ЛЕКЦИЯ №5.

Природа химической связи. Образование ковалентной связи на примере молекулы водорода. Параметры связи: энергия, длина, валентные углы, прочность, насыщаемость, направленность и др. Полярная и неполярная ковалентная связь.

Историческая справка:

Вопросы химической связи, образования молекул из атомов и строения самих молекул давно привлекали к себе внимание ученых. Все многочисленные химические процессы происходят в результате перегруппировок атомов, разрывом старых связей между ними и образованием новых. До открытия атомно-молекулярного учения химическую связь невозможно было понять.

В начале XIX века Бертолле (1800) предложил гравитационную теорию химической связи, согласно которой взаимодействие частиц обусловлено силами всемирного тяготения. Но при сравнении сил химического сродства и тяготения (при образовании молекулы Н₂) показывает, что первые в 10³⁵ степени раз больше гравитационных сил. Одного этого достаточно, чтобы доказать несостоятельность концепции Бертолле. Согласно представлениям Бертолле, тяжелые элементы должны давать более прочные химические соединения по сравнению с легкими элементами. В действительности же опытный материал химии свидетельствует об обратном: легкие элементы образуют друг с другом более прочные химические соединения.

По электрохимической теории Берцелиуса (1812г) в атомах одних химических элементов превалируют (+) полюсы, а в атомах других (-). Первые представляют собой металлы, а вторые – неметаллы. Химическое взаимодействие металлов и неметаллов объяснялось притяжением разноименных полюсов, т.е. Берцелиус рассматривал образование химических соединений при взаимодействии электроположительных и электроотрицательных элементов. Несостоятельность этой теории очевидна, т.к. существуют электронейтральные атомы и прочные молекулы из одинаковых атомов (N₂, O₂ и т.д.).

Впервые понятие о валентности было введено в химию английским химиком Франклендом в 1853 году. Под валентностью, или атомностью, он понимал число атомов другого элемента, соединяющегося с одним атомом данного элемента. Если принять валентность водорода равной единице, то валентности других элементов определяются как число атомов водорода, соединяющиеся с одним атомом рассматриваемого элемента. Франклендом была обнаружена N, P, As и четырехвалентность углерода (вместе с Кольбе). В дальнейшем представления о валентности сыграли исключительно важную роль в теории химического строения Бутлерова (1861г). Основные положения этой теории кратко можно сформулировать так;

1) химическая связь обладает специфической особенностью – насыщаемостью, поэтому валентность элемента выражается числом связей его атома;

2) единицы химической связи обозначаются черточками.

Н апример: СН₄.

атом углерода обладает четырьмя единицами связи (так возникли структурные формулы);

3) химическая природа вещества зависит от его строения и, наоборот, определенному строению отвечает определенная совокупность свойств;

4) все атомы, входящие в молекулу, связанные друг с другом взаимно влияют друг на друга. Однако, сущность природы химической связи оставалась нераскрытой.

Итак, валентонсть отражает форму химического взаимодействия элементов, а химическая связь – его содержание.

Теория химического строения ввела в науку представление о взаимном влиянии атомов в молекулах. Оказалось, что в молекуле взаимодействуют не только непосредственно связанные атомы, но имеет место взаимное влияние всех атомов.

Так, свойства атома водорода существенно меняются в зависимости от того, соединен ли он с атомом Cl в HCl, с O в H₂O или с N в NH₃, или же его свойства меняются в CH₃COOH от того с чем он соединен.

C H₃COOH

Рассказать о структурных формулах. Теория химического строения объяснила явление изомерии. Изомеры – это вещества, обладающие одним и тем же качественным и количественным составом, но разными свойствами. Присуща в основном органическим веществам, хотя известна и среди неорганических соединений (комплексные соединения).

Пример:

Необходимой предпосылкой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты электронной структуры атомов, появилась возможность для разработки такой теории. В 1916 году Льюис американский физик – химик высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам. Эта теория была основой ковалентной связи. В этом же 1916 г. Коссель немецкий ученый предположил, что при взаимодействии двух атомов один их них отдает, а другой принимает электроны, при этом первый атом заряжается (+), а второй (-).

