Лекція 3 Хімічний зв'язок. Типи взаємодії молекул

План

1. Умови утворення хімічного зв’язку, його кількісні характеристики.

2. Ковалентний зв’язок. Механізм утворення ковалентного зв’язку. Властивості ковалентного зв’язку.

3. Гібридизація атомних електронних орбіталей.

4. Йонний зв’язок. Водневий зв’язок. Металічний зв’язок.

Найменшою часткою речовини є молекула, що утворюється в результаті взаємодії атомів, між якими діють хімічні зв'язки або хімічний зв'язок. Вчення про хімічний зв'язок складає основу теоретичної хімії. Хімічний зв'язок виникає при взаємодії двох (іноді більше) атомів. Утворення зв'язку відбувається з виділенням енергії.

Хімічний зв'язок - це взаємодія, яка зв'язує окремі атоми в молекули, іони, кристали.

Хімічний зв'язок за своєю природою єдиний: він має електростатичне походження. Але в різноманітних хімічних сполуках хімічний зв'язок буває різного типу; найбільш важливі типи хімічного зв'язку - це ковалентний (неполярний, полярний), іонний, металевий. Різновидами цих типів зв'язку є донорно-акцепторний, водневий та ін Між атомами металів виникає металевий зв'язок.

Хімічний зв'язок, який утворюється за рахунок утворення загальної, або поділеної, пари або декількох пар електронів, називається ковалентним. В утворення однієї загальної пари електронів кожен атом вносить по одному електрону, тобто бере участь «у рівній частці» (Льюїс, 1916 р.). Нижче наведені схеми утворення хімічних зв'язків у молекулах H₂, F₂, NH₃ та CH₄. Електрони, що належать різним атомам, позначені різними символами.

У результаті утворення хімічних зв'язків кожний з атомів в молекулі має стійку двох-і восьми електронну конфігурацію.

При виникненні ковалентного зв'язку відбувається перекривання електронних хмар атомів з утворенням молекулярної електронної хмари, що супроводжується виділенням енергії. Молекулярна електронна хмара розташовується між центрами обох ядер і володіє підвищеною електронною щільністю в порівнянні з щільністю атомної електронної хмари.

Здійснення ковалентного зв'язку можливо лише в разі антипаралельних спінів неспарених електронів, що належать різним атомам. При паралельних спінах електронів атоми не притягуються, а відштовхуються: ковалентний зв'язок не здійснюється. Метод опису хімічного зв'язку, утворення якого пов'язане з спільною електронною парою, називається методом валентних зв'язків (МВЗ).

Основні положення мвз

1. Ковалентний хімічний зв'язок утворюється двома електронами з протилежно спрямованими спинами, причому ця електронна пара належить двом атомам.

2. Ковалентний зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються взаємодіючі електронні хмари.

При написанні структурних формул електронні пари, які обумовлюють зв'язок, часто зображуються рисками (замість крапок, які зображують спарені електрони).

Важливе значення має енергетична характеристика хімічного зв'язку. При утворенні хімічного зв'язку загальна енергія системи (молекули) менше енергії складових частин (атомів), тобто Е_АВ  Е_А + Е_В.

Валентність - це властивість атома хімічного елемента приєднувати або заміщати певне число атомів іншого елемента. З цієї точки зору валентність атома найпростіше визначати по числу атомів водню, що утворюють з ним хімічні зв'язки, або числом атомів водню, що заміщаються атомом цього елемента.

З розвитком квантово-механічних уявлень про атом валентність стали визначати числом неспарених електронів, що беруть участь в утворенні хімічних зв'язків. Крім неспарених електронів, валентність атома також залежить від числа порожніх і повністю заповнених орбіталей валентного електронного шару.

Енергія зв'язку - це енергія, яка виділяється при утворенні молекули з атомів. Енергію зв'язку зазвичай висловлюють в кДж / моль (або ккал / моль). Це одна з найважливіших характеристик хімічного зв'язку. Більш стійка та система, яка містить менше енергії. Відомо, наприклад, що атоми водню прагнуть об'єднатися в молекулу. Це означає, що система, що складається з молекул Н₂ містить менше енергії, ніж система, що складається з такого ж числа атомів Н, але не об'єднаних в молекули.

Рис. 2.1 Залежність потенційної енергії Е системи з двох атомів водню від міжядерної відстані r: 1 - при утворенні хімічного зв'язку; 2 - без її утворення.

