и една p -орбитала и двете хибридни орбитали се означават като sp -орбитали. Необходимостта от хибридизация само на две орбитали се дължи на факта, че берилиевият атом има само два електрона във външното си енергийно ниво.

В други случаи, когато в хибридизацията участват няколко еднакви орбитали, техните номера се отбелязват с експонента. Например при хибридизиране на един s и две p получават се три орбитали sp 2 -орбитали, а при хибридизиране един s и три p - орбитали четири sp 3 орбитали.

В разглеждания случай, в съответствие с правилото на Хунд, атомът на берилий получава два несдвоени електрона и способността да образува две ковалентни химични връзки.

образуват се хибридни орбитали s , p и дори d -орбиталите се различават малко по форма и изглеждат така („асиметричен дъмбел“):

Имайте предвид, че броят на хибридните орбитали е равен на броя на орбиталите, участващи в тяхното създаваненезависимо от броя и вида на хибридизиращите орбитали.

Местоположението на хибридните орбитали в пространството се определя от техния брой.

По-конкретно, берилиевият атом има два хибрида sp Орбиталите са разположени по една права линия (под ъгъл 180о ), което съответства на тенденцията на еднакво заредените електрони, които ги заемат, да се отдалечат един от друг възможно най-много:

| Повече ▼ за метода на валентните връзки и хибридизацията можете да прочетете тук:

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

Молекулите често имат орбитали, заети от електронна двойка („несподелена електронна двойка“). Такива орбитали не участват в образуването на химични връзки, но влияят на геометричната структура на молекулата.

Модификацията на MVS, която отчита влиянието на такива орбитали, се нарича теория за отблъскването на електронни двойки валентни орбитали (VEPR) и можете да се запознаете с нея в учебника на стр. 124 128.

Концепцията за метода на молекулярните орбитали.

Разгледахме феномена на AO хибридизация в рамките на MVS. Оказа се, че идеята за хибридизация е плодотворна и за по-дълбоко моделиране на химичните връзки. Той е в основата на втория метод за тяхното описание, който се разглежда в нашия курсов методмолекулни орбитали(МО).

Основният постулат на този метод е твърдението, че АО на атомите, взаимодействащи един с друг, губят своята индивидуалност и образуват обобщени МО, т.е. че електроните в молекулите не „принадлежат“ на нито един конкретен атом, а се движат квантово механично в цялата молекулна структура.

Има няколко разновидности на метода MO, които вземат предвид bО повече или по-малко фактори и съответно повече или по-малко сложни математически. Най-простото е приближението, което отчита само линейните ефекти на взаимодействието на електроните. Това приближение се нарича метод MO LCAO (линейна комбинация от атомни орбитали).

На езика квантова механикатова твърдение за най-простия случай на взаимодействие на две орбитали се записва по следния начин:

Където - MO вълнова функция,
е вълновата функция на AO на първия атом,
е вълновата функция на AO на втория атом,а и б Числени коефициенти, които характеризират приноса на това акционерно дружество към цялостна структураМО.

Тъй като линеен полином е написан от дясната страна, тази модификация на метода MO се нарича LCAO.

От уравнението се вижда, чепри взаимодействие на две АО се получават две МО. Един от тях се наричасвързващ МО, а другият разхлабващ МО.

Защо са получили такова име става ясно от фигурата, която показва енергийната диаграма на орбиталите в молекулата:

Както се вижда от фигурата, свързващият МО има енергия, по-ниска от енергиите на първоначалния АО, а разхлабващият МО има по-висока енергия. (Съответно,). Естествено, в съответствие с принципа на минималната енергия, електроните в една молекула ще заемат свързващата орбитала на първо място, когато се образува връзка.

Като цяло при взаимодействие N AO става N MO.

сигма ( ) и пи( )-молекулни орбитали.

В резултат на количествени изчисления по метода MO LCAO се оказа, че концепциите наИ симетриите на орбиталите също се запазват в метода MO LCAO.

Ето как изглеждат очертанията-обвързване (означено катоили) и -разхлабващи (означени като или) орбитали в метода MO LCAO:

А ето как изглеждат очертанията- обвързване ( ) И - разхлабване ( * ) орбитали по метода MO LCAO:

Енергийни диаграми на образуването на молекулни орбитали за бинарни хомонуклеарни молекули.

