Як обчислити енергію зв'язку у молекулі. Хімічний зв'язок. Енергія ковалентного зв'язку

Гібридизація атомних орбіталей. Поняття методу молекулярних орбіталей. Енергетичні діаграми утворення молекулярних орбіталей для бінарних гомоядерних молекул. При утворенні хімічного зв'язку змінюються властивості взаємодіючих атомів і насамперед енергія та заповненість зовнішніх орбіталей.

Поділіться роботою у соціальних мережах

Якщо ця робота Вам не підійшла внизу сторінки, є список схожих робіт. Також Ви можете скористатися кнопкою пошук

PAGE 13

Лебедєв Ю.А. Лекція 0 2

Лекція №0 2

Хімічний зв'язок. Показники хімічного зв'язку: енергія, довжина, валентний кут. Типи хімічного зв'язку. Полярність зв'язку. Квантово-механічні ставлення до природі ковалентного зв'язку. Поняття методу валентних зв'язків. Гібридизація атомних орбіталей.- (з ігма) та (Пі)-зв'язку. Геометрична конфігурація молекул. Електричний момент диполя молекули. Поняття методу молекулярних орбіталей. Енергетичні діаграми утворення молекулярних орбіталей для бінарних гомоядерних молекул. Сигма () та Пі( )-Молекулярні орбіталі. Діа-і парамагнітні молекули.

Нагадування

Рівняння Шредінгера. - хвильова функція.

Е = f (n, l, m, s).

Хімічний зв'язок. Показники хімічного зв'язку: енергія, довжина, валентний кут.

Ми розглянули структуру електронних рівнів ізольованих атомів. Це дуже рідкісні в практиці об'єкти. Єдиним винятком є ​​інертний газ аргон з електронною формулою 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . І хоча його в атмосфері "тільки" 0,93% об, кожен з вас за один вдих буквально "заковтує" близько трьохсот квінтильйонів штук атомів аргону.

Всі інші речовини та матеріали, з якими ми маємо справу, містятьхімічно пов'язаніатоми. Взаємодія вільних атомів один з одним призводить до утворення молекул, іонів та кристалів. Це – «класичні» хімічні об'єкти. Проте останнім часом важливу роль придбали такі об'єкти, як наноструктури, поверхневі сполуки, бертоліди та інші, практично важливі «некласичні» хімічні об'єкти.

Хімічний зв'язок зумовлений взаємодією електронів зовнішніх електронних оболонок атомів.Ті орбіталі, які беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, називаютьсявалентними орбіталями, а електрони, що знаходяться на нах, – валентними електронами.

При утворенні хімічного зв'язку змінюються властивості взаємодіючих атомів і, насамперед, енергія та заповненість зовнішніх орбіталей.

При утворенні хімічного зв'язку сумарна енергія електронів на валентних орбіталях менша, ніж їхня енергія у вільних атомах. Ця різниця в енергії називається енергією хімічного зв'язку.

Типова величина енергії хімічного зв'язку – це сотні кДж/моль.

Важливою кількісною характеристикою хімічного зв'язку є його довжина.Довжина зв'язку – це відстань між ядрами хімічно зв'язаних атомів у стабільному стані молекули.

Типова довжина хімічного зв'язку – це десяті частки нанометра. 1

Якщо в освіті молекули при взаємодії з цим атомом беруть участь два і більше інших атомів, виникає питання про її геометричну структуру або хімічну будову. Основи теорії хімічної будови молекул поклав А.М.Бутлеров 2

Однією з найважливіших кількісних характеристик будови складних молекул євалентний кут - Кут, утворений двома напрямками хімічних зв'язків, що виходять з одного атома.

Типи хімічного зв'язку. Полярність зв'язку.

За характером взаємодії валентних електронів і типу орбіталей, що утворюються в ході взаємодії,хімічні зв'язки поділяються на такі основні типи:ковалентні (полярні та неполярні), іонні, донорно-акцепторні, водневі та міжмолекулярні (називаються також ван-дер-ваальсівськими).

Ще 1916 року американський хімік Г.Н.Льюис 3 висловив ідею про те, що хімічний зв'язок утворюється електронною парою, що графічно зображується валентною рисою:

F + F = F2 (F-F).

Якщо електронегативності атомів рівні, то такий зв'язок називається неполярним. Якщо різні – полярний.

При утворенні полярного ковалентного зв'язку атоми набувають додаткового заряду – негативного у атома з більшою електронегативністю та позитивного – у атома з меншою електронегативністю:

H+Cl = HCl (
–
)

У разі коли різниця електронегативностей взаємодіючих атомів велика, зв'язоквважається іонною:

Na + Cl = NaCl (Na + Cl -).

Якщо електронна пара, що утворює зв'язок, до взаємодії належала одному з атомів, такий зв'язок називається донорно-акцепторной. Атом, який надав електронну пару називається донором, а той, хто прийняв її на вільну орбіталь, – акцептором.

Особливо характерним є виникнення донорно-акцепторних зв'язків. d - металами, що мають вільні або частково заповнені d -орбіталі із заснуванням комплексних сполук.

Про інші види зв'язку ми поговоримо пізніше.

Квантово-механічні ставлення до природі ковалентного зв'язку.