На малюнку 2.1 показана енергетична крива, характерна для взаємодіючих атомів водню. Зближення атомів супроводжується виділенням енергії, яке буде тим більше, чим більше перекриються електронні хмари. Однак у звичайних умовах, внаслідок кулонівського відштовхування, неможливо досягти злиття ядер двох атомів. Значить, на якійсь відстані замість притягання атомів, відбуватиметься їх відштовхування. Таким чином, відстань між атомами r₀, якому відповідає мінімум на енергетичній кривій, буде відповідати довжині хімічного зв'язку (крива 1). Якщо ж спіни електронів у взаємодіючих атомів водню однакові, то буде відбуватися їх відштовхування (крива 2). Енергія зв'язку для різних атомів змінюється в межах 170-420 кДж / моль (40-100 ккал / моль).

Процес переходу електрона на більш високий енергетичний підрівень або рівень (тобто процес збудження або розпарювання, про яке говорилося раніше) вимагає витрати енергії. При утворенні хімічного зв'язку відбувається виділення енергії. Для того, щоб хімічний зв'язок був стійким, необхідно, щоб збільшення енергії атома за рахунок збудження було менше енергії утвориться хімічного зв'язку. Іншими словами, необхідно, щоб витрати енергії на збудження атомів були скомпенсовані виділенням енергії за рахунок утворення зв'язку.

Хімічний зв'язок, крім енергії зв'язку, характеризується довжиною, кратністю і полярністю. Для молекули, що складається більш ніж з двох атомів, істотними є величини кутів між зв'язками і полярність молекули в цілому.

Кратність зв'язку визначається кількістю електронних пар, які зв’язують два атоми. Так, в етану Н₃С-СН₃ зв'язок між атомами вуглецю одинарний, в етилену Н₂С = СН₂ - подвійний, в ацетилені НС  СН - потрійний. Зі збільшенням кратності зв'язку збільшується енергія зв'язку: енергія зв'язку С-С становить 339 кДж / моль, С = С - 611 кДж / моль і C  C - 833 кДж / моль.

Хімічний зв'язок між атомами зумовлюється перекриванням електронних хмар. Якщо перекривання відбувається уздовж лінії, що з'єднує ядра атомів, то такий зв'язок називається сигма-зв'язком (σ-зв'язок). Вона може бути утворена за рахунок двох s-електронів, s-і p-електронів, двох p_х-електронів, s і d електронів(например ):

Хімічний зв'язок, що здійснюється однією електронною парою, називається одинарним. Одинарний зв'язок - завжди σ-зв'язок. Орбіталі типу s можуть утворювати тільки σ-зв'язки.

Зв'язок двох атомів може здійснюватися більш ніж однією парою електронів. Такий зв'язок називається кратним. Прикладом утворення кратного зв'язку є молекула азоту. У молекулі азоту p_х-орбіталі утворюють один σ-зв'язок. При утворенні зв'язку p_z-орбіталей виникають дві області перекривання - вище і нижче осі х:

Такий зв'язок називається пі-зв'язком (π-зв'язок). Виникнення π-зв'язку між двома атомами відбувається тільки тоді, коли вони вже пов'язані σ-зв'язком. Другий π-зв'язок у молекулі азоту утворюють р_у-орбіталі атомів. При утворенні π-зв'язків електронні хмари перекриваються менше, ніж у випадку σ-зв'язків. Внаслідок цього π-зв'язку, як правило, менш міцні, ніж σ-зв'язки, утворені тими ж атомними орбіталями.

р-орбіталі можуть утворювати як σ-, так і π-зв'язки; в кратних зв'язках один з них обов'язково є σ-зв'язком:

Таким чином, в молекулі азоту з трьох зв'язків один - σ-зв'язок і два - π-зв'язки.

Довжиною зв'язку називається відстань між ядрами пов'язаних атомів. Довжини зв'язків в різних з'єднаннях мають величини десятих часток нанометра. При збільшенні кратності довжини зв'язків зменшуються: довжини зв'язків N-N, N = N і N  N дорівнюють 0,145; 0,125 і 0,109 нм (10-9 м), а довжини зв'язків CC, C = C і C  C дорівнюють, відповідно, 0,154; 0,134 і 0,120 нм.

Між різними атомами чистий ковалентний зв'язок може проявлятися, якщо електронегативність (ЕН)¹ атомів однакова. Такі молекули електросиметричні, тобто «центри тяжіння» позитивних зарядів ядер і негативних зарядів електронів збігаються в одній точці, тому їх називають неполярними.

