Тема 4. Химическая связь и строение молекул.

Атомы являются простыми частицами, не существующими самостоятельно.

Атомы объединяются в более сложные частицы:

• молекулы(С₃, Н₈, О₃),

• радикалы (С₂Н₅^-),

• ионы (NН₄⁺).

Те силы и механизмы, которые заставляют атомы объединяться в сложные частицы, называют химической связью. От типа химической связи зависит основные свойства вещества.

Электропроводность:

Сu	NaCl	C12H22O11
в любом виде проводит ток	в жидком виде проводит ток	не проводит ток

Ионная связь

Ионная связь объясняется следующим образом: атом - типичный металл - теряет свой валентный электрон, превращаясь в катион.

Атом – типичный неметалл - принимает электрон, превращаясь в анион.

Na⁰ – = Na⁺ (катион) Cl⁰ + = Cl^-- (анион)

Ионная связь является максимально полярной. Она образуется атомами тех элементов, которые имеют максимально различные электроотрицательности, т. е. ионная связь образуется щелочными и щелочно-земельными металлами и галогенами:

KF; CaCl₂; NaI.

Ионная связь имеет два основных свойства:

• ненаправленность,

• ненасыщаемость.

Эти два свойства тесно связанны между собой.

Два иона: катион и анион полностью не могут компенсировать силовые поля друг друга, поэтому для компенсации своих зарядов каждый ион вынуждает притягивать из пространства дополнительные ионы противоположного знака.

В этом заключается ненасыщаемость.

Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи характерна ненаправленность.

Благодаря тому, что энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, полного перехода электронов не происходит даже в случае атомов с очень большой разностью электроотрицательности. Таким образом, соединений с чисто ионной связью не существует. Можно говорить лишь о доле ионной связи.

В силу особенностей ионной связи, т.е. её полярности, ненаправленности и ненасыщаемости, молекулы с ионной связью являются достаточно относительным понятием.

В водных растворах и расплавах ионные молекулы полностью диссоциированы на ионы:

AB=A⁺+B^-.

Двух- и трёхионных соединений не существует, а весь кристалл ионного соединения можно рассматривать как молекулу, состоящую из огромного числа ионов:

A_mB_n .

Ковалентная связь

Ковалентная связь является наиболее универсальной в том плане, что ей подчиняется подавляющее большинство веществ как органических, так и неорганических.

Суть ковалентной связи по методу валентных связей (ВС) заключается в том, что атомы, объединяя свои неспаренные валентные электроны с антипараллельными спинами в общую электронную пару, образуют более сложную частицу.

.

Электронную пару по методу ВС обозначают двумя точками или чёрточкой - валентным штрихом.

Ковалентная связь имеет пять основных свойств:

1. Энергия связи – выделенная атомами потенциальная энергия при образовании ими более сложных частиц.

При сближении двух атомов водорода максимально выделяется 435 кДж/моль. Это и является энергией молекулы водорода. Такой энергии соответствует максимально прочная молекула водорода. Энергия ковалентной связи лежит в пределах 150 ÷ 1000 кДж/моль. Чем выше энергия, тем прочнее частица.

= 150 кДж/моль= 435 кДж/моль= 970 кДж/моль.

2. Длина связи – расстояние между центрами двух атомов, которое соответствует максимально потерянной потенциальной энергии, и сложная частица является наиболее прочной. Таким образом, длина связи тесно связана с энергией.

Для атома водорода длина связи составляет 0,74 .

Это означает, что два атома Н₂ не просто соприкасаются, а частично перекрывают друг друга.

Область перекрытия показывает место нахождения общей электронной пары и называется областью повышенной электрической плотности.

3. Полярность

Ковалентные частицы могут быть полярными и неполярными. Полярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образованна атомами с различными электроотрицательностями.

	+1 -1
HF
ЭО (Н) = 2,1	+1 -1
ЭО (F) = 4	H : F

В молекуле возникают два поля – диполи (+ ; -), между которыми есть какое-то расстояние. Диполь определяется дипольным моментом, который равен заряду электрона, умноженному на дипольное расстояние

μ = е • l

Размерность дипольного момента Кулон/метр (Кл/м).

Чем больше разница между электроотрицательностью элементов, тем больше дипольный момент сложной частицы, т.е. тем полярней диполь.

Неполярная ковалентная связь возникает в том случае, если частица образуется атомами с одинаковой электроотрицательностью.

В ковалентных неполярных частицах общая электронная пара принадлежит одинаково ядрам обоих атомов.

расстояние между "+" и "–" равно нулю.

Дипольный момент тоже равен нулю.

Полярность связи и полярность частиц не всегда совпадают между собой.