З сучасної точки зору ковалентний зв'язок виникає при квантово-механічній взаємодії всіх електронів усіх атомів, що взаємодіють. Але, як ми вже говорили на лекції №1, точного вирішення рівняння Шредінгера, що описує орбіталі багатьох електронів у молекулах, немає. Полегшує задачу квантово-механічного опису хімічного зв'язку те, що при її утворенні роль електронів, що знаходяться на внутрішніх та зовнішніх електронних оболонках, суттєво різна.

Тому вдалося створити різні наближені методи опису хімічного зв'язку.

Квантова хімія має багатий арсенал прикладних програм, що дозволяють проводити розрахунки з великою точністю для широкого класу молекул та іонів. 4

Проте універсального та досить точного квантово-хімічного алгоритму поки що немає.

Для якісного розуміння структури хімічних сполук використовуються два методи –метод валентних зв'язків (МВС)і метод молекулярних орбіталей (МО).

Поняття методу валентних зв'язків. Геометрична конфігурація молекул. Електричний момент диполя молекули.

Основними постулатами методу валентних зв'язків є:

1. Одинарний ковалентний хімічний зв'язок здійснюється двома валентними електронами, які займають дві орбіталі – по одній від кожного з атомів, що взаємодіють. При цьому у електронів спини, що утворюють валентну пару, повинні бути протилежними (зв'язок утворюють електрони з антипаралельними спинами).

2. Вихідні атомні орбіталі (АТ) зберігають свій абрис у складі молекули.

3. Зв'язок утворюється за рахунок перекриття орбіталей, що призводить до збільшення електронної щільності між ядрами атомів, що взаємодіють у напрямку, що забезпечує максимальне перекриття.

Розглянемо утворення хімічного зв'язку з МВС у молекулі водяної пари. H 2 O.

Молекула складається з одного атома кисню O та двох атомів водню H . Електронна формула атома кисню 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . На зовнішньому енергетичному рівні перебувають 6 електронів. Підрівень 2 s є заповненим. На підрівні 2 p на одній із p -орбіталей (припустимо, p y ,) знаходиться електронна пара, а на двох інших ( p x та p z ) – за одним неспареним електроном. Саме вони братимуть участь в утворенні хімічного зв'язку.

Електронна формула атома водню 1 s 1 . У водню один s -електрон, абрис орбіталі якого сфера, і він братиме участь у перекритті з p -орбіталлю кисню, утворюючи хімічний зв'язок. Усього таких sp -перекриттів у молекулі води буде два. І структура молекули виглядатиме так:

Як видно з малюнка, у молекулі води є два ковалентні хімічні зв'язки, спрямовані по осях Z та X . Отже, валентний кут цієї моделі дорівнює 90про . Експеримент свідчить – цей кут дорівнює 104,5 o .

Зовсім непоганий збіг для найпростішої якісної моделі без жодних розрахунків!

Електронегативність кисню по Маллікена – 3,5, а водню – 2,1. Отже, кожен із зв'язків буде полярним, причому заряд- буде на кисні, а+ - На водні, тобто. утворюються три центри електричного заряду. У молекулі утворюються два електричні диполі.

Диполь – це два рівні за величиною заряди, розташовані на кінцевій відстані l один від одного. Диполь характеризується дипольним моментом

=

Диполь є вектором, спрямованим від негативного полюса до позитивного. У молекулі води утворюються два дипольні моменти зв'язків, які при додаванні дають загальний дипольний момент молекули. Схема дипольних моментів молекули води за моделлю МВС має вигляд:

Важливо підкреслити, що дипольні моменти зв'язків складаються векторно та сумарний дипольний момент залежить від геометрії молекули. Як бачимо, у цьому випадку, через те, що зв'язки спрямовані під прямим кутом один до одного, молекула загалом виявляється полярною. І експеримент підтверджує це - дипольний момент молекули води дорівнює 1,84 Дебая. (1 Дебай дорівнює 0,33 * 10-29 Кл * м)

Геометрична структура зв'язків у молекулах може бути дуже різноманітною. Зв'язки можуть розташовуватися як на площині, так і в просторі, утворюючи молекули у вигляді об'ємних тіл різної конфігурації (тригональні, тетрагональні, піраміди, гексагональні, біпіраміди, кільця, складені з пірамід і т.д.)

Докладніше про взаємозв'язок структури хімічних зв'язків та геометрією молекул слід прочитати у підручнику на стор 119 –128).

- (з ігма) та (Пі)-зв'язку.

Повернемося до перекриття орбіталей під час утворення зв'язків. У нашому прикладіобласть максимального перекриття s і p-орбіталей лежить на лінії, що з'єднує центри атомів. Такий вид перекриття отримав назву-зв'язку.

Розглянемо інший випадок – молекулу кисню O 2 . Як ми вже бачили, атом кисню має дві p -орбіталі, у яких перебувають електрони, здатні утворити хімічну зв'язок. Добре відома структурна формула кисню O = O . У молекулі кисню – подвійний зв'язок. Одна з них – це щойно розглянута-Зв'язок. А друга? Виявляється, що другий зв'язок утворюється за рахунок іншого типу перекриття орбіталей, яке називається-зв'язком.

Поняття про і зв'язках висунув Ф.Хунд.

При освіті -зв'язки орбіталі перекриваються таким чином, що утворюються дві області перекриття, причому вони розташовуються симетрично щодо площини, на якій лежать ядра взаємодіючих атомів.

