Hibridizacija atomskih orbitala. Pojam metode molekularnih orbitala. Energetski dijagrami nastanka molekularnih orbitala za binarne homonuklearne molekule. Kada se kemijska veza formira, mijenjaju se svojstva atoma koji međusobno djeluju i, iznad svega, energija i zauzetost njihovih vanjskih orbitala.
Podijelite svoj rad na društvenim mrežama
Ako vam ovaj rad ne odgovara, na dnu stranice nalazi se popis sličnih radova. Također možete koristiti gumb za pretraživanje
STRANICA 13
Lebedev Yu.A. Predavanje 0 2
Predavanje br. 0 2
Kemijska veza. Obilježja kemijske veze: energija, duljina, vezni kut. Vrste kemijskih veza. Polaritet komunikacije. Kvantno-mehaničke ideje o prirodi kovalentnih veza. Pojam metode valentne veze. Hibridizacija atomskih orbitala.- (c igma) i 
(pi)-veze. Geometrijska konfiguracija molekula. Električni dipolni moment molekule. Pojam metode molekularnih orbitala. Energetski dijagrami nastanka molekularnih orbitala za binarne homonuklearne molekule. sigma (
) i Pi( 
)-molekulske orbitale. Dia- i paramagnetske molekule.
PODSJETNIK
Schrödingerova jednadžba. - valna funkcija.
E= f (n, l, m, s).
Kemijska veza. Obilježja kemijske veze: energija, duljina, vezni kut.
Ispitali smo strukturu elektroničkih razina izoliranih atoma. To su u praksi vrlo rijetki predmeti. Jedina iznimka je inertni plin argon s elektronskom formulom 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . I premda je u atmosferi “samo” 0,93% vol, svatko od vas doslovno “proguta” oko tri stotine kvintilijuna atoma argona u jednom dahu.
Sve druge tvari i materijali s kojima poslujemo sadržekemijski povezaniatomi. Međusobno djelovanje slobodnih atoma dovodi do stvaranja molekula, iona i kristala. To su “klasični” kemijski objekti. Međutim, u posljednje vrijeme objekti kao što su nanostrukture, površinski spojevi, bertolidi i niz drugih praktično važnih “neklasičnih” kemijskih objekata dobivaju važnu ulogu.
Kemijska veza nastaje međudjelovanjem elektrona u vanjskim elektronskim ljuskama atoma.One orbitale koje sudjeluju u stvaranju kemijske veze nazivaju sevalentne orbitale, a elektroni smješteni na njima su valentni elektroni.
Kada se kemijska veza formira, mijenjaju se svojstva atoma koji međusobno djeluju i, iznad svega, energija i zauzetost njihovih vanjskih orbitala.
Kada nastane kemijska veza, ukupna energija elektrona u valentnim orbitalama manja je od njihove energije u slobodnim atomima. Ova razlika u energiji naziva se energija kemijske veze.
Tipična vrijednost energije kemijske veze je stotine kJ/mol.
Važna kvantitativna karakteristika kemijske veze je njezina duljina.Duljina veze je udaljenost između jezgri kemijski povezanih atoma u stabilnom stanju molekule.
Tipična duljina kemijske veze je desetinke nanometra. 1
Ako dva ili više atoma sudjeluju u formiranju molekule u interakciji s danim atomom, postavlja se pitanje njezine geometrijske strukture ili kemijske strukture. Osnovna teorija kemijska struktura molekule postavio A.M. Butlerov 2
Jedna od najvažnijih kvantitativnih karakteristika strukture složene molekule je vezni kut - kut koji čine dva smjera kemijskih veza koje izlaze iz jednog atoma.
Vrste kemijskih veza. Polaritet komunikacije.
Prema prirodi interakcije valentnih elektrona i vrsti orbitala nastalih tijekom interakcije,kemijske veze dijele se na sljedeće glavne vrste:kovalentni (polarni i nepolarni), ionski, donor-akceptorski, vodikov i intermolekularni (također zvani van der Waals).
Davne 1916. godine američki kemičar G.N.Lewis 3 izrazio je ideju da kemijsku vezu tvori elektronski par, što je grafički prikazano valentnom linijom:
Ž + Ž = Ž 2 (P-Ž).
Ako je elektronegativnost atoma jednaka, onda se takva veza naziva nepolarnom. Ako su različite polarne.
Kada se formira polarna kovalentna veza, atomi dobivaju dodatni naboj: negativan za atom s većom elektronegativnošću i pozitivan za atom s manjom elektronegativnošću:
H+Cl = HCl ( 
)
U slučaju kada je razlika u elektronegativnosti atoma koji međusobno djeluju velika, veza smatra se ionskim:
Na + Cl = NaCl (Na + Cl -).
Ako je elektronski par koji tvori vezu pripadao jednom od atoma prije interakcije, tada se takva veza naziva donor-akceptorska veza. Atom koji je dao elektronski par naziva se donor, a atom koji ga je primio u slobodnu orbitalu naziva se akceptor.
Posebno je karakteristična pojava donor-akceptorskih veza d - metali koji su slobodni ili djelomično ispunjeni d -orbitale za stvaranje kompleksnih spojeva.
Kasnije ćemo govoriti o drugim vrstama komunikacije.
Kvantno-mehaničke ideje o prirodi kovalentnih veza.
S modernog gledišta, kovalentna veza nastaje kvantnomehaničkom interakcijom svih elektrona svih atoma koji međusobno djeluju. No, kao što smo već rekli u predavanju br. 1, ne postoji točno rješenje Schrödingerove jednadžbe, koja opisuje orbitale mnogih elektrona u molekulama. Zadatak kvantnomehaničkog opisa kemijske veze pojednostavljuje činjenica da je tijekom njezina stvaranja uloga elektrona smještenih na unutarnjoj i vanjskoj elektronskoj ljusci bitno različita.