Полярность – векторная величина. Вектор всегда направлен от менее электроотрицательных элементов к более электроотрицательным элементам.

В молекуле СО₂ два вектора, равные по величине, но противоположные по направлению, компенсируют друг друга, и молекула оказывается неполярной при полярной связи.

4. Насыщаемость ковалентной связи заключается в том, что все неспаренные валентные электроны обязаны участвовать в образовании сложных частиц.

Электроны обладают способностью самопроизвольно перераспределяться по подуровням в пределах одного энергетического уровня (без изменения главного квантового числа).

Из четырёх валентных электронов неспаренными являются два и валентность углерода в данном случае равна двум.

Теперь все четыре валентных электрона распарены, и валентность углерода равна четырем.

5. Направлентность ковалентной связи заключается в том, что ковалентные частицы имеют определённую пространственную конфигурацию.

Пространственная конфигурация отдельной частицы определяется количеством σ – связей и их взаимным расположением в пространстве.

σ- связями называются связи, у которых область повышенной электрической плотности располагается на линии, связывающей ядра двух атомов.

σ – связь - это первичная связь. Она является прочной и трудно разрывается.

π – связью называется та связь, при которой обе повышенные электрические плотности располагаются выше и ниже линии, связывающей ядра двух атомов.

π – связь всегда вторична и менее прочна, чем σ – связь.

При образовании молекулы водорода перекрываются 2S – облака, и образуется одна σ – связь.

Возникает линейная молекула с нулевым валентным углом.

Такие же частицы, т.е. линейные с нулевым валентным углом, образуются при перекрывании двух р_х – облаков, при образовании, например, молекул хлора или фтора.

Такие же частицы образуются при перекрывании S- и p-облаков (например, HCl).

Рассмотрим элемент шестой группы таблицы Менделеева - кислород.

.

Кислород является центральным атомом в молекуле воды.

Из шести валентных электронов атомов кислорода - два неспаренных. в пространстве возникают две σ–связи, расположенные друг к другу под теоретическим углом 90°.

В молекуле воды угол равен 105°, но это вызывается дополнительными причинами.

Азот, элемент пятой группы таблицы, имеет следующее валентное окончание:

.

Атом азота имеет три неспаренных электрона, которые участвовуют в образовании частиц, например, NH₃.

Три σ – связи, расположенные под углом 90° по отношению друг к другу, приводят к образованию молекулы, имеющей форму треугольной пирамиды с валентными углами 90° (рисунок).

Углерод, элемент четвёртой группы таблицы, в возбуждённом состоянии имеет четыре неспаренных электрона и проявляет валентность, равную четырём

.

Электроны, находящиеся в S- и в p-состояниях, не равноценны между собой, так как имеют разную конфигурацию и различный запас потенциальной энергии. Чтобы образовать равноценные связи, эти электроны должны гибридизироваться.

Гибридизация электронов происходит по форме и энергии. S- и р – облака образуют гибридные q – облака, имеющие конфигурацию

.

В атоме углерода происходит SP3 – гибридизация, которая приводит к образованию четырёх гибридных q – электронов: SP3 q4 . Четыре равноценных q – электрона образуют четыре равноценные σ – связи, например, в молекуле метана CH4. Такие молекулы (CH4, CCl4 и т.д.) имеют пространственную конфигурацию - тетраэдр с валентными углами 109°28'.

Бор, элемент третьей группы таблицы Менделеева, имеет валентное окончание:

.

В молекуле BCl₃ все три связи должны быть образованы равноценными электродами, поэтому валентные электроны атома бора подвергаются гибридизации. В данном случае, SP² -гибридизации, в результате которой образуются три гибридных q-электрона.

SP2 q3 Молекула BCl3 имеет в пространстве конфигурацию плоского треугольника с валентными углами 120°.

Элемент второй группы, бериллий, образует сложные частицы только в возбуждённом состоянии:

.

Валентные электроны атома бериллия подвергаются Sp – гибридизации, в результате которой образуется два гибридных q – электрона. SPq2 Два гибридных q – электрона, перекрываясь, образуют две σ – связи.

В результате образуется линейная молекула с валентным углом 180°.

Пространственная конфигурации частиц

N группы	Валентный электрон	Конфигурация частиц	Валентный угол	Пример частицы
1	S1	линейная	0°	Н2
2	q2	линейная	180°	BeCl2
3	q3	плоский треугольник	120°	BCl3
4	q4	тетраэдр	109°28'	CH4
5	p3	треугольная пирамида	90°	NH3
6	p2	угловая	90°	H2Se
7	p1	линейная	0°	Cl2, F2

Донорно – акцепторный механизм ковалентной связи

NH4+	H3O+
ион аммония	ион гидроксония
NH3 + H+ = NH4+	H2O + H+= H3O+

Ион водорода – атом Н, потерявший свой единственный электрон и имеющий свободную орбиталь.