Геометрично це виглядає так:

Зверніть увагу на те, що-зв'язок утворений меншими за обсягом частинами p -орбіталей, у яких щільність «електронної хмари» більша, а тому цей зв'язок міцніший-зв'язку. Справді, експеримент показує, що у сполуках вуглецю етані С 2 H 6 (CH 3 - CH 3 – одна -зв'язок), етилену C 2 H 4 (CH 2 = CH 2 - одна -зв'язок і один -зв'язок) та ацетилену С 2 H 2 (C НС H - одна -зв'язок і два -зв'язку) енергія їх розриву відповідно дорівнює 247, 419 та 515 кДж/моль.

Тепер ми можемо доповнити список постулатів МВС:

4. Якщо в молекулі утворюються кратні (подвійні та потрійні) зв'язки, то одна з них буде-зв'язком, а інші --зв'язками).

Зазначимо, що у з'єднаннях d - і f -металів можливе утворення ще одного типу зв'язків --зв'язків, коли перекриття відбувається в чотирьох просторових областях і площина симетрії перпендикулярна до лінії, що з'єднує ядра атомів.

Гібридизація атомних орбіталей.

При утворенні хімічних зв'язків може відбуватися важливе явище, яке називаєтьсягібридизацією орбіталей.

Розглянемо атом берилію Be . Його електронна формула – 1 s 2 2 s 2 . Судячи з того, що всі електрони берилію є спареними, такий атом повинен поводитися хімічно подібно до інертних газів – не вступати в хімічні взаємодії.

Однак, уважно подивимося на електрографічну діаграму атома берилію:

З діаграми видно, що атом берилію має крім заповненої 2 s -орбіталі ще три вільні 2 p -орбіталі! Щоправда, енергія цих орбіталей більша, ніж 2 s -орбіталі на величинуE . Але ця енергія невелика і менша за ту, яка вивільняється при утворенні хімічного зв'язку. Тому атом прагне перебудувати свої орбіталі під час взаємодії задля досягнення енергетично вигідного кінцевого стану. Для такої перебудови використовується кінетична енергія частинок, що взаємодіють з даним атомом. Докладніше про це джерело енергії ми говоритимемо під час обговорення питань хімічної кінетики. 5

Така перебудова отримала назву гібридизації орбіталей, оскільки в ході цього процесу із «двох сортів» орбіталей виникає новий.

На мові хвильових функцій це описується рівнянням, що пов'язує гібридну хвильову функцію орбіталей з вихідними хвильовими функціями.

Кількість гібридних орбіталей, що утворилися, дорівнює кількості орбіталей, що взяли участь у процесі гібридизації.

Графічно цей процес може бути зображений наступною діаграмою:

Зазначимо, що енергія, необхідна для гібридизації E гібр менше, ніж різниця енергій орбіталей, що гібридизуються E.

У позначенні гібридних орбіталей зберігаються позначення вихідних орбіталей. Так, у цьому випадку (атом Be ), гібридизуються одна s та одна p -орбіталь, і обидві гібридні орбіталі позначаються як sp -орбіталі. Необхідність гібридизації лише двох орбіталей пов'язана з тим, що атом берилію на зовнішньому енергетичному рівні має лише два електрони.

В інших випадках, коли в гібридизації беруть участь кілька однакових орбіталей, їхня кількість відзначається показником ступеня. Наприклад, при гібридизації однієї s та двох p -орбіталей виходять три sp 2 -орбіталі, а при гібридизації однієї s та трьох p -орбіталей – чотири sp 3 орбіталі.

У даному випадку відповідно до правила Хунда атом берилію отримує два неспарені електрони і здатність утворити два ковалентні хімічні зв'язки.

Гібридні орбіталі, утворені s, p і навіть d -орбіталями мало відрізняються формою і виглядають так («несиметрична гантель»):

Зазначимо, що кількість гібридних орбіталей дорівнює кількості орбіталей, що беруть участь у їх створеннінезалежно від кількості і типу орбіталей, що гібридизуються.

Розташування гібридних орбіталей у просторі визначається їх кількістю.

Саме в атома берилію дві гібридні sp -орбіталі розташовані вздовж однієї прямої (під кутом 180 o ), що відповідає прагненню займаючих їх однойменно заряджених електронів максимально відійти один від одного:

Докладніше про метод валентних зв'язків та гібридизації можна прочитати тут:

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

Часто в молекулах є орбіталі, зайняті електронною парою (неподілена електронна пара). Такі орбіталі не беруть участі у освіті хімічних зв'язків, але впливають геометричну структуру молекули.

Модифікація МВС, що враховує вплив таких орбіталей, називається теорією відштовхування електронних пар валентних орбіталей (ОЕПВО) і познайомитися з нею можна за підручником на стор.124 - 128.

Поняття методу молекулярних орбіталей.

Ми розглянули явище гібридизації АТ у МВС. Виявилося, що ідея гібридизації є плідною і за більш глибокого моделювання хімічних зв'язків. Вона є основою другого методу їх опису, який у нашому курсі – методумолекулярних орбіталей(МО).

Головним постулатом цього є твердження у тому, що АТ взаємодіючих друг з одним атомів втрачають свою індивідуальність і утворюють узагальнені МО, тобто. що електрони в молекулах "належать" не якомусь конкретному атому, а квантово-механічно рухаються по всій молекулярній структурі.

Існує кілька різновидів методу МО, що враховують бпро більшу чи меншу кількість факторів і, відповідно, більш-менш складних математично. Найбільш простим є наближення, яке враховує лише лінійні ефекти взаємодії електронів. Це наближення називається методом МО ЛКАО (лінійної комбінації атомних орбіталей).