Изчисляването на енергията на молекулните орбитали за сложни молекули, които включват ядрата на различни елементи (хетеронуклеарни молекули), е сложен изчислителен проблем дори за съвременните компютри. Следователно всяко изчисление на отделни молекули е отделна творческа работа.

Въпреки това се оказа, че енергийната диаграма за бинарни хомонуклеарни молекули на елементи от втория период на периодичната система на Д. И. Менделеев е универсална и има формата:

Понякога в литературата се дават различни диаграми за елементитеб ,C,N и последващиО, Ж, Не , обаче изследвания магнитни свойствамолекули B2 при ултраниски температури не потвърждават недвусмислено необходимостта от усложняване на формата на енергийните диаграми за B,C,N.

Диа- и парамагнитни молекули. Кратност на облигациите според МО ЗКАО.

Едно от сериозните предимства на метода MO LCAO в сравнение с метода HS е по-правилното описание на магнитните свойства на молекулите и по-специално обяснението на парамагнетизма на молекулния кислород. 6

Нека си припомним структурата на молекулата на кислорода според MHS, която разгледахме по-рано. Според тази структура всички валентни електрони иИ -връзки в молекулата O2 образуват електронни двойки и общият спин на молекулата е нула.

Структурата на орбиталите на тази молекула съгласно метода MO LCAO, получена чрез запълване с електрони MO в съответствие с горната енергийна диаграма, има формата:

Както може да се види от тази диаграма, молекулата на кислорода съдържа два несдвоени електрона на антисвързващия
И
орбитали. Техните магнитни моменти се сумират и дават общия магнитен момент на молекулата. Експериментът показва, че магнитният момент на молекулата на кислорода е 2,8(Собствен магнитен момент на електрон 1). Като се има предвид, че общият магнитен момент, освен собствения електронен момент, включва и орбиталния, количественото съответствие много убедително свидетелства в полза на валидността на метода на МО.

При наличие на магнитен момент материята ставапарамагнетиктя е „привлечена от магнит“. 7 При липса на магнитен момент веществотодиамагнитни той се "изтласква" от магнитното поле. 8

В допълнение към магнитните свойства, анализът на енергийните диаграми на MO LCAO позволява да се определимножеството (или реда) на химическа връзка (CS или PS).

KS = ½ (N връзка N razr)

където N е свързано общ брой електрони в свързващите орбитали; N рез общ брой електрони в разхлабващи се орбитали).

Разгледахме различни случаи на проявление и описание на ковалентни химични връзки. Това е основният тип химична връзка, тъй като причината за нейното възникване е наличието на валентни електрони в по-голямата част от химичните елементи.

В някои случаи обаче възникват взаимодействия на атоми специални условия, които генерират специални видове връзка, които ще разгледаме в следващата лекция.

При което един мол от дадена връзка се разкъсва. Приема се, че изходното вещество и продуктите на реакцията са в стандартните си състояния на хипотетичен идеален газ при налягане 1 atm и температура 25 0 C. Синоними на енергията на разкъсване на химичната връзка са: енергия на връзката, енергия на дисоциация на двуатомни молекули, енергия на образуване на химична връзка.

Може да се определи енергията на разкъсване на химическа връзка различни начини, Например

От масспектроскопични данни (масспектрометрия).

Енергията на разкъсване на химичните връзки в различни съединения е отразена в справочника.

Енергията на разкъсване на химичните връзки характеризира силата на химичната връзка.

Съединение		Съединение	Енергия на разкъсване на връзка, kcal/mol
Н-Н	104,2	СН3-Н	104
HO-H	119	CH3CH2-H	98
CH3O-H	102	(CH 3) 2 CH-H	94,5
C6H5O-H	85	(СН 3) 3 С-Н	91
F-H	135,8	C6H5-H	103
Cl-H	103,0	CH 2 \u003d CH-H	103
Br-H	87,5	HC≡C-H	125
I-H	71,3	H 2 N-H	103

Енергията на разкъсване на C-C връзката.