Stoga je bilo moguće stvoriti različite približne metode za opisivanje kemijskih veza.
Kvantna kemija ima bogat arsenal aplikacijskih programa koji omogućuju izračune visoke točnosti za široku klasu molekula i iona. 4
No, univerzalnog i dovoljno preciznog kvantnokemijskog algoritma još nema.
Za kvalitativno razumijevanje strukture kemijski spojevi koriste se dvije metodemetoda valentne veze (VBC) I metoda molekularne orbitale (MO).
Pojam metode valentne veze. Geometrijska konfiguracija molekula. Električni dipolni moment molekule.
Glavni postulati metode valentne veze su:
1. Jednostruku kovalentnu kemijsku vezu ostvaruju dva valentna elektrona, koji zauzimaju dvije orbitale, po jednu od svakog atoma u interakciji. U tom slučaju, spinovi elektrona koji tvore valentni par moraju biti suprotni (vezu tvore elektroni s antiparalelnim spinovima).
2. Izvorne atomske orbitale (AO) zadržavaju svoj obris u sastavu molekule.
3. Veza nastaje zbog preklapanja orbitala, što dovodi do povećanja gustoće elektrona između jezgri atoma u interakciji u smjeru koji osigurava maksimalno preklapanje.
Razmotrimo stvaranje kemijske veze duž MBC u molekuli vodene pare H2O.
Molekula se sastoji od jednog atoma kisika O i dva atoma vodika H . Elektronska formula atoma kisika 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . Vani razina energije ima 6 elektrona. Podrazina 2 s je ispunjen. Na podrazini 2 p na jednoj od str -orbitale (pod pretpostavkom p y ,) nalazi se elektronski par, a na ostala dva ( p x i p z ) jedan nespareni elektron. Oni će sudjelovati u stvaranju kemijske veze.
Elektronska formula atoma vodika 1 s 1 . Vodik ima jedan s -elektron čiji je obris orbite sfera, te će sudjelovati u preklapanju s str -kisikova orbitala, stvara kemijsku vezu. Ukupno ovih sp -postojat će dva preklapanja u molekuli vode. A struktura molekule će izgledati ovako:
Kao što se može vidjeti na slici, u molekuli vode postoje dvije kovalentne kemijske veze usmjerene duž osi Z i X . Stoga je vezni kut u ovom modelu 90 O . Pokus pokazuje da je taj kut 104,5 o.
Nije loša kombinacija za jednostavan model visoke kvalitete bez ikakvih kalkulacija!
Elektronegativnost kisika po Mullikenu je 3,5, a vodika 2,1. Posljedično, svaka će veza biti polarna, a naboj
- bit će na kisiku, i
+ - na vodiku, t.j. formiraju se tri središta električno punjenje. U molekuli se formiraju dva električna dipola.
Dipol su dva jednaka naboja koja se nalaze na konačnoj udaljenosti l jedni od drugih. Dipol karakterizira dipolni moment
=
Dipol je vektor usmjeren od negativnog prema pozitivnom polu. U molekuli vode nastaju dva dipolna momenta veze, koji kada se zbroje daju ukupni dipolni moment molekule. Dijagram dipolnih momenata molekule vode prema MBC modelu ima oblik:
Važno je naglasiti da se dipolni momenti veza zbrajaju vektorski, a ukupni dipolni moment ovisi o geometriji molekule. Kao što vidimo, u ovom slučaju, zbog činjenice da su veze usmjerene pod pravim kutom jedna prema drugoj, molekula kao cjelina ispada da je polarna. I eksperiment to potvrđuje: dipolni moment molekule vode je 1,84 Debyea. (1 Debye je jednak 0,33*10-29 Kl*m)
Geometrijska struktura veza u molekulama može biti vrlo raznolika. Veze se mogu nalaziti i na ravnini iu prostoru, tvoreći molekule u obliku volumetrijskih tijela različitih konfiguracija (trigonalne, tetragonalne, heksagonalne piramide, bipiramide, prstenovi sastavljeni od piramida itd.)
Više o odnosu strukture kemijskih veza i geometrije molekula možete pročitati u udžbeniku na stranici 119 128).
- (c igma) i 
(pi)-veze.
Vratimo se preklapanju orbitala tijekom stvaranja veze. U našem primjerumaksimalno područje preklapanja s i p orbitale leži na liniji koja spaja središta atoma. Ova vrsta preklapanja naziva se
- veze.
Razmotrimo još jedan slučaj - molekulu kisika O2 . Kao što smo već vidjeli, atom kisika ima dva str -orbitale koje sadrže elektrone sposobne za stvaranje kemijske veze. Dobro poznata strukturna formula kisika O=O . U molekuli kisika postoji dvostruka veza. Jedan od njih je onaj o kojemu smo upravo raspravljali
- veza. A drugo? Ispada da druga veza nastaje zbog druge vrste orbitalnog preklapanja tzv
- komunikacija.
Koncept 
I 
veze iznio je F. Hund.
Tijekom obrazovanja 
-veze orbitala se preklapaju na način da nastaju dva područja preklapanja, a nalaze se simetrično u odnosu na ravninu na kojoj leže jezgre atoma koji međusobno djeluju.