Мовою квантової механіки це твердження для найпростішого випадку взаємодії двох орбіталей записується так:

Де - хвильова функція МО,
- хвильова функція АТ першого атома,
- хвильова функція АТ другого атома, a і b - Чисельні коефіцієнти, що характеризують внесок даної АТ у загальну структуру МО.

Оскільки в правій частині записаний лінійний багаточлен, ця модифікація методу МО отримала назву ЛКАО.

З рівняння видно, щопри взаємодії двох АТ виходять дві МО. Одна з них називаєтьсязв'язує МО, а інша - розпушує МО.

Чому вони отримали таку назву, ясно з малюнка, на якому зображена енергетична діаграма орбіталей у молекулі:

Як видно з малюнка, що зв'язує МО має меншу енергію, ніж енергії вихідних АТ, а розпушуюча - більшу. (відповідно,). Природно, відповідно до принципу мінімальної енергії електрони в молекулі при утворенні зв'язку в першу чергу займатимуть орбіталь.

У загальному випадку, при взаємодії N AO виходить N MO.

Сигма ( ) та пі( )-Молекулярні орбіталі.

В результаті кількісних розрахунків за методом МО ЛКАО з'ясувалося, що введені у методі МВС поняття проі Види симетрії орбіталей зберігаються і в методі МО ЛКАО.

Ось як виглядають абриси-зв'язуючих (позначаються якабо) та -розпушують (позначаються як або) орбіталей у методі МО ЛКАО:

А ось як виглядають абриси- зв'язуючих ( ) та -розпушують ( * ) орбіталей методі МО ЛКАО:

Енергетичні діаграми утворення молекулярних орбіталей для бінарних гомоядерних молекул.

Розрахунок енергії молекулярних орбіталей для складних молекул, до складу яких входять ядра різних елементів (гетероядерних молекул), є складним обчислювальним завданням навіть для сучасних комп'ютерів. Тому кожен розрахунок індивідуальних молекул є окремою творчою роботою.

Проте виявилося, що енергетична діаграма для бінарних гомоядерних молекул елементів другого періоду Періодичної системи Д.І.Менделєєва є універсальною і має вигляд:

Іноді у літературі наводяться різні діаграми для елементів B ,C,N та наступних O, F, Ne , проте дослідження магнітних властивостей молекули B 2 при наднизьких температурах не однозначно підтверджують необхідності ускладнення виду енергетичних діаграм для B, C, N.

Діа-і парамагнітні молекули. Кратність зв'язків з МО ЛКАО.

Однією з серйозних переваг методу МО ЛКАО порівняно з методом ВС є більш правильне опис магнітних властивостей молекул і, зокрема, пояснення парамагнетизму молекулярного кисню. 6

Згадаймо структуру молекули кисню МВС, розглянуту нами раніше. Відповідно до цієї структури всі валентні електрони таі -зв'язків у молекулі O 2 утворюють електронні пари та сумарний спин молекули дорівнює нулю.

Структура орбіталей цієї молекули за методом МО ЛКАО, отримана заповненням електронами МО відповідно до наведеної вище енергетичної діаграми має вигляд:

Як видно з цієї діаграми, в молекулі кисню присутні два неспарені електрони на розпушують
і
орбіталях. Їхні магнітні моменти складаються і дають сумарний магнітний момент молекули. Експеримент показує, що магнітний момент молекули кисню дорівнює 2,8(Власний магнітний момент електрона – 1). Враховуючи, що повний магнітний момент крім власного електронного включає і орбітальний, кількісний збіг дуже переконливо свідчить на користь справедливості саме методу МО.

За наявності магнітного моменту речовина стаєпарамагнетиком -воно "притягується магнітом". 7 За відсутності магнітного моменту речовинадіамагнітно - воно «виштовхується» магнітним полем. 8

Окрім магнітних властивостей аналіз енергетичних діаграм МО ЛКАО дає можливість визначитикратність (чи порядок) хімічного зв'язку (КС чи ПС).

КС = ½ (N зв'язок - N разр)

де N зв'язок - загальна кількість електронів на зв'язуючих орбіталях; N розр – загальна кількість електронів на розпушують орбіталях).

Ми розглянули різні випадки прояву та опису ковалентних хімічних зв'язків. Це основний вид хімічного зв'язку, оскільки причина її виникнення – наявність валентних електронів – є в переважній більшості хімічних елементів.

Однак у деяких випадках взаємодії атомів виникають особливі умови, які породжують особливі види зв'язку, які ми розглянемо на наступній лекції.

У якій відбувається розрив одного благаючи цього зв'язку. При цьому приймається, що вихідна речовина та продукти реакції знаходяться у своїх стандартних станах ідеального гіпотетичного газу при тиску 1 атм і температурі 25 0 C . Синонімами енергії розриву хімічного зв'язку вважаються: енергія зв'язку, енергія дисоціації двоатомних молекул, енергія утворення хімічного зв'язку.

Енергія розриву хімічного зв'язку може бути визначена різними способами, наприклад

З мас-спектроскопічних даних (мас-спектрометрія).

Енергія розриву хімічних зв'язків у різних сполуках відображена у довіднику.

Енергія розриву хімічних зв'язків характеризує міцність хімічного зв'язку.