Вижте също

Бележки

Фондация Уикимедия. 2010 г.

Вижте какво е "Енергията на разрушаване на химическите връзки" в други речници:

Тя е равна на работата, която трябва да се изразходва, за да се раздели една молекула на две части (атоми, групи от атоми) и да се отстранят една от друга на безкрайно разстояние. Например, ако се разглежда Е. х. с. H3CH H в молекула метан, тогава такава ... ... Велика съветска енциклопедия

Екзотермичната реакция е химическа реакция, придружена от отделяне на топлина. Обратното на ендотермична реакция. Общото количество енергия в химическа системаизключително труден за измерване или преброяване... Wikipedia

Фигура 1. Тройна връзка в рамките на теорията за валентните връзки Тройната връзка е ковалентна връзка на два атома в молекула чрез три общи свързващи електронни двойки. Първата снимка на визуалната структура на тройната връзка е дадена в ... Wikipedia

Отличителна черта на алкохолите е хидроксилната група при наситен въглероден атом на фигурата, подчертана в червено (кислород) и сиво (водород). Алкохоли (от латински ... Уикипедия

C (карбонеум), неметален химичен елемент от подгрупа IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) периодична системаелементи. В природата се среща под формата на диамантени кристали (фиг. 1), графит или фулерен и други форми и е част от органични ... ... Енциклопедия на Collier

Енергията на връзката е важна концепция в химията. Той определя количеството енергия, необходимо за прекъсване на ковалентна връзка между два газови атома. Тази концепция не е приложима за йонни връзки. Когато два атома се съединят, за да образуват молекула, може да се определи колко силна е връзката между тях - достатъчно е да се намери енергията, която трябва да се изразходва, за да се прекъсне тази връзка. Не забравяйте, че единичен атом няма енергия на свързване, тази енергия характеризира силата на връзката между два атома в молекулата. За да изчислите енергията на връзката за всяка химическа реакция, просто определете общия брой на скъсаните връзки и извадете броя на образуваните връзки от него.

стъпки

Част 1

Идентифицирайте прекъснати и образувани връзки

Напишете уравнение за изчисляване на енергията на свързване.По дефиниция енергията на връзката е сумата от скъсаните връзки минус сумата от образуваните връзки: ΔH = ∑H (скъсани връзки) - ∑H (формирани връзки) . ΔH означава промяната в енергията на свързване, която също се нарича енталпия на свързване, а ∑H съответства на сумата от енергиите на свързване за двете страни на уравнението на химичната реакция.

Запишете химичното уравнение и маркирайте всички връзки между отделните елементи.Ако уравнението на реакцията е дадено под формата на химични символи и числа, е полезно да го пренапишете и да посочите всички връзки между атомите. Такъв визуален запис ще ви позволи лесно да преброите връзките, които се разрушават и образуват по време на тази реакция.

Научете правилата за преброяване на прекъснати и образувани връзки.В повечето случаи при изчисленията се използват средните стойности на енергията на свързване. Една и съща връзка може да има леко различни енергии в зависимост от конкретната молекула, така че обикновено се използват средни енергии на връзката. .

• Разкъсванията на единична, двойна и тройна химична връзка се считат за една скъсана връзка. Въпреки че тези връзки имат различни енергии, във всеки случай една връзка се счита за прекъсната.
• Същото се отнася и за образуването на единична, двойна или тройна връзка. Всеки такъв случай се счита за образуване на една нова връзка.
• В нашия пример всички облигации са единични.

1. Определете кои връзки са прекъснати от лявата страна на уравнението.Лява страна химично уравнениесъдържа реагентите и представлява всички връзки, които са разкъсани в резултат на реакцията. Това е ендотермичен процес, т.е. необходимо е определено количество енергия за разрушаване на химичните връзки.

   • За нашия пример лявата страна на уравнението на реакцията съдържа едно H-H връзкаи една Br-Br връзка.

2. Пребройте броя на връзките, образувани от дясната страна на уравнението.Продуктите на реакцията са показани вдясно. Тази част от уравнението представлява всички връзки, които се образуват в резултат на химическа реакция. Това е екзотермичен процес и освобождава енергия (обикновено под формата на топлина).