Geometrijski to izgleda ovako:
Imajte na umu da
- vezu tvore manji dijelovi str -orbitale u kojima je gustoća “elektronskog oblaka” veća, pa je samim tim i ta veza jača
- veze. Doista, pokus pokazuje da u ugljikovim spojevima etan C 2H6 (CH3 - CH3 jedan 
-veza), etilen C2H4 (CH2 = CH2 - jedan 
- komunikacija i jedan 
-veza) i acetilen C 2 H 2 (C HC H - jedan 
- komunikacija i dva 
-veza) njihova prekidna energija je redom 247, 419 i 515 kJ/mol.
Sada popisu MBC postulata možemo dodati:
4.
Ako se u molekuli stvara više (dvostruka i trostruka) veza, tada će jedna od njih biti
-komunikacija i ostalo -
- veze).
Imajte na umu da u vezama d - i f -metali, moguće je formirati drugu vrstu veze -
-veze, kada se preklapanje događa u četiri prostorna područja, a ravnina simetrije je okomita na liniju koja spaja atomske jezgre.
Hibridizacija atomskih orbitala.
Kada se kemijske veze stvaraju, može se dogoditi važna pojava tzvorbitalna hibridizacija.
Razmotrimo atom berilija Biti . Njegova elektronička formula je 1 s 2 2 s 2 . Sudeći prema činjenici da su svi elektroni berilija spareni, takav bi se atom trebao kemijski ponašati kao plemeniti plinovi i ne ulaziti u kemijske interakcije.
Međutim, pogledajmo pažljivo dijagram difrakcije elektrona atoma berilija:
Iz dijagrama je jasno da atom berilija ima, osim ispunjenog 2 s -orbitale još tri slobodne 2 str -orbitale! Istina, energija ovih orbitala veća je od energije 2 s -orbitale po veličini
E . Ali ta je energija mala i manja od one koja se oslobađa tijekom stvaranja kemijske veze. Stoga atom nastoji preurediti svoje orbitale tijekom interakcije kako bi postigao energetski povoljno konačno stanje. Za takvo restrukturiranje koristi se kinetička energija čestica u interakciji s danim atomom. Detaljnije ćemo govoriti o ovom izvoru energije kada budemo raspravljali o pitanjima kemijske kinetike. 5
Ovo preuređenje naziva se orbitalna hibridizacija, jer tijekom ovog procesa nastaje nova iz “dvije vrste” orbitala.
U jeziku valne funkcije, to je opisano jednadžbom koja povezuje hibridnu valnu funkciju rezultirajućih orbitala s izvornim valnim funkcijama.
Broj nastalih hibridnih orbitala jednak je broju orbitala koje su sudjelovale u procesu hibridizacije.
Grafički se ovaj proces može prikazati sljedećim dijagramom:
Imajte na umu da energija potrebna za hibridizaciju E hibrid manja od energetske razlike između hibridizirajućih orbitala E.
Oznaka hibridnih orbitala zadržava oznaku izvornih orbitala. Dakle, u ovom slučaju (atom Biti ), hibridizirati jedan s i jednu str -orbitala, a obje hibridne orbitale se označavaju kao sp -orbitale. Potreba za hibridizacijom samo dvije orbitale je zbog činjenice da atom berilija ima samo dva elektrona na vanjskoj energetskoj razini.
U drugim slučajevima, kada je nekoliko identičnih orbitala uključeno u hibridizaciju, njihov broj je označen eksponentom. Na primjer, kod hibridizacije jednog s i dvije str -postoje tri orbitale sp 2 -orbitale, a pri hibridizaciji jedne s i tri str -orbitale četiri sp 3 orbitale.
U ovom slučaju, u skladu s Hundovim pravilom, atom berilija dobiva dva nesparena elektrona i sposobnost stvaranja dvije kovalentne kemijske veze.
Nastale su hibridne orbitale s, p pa čak i d -orbitale se malo razlikuju po obliku i izgledaju ovako ("asimetrična bučica"):
Imajte na umu da je broj hibridnih orbitala jednak broju orbitala uključenih u njihovo stvaranjebez obzira na broj i vrstu hibridizirajućih orbitala.
Položaj hibridnih orbitala u prostoru određen je njihovim brojem.
Točnije, atom berilija ima dva hibrida sp -orbitale se nalaze duž jedne ravne linije (pod kutom od 180 o ), što odgovara želji slično nabijenih elektrona koji ih zauzimaju da se što više udalje jedan od drugog:
Više detalja O metodi valentnih veza i hibridizaciji možete pročitati ovdje:
http://center.fio.ru/method/resources/Alikberovalyu/2004/stroenie/gl_10.html#104
Molekule često imaju orbitale koje zauzima elektronski par („usamljeni elektronski par”). Takve orbitale ne sudjeluju u stvaranju kemijskih veza, ali utječu na geometrijsku strukturu molekule.
Modifikacija MBC koja uzima u obzir utjecaj takvih orbitala naziva se teorija odbijanja elektronskih parova valentnih orbitala (EPVO) i s njom se možete upoznati u udžbeniku na str.124 128.
Pojam metode molekularnih orbitala.
Fenomen hibridizacije dioničkih društava ispitivali smo u okviru MBC-a. Pokazalo se da je ideja hibridizacije plodna i za dublje modeliranje kemijskih veza. To je osnova druge metode njihovog opisa, o kojoj se govori u metodi našeg kolegijamolekularne orbitale(MO).
Glavni postulat ove metode je izjava da AO atoma u međusobnoj interakciji gube svoju individualnost i tvore generalizirane MO, tj. da elektroni u molekulama ne "pripadaju" nijednom određenom atomu, već se kreću kvantno mehanički kroz molekularnu strukturu.