З'єднання		З'єднання	Енергія розриву зв'язку, ккал/моль
H-H	104,2	CH 3 -H	104
HO-H	119	CH 3 CH 2 -H	98
CH 3 O-H	102	(CH 3) 2 CH-H	94,5
C 6 H 5 O-H	85	(CH 3) 3 C-H	91
F-H	135,8	C 6 H 5 -H	103
Cl-H	103,0	CH 2 =CH-H	103
Br-H	87,5	HC≡C-H	125
I-H	71,3	H 2 N-H	103

Енергія розриву зв'язку С-С.

Див. також

Примітки

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитись що таке "Енергія розриву хімічного зв'язку" в інших словниках:

дорівнює роботі, яку необхідно витратити, щоб розділити молекулу на дві частини (атоми, групи атомів) і видалити їх один від одного на нескінченну відстань. Наприклад, якщо розглядається Е. х. с. H3C H у молекулі метану, то такими… … Велика Радянська Енциклопедія

Екзотермічна реакція - хімічна реакція, що супроводжується виділенням теплоти. Протилежна ендотермічній реакції. Повна кількість енергії у хімічній системі надзвичайно важко виміряти чи підрахувати… Вікіпедія

Потрійний зв'язок в рамках теорії валентних зв'язків Потрійний зв'язок ковалентний зв'язок двох атомів у молекулі за допомогою трьох загальних зв'язувальних електронних пар. Перша картина наочної будови потрійного зв'язку була дана в … Вікіпедія

Відмінна риса спиртів гідроксильна група при насиченому атомі вуглецю на малюнку виділена червоним (кисень) та сірим кольором (водень). Спирти (від лат. … Вікіпедія

З (carboneum), неметалічний хімічний елемент IVA підгрупи (C, Si, Ge, Sn, Pb) періодичної системи елементів. Зустрічається у природі як кристалів алмазу (рис. 1), графіту чи фулерену та інших форм і входить до складу органічних… Енциклопедія Кольєра

Енергія зв'язку є важливим поняттям у хімії. Вона визначає кількість енергії, яка потрібна для розриву ковалентного зв'язку між двома атомами газу. Дане поняття не застосовується до іонних зв'язків. Коли два атоми з'єднуються в молекулу, можна визначити, наскільки міцний зв'язок між ними - достатньо знайти енергію, яку необхідно витратити на розрив зв'язку. Пам'ятайте, що одиничний атом не має енергії зв'язку, ця енергія характеризує силу зв'язку двох атомів в молекулі. Щоб розрахувати енергію зв'язку для будь-якої хімічної реакції, просто визначте загальну кількість розірваних зв'язків і відніміть від нього кількість зв'язків, що утворилися.

Кроки

Частина 1

Визначте розірвані та утворені зв'язки

Запишіть рівняння для розрахунку енергії зв'язку.Відповідно до визначення, енергія зв'язку є сумою розірваних зв'язків за вирахуванням суми сформованих зв'язків: ΔH = ∑H (розірвані зв'язки) - ∑H (утворені зв'язки) . ΔH означає зміну енергії зв'язку, яку називають також ентальпією зв'язку, а ∑H відповідає сумі енергій зв'язку для обох частин рівняння хімічної реакції.

Запишіть хімічне рівняння та позначте всі зв'язки між окремими елементами.Якщо дано рівняння реакції у вигляді хімічних символів та цифр, корисно переписати його та позначити всі зв'язки між атомами. Такий наочний запис дозволить вам легко порахувати зв'язки, що розриваються та утворюються в ході цієї реакції.

Вивчіть правила підрахунку розірваних зв'язків, що утворилися.Найчастіше при розрахунках застосовуються середні значення енергії зв'язку. Один і той самий зв'язок може мати трохи різну енергію, залежно від конкретної молекули, тому зазвичай використовують середні значення енергії зв'язку. .

• Розриви одинарного, подвійного та потрійного хімічного зв'язку розглядаються як один розірваний зв'язок. Хоча ці зв'язки мають різні енергії, у кожному випадку вважається, що розривається один зв'язок.
• Те саме відноситься і до утворення одинарного, подвійного або потрійного зв'язку. Кожен такий випадок розглядається як формування одного нового зв'язку.
• У прикладі всі зв'язку є одинарними.

1. Визначте, які зв'язки розриваються у лівій частині рівняння.Ліва частина хімічного рівняння містить реагуючі речовини, і в ній представлені всі зв'язки, що розриваються в результаті реакції. Це ендотермічний процес, тобто для розриву хімічних зв'язків, необхідно витратити певну енергію.

   • До нашого прикладу ліва частина рівняння реакції містить один зв'язок H-H і один зв'язок Br-Br.

2. Підрахуйте кількість зв'язків, що утворилися, у правій частині рівняння.Справа вказані продукти реакції. У цій частині рівняння представлені всі зв'язки, що утворюються внаслідок хімічної реакції. Це екзотермічний процес і він протікає з виділенням енергії (зазвичай у вигляді тепла).

   • У прикладі у правій частині рівняння містяться два зв'язку H-Br.

   Частина 2

   Розрахуйте енергію зв'язку

   1. Знайдіть потрібні значення енергії зв'язку.Є безліч таблиць, в яких наведено значення енергії зв'язку для різних сполук. Такі таблиці можна знайти в інтернеті чи довіднику з хімії. Слід пам'ятати, що значення енергії зв'язку завжди наводяться для молекул у газоподібному стані.

   2. Помножте значення енергії зв'язку на кількість розірваних зв'язків.У ряді реакцій один зв'язок може розриватися кілька разів. Наприклад, якщо молекула складається із 4 атомів водню, то енергію зв'язку водню слід врахувати 4 рази, тобто помножити на 4.