H0 – e H+

На связь с водородом идет 3 электрона атома азота

Неподелённая электронная пара азота самопроизвольно, с энергетическим выигрышем, занимает свободную орбиталь иона водорода.

.

Атом азота, имеющий неподелённую электронную пару, называется донором.

Частица принимающая электронную пару на свою свободную орбиталь, называется акцептором.

Отсюда - донорно – акцепторная связь.

В случае донорно – акцепторной связи две частицы соединяются в одну при помощи электронной пары (также как в ковалентной связи по методу валентных связей).

При возникновении донорно-акцепторной связи частицы не имеют неспаренных валентных электронов. В данном случае одна частица имеет неподелённую электронную пару, а другая - свободную орбиталь. Это отличает донорно- акцепторный механизм от ковалентной связи по методу валентных связей.

Понятие ковалентной связи объяснило образование, строение и свойства очень многих веществ, органических и неорганических.

Но ковалентная связь не смогла объяснить образование сложных частиц, имеющих нечётное колличество валентных электронов; существование таких частиц, как молекулярные ионы. А также ковалентная связь по методу ВС не объяснила парамагнитные и диамагнитные свойства веществ.

Для ответа на все эти вопросы в середине двадцатого века был разработан метод молекулярных орбиталей, трактующий механизм ковалентной связи.

По методу молекулярных орбиталей любая молекула рассматривается как совокупность всех ядер и электронов всех атомов, образующих данную сложную частицу.

Существует несколько вариантов этого метода. Рассмотрим один из них, наиболее распространённый.

ЛКАО МО – линейная комбинация атомных орбиталей - есть молекулярная орбиталь.

Образование её можно представить как результат сложения и вычитания комбинируемых атомных орбиталей.

Если атомные орбитали обозначить φ_A и φ_B, то их линейная комбинация даст молекулярные орбитали двух типов. При сложении возникает молекулярная орбиталь ψ₊, при вычитании - ψ_-.

Сложение означает, что молекулярная орбиталь характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами, поэтому энегетически она выгоднее исходных атомных орбиталей. Такая орбиталь называется связующей.

При вычитании атомных орбиталей образуется орбиталь с пространственным разрывом между ядрами. Электронная плотность равна нулю, и подобная орбиталь энергетически менее выгодна, чем исходные атомные орбитали. Такая молекулярная орбиталь называется разрыхляющей.

Молекулярные орбитали дополняются электронами по тем же законам,что и атомные - согласно принципу наименьшей энергии и запрету Паули.

Молекулярные орбитали располагаются по уровню энергии в следующем порядке:

σ_св 1S < σ_разр 1S < σ_св 2S < σ_разр 2S < σ_св 2P_x < π_св 2P_y= π_св 2P_Z < π_св 2P_y = π_св 2P_Z < σ_св 2P_x

Ион водорода H₂⁺ имеет один электрон, который займёт наиболее энергетически выгодную орбиталь σ_св 1S.

Электронная формула данного иона:

σ_св 1S¹.

Молекула водорода H₂ имеет два электрона и его электронная формула:

σ_св 1S².

Существует критерий, по которому определяют, образовалась ли прочная частица.

Этот критерий называют порядком связи.

Порядок связи (N) оценивается полуразностью связующих и разрыхляющих электронов

.

Чем выше порядок связи, тем прочнее ковалентная частица. Если порядок связи равен нулю, частица не существует.

Водородная связь

Атом водорода – самый маленький и самый легкий из всех существующий атомов. Имеет заряд +1. С наиболее электроотрицательными элементами (F, О, N) водород образует дополнительные связи, которые называют водородными.

Водородная связь возникает между водородом и кислородом, которые принадлежат к различным молекулам и ковалентно между собой не связаны.

Водородную связьобозначают точками.

Водородная связь близка к межмолекулярным связям. Все межмолекулярные связи имеют низкую энергию.

Энергия водородной связи низкая: 8 ÷ 40 кДж/моль.

Наиболее высокая энергия водородной связи у водорода с фтором (25÷ 40 кДж/моль), ниже - с О (13÷ 29 кДж/моль) и еще ниже с N (8 ÷ 21 кДж/моль).

Водородная связь характерна для спиртов, карбоновых кислот, в том числе высших и нуклеиновых, белков, поэтому, несмотря на низкую энергию связи, водородная связь крайне важна для жизни на Земле.