Postoji nekoliko varijanti ML metode koje uzimaju u obzir b O većeg ili manjeg broja faktora i prema tome više ili manje matematički složeni. Najjednostavnija aproksimacija je ona koja uzima u obzir samo linearne učinke međudjelovanja elektrona. Ta se aproksimacija naziva metodom MO LCAO (linearna kombinacija atomskih orbitala).
Na jeziku kvantna mehanika ova tvrdnja za najjednostavniji slučaj interakcije dviju orbitala piše se na sljedeći način:
Gdje 
- MO valna funkcija,
- valna funkcija AO prvog atoma,
- valna funkcija drugog atoma, a i b numerički koeficijenti koji karakteriziraju doprinos određenog dioničkog društva opća struktura MO.
Budući da je na desnoj strani zapisan linearni polinom, ova se modifikacija MO metode naziva LCAO.
Iz jednadžbe je jasno dakada dva AO međusobno djeluju, dobivaju se dva MO. Jedan od njih se zove vezni MO, a drugi labavni MO.
Zašto su dobili takav naziv jasno je iz slike koja prikazuje energetski dijagram orbitala u molekuli:
Kao što se može vidjeti sa slike, vezni MO ima manju energiju od energije izvornog AO, a antivezni MO ima veću energiju. (Odnosno,). Naravno, u skladu s načelom minimalne energije, elektroni u molekuli će prvo zauzeti veznu orbitalu pri stvaranju veze.
Općenito, prilikom interakcije N AO postaje N MO.
sigma ( 
) i pi( 
)-molekulske orbitale.
Kao rezultat kvantitativnih izračuna metodom MO LCAO, pokazalo se da koncepti
I 
tipovi orbitalne simetrije sačuvani su u LCAO MO metodi.
Ovako izgledaju obrisi
-uvezivanje (označeno kao
ili) i 
-antivezne (označene kao ili) orbitale u LCAO MO metodi:
A ovako izgledaju obrisi
- povezivanje ( 
) I 
- otpuštanje ( 
*
) orbitale pomoću LCAO MO metode:
Energetski dijagrami nastanka molekularnih orbitala za binarne homonuklearne molekule.
Izračunavanje energije molekularnih orbitala za složene molekule koje uključuju jezgre različitih elemenata (heteronuklearne molekule) složen je računalni zadatak čak i za moderna računala. Stoga je svaki izračun pojedinih molekula zaseban kreativni rad.
Ipak, pokazalo se da je energetski dijagram za binarne homonuklearne molekule elemenata druge periode periodnog sustava D. I. Mendelejeva univerzalan i ima oblik:
Ponekad literatura daje različite dijagrame za elemente B ,C,N i sljedeći O, F, Ne , međutim, istraživanje magnetska svojstva molekule B 2 na ultraniskim temperaturama ne potvrđuju jasno potrebu kompliciranja vrste energetskih dijagrama za B,C,N.
Dia- i paramagnetske molekule. Višestrukost priključaka prema MO LCAO.
Jedna od ozbiljnih prednosti MO LCAO metode u usporedbi s BC metodom je točniji opis magnetskih svojstava molekula, a posebice objašnjenje paramagnetizma molekularnog kisika. 6
Prisjetimo se strukture molekule kisika prema MBC-u koju smo ranije ispitali. Prema ovoj strukturi svi valentni elektroni i
I 
-veze u molekuli O2 tvore elektronske parove i ukupni spin molekule je nula.
Struktura orbitala ove molekule metodom LCAO MO, dobivena punjenjem MO elektronima u skladu s gornjim energetskim dijagramom, ima oblik:
Kao što se može vidjeti iz ovog dijagrama, molekula kisika sadrži dva nesparena elektrona na protuvezu
I 
orbitale. Njihovi magnetski momenti se zbrajaju i daju ukupni magnetski moment molekule. Pokus pokazuje da je magnetski moment molekule kisika 2,8
(Unutarnji magnetski moment elektrona 1
). S obzirom da ukupni magnetski moment, osim vlastitog elektroničkog momenta, uključuje i orbitalni, kvantitativna podudarnost vrlo uvjerljivo svjedoči u prilog valjanosti MO metode.
U prisutnosti magnetskog momenta tvar postajeparamagnetski"privlači ga magnet". 7 U nedostatku magnetskog momenta tvar dijamagnetski "izgura" ga magnetsko polje. 8
Osim magnetskih svojstava, analiza energetskih dijagrama MO LCAO omogućuje utvrđivanjemnogostrukost (ili poredak) kemijske veze (CS ili PS).
KS= ½ (N spoj N rez)
gdje je N veza ukupni broj elektrona u veznim orbitalama; N bit ukupan broj elektrona u antiveznim orbitalama).
Razmotrili smo različite slučajeve manifestacije i opisa kovalentnih kemijskih veza. Ovo je glavna vrsta kemijske veze, jer je razlog njezine pojave prisutnost valentnih elektrona u velikoj većini kemijskih elemenata.
Međutim, u nekim slučajevima dolazi do međudjelovanja atoma posebni uvjeti, iz kojih nastaju posebne vrste veza, koje ćemo razmotriti u sljedećem predavanju.
U kojem je jedan mol date veze prekinut. Pretpostavlja se da su početna tvar i produkti reakcije u svojim standardnim stanjima hipotetskog idealnog plina pri tlaku od 1 atm i temperaturi od 25 0 C. Sinonimi za energiju kidanja kemijske veze su: energija veze, energija disocijacije dvoatomnih molekula, energija stvaranja kemijske veze.
Energija kidanja kemijske veze može se odrediti različiti putevi, Na primjer
Iz podataka spektroskopije mase (spektrometrija mase).