      • У прикладі кожна молекула має по одному зв'язку, тому значення енергії зв'язку просто множаться на 1.
      • H-H = 436 x 1 = 436 кДж/моль
      • Br-Br = 193 x 1 = 193 кДж/моль

   3. Складіть усі енергії розірваних зв'язків.Після того як ви помножите значення енергії зв'язку на відповідну кількість зв'язків у лівій частині рівняння, необхідно знайти загальну суму.

      • Знайдемо сумарну енергію розірваних зв'язків нашого прикладу: H-H + Br-Br = 436 + 193 = 629 кДж/моль.

Порівняння даних щодо кількості електронів на зовнішній оболонці з кількістю хімічних зв'язків, які може утворити даний атом, показало, що основи утворення хімічного зв'язку, виявлені щодо молекули водню, дійсні й інших атомів. Це тому, що зв'язок має електричну природу і утворюється з допомогою двох електронів (по одному від кожного атома). Тому слід очікувати кореляції між першою енергією іонізації (ПЕІ) атомів (що має електростатичне походження) та енергією їх зв'язку у двоатомних молекулах.

Експериментальні дані щодо визначення енергії зв'язку для низки двоатомних молекул (у газовій фазі), утворених з атомів 2-го та 3-го періодів, наведені в таблиці 4.2 та на рис. 4.2.1.

Таблиця 4.2

Молекула A 2		Енергія зв'язку (кДж/моль)	Молекула		Енергія зв'язку (кДж/моль)

Рис. 4.2-1 Енергія зв'язку в молекулах з елементів другого та третього періодів залежно від ПЕІ елемента

Ці дані (див. у таблиці 4.2, рис. 4.2-1) показують, що енергія зв'язку між атомами практично не залежить від ПЕІ атомів, що зв'язуються.

Невже в двоатомних молекулах (де більше, ніж один електрон) зв'язок утворюється за іншим механізмом і існує додатковісили, які раніше не враховувалися нами?

Перш ніж перейти до виявлення цих сил, спробуємо пояснити незалежністьна основі вже існуючих взаємодій.
Почнемо з вивчення додаткових факторів, які пояснюють відсутність очікуваної кореляції та незалежністьекспериментальних даних щодо вимірювання ПЕІ від енергії зв'язку у двоатомних молекулах.
Розіб'ємо таблицю (4.2) на чотири групи:

Група Авключає молекули, що складаються з ідентичних атомів, у яких енергія зв'язку нижче 40 кДж/моль. У газовій фазі ці молекули розпадаються на атоми.

Група Ввключає двоатомні молекули, що складаються з ідентичних атомів, енергія зв'язку в яких коливається від 400 кДж/моль до 1000 кДж/моль. Дійсно, енергія зв'язку в цих молекулах значно відрізняється у велику сторону порівняно з енергією зв'язку в молекулі водню, що становить 429 кДж/моль.

ГрупаЗвключає двоатомні молекули, що складаються з різних атомів, енергія зв'язку в яких варіює від 340 кДж/моль до 550 кДж/моль.

ГрупаDвключає двоатомні молекули з ідентичними атомами, енергія зв'язку в яких становить 50-350 кДж/моль.

ТАБЛИЦЯ 4.4
ЕНЕРГІЯ ЗВ'ЯЗКУУ МОЛЕКУЛАХ

Енергія зв'язку (кДж/моль) у ряді двоатомних молекул

група А		група В
молекула	енергія зв'язку	молекула	енергія зв'язку
Be 2	30	C 2	602
Ne 2	4	N 2	941
	7.6	O 2	493
Ar 2	7	P 2	477
		S 2	421
група С		група D
молекула	енергія	молекула	енергія
LiF	572	B 2	274
NaF	447	Br 2	190
LiCl	480	Cl 2	239
NaCl	439	F 2	139
		Li 2	110
		Na 2	72

Перш ніж почнемо пояснення, давайте уточнимо питання, які ми повинні охопити.
Першийпитання:
Чому енергія зв'язку між багатоелектронними атомами набагато менша або набагато більша (таблиця 4.2), ніж у молекулі водню (H 2)?

Щоб пояснити значне відхилення енергії зв'язку в багатоатомних молекулах від енергії зв'язку в молекулі водню, необхідно поглибити наше розуміння причини, чому кількість електронів на зовнішній оболонці обмежена.
Приєднання електрона до атома відбувається, коли є виграш енергії, або, іншими словами, якщо абсолютнезначення потенційної енергії системи атом + електронзростає внаслідок зв'язку електрона з атомом. Дані про спорідненість атома електрону, зазначені в таблиці 4.3, дають нам чисельне значення виграшу в енергії при приєднання електрона до атома.

Таблиця 4.3

Перша енергія іонізації (ПЕІ) та спорідненість електронів у елементів 1-го, 2-го та 3-го періодів у таблиці елементів (кДж/моль)

Спорідненість

Спорідненість

При приєднанні електрона до атома загальна енергія тяжіння електронів до ядра збільшується через збільшення кількості електронів, що притягуються до ядра. З іншого боку, енергія міжелектронного відштовхування зростає рахунок збільшення кількості електронів. Тобто, приєднання електрона до атома відбувається, якщо в результаті зв'язку, виграш в енергії тяжіння більше, ніж втрата енергії через збільшення енергії відштовхування.