Дальнейшее развитие этой теории привело к созданию современных представлений ионной связи.

Обычно различают пять типов химической связи: ионную, ковалентную (полярную и неполярную), металлическую, связь обусловленную силами Ван–дер–Ваальса и водородную. Три первых очень прочны.

Ковалентная связь

Для объяснения ковалентной связи необходим квантово – механический подход, т.е. требуется решение волнового уравнения Шредингера. Точное решение волнового уравнения возможно только для одноэлектронной системы, для многоэлектронных систем получают приближенные значения.

Впервые подобный приближенный расчет был сделан в 1927 году Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода. Эти авторы рассмотрели сначала систему из двух атомов водорода, находящихся на большом расстоянии друг от друга. При этом условии можно учитывать только силы взаимодействия электрона со своим ядром. Оказалось возможным выразить зависимость волновой функции рассматриваемой системы от координат и, тем самым, определить плотность общего электронного облака в любой точке пространства. Они получили уравнения, позволяющие найти зависимость потенциальной энергии Е системы, состоящей из двух атомов водорода, от расстояния r между ядрами этих атомов. При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. В этом случае для сближения атомов требуется затрата энергии, химическая связь не возникает (а), (см. рис.). При противоположно направленных спинах сближение атомов до некоторого расстояния r_o сопровождается уменьшением энергии системы. При r=r_o система обладает наименьшей потенциальной энергией, т.е. находится в наиболее устойчивом состоянии; а уже дальнейшее сближение приводит к возрастанию энергии (см. рис. б).

Э то означает, что при противоположно направленных спинах атомных электронов образуется молекула Н₂ – устойчивая система их двух атомов водорода, находящихся на определенном r друг от друга.

О бразование химической связи осуществляется за счет взаимопроникновения («перекрывания») электронных облаков, происходящего при сближении атомов. Вследствии такого взаимопроникновения плотность отрицательного электрического заряда в межъядерном пространстве возрастает. (+) заряженные ядра атомов притягиваются к области перекрывания электронных облаков. Это притяжение преобладает над отталкиванием (-) заряженных электронов и образуется устойчивая молекула. Таким образом, исследования Гейтлера и Лондона позволяло сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется за счет образования пары электронов с противоположно направленными спинами, принадлежащей обоим атомам. Процесс «спаривания» электронов можно изобразить следующей схемой:

Волнистые линии показывают, что в молекуле водорода каждый электрон занимает место в квантовой ячейке обоих атомов, т.е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами – ядрами атомов водорода.

Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной. Теория, разработанная на этой основе, получила название метода валентных связей. (ВС)

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1) ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Схема:

Н • + •Н Н Н

Точками обозначается электрон.

N • + N• N N

Образуется в молекуле азота тройная связь. Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами называется ковалентностью элемента. У N₂=3; y H₂=2; y O₂=2; y CH₄ и CO₂ = 4.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента как, например, молекулы H₂, N₂, Cl₂ и т.д., то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. В подобном случае ковалентная связь называется неполярной или голиополярной. Если же молекула состоит из двух атомов разных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов, так что возникает асимметрия в распределении заряда. В таких случаях говорят о полярной или гетерогенной связи. Для оценки способности атома оттягивать к себе общую электронную пару пользуются величиной электроотрицательности. Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее он притягивает общую электронную пару, т.е. общее электронное облако смещается к более электроотрицательному элементу.

Следовательно, HCl является полярной молекулой, т.е. Cl приобретает избыточный отрицательный заряд, а водород избыточный положительный заряд. Такие системы называются электрическими диполями. Напряженность этого поля пропорциональна дипольному моменту μ, представляющему произведение абсолютного значения заряда (электрона)? q на расстояние l между центрами (+) и (-) зарядов в молекуле.

Дипольный момент служит мерой количественной полярности молекулы. Измеряется в дебаях Д. .

Например: Д_HCl=1,04; Д_HBr=0,79; Д_HJ=0,3Д.