Energija razbijanja kemijskih veza u različitim spojevima odražava se u priručniku.
Energija kidanja kemijske veze karakterizira jakost kemijske veze.
| Spoj | Spoj | Energija kidanja veze, kcal/mol | |
|---|---|---|---|
| H-H | 104,2 | CH3-H | 104 |
| HO-H | 119 | CH3CH2-H | 98 |
| CH3O-H | 102 | (CH 3) 2 CH-H | 94,5 |
| C6H5O-H | 85 | (CH3)3C-H | 91 |
| F-H | 135,8 | C6H5-H | 103 |
| Cl-H | 103,0 | CH2=CH-H | 103 |
| Br-H | 87,5 | HC≡C-H | 125 |
| I-H | 71,3 | H2N-H | 103 |
Energija kidanja C-C veze.
vidi također
Bilješke
Zaklada Wikimedia. 2010.
Pogledajte što je "Energija kidanja kemijske veze" u drugim rječnicima:
Jednak je radu koji se mora utrošiti da se molekula podijeli na dva dijela (atome, skupine atoma) i udalji jedan od drugoga na beskonačnoj udaljenosti. Na primjer, ako E. x. S. H3C H u molekuli metana, onda takav... ... Velika sovjetska enciklopedija
Egzotermna reakcija je kemijska reakcija praćena oslobađanjem topline. Suprotno od endotermne reakcije. Ukupna količina energije u kemijski sustav izuzetno teško izmjeriti ili prebrojati... Wikipedia
Slika 1. Trostruka veza u okviru teorije valentnih veza Trostruka veza je kovalentna veza između dva atoma u molekuli preko tri zajednička vezna elektronska para. Prva slika vizualne strukture trostruke veze dana je u ... Wikipediji
Posebnost alkohola, hidroksilna skupina na zasićenom ugljikovom atomu, na slici je istaknuta crvenom (kisik) i sivom (vodik). Alkoholi (od lat. ... Wikipedia
C (karboneum), nemetalni kemijski element podskupine IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodni sustav elemenata elementi. U prirodi se nalazi u obliku kristala dijamanta (slika 1), grafita ili fulerena i drugim oblicima i dio je organskih... ... Collierova enciklopedija
Energija vezivanja je važan koncept u kemiji. Određuje količinu energije potrebnu za prekid kovalentne veze između dva atoma plina. Ovaj koncept nije primjenjiv na ionske veze. Kada se dva atoma spoje u molekulu, možete odrediti koliko je jaka veza između njih - samo pronađite energiju koju je potrebno potrošiti da se ta veza prekine. Upamtite da jedan atom nema energiju vezivanja; ta energija karakterizira snagu veze između dva atoma u molekuli. Da biste izračunali energiju vezanja za bilo koju kemijsku reakciju, jednostavno odredite ukupan broj pokidanih veza i od toga oduzmite broj stvorenih veza.
Koraci
1. dio
Prepoznajte prekinute i formirane veze- Prekidi jednostruke, dvostruke i trostruke kemijske veze smatraju se jednom prekinutom vezom. Iako te veze imaju različite energije, u svakom se slučaju jedna veza smatra prekinutom.
- Isto vrijedi i za stvaranje jednostruke, dvostruke ili trostruke veze. Svaki takav slučaj smatra se stvaranjem jedne nove veze.
- U našem primjeru, sve veze su jednostruke.
-
Odredite koje su veze prekinute na lijevoj strani jednadžbe. Lijeva strana kemijska jednadžba sadrži reaktante i predstavlja sve veze koje su pokidane kao rezultat reakcije. Ovo je endoterman proces, što znači da je potrebno utrošiti određenu energiju za kidanje kemijskih veza.
- U našem primjeru, lijeva strana jednadžbe reakcije sadrži jedan H-H veza i jedna Br-Br veza.
-
Izbrojite broj formiranih veza na desnoj strani jednadžbe. Produkti reakcije prikazani su s desne strane. Ovaj dio jednadžbe predstavlja sve veze koje nastaju kao rezultat kemijske reakcije. Ovo je egzoterman proces i oslobađa energiju (obično u obliku topline).
- U našem primjeru desna strana jednadžbe sadrži dvije H-Br veze.
2. dio
Izračunajte energiju vezanja-
Pronađite tražene vrijednosti energije vezanja. Postoje mnoge tablice koje daju vrijednosti energije vezanja za širok raspon spojeva. Takve se tablice mogu naći na Internetu ili u priručniku o kemiji. Treba imati na umu da su energije vezanja uvijek dane za molekule u plinovitom stanju.
-
Pomnožite vrijednosti energije veze s brojem prekinutih veza. U nizu reakcija jedna se veza može pokidati više puta. Na primjer, ako se molekula sastoji od 4 atoma vodika, tada energiju vezanja vodika treba uzeti u obzir 4 puta, odnosno pomnožiti s 4.
- U našem primjeru, svaka molekula ima jednu vezu, tako da se vrijednosti energije veze jednostavno množe s 1.
- H-H = 436 x 1 = 436 kJ/mol
- Br-Br = 193 x 1 = 193 kJ/mol
-
Zbrojite sve energije pokidanih veza. Nakon što pomnožite energije veze s odgovarajućim brojem veza na lijevoj strani jednadžbe, morate pronaći ukupni iznos.
- Nađimo ukupnu energiju prekinutih veza za naš primjer: H-H + Br-Br = 436 + 193 = 629 kJ/mol.
