Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Сборник задач по химии. Учебное пособие
.pdf
ГЛАВА 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ.
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
3.1. Химическая связь. Ковалентная связь.
Характеристики ковалентной связи
Химические элементы встречаются в природе, главным образом, не в виде отдельных атомов, а в виде сложных или простых веществ. Лишь благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
находятся в природе в атомном состоянии, что объясняется
устойчивостью электронных оболочек их атомов. Во всех других
веществах между атомами существует химическая связь.
Химическая связь – это взаимодействие двух или нескольких атомов, в результате которого образуется химически
устойчивая двух- или многоатомная система (например, молекула
или кристалл).
Химическая связь образуется за счет валентных электронов, но осуществляется по разным механизмам. Различают три
основных типа химических связей: ковалентную, ионную и металлическую. Простейший пример ковалентной связи – образование молекулы водорода: H + H = H2, ∆Ho = - 436 кДж.
При сближении двух атомов, имеющих по одному неспаренному s-электрону с антипараллельными спинами, на расстояние 0,074 нм происходит частичное перекрывание их электронных облаков и образуется общая электронная пара (рис. 1).
Рис. 1. Изображение образования молекулы водорода
Таким образом, между центрами обоих ядер образуется молекулярное двухэлектронное облако, которое обладает максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами.
Увеличение плотности отрицательного заряда способствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами и
51
молекулярным облаком. Молекула водорода образуется за счет
взаимодействия общей электронной пары с ядрами обоих атомов.
Cвязь атомов с помощью общих электронных пар называется ковалентной. Образование ковалентной связи изображают с
помощью электронных схем:
H. + .H → H : H
или квантовых ячеек: ↑ + ↓ → ↑↓ .
Рассмотрим образование молекулы хлороводорода. Элек-
тронные формулы атомов хлора и водорода (17Cl 1s22s22p63s23p5;
H 1s1) показывают, что внешние электронные слои этих атомов
1
имеют по одному неспаренному электрону (у атома водорода это
электрон на 1s-орбитали, а у атома хлора это электрон на
3p-орбитали). При сближении атомов водорода и хлора на расстояние 0,128 нм происходит перекрывание s- и p-орбиталей и
образуется общая электронная пара (рис. 2).
H Cl H – Cl
Рис. 2. Изображение образования молекулы хлороводорода
При образовании молекулы хлора происходит перекрыва-
ние двух p-орбиталей (рис. 3).
Cl Cl Cl – Cl
Рис. 3. Изображение образования молекулы хлора
Электронные схемы образования молекул хлороводорода и
хлора соответственно имеют вид:
;
.
52
В молекуле азота ковалентная связь образуется за счет трех
n = 2
↑↓ ↑ ↑
↑
n = 1
↑↓
p
s.
. H
H
|
H
|
CH H
H
|
NH
H
|
OH Cl H
H:
H
..
..
H
C:Η H:
..
..
H
N:Η :
..
..
H
O:Η :
..
..
Cl:Η
Η
Η
Η
ΝΗΗ Η
Η
ΝΗ
общих электронных пар, т. к. каждый атом азота имеет по три
неспаренных электрона, расположенных на p-орбиталях:
Электронная схема образования молекулы азота имеет вид:
.
Электроны, которые участвуют в образовании химических
связей, называются валентными.
Если общие электронные пары обозначать чертой, то электронная формула превращается в структурную:
Ковалентная связь может образовываться между двумя
атомами, один из которых имеет пару электронов, а другой - свободную орбиталь. Например, при взаимодействии аммиака NH3 и
хлороводорода HCl пара s-электронов атома азота, которые не
участвуют в образовании связей в молекуле аммиака (неподеленная пара электронов), становится общей для водорода и азота,
получается ион аммония NH
+
:
4
Такой механизм образования ковалентной связи называется
донорно-акцепторным. В данном случае донором электронной
пары является атом азота, а акцептором – ион водорода. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
.
53
наблюдается в комплексных соединениях [Ag(NH3)2]OH,
K4[Fe(CN)6]. Электронные и структурные формулы показывают
последовательность соединения атомов в молекуле.