   • В нашия пример дясната страна на уравнението съдържа две H-Br връзки.

   Част 2

   Изчислете енергията на свързване

   1. Намерете необходимите енергии на свързване.Има много таблици, които изброяват енергиите на свързване за голямо разнообразие от съединения. Такива таблици могат да бъдат намерени в интернет или справочник по химия. Трябва да се помни, че енергиите на свързване винаги са дадени за молекули в газообразно състояние.

   2. Умножете енергиите на връзката по броя на скъсаните връзки.При редица реакции една връзка може да бъде разкъсана няколко пъти. Например, ако една молекула се състои от 4 водородни атома, тогава енергията на свързване на водорода трябва да се вземе предвид 4 пъти, тоест да се умножи по 4.

      • В нашия пример всяка молекула има една връзка, така че енергиите на връзката просто се умножават по 1.
      • H-H = 436 x 1 = 436 kJ/mol
      • Br-Br \u003d 193 x 1 \u003d 193 kJ / mol

   3. Съберете всички енергии на скъсаните връзки.След като умножите енергиите на свързване по съответния брой връзки от лявата страна на уравнението, трябва да намерите общата сума.

      • Нека намерим общата енергия на скъсаните връзки за нашия пример: H-H + Br-Br = 436 + 193 = 629 kJ/mol.

Сравнението на данните за броя на електроните във външната обвивка с броя на химичните връзки, които даден атом може да образува, показа, че принципите на образуване на химична връзка, разкрити при изследването на водородната молекула, са валидни и за други атоми. Това е така, защото връзката е електрическа по природа и се образува от два електрона (по един от всеки атом). Следователно трябва да се очаква корелация между първата енергия на йонизация (PEI) на атомите (с електростатичен произход) и тяхната енергия на свързване в двуатомни молекули.

Експериментални данни за определяне на енергията на свързване за редица двуатомни молекули (в газова фаза), образувани от атоми от 2-ри и 3-ти периоди, са показани в таблица 4.2 и на фиг. 4.2.1.

Таблица 4.2

Молекула А 2		Енергия на връзката (kJ/mol)	Молекула		Енергия на връзката (kJ/mol)

Ориз. 4.2-1 Енергия на свързване в молекули от елементи от втория и третия период в зависимост от PEI на елемента

Тези данни (вижте Таблица 4.2, Фиг. 4.2-1) показват, че енергията на връзката между атомите е практически независима от SEI на свързаните атоми.

Възможно ли е в двуатомните молекули (където има повече от един електрон) връзката да се образува по различен механизъм и да има допълнителенсили, игнорирани преди от нас?

Преди да пристъпим към идентифицирането на тези сили, нека се опитаме да обясним това независимоствъз основа на съществуващи взаимодействия.
Да започнем с изучаването допълнителни фактори, които обясняват липсата на очакваната корелация и независимостекспериментални данни за измерване на PEI от енергията на свързване в двуатомни молекули.
Разделяме таблицата (4.2) на четири групи:

Група Авключва молекули, състоящи се от идентични атоми с енергия на свързване под 40 kJ/mol. В газовата фаза тези молекули се разпадат на атоми.

Група Бвключва двуатомни молекули, състоящи се от идентични атоми, чиято енергия на свързване варира от 400 kJ/mol до 1000 kJ/mol. Наистина, енергията на свързване в тези молекули се различава значително нагоре в сравнение с енергията на свързване в молекулата на водорода, която е 429 kJ/mol.

ГрупаСЪСвключва двуатомни молекули, състоящи се от различни атоми, чиято енергия на свързване варира от 340 kJ/mol до 550 kJ/mol.

Групадвключва двуатомни молекули с еднакви атоми, чиято енергия на свързване е 50-350 kJ/mol.