Napišite jednadžbu za izračunavanje energije vezanja. Prema definiciji, energija vezanja je zbroj prekinutih veza minus zbroj formiranih veza: ΔH = ∑H (pokidane veze) - ∑H (formirane veze). ΔH označava promjenu energije vezanja, koja se također naziva entalpija vezanja, a ∑H odgovara zbroju energija vezanja za obje strane jednadžbe kemijske reakcije.
Napiši kemijsku jednadžbu i označi sve veze između pojedinih elemenata. Ako je jednadžba reakcije dana u obliku kemijskih simbola i brojeva, korisno ju je prepisati i navesti sve veze između atoma. Ovaj vizualni zapis omogućit će vam jednostavno prebrojavanje veza koje se prekidaju i stvaraju tijekom određene reakcije.
Naučite pravila za brojanje prekinutih i formiranih veza. U većini slučajeva u izračunima se koriste prosječne energije vezanja. Ista veza može imati malo različite energije ovisno o pojedinoj molekuli, pa se obično koriste prosječne energije veze. .
Usporedba podataka o broju elektrona na vanjskoj ljusci s brojem kemijskih veza koje određeni atom može formirati pokazala je da principi stvaranja kemijske veze identificirani u proučavanju molekule vodika vrijede i za druge atome. To se događa jer je veza električne prirode i tvore je dva elektrona (po jedan iz svakog atoma). Stoga treba očekivati korelaciju između prve energije ionizacije (FEI) atoma (koja je elektrostatskog podrijetla) i njihove energije vezanja u dvoatomnim molekulama.
Eksperimentalni podaci o određivanju energije vezanja za niz dvoatomnih molekula (in plinovita faza), nastali od atoma 2. i 3. perioda, prikazani su u tablici 4.2 i na sl. 4.2.1.
Tablica 4.2
|
Molekula A 2 |
Komunikacijska energija (kJ/mol) |
Molekula |
Energija vezanja (kJ/mol) |
||
Riža. 4.2-1 Energija vezanja u molekulama elemenata druge i treće periode ovisno o PEI elementa
Ovi podaci (vidi tablicu 4.2, sl. 4.2-1) pokazuju da je energija veze između atoma praktički neovisna o PEI-u vezanih atoma.
Je li doista moguće da u dvoatomnim molekulama (gdje postoji više od jednog elektrona) veza nastaje drugačijim mehanizmom i postoje dodatni sile koje prethodno nismo uzeli u obzir?
Prije nego prijeđemo na identificiranje tih sila, pokušajmo to objasniti neovisnost na temelju postojećih interakcija.
Počnimo s učenjem dodatni faktori, koji objašnjavaju nedostatak očekivane korelacije i neovisnost eksperimentalni podaci o mjerenju PEI iz energije vezanja u dvoatomnim molekulama.
Podijelimo tablicu (4.2) u četiri grupe:
Grupa A uključuje molekule koje se sastoje od identičnih atoma s energijom vezanja ispod 40 kJ/mol. U plinovitoj fazi te se molekule raspadaju na atome.
Grupa B uključuje dvoatomne molekule koje se sastoje od identičnih atoma, čija se energija vezanja kreće od 400 kJ/mol do 1000 kJ/mol. Doista, energija vezanja u tim molekulama značajno se razlikuje od energije vezanja u molekuli vodika, koja iznosi 429 kJ/mol.
SkupinaS uključuje dvoatomne molekule koje se sastoje od različitih atoma, čija energija vezanja varira od 340 kJ/mol do 550 kJ/mol.
SkupinaD uključuje dvoatomne molekule s identičnim atomima, čija je energija vezanja 50-350 kJ/mol.
STOL 4.4
KOMUNIKACIJSKA ENERGIJAU MOLEKULAMA
|
skupina A |
skupina B |
||
| molekula | energija vezanja | molekula | energija vezanja |
| Budi 2 | 30 | C 2 | 602 |
| Ne 2 | 4 | N 2 | 941 |
| 7.6 | O2 | 493 | |
| Ar 2 | 7 | P2 | 477 |
| S 2 | 421 | ||
|
skupina C |
skupina D |
||
| molekula | energije | molekula | energije |
| LiF | 572 | B 2 | 274 |
| NaF | 447 | BR 2 | 190 |
| LiCl | 480 | Cl2 | 239 |
| NaCl | 439 | F 2 | 139 |
| Li 2 | 110 | ||
| Na 2 | 72 | ||
Prije nego što počnemo s objašnjenjem, razjasnimo probleme koje trebamo pokriti.
Prvi pitanje:
Zašto je energija vezanja između višeelektronskih atoma mnogo manja ili mnogo veća (tablica 4.2) nego u molekuli vodika (H 2)?
Da bismo objasnili značajno odstupanje energije vezanja u višeatomnim molekulama od energije vezanja u molekuli vodika, potrebno je produbiti naše razumijevanje razloga zašto je broj elektrona u vanjskoj ljusci ograničen.
Dodavanje elektrona atomu događa se kada postoji dobitak u energiji, ili, drugim riječima, ako apsolutni vrijednost potencijalne energije sustava atom + elektron povećava kao rezultat veze elektrona s atomom. Podaci o afinitetu atoma prema elektronu, navedeni u tablici 4.3, daju nam brojčanu vrijednost dobitka energije kada se atomu doda elektron.
Stol 4.3
|
Afinitet |
|
Afinitet |
Kada se atomu doda elektron, ukupna energija privlačenja elektrona prema jezgri raste zbog povećanja broja elektrona koje privlači jezgra. S druge strane, povećava se energija međuelektronskog odbijanja zbog povećanja broja elektrona. To jest, do dodavanja elektrona atomu dolazi ako je, kao rezultat te veze, dobitak privlačne energije veći od gubitka energije zbog povećanja odbojne energije.