Ковалентная связь имеет следующие характеристики:
направленность в пространстве, полярность, кратность, энергия,
длина и валентный угол.
Направленность ковалентной связи обусловливает про-
странственную структуру молекул, т. е. их геометрию (форму).
Если электронные облака перекрываются в направлении прямой,
которая соединяет ядра атомов (т. е. по оси связи), такая ковалентная связь называется σ-связью (сигма-связью). Например, в
молекулах H2, HCl, Cl2 атомы соединяются ковалентной сигмасвязью (рис. 4). Ковалентные сигма-связи образуются при перекрывании орбиталей: s – s (H2), s – p (HCl), р – р (Cl2).
Рис. 4. Изображения ковалентных σ-связей
При перекрывании p-орбиталей, направленных перпендикулярно оси связи, образуются две области перекрывания по обе
стороны оси связи (рис. 5). Такая ковалентная связь называется
π-связью (пи-связью). Например, в молекуле азота атомы связаны
одной σ-связью (1-) и двумя π-связями (2- и 3-). Изображение связей в молекуле азота представлено на рис. 6.
Рис. 5. Изображения Рис. 6. Изображение σ- и π-связей
ковалентных π-связей в молекуле азота
54
Полярность связи определяется асимметрией в распреде-
Молекула
Связь
Длина, нм
Энергия, кДж/моль
H2 0,074
435
Cl2 0,199
242
HCl
0,128
426
Н3С – СН3
0,154
350
Н2С = СH2
0,134
610
HC ≡ CH
0,120
830
лении общего электронного облака вдоль оси связи. Если общие
электронные пары располагаются симметрично относительно
обоих ядер, то такая ковалентная связь называется неполярной. В
молекулах простых веществ (H2, O2, N2, Cl2) атомы соединяются
неполярной ковалентной связью. Если общие электронные пары
смещаются к одному из атомов (располагаются несимметрично
относительно ядер различных атомов), то такая связь называется
полярной. Связь в молекулах воды, аммиака, хлороводорода полярная.
Кратность ковалентной связи определяется числом общих
электронных пар, которые связывают атомы. Связь между атомами при помощи одной пары электронов называется простой
или одинарной (Н3С:СН3; Н3С – СН3; σ-связь). Связь при помощи
двух электронных пар называется двойной (Н2С::СН2; Н2С = СH
2
σ-связь и π-связь). Связь при помощи трех электронных пар
называется тройной (НС:::СН; HC ≡ CH; σ-связь и 2π-связи).
Длина связи – это равновесное расстояние между ядрами
атомов. Длину связи выражают в нанометрах (1 нм = 10-9 м). Чем
меньше длина связи, тем прочнее химическая связь.
Энергия связи (кДж/моль) равна работе, которую необходимо затратить на разрыв связи. Энергия связи увеличивается с
уменьшением длины и увеличением кратности связи (табл. 4).
Таблица 4
Энергия и длина связи в молекулах некоторых веществ
;
Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, имеют пространственную ориентацию. Углы между связями
называются валентными.
55
Рассмотрим образование молекулы воды. Электронная
n = 2
↑↓
↑↓ ↑ ↑
n = 1
↑↓
p
s.
.
H
|
OH :формула яструктурна ; :
..
..
H
О:Η Н :..O Η
H
H
O
O
H
H
формула атома кислорода (8О 1s22s22p4) показывает, что на
p-орбиталях внешнего электронного слоя находятся два спаренных и два неспаренных (валентных) электрона:
При сближении двух атомов водорода и одного атома кислорода на расстояние 0,957 нм происходит перекрывание
s- и p-орбиталей и образуется две общие электронные пары (рис. 7).
Рис. 7. Изображение образования молекулы воды
Электронная схема образования молекулы воды имеет вид:
Валентный угол между связями Н – О равен 90о.
Атом водорода, связанный с кислородом (сильно электроотрицательным элементом), может образовывать еще одну связь
с другим атомом кислорода:
O – H ∙∙∙ O – H ∙∙∙ O – H ∙∙∙ O – H.