ТАБЛИЦА 4.4
КОМУНИКАЦИОННА ЕНЕРГИЯВ МОЛЕКУЛИ

Енергия на свързване (kJ/mol) в серия от двуатомни молекули

група А		група Б
молекула	Свързваща енергия	молекула	Свързваща енергия
бъди 2	30	C2	602
Не 2	4	N 2	941
	7.6	O2	493
Ар 2	7	P2	477
		S2	421
група С		група Г
молекула	енергия	молекула	енергия
LiF	572	B2	274
NaF	447	Br2	190
LiCl	480	Cl2	239
NaCl	439	F2	139
		Ли 2	110
		На 2	72

Преди да започнем обяснението, нека изясним въпросите, които трябва да покрием.
Първовъпрос:
Защо енергията на свързване между многоелектронните атоми е много по-малка или много по-голяма (Таблица 4.2), отколкото в водородна молекула (H2)?

За да се обясни значителното отклонение на енергията на свързване в многоатомните молекули от енергията на свързване в молекулата на водорода, е необходимо да се задълбочи разбирането ни за причината, поради която броят на електроните във външната обвивка е ограничен.
Прикрепването на електрон към атом става, когато има печалба в енергия или, с други думи, ако абсолютенстойността на потенциалната енергия на системата атом + електроннараства в резултат на връзката между електрона и атома. Данните за афинитета на атом към електрон, посочени в таблица 4.3, ни дават числената стойност на печалбата в енергия, когато електрон е прикрепен към атом.

Таблица 4.3

Първа йонизационна енергия (PEI) и електронен афинитет за елементи от 1-ви, 2-ри и 3-ти периоди в таблицата на елементите (kJ/mol)

Афинитет

Афинитет

Когато електрон е прикрепен към атом, общата енергия на привличане на електрони към ядрото се увеличава поради увеличаване на броя на електроните, привлечени от ядрото. От друга страна, енергията на междуелектронното отблъскване се увеличава поради увеличаване на броя на електроните. Тоест, прикрепването на електрон към атом се случва, ако в резултат на тази връзка печалбата в енергията на привличане е по-голяма от загубата на енергия поради увеличаване на енергията на отблъскване.

Изчисляване на промяната в енергията, когато електрон се добави към атом водороддава енергийна печалба от 3,4 eV. Тоест водородният атом трябва да има положителен електронен афинитет. Това се наблюдава в експеримента.

Подобно изчисление на промяната в потенциалната енергия, когато електрон е прикрепен към атом хелийпоказва, че добавянето на електрон води не до увеличаване на потенциалната енергия, а до нейното намаляване. Всъщност афинитетът на хелиевия атом според експеримента е по-малък от нула.

Следователно възможността за прикрепване или неприкрепване на електрон към атом се определя от разликите в промяната на абсолютните стойности на потенциалната енергия на привличане на всички електрони към ядрото и взаимното междуелектронно отблъскване. Ако тази разлика е по-голяма от нула, тогава електронът ще се присъедини, а ако е по-малка от нула, тогава не.

Данните за афинитета на атомите към електрона, дадени в таблица 4.3, показват, че за атомите от 1-ви, 2-ри и 3-ти периоди, в допълнение към бъда,мг,Не,Арувеличаването на енергията на привличане по време на прикрепването на електрони към ядрото е по-голямо от увеличаването на енергията на отблъскване.
В случай на атоми бъда,мг,Не,Ар,увеличаването на енергията на привличане по време на прикрепването на електрони към ядрото е по-ниско от увеличаването на енергията на междуелектронното отблъскване. Независимо потвърждение на това заключение е информацията за PEI за атоми от 2-ри и 3-ти период, дадена в таблица 4.2 (група A).

Когато се образува химическа връзка, броят на електроните във външните електронни обвивки на атомите се увеличава с един електрон и според изчислението на модела на водородната молекула H 2,променят се ефективните заряди на свързаните атоми. Ефективните заряди на свързаните ядра се променят поради привличането на заредените ядра и поради увеличаването на броя на електроните във външните обвивки на свързаните атоми.

В молекулата на водорода приближаването на ядрата води до увеличаване на силата на привличане на свързващите електрони към ядрата с 50%, което е равно на увеличаване на ефективния заряд на свързаните ядра с 0,5 протонни единици (виж Глава 3) .

По отношение на печалбата от енергия, образуването на връзка е нещо като междинен процес между прикрепването на електрон към неутрален атом (измерен електронен афинитет) и прикрепването на електрон към атом, чийто ядрен заряд се увеличава с 1 единица.