Підрахунок зміни енергії при приєднанні електрона до атома воднюдає виграш енергії в 3,4 еВ. Тобто атом водню повинен мати позитивну спорідненість до електрона. І це спостерігається в експерименті.

Аналогічний розрахунок зміни потенційної енергії при приєднанні електрона до атома геліюпоказує, що приєднання електрона призводить не до збільшення потенційної енергії, а її зниження. Спорідненість атома гелію, відповідно до експерименту, менша за нуль.

Тому можливість приєднувати або не приєднувати електрон до атома визначається відмінностями у зміні абсолютних значень потенційної енергії тяжіння всіх електронів до ядра та взаємного міжелектронного відштовхування. Якщо ця різниця більша за нуль, то електрон приєднається, а якщо менше за нуль, то ні.

Дані про спорідненість атомів до електрона наведені в таблиці 4.3 показують, що для атомів 1-го, 2-го і 3-го періодів крім Be,Mg,Ні,Arзбільшення енергії тяжіння під час приєднання електронів до ядра більше, ніж збільшення енергії відштовхування.
У випадку з атомами Be,Mg,Ні,Ar,збільшення енергії тяжіння під час приєднання електронів до ядра нижче, ніж збільшення енергії міжелектронного відштовхування. Незалежним підтвердженням цього висновку є інформація щодо ПЕІ для атомів 2-го та 3-го періодів, наведена в таблиці 4.2 (група A).

При утворенні хімічного зв'язку кількість електронів на зовнішніх електронних оболонках атомів збільшується на один електрон, і згідно з розрахунком моделі молекули водню Н 2,ефективні заряди атомів, що зв'язуються, змінюються. Ефективні заряди ядер, що зв'язуються, змінюються через тяжіння заряджених ядер, і у зв'язку зі збільшенням кількості електронів на зовнішніх оболонках зв'язуваних атомів.

У молекулі водню зближення ядер призводить до збільшення сили тяжіння електронів, що зв'язують, до ядрів на 50%, що дорівнює збільшенню ефективного заряду зв'язуваних ядер на 0,5 протонних одиниці (див. главу 3).

З погляду виграшу в енергії, утворення зв'язку - це щось подібне до проміжного процесу між приєднанням електрона до нейтрального атома (виміряна спорідненість до електрона) і приєднанням електрона до атома, заряд ядра якого збільшується на 1 одиницю.

Згідно з даними таблиці 4.3, при переході від літію (ПЕІ - 519 кДж/моль) до берилію (ПЕІ - 900 кДж/моль), ПЕІ збільшується на 400 кДж/моль, а при переході від берилію до бору (ПЕІ - 799 кД ) виграш енергії знижується до 100 кДж/моль.
Згадаймо, що зовнішній електронній оболонці бору є 3 електрони, а на зовнішній оболонці берилію знаходяться 2 електрони. Тобто, коли електрон приєднується до берилію з одночасним збільшенням заряду ядра на одну протонну одиницю, електрон, що зв'язується, входить у зовнішню оболонку берилію, при цьому виграш в енергії буде на 100 кДж/моль менше, ніж при входженні електрона у зовнішню оболонку літію (при переході від літію до берилію).

Тепер цілком зрозуміло різке зменшення енергії зв'язку в атомів з негативним спорідненістю атома електрону, зазначене в таблиці 4.3. Однак, хоч Ні,Be,Mg,Arне приєднують електрони, вони виробляють молекули, т.к. збільшується ефективний заряд ядер. Енергія зв'язку в цих молекулах (група А) значно нижче, ніж у інших молекулах.

Тепер давайте відповімо на другийпитання: Чому енергія зв'язку в двоатомних молекулах групи, показаних у таблиці 4.2. у 1,5-2 рази більше, ніж енергія зв'язку у молекулі водню?

На зовнішніх оболонках атомів вуглецю (C),азоту (N)та кисню (O)знаходяться, відповідно, 4, 5 та 6 електронів. Кількість зв'язків, що утворюють ці атоми, обмежується кількістю додаткових електронів, які можуть увійти до зовнішньої оболонки при утворенні зв'язку. Таким чином, атоми вуглецю (C),азоту (N)та кисню (O) можуть утворити, відповідно, 4, 3 та 2 хімічні зв'язки. Відповідно між двома атомами, наведеними в таблиці 4.4, може утворитися не одна, а кілька хімічних зв'язків, що передбачає набагато більший виграш в енергії, порівняно з утворенням 1 зв'язку у двоатомної молекули, де атоми, що зв'язуються, мають по 1 електрону у зовнішній оболонці

Якщо атоми пов'язані одним хімічним зв'язком, то такий зв'язок називається одиничним хімічним зв'язкомабо загальним хімічним зв'язком.Коли атоми пов'язані з декількома хімічними зв'язками (подвійними або потрійними), такі зв'язки називаються кратними зв'язками. Кратні зв'язки, наприклад, у молекул азоту (N 2)та кисню (O 2)описуються структурними формулами: N ≡ Nі O=O.

Тепер розглянемо групу З: Чому енергія зв'язку в деяких із двоатомних молекул, що складаються з різних атомів, значно більша, ніж у інших молекул, що складаються з однакових атомів?

Розберемо молекулу NaCl. Атоми натрію та хлору сильно відрізняються спорідненістю до електрона. Подаємо освіту зв'язку як двостадійний процес. На першій стадії виграш енергії виходить за рахунок спорідненості атомів до електронів. Тобто з цього погляду виграш в енергії, при формуванні молекули Cl 2, повинен бути більшим, ніж при формуванні молекули NaClна величину різниці їх спорідненості з електроном.