Izračunavanje promjene energije kada se elektron doda atomu vodik daje energetski dobitak od 3,4 eV. To jest, atom vodika mora imati pozitivan afinitet prema elektronu. To je ono što se opaža u eksperimentu.
Sličan izračun promjene potencijalne energije kada se atomu doda elektron helij pokazuje da dodavanje elektrona ne dovodi do povećanja potencijalne energije, već do njenog smanjenja. Doista, afinitet atoma helija, prema eksperimentu, manji je od nule.
Stoga je sposobnost vezivanja ili nepričvršćivanja elektrona na atom određena razlikama u promjeni apsolutnih vrijednosti potencijalne energije privlačenja svih elektrona na jezgru i međusobnog međuelektronskog odbijanja. Ako je ta razlika veća od nule, tada će se elektron pridružiti, ali ako je manja od nule, onda neće.
Podaci o afinitetu atoma prema elektronu iz tablice 4.3 pokazuju da za atome 1., 2. i 3. periode, osim toga, Biti,Mg,Ne,Ar Povećanje privlačne energije tijekom dodavanja elektrona jezgri veće je od povećanja odbojne energije.
U slučaju atoma Biti,Mg,Ne,Ar, porast energije privlačenja tijekom prianjanja elektrona na jezgru manji je od porasta energije međuelektronskog odbijanja. Neovisna potvrda ovog zaključka je informacija o PEI za atome 2. i 3. periode, dana u tablici 4.2 (skupina A).
Pri stvaranju kemijske veze broj elektrona na vanjskim elektronskim ljuskama atoma povećava se za jedan elektron, a prema izračunu modela molekule vodika N 2, mijenjaju se efektivni naboji vezanih atoma. Efektivni naboji vezanih jezgri mijenjaju se zbog privlačenja nabijenih jezgri, te zbog povećanja broja elektrona u vanjskim ljuskama vezanih atoma.
U molekuli vodika, približavanje jezgri dovodi do povećanja sile privlačenja veznih elektrona na jezgre za 50%, što je jednako povećanju efektivnog naboja vezanih jezgri za 0,5 protonskih jedinica (vidi Poglavlje 3).
U smislu povećanja energije, stvaranje veze je nešto poput međuprocesa između dodavanja elektrona neutralnom atomu (izmjereni afinitet prema elektronu) i dodavanja elektrona atomu čiji se nuklearni naboj povećava za 1 jedinicu.
Prema tablici 4.3, pri prelasku s litija (PEI - 519 kJ/mol) na berilij (PEI - 900 kJ/mol), PEI se povećava za 400 kJ/mol, a pri prelasku s berilija na bor (PEI - 799 kJ/mol) ) energetski dobitak se smanjuje na 100 kJ/mol.
Sjetimo se tog vanjskog elektronska ljuska bor ima 3 elektrona, a vanjska ljuska berilija ima 2 elektrona. To jest, kada se elektron veže za berilij uz istodobno povećanje nuklearnog naboja za jednu protonsku jedinicu, pridruženi elektron ulazi u vanjsku ljusku berilija, a dobitak energije bit će 100 kJ/mol manji nego kada elektron uđe u vanjski omotač od litija (prilikom prijelaza iz litija u berilij).
Sada je naglo smanjenje energije vezanja za atome s negativnim afinitetom atom-elektron, naznačeno u tablici 4.3, potpuno razumljivo. Međutim, barem Ne,Biti,Mg,Ar ne dodaju elektrone, oni stvaraju molekule, jer povećava se efektivni naboj jezgri. Energija vezanja u tim molekulama (skupina A) znatno je niža nego u drugim molekulama.
Sada odgovorimo drugi pitanje: Zašto je energija vezanja u dvoatomnim molekulama skupine B prikazana u tablici 4.2. 1,5-2 puta veća od energije vezanja u molekuli vodika?
Na vanjskim ljuskama ugljikovih atoma (C), dušik (N) i kisika (O) ima 4, 5 odnosno 6 elektrona. Broj veza koje ti atomi tvore ograničen je brojem dodatnih elektrona koji mogu ući u vanjsku ljusku kada se veza formira. Dakle, atomi ugljika (C), dušik (N) i kisika (O) mogu formirati 4, 3 odnosno 2 kemijske veze. U skladu s tim, između dva atoma prikazana u tablici 4.4 ne može se formirati jedna, već nekoliko kemijskih veza, što implicira mnogo veći dobitak u energiji u usporedbi s stvaranjem 1 veze u dvoatomnoj molekuli, gdje vezani atomi imaju 1 elektron u vanjska ljuska
Ako su atomi povezani jednom kemijskom vezom, tada se takva veza naziva jednostrukom vezom kemijska veza ili zajednička kemijska veza. Kada su atomi povezani s više kemijskih veza (dvostrukih ili trostrukih), takve se veze nazivaju višestruke veze. Višestruke veze, na primjer, u molekulama dušika (N 2) i kisika (O2) opisuju se strukturnim formulama: N ≡ N I O = O.
Sada razmislite o grupi S: Zašto je energija vezanja u nekim dvoatomnim molekulama, koje se sastoje od različitih atoma, znatno veća nego u drugim molekulama, koje se sastoje od istih atoma?
Rastavimo molekulu NaCl. Atomi natrija i klora jako se razlikuju po svom afinitetu prema elektronu. Stvaranje veze zamišljamo kao proces u dvije faze. U prvoj fazi dobiva se dobitak u energiji zbog afiniteta atoma prema elektronima. To je, s ove točke gledišta, dobitak energije tijekom formiranja molekule Cl2, mora biti veći nego kada je molekula formirana NaCl razlikom u njihovim afinitetima prema elektronima.