Якщо з'єднуються атоми з різною ЕН, то електронна хмара, що знаходиться між ними, зміщується з симетричного положення ближче до атома з більшою ЕН:

^1-

Електронегативність – умовна величина, що характеризує здатність атома в хімічній сполуці притягувати до себе електрони

Зсув електронної хмари називається поляризацією. В результаті односторонньої поляризації центри тяжіння позитивних і негативних зарядів у молекулі не збігаються в одній точці, між ними виникає деяка відстань (l). Такі молекули називаються полярними або диполями, а зв'язок між атомами в них називається полярним.

Полярний зв'язок - різновид ковалентного зв'язку, що зазнав незначну односторонню поляризацію. Відстань між «центрами тяжіння» позитивних і негативних зарядів у молекулі називається довжиною диполя. Природно, що чим більше поляризація, тим більше довжина диполя і більша полярність молекул. Для оцінки полярності молекул зазвичай користуються постійним дипольним моментом (М_р), що представляє собою добуток величини елементарного електричного заряду (e) на довжину диполя (l), тобто .

Дипольні моменти вимірюють в дебаях Д (Д = 10^-18 ел. ст. од. , тому елементарний заряд дорівнює 4,810^-10 ел. ст. од., а довжина диполя в середньому дорівнює відстані між двома ядрами атомів, тобто 10^-8 см) або кулонометрії (Кл  м) (1 Д = 3,33 · 10^-30 Кл  м) (заряд електрона 1,6 · 10^-19 Кл помножений на відстань між зарядами, наприклад, 0,1 нм, тоді М_р = 1,6 · 10^-19  1  10^-10 = 1,6 · 10^-29 Кл · м). Постійні дипольні моменти молекул мають значення від нуля до 10 Д.

У неполярних молекул l = 0 і М_р = 0, тобто вони не володіють дипольним моментом. У полярних молекул М_р> 0 і досягає значень 3,5 - 4,0Д.

При дуже великій різниці ЕН у атомів має місце явна однобічна поляризація: електронна хмара зв'язку максимально зміщується в бік атома з найбільшою ЕН, атоми переходять в протилежно заряджені іони і виникає іонна молекула:

Ковалентний зв'язок стає іонним. Електроасиметрія молекул зростає, довжина диполя збільшується, дипольний момент зростає до 10 Д. Сумарний дипольний момент складної молекули можна вважати рівним векторній сумі дипольних моментів окремих зв'язків. Дипольний момент зазвичай прийнято вважати спрямованим від позитивного кінця диполя до негативного.

Передбачити полярність зв'язку можна за допомогою відносної ЕН атомів. Чим більше різниця відносних ЕН атомів, тим сильніше виражена полярність:  ЕН = 0 - неполярний ковалентний зв'язок;  ЕН = 0 - 2 - полярний ковалентний зв'язок;  ЕО = 2 - іонний зв'язок. Правильніше говорити про ступінь іонності зв'язку, оскільки зв'язки не бувають іонними на 100%. Навіть у з'єднанні CsF зв'язок іонна тільки на 89%.

Хімічний зв'язок, що виникає за рахунок переходу електронів від атома до атома, називається іонним, а відповідні молекули хімічних сполук - іонними. Для іонних сполук у твердому стані характерна іонна кристалічна решітка. У розплавленому і розчиненому стані вони проводять електричний струм, володіють високою температурою плавлення і кипіння і значним дипольним моментом.

Якщо розглядати сполуки елементів якого-небудь періоду з одним і тим же елементом, то в міру пересування від початку до кінця періоду переважно іонний характер зв'язку змінюється на ковалентний. Наприклад, у фторидів 2-го періоду LiF, BeF2, CF4, NF3, OF2, F2 ступінь іонності зв'язку від фториду літію поступово слабшає і замінюється типово ковалентного зв'язком в молекулі фтору.

Таким чином, природа хімічного зв'язку єдина: принципової відмінності в механізмі виникнення ковалентного полярного і іонного зв’язку немає. Ці види зв'язку відрізняються лише ступенем поляризації електронної хмари молекули. Виникаючі молекули відрізняються довжинами диполів і величинами постійних дипольних моментів. У хімії значення дипольного моменту дуже велике. Як правило, чим більше дипольний момент, тим вище реакційна здатність молекул.