При розрахунку молекули водню (глава 3) енергія зв'язку (енергія, необхідна для того, щоб розділити молекули на атоми) була сумою двох складових:

різниця між електронною енергією молекули водню та двох атомів водню;

додаткова енергія, що витрачається на нагрівання нерозділених молекул.

Розраховуючи перший компонент, ми обчислюємо енергію молекули, яка дорівнює різниці між енергією тяжіння ядер атомів водню до сполучної пари електронів та сумою енергії відштовхування міжелектронних та міжядерних сил.

Для оцінки енергії тяжіння ядер до зв'язувальних пар електронів, а також для оцінки енергії міжелектронного відштовхування, ми повинні спочатку дізнатися значення ефективного заряду ядер, що зв'язуються.

Потенціал іонізації та енергія зв'язку у двоатомних молекулах

Навчальний посібник

2. Астрахань

Хімічний зв'язок: Навчальний посібник/Рябухін Ю. І. - Астрахань: Астрахан. держ. техн. ун-т, 2013. - 40 с.

Призначений для студентів інженерно-технічних нехімічних спеціальностей.

Відповідає державним освітнім стандартам вищої професійної освіти

Іл.: 15 рис., табл.: 1, бібліографія: 6 назв., приклад.

Друкується за рішенням кафедри «Загальна, неорганічна та аналітична хімія» (протокол №__ від _________ 2013 р.)

Рецензент: канд. хім. наук, доцент Лебедєва О.П.

© Рябухін Ю.І., 2013

© АГТУ, 2013

ВСТУП

У природі хімічні елементи як вільних атомів (крім шляхетних газів – елементів VIIIА-группы) мало зустрічаються. Зазвичай атоми будь-якого хімічного елемента взаємодіють або один з одним, або з атомами інших елементів, утворюючи хімічні зв'язки з виникненням простих або складних речовин. У той самий час і молекули різних речовин взаємодіють друг з одним.

Вчення про хімічний зв'язок є основою всієї теоретичної хімії.

Хімічний зв'язок 1 - це сукупність сил, що зв'язують атоми один з одним у стійкіші структури - молекули або кристали.

Утворення молекул і кристалів обумовлено головним чином кулонівським тяжінням між електронами та атомними ядрами.

Природа хімічного зв'язку була з'ясована лише після відкриття законів квантової (хвильової) механіки, що керують мікросвітом. Сучасна теорія відповідає питанням, чому виникає хімічний зв'язок і яка природа її сил.

Утворення хімічних зв'язків – процес мимовільний; в іншому випадку не існувало б ні простих, ні складних речовин. З термодинамічного погляду причиною утворення хімічного зв'язку є зменшення енергії системи.

Утворення хімічного зв'язку супроводжується виділенням енергії, та її розрив вимагає витрати енергії.

Характеристиками хімічного зв'язку є її енергія та довжина.

Енергія хімічного зв'язку - це енергія, що виділяється у процесі її освіти та характеризує її міцність; енергію зв'язку виражають у кДж на моль речовини, що утворилася (Е св , кДж/моль) 2 .

Чим більша енергія хімічного зв'язку, тим зв'язок міцніший. Енергію хімічного зв'язку двоатомної молекули оцінюють, порівнюючи зі станом, що передує її утворенню. Для багатоатомних молекул з однаковим типом зв'язку розраховують середню енергію хімічного зв'язку (наприклад, для Н 2 або СН 4).

Середня енергія хімічного зв'язкувизначається розподілом енергії утворення молекули на число її зв'язків.

Довжиною хімічного зв'язкуназивають відстань між ядрами атомів у молекулі.

Довжина зв'язку обумовлена ​​розмірами атомів, що зв'язуються, і ступенем перекривання їх електронних оболонок.

Наприклад для фтороводню та йодоводороду:

l HF< l HI

Залежно від типу частинок, що з'єднуються (атомів або молекул) розрізняють внутрішньомолекулярні зв'язки,за рахунок яких утворюються молекули, та міжмолекулярні зв'язки,що призводять до утворення асоціатів з молекул або зв'язування атомів окремих функціональних груп в молекулі. Ці види зв'язків різко відрізняються за величиною енергії: для внутрішньомолекулярних зв'язків енергія становить 100–1000 кДж/моль 1 , а міжмолекулярних зв'язків вона зазвичай не перевищує 40 кДж/моль.

Розглянемо освіту внутрішньомолекулярної хімічного зв'язкуна прикладі взаємодії атомів водню.

При зближенні двох атомів водню між електронами з антипаралельними спинами відбувається сильне обмінне взаємодія, що призводить до появи загальної електронної пари. При цьому збільшується електронна щільність у міжядерному просторі, що сприяє тяжінню ядер, атомів, що взаємодіють. В результаті енергія системи зменшується і система стає стійкішою - між атомами виникає хімічний зв'язок(Рис. 1).

Рис. 1. Енергетична діаграма утворення хімічного зв'язку між атомами водню

Система має мінімум енергії за певної відстані між ядрами атомів; при подальшому зближенні атомів енергія збільшується внаслідок зростання сил відштовхування між ядрами.

Залежно від того, яким чином взаємодіє загальна електронна пара з ядрами атомів, що сполучаються, розрізняють три основні типи хімічного зв'язку: до овалентний, іонний та металевий, а також водневий зв'язок.