Pri izračunavanju molekule vodika (3. poglavlje), energija vezanja (energija potrebna za razdvajanje molekula u atome) bila je zbroj dviju komponenti:
razlika između elektroničke energije molekule vodika i dva atoma vodika;
dodatna energija utrošena na zagrijavanje nepodijeljenih molekula.
Izračunom prve komponente izračunavamo energiju molekule koja je jednaka razlici između energije privlačenja jezgri atoma vodika prema veznom paru elektrona i zbroja odbojne energije međuelektroničkih i međunuklearnih sila.
Za procjenu energije privlačenja jezgri prema veznim parovima elektrona, kao i za procjenu energije međuelektronskog odbijanja, prvo moramo saznati vrijednost efektivnog naboja vezanih jezgri.
Potencijal ionizacije i energija vezanja u dvoatomnim molekulama
Tutorial
Astragan
Kemijska veza: Tutorial/ Ryabukhin Yu I. – Astrakhan: Astrakhan. država tehn. sveuč., 2013. – 40 str.
Namijenjeno studentima tehničkih i tehničkih nekemijskih specijalnosti.
U skladu je s državnim obrazovnim standardima visokog stručnog obrazovanja
Ilustr.: 15 slika, tablica: 1, bibliografija: 6 naslova, prilozi.
Objavljeno odlukom Zavoda “Opće, anorganske i analitička kemija"(protokol br.__ od _________ 2013. godine)
Recenzent: dr. sc. kem. znanosti, izvanredni profesor Lebedeva A.P.
© Ryabukhin Yu.I., 2013
© ASTU, 2013
UVOD
U prirodi kemijski elementi u obliku slobodnih atoma (s izuzetkom plemenitih plinova - elemenata skupine VIIIA) praktički se ne nalaze. Tipično, atomi kemijskog elementa međusobno djeluju ili jedan s drugim ili s atomima drugih elemenata, tvoreći kemijske veze s pojavom jednostavnih odnosno složenih tvari. Istodobno, molekule različitih tvari međusobno djeluju.
Doktrina kemijske veze čini temelj cijele teorijske kemije.
Kemijska veza 1 - ovo je skup sila koje međusobno povezuju atome u stabilnije strukture - molekule ili kristale.
Formiranje molekula i kristala uglavnom je posljedica Coulombovog privlačenja između elektrona i atomskih jezgri.
Priroda kemijske veze shvaćena je tek nakon otkrića zakona kvantne (valne) mehanike koji vladaju mikrokozmosom. Moderna teorija odgovara na pitanja zašto nastaje kemijska veza i kakva je priroda njezinih sila.
Stvaranje kemijskih veza je spontan proces; inače ne bi bilo ni jednostavnih ni složene tvari. S termodinamičkog gledišta, razlog nastanka kemijske veze je smanjenje energije sustava.
Stvaranje kemijske veze prati oslobađanje energije, a za njezino kidanje potreban je utrošak energije.
Karakteristike kemijske veze su njezina energija i duljina.
Energija kemijske veze - ovo je energija koja se oslobađa tijekom procesa njegovog formiranja i karakterizira njegovu snagu; energija vezanja izražava se u kJ po molu nastale tvari (E Sv. , kJ/mol) 2 .
Što je veća energija kemijske veze, to je veza jača. Energija kemijske veze dvoatomne molekule procjenjuje se usporedbom sa stanjem koje je prethodilo njenom formiranju. Za višeatomne molekule s istom vrstom veze izračunava se prosječna energija kemijske veze (npr. za H 2 O ili CH 4).
Prosječna energija kemijske veze određuje se dijeljenjem energije stvaranja molekule s brojem njezinih veza.
Duljina kemijske veze je udaljenost između jezgri atoma u molekuli.
Duljina veze određena je veličinom veznih atoma i stupnjem preklapanja njihovih elektronskih ljuski.
Na primjer, za vodikov fluorid i vodikov jodid:
l HF< l BOK
Ovisno o vrsti čestica koje se povezuju (atomi ili molekule), postoje intramolekulske veze, zbog kojih nastaju molekule i međumolekularne veze,što dovodi do stvaranja asocijata iz molekula ili do vezanja atoma pojedinih funkcionalnih skupina u molekulu. Ove se vrste veza oštro razlikuju u energiji: za intramolekularne veze energija je 100-1000 kJ/mol 1, a za međumolekulske veze obično ne prelazi 40 kJ/mol.
Razmislite o obrazovanju intramolekularni kemijska veza na primjeru međudjelovanja vodikovih atoma.
Kada se dva atoma vodika približe jedan drugome, dolazi do jake izmjenske interakcije između njihovih elektrona s antiparalelnim spinovima, što dovodi do pojave zajedničkog elektronskog para. Istodobno se povećava gustoća elektrona u međunuklearnom prostoru, što potiče privlačenje jezgri i atoma koji međusobno djeluju. Kao rezultat toga, energija sustava se smanjuje i sustav postaje stabilniji - između atoma se pojavljuje kemijska veza(Sl. 1).
Riža. 1. Energetski dijagram nastanka kemijske veze između atoma vodika
Sustav ima minimalnu energiju na određenoj udaljenosti između jezgri atoma; Daljnjim približavanjem atoma energija raste zbog povećanja odbojnih sila između jezgri.
Ovisno o tome kako zajednički elektronski par stupa u interakciju s jezgrama atoma koji se povezuju, postoje tri glavne vrste kemijskih veza: ovalentne, ionske i metalne, kao i vodikove veze.