Според таблица 4.3, при преминаване от литий (PEI - 519 kJ/mol) към берилий (PEI - 900 kJ/mol), PEI се увеличава с 400 kJ/mol, а при преминаване от берилий към бор (PEI - 799 kJ/mol ) печалбата от енергия намалява до 100 kJ/mol.
Нека припомним, че външният електронна обвивкаборът има 3 електрона, а берилият има 2 електрона във външната си обвивка. Тоест, когато електрон се присъедини към берилий с едновременно увеличаване на ядрения заряд с една протонна единица, свързаният електрон навлиза във външната обвивка на берилий, докато печалбата от енергия ще бъде 100 kJ/mol по-малка, отколкото когато електрон навлезе във външната обвивка на литий (при прехода от литий към берилий).

Сега рязкото намаляване на енергията на свързване на атоми с отрицателен афинитет атом към електрон, посочено в таблица 4.3, е съвсем разбираемо. Въпреки това, въпреки че Не,бъда,мг,Арне прикрепят електрони, те създават молекули, т.к ефективният ядрен заряд се увеличава. Енергията на свързване в тези молекули (група А) е много по-нисък, отколкото в други молекули.

Сега да отговорим второвъпрос: Защо е енергията на свързване в двуатомните молекули от група B, показана в таблица 4.2. 1,5-2 пъти по-голяма от енергията на свързване в молекулата на водорода?

На външните обвивки на въглеродните атоми (° С)азот (Н)и кислород (о)са съответно 4, 5 и 6 електрона. Броят на връзките, които тези атоми образуват, е ограничен от броя на допълнителните електрони, които могат да влязат във външната обвивка, когато се образува връзката. И така, въглеродните атоми (° С)азот (Н)и кислород (О) могат да образуват съответно 4, 3 и 2 химични връзки. Съответно между двата атома, показани в таблица 4.4, може да се образува не една, а няколко химични връзки, което предполага много по-голяма печалба в енергия, в сравнение с образуването на 1 връзка в двуатомна молекула, където свързаните атоми имат 1 електрон във външната обвивка

Ако атомите са свързани с една химическа връзка, тогава такава връзка се нарича единична връзка. химическа връзкаили обща химична връзка.Когато атомите са свързани с няколко химични връзки (двойни или тройни), такива връзки се наричат множество облигации. Множество връзки, например, в молекулите на азота (N 2)и кислород (O2)се описват със структурни формули: N ≡ NИ О=О.

Сега помислете за групата СЪС: Защо енергията на свързване в някои от двуатомните молекули, състоящи се от различни атоми, е много по-голяма, отколкото в други молекули, които са съставени от същите атоми?

Нека разглобим молекулата NaCl. Натриевите и хлорните атоми са много различни по афинитет към електрони. Представяме образуването на връзка като двуетапен процес. На първия етап печалбата в енергия се получава поради афинитета на атомите към електроните. Това е, от тази гледна точка, печалбата в енергия по време на образуването на една молекула Cl2, трябва да бъде по-голямо, отколкото при образуване на молекула NaClот разликата в техния електронен афинитет.

При изчисляване на молекулата на водорода (глава 3), енергията на свързване (енергията, необходима за разделяне на молекулите на атоми) е сумата от два компонента:

разликата между електронната енергия на водородна молекула и два водородни атома;

допълнителна енергия, изразходвана за нагряване на неразделени молекули.

Изчислявайки първия компонент, изчисляваме енергията на молекулата, която е равна на разликата между енергията на привличане на ядрата на водородните атоми към свързващата двойка електрони и сумата от енергията на отблъскване на междуелектронните и междуядрените сили.

За да оценим енергията на привличане на ядра към свързващи двойки електрони, както и да оценим енергията на междуелектронно отблъскване, първо трябва да разберем стойността на ефективния заряд на свързаните ядра.

Йонизационен потенциал и енергия на свързване в двуатомни молекули

Урок

2. Астрахан

Химическа връзка: Урок/ Рябухин Ю. И. - Астрахан: Астрахан. състояние техн. ун-т, 2013. - 40 с.

Предназначен за студенти от инженерни и нехимически специалности.

Отговаря на държавните образователни стандарти за висше професионално образование

Ил.: 15 сн., Таблица: 1, Библиография: 6 заглавия, прил.

Отпечатано с решение на катедра „Обща, неорганична и аналитична химия”(Протокол № __ от _________ 2013 г.)

Рецензент: канд. хим. науки, доц. Лебедева А.П.

© Рябухин Ю.И., 2013 г

© ASTU, 2013

ВЪВЕДЕНИЕ

В природата химически елементипод формата на свободни атоми (с изключение на благородни газове - елементи от групата VIIIA) практически не се срещат. Обикновено атомите на даден химичен елемент взаимодействат или помежду си, или с атоми на други елементи, образувайки химични връзки с появата съответно на прости или сложни вещества. В същото време молекулите на различни вещества взаимодействат помежду си.

Учението за химическата връзка е в основата на цялата теоретична химия.

Химическа връзка 1 - това е набор от сили, които свързват атомите един с друг в по-стабилни структури - молекули или кристали.

Образуването на молекули и кристали се дължи главно на привличането на Кулон между електроните и атомните ядра.

Естеството на химическата връзка беше разбрано едва след откриването на законите на квантовата (вълнова) механика, управляващи микросвета. Съвременната теория отговаря на въпросите защо възниква химическа връзка и каква е природата на нейните сили.

Образуването на химични връзки е спонтанен процес; иначе нямаше да има нито просто, нито сложни вещества. От термодинамична гледна точка причината за образуването на химична връзка е намаляването на енергията на системата.

Образуването на химична връзка е съпроводено с отделяне на енергия, а разкъсването й изисква разход на енергия.

Характеристиките на химичната връзка са нейната енергия и дължина.

Енергия на химичната връзка е енергията, отделена в процеса на образуването му и характеризираща силата му; енергията на свързване се изразява в kJ на мол от образуваното вещество (Е Св. , kJ/mol) 2 .

Колкото по-голяма е енергията на химичната връзка, толкова по-силна е връзката. Енергията на химическата връзка на двуатомна молекула се оценява чрез сравняването й със състоянието, предхождащо нейното образуване. За многоатомни молекули със същия тип връзка се изчислява средната енергия на химичната връзка (например за H 2 O или CH 4).

Средна енергия на химичната връзкасе определя чрез разделяне на енергията на образуване на една молекула на броя на нейните връзки.

Дължина на химичната връзканарича разстоянието между ядрата на атомите в молекулата.

Дължината на връзката се определя от размера на свързващите атоми и степента на припокриване на техните електронни обвивки.

Например за флуороводород и йодоводород:

л HF< лздрасти

В зависимост от вида на свързаните частици (атоми или молекули) има вътрешномолекулни връзкичрез които се образуват молекули, и междумолекулни връзки,водещи до образуване на асоциати от молекули или до свързване на атоми на отделни функционални групи в молекула. Тези видове връзки рязко се различават по енергия: за вътремолекулни връзки енергията е 100-1000 kJ / mol 1, а за междумолекулни връзки обикновено не надвишава 40 kJ / mol.

Помислете за образованието вътрешномолекулен химическа връзкана примера на взаимодействието на водородните атоми.

Когато два водородни атома се приближават един към друг, възниква силно обменно взаимодействие между техните електрони с антипаралелни спинове, което води до появата на обща електронна двойка. Това увеличава електронната плътност в междуядреното пространство, което допринася за привличането на ядра, взаимодействащи атоми. В резултат на това енергията на системата намалява и системата става по-стабилна - химическа връзка(Фиг. 1).

Ориз. 1. Енергийна диаграма на образуването на химична връзка между водородните атоми

Системата има минимална енергия при определено разстояние между ядрата на атомите; с по-нататъшно приближаване на атомите енергията се увеличава поради увеличаването на силите на отблъскване между ядрата.

В зависимост от това как общата електронна двойка взаимодейства с ядрата на атомите, които се свързват, има три основни типа химична връзка: овални, йонни, метални и водородни връзки.