H H H H
Межмолекулярная химическая связь, возникающая между
молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи
с участием атома водорода: H – F, H – O, H – N называется водородной связью.
56
Контрольные задания
1. Определите число валентных электронов в атомах: угле-
рода, алюминия, кремния, железа, фосфора, лития, цинка, олова,
кобальта, хрома, кадмия, тантала, золота, никеля, бария, молибдена, цезия, марганца серы, титана, астата, циркония, брома, платины, меди.
2. Напишите электронные и структурные формулы молекул: HI; H2Se; AsH3; SiH4; F2; H2O; CaH2; I2; H2O2; Al2O3; FeS;
CO2; CaO; CH4; HNO2; H2S; C2H6; H2SO4.
3. Составьте электронные схемы образования молекул: Вr2;
HF; Cr2O3; H2CO3; F2O; N2H4; SiF4; NH3; C2N2; NF3.
4. Укажите свойства ковалентных связей (направленность,
полярность, кратность) следующих веществ: CO2; CH4; NH3;
C2H6; O2; NO; Cr2O3; C2N2; SO3; P2O3; C2H2; SO2; C2H4; P2O5; HNO3.
5. Сколько σ- и π-связей в молекулах: CO; C2H4; N2H4; CO2;
C3H6; Al3C4; SO2; C2H4; SiC2; SO3; P2S3; Cl2O7; P2O5; Ca3P2; SiC.
6. Сколько π-связей в молекулах: CO; C2H4; C2H2.
7. Объясните механизмы образования молекулы SiF4 и
иона SiF
-2
. Может ли существовать ион CF
6
-2
?
6
8. Как изменяется прочность связи Н – Э в ряду H2O – H2S –
– H2Se – H2Te?
9. Сравните способы образования ковалентных связей в
молекулах CH4; NH3 и в ионе NH
CH
+
и NH
5
+2
?
5
+
. Могут ли существовать ионы
4
10. Объяснить, почему молекула PCl5 существует, а моле-
кула NCl5 не может существовать.
11. Определите форму молекул: SCl2; CO; H2S; Br2; HBr.
12. Сколько π-связей в молекуле оксида углерода (IV). Со-
ставьте электронную схему образования этого оксида.
13. Расположите вещества: H2S; H2Te; H2O; H2Se в порядке
возрастания прочности ковалентной связи.
14. Расположите вещества: HCl; HBr; HF; HI в порядке
убывания длины ковалентной связи.
15. Укажите пару веществ, в молекулах которых атомы связаны неполярной ковалентной связью: вода и оксид углерода (IV);
водород и хлор; медь и азот; бром и метан.
57
3.2. Теория гибридизации атомных орбиталей
n = 2
↑↓
→
n = 2
↑ ↑ n = 1
↑↓ p n = 1
↑↓
p
s
s
Очень часто электроны, участвующие в образовании ковалентной связи, находятся на различных орбиталях. Казалось бы, и
связи в молекуле по прочности должны быть неравноценными.
Однако опыт показывает, что они равнозначны. Это объясняется
понятием гибридизации атомных орбиталей, введенным американским ученым Л. Полингом в 1931 году.
Гибридизацию валентных орбиталей рассмотрим на примере образования молекул хлорида бериллия BeCl2, хлорида бора
BCl3 и метана CH4. Переход атома бериллия в возбужденное состояние сопровождается разъединением спаренных электронов:
4Be 1s22s2 4Be* 1s22s12p1.
Перевод электрона с 2s-орбитали на 2p-орбиталь, т. е. переход атома в возбужденное состояние, требует затраты энергии,
которая с избытком компенсируется в реакции за счет образования двух связей. В возбужденном состоянии атом бериллия
присоединяет два атома хлора. Обе связи Be – Cl одинаково
прочны, что объясняется явлением гибридизацией валентных
орбиталей.
Гибридизация – это смещение атомных орбиталей и выравнивание их по форме и энергии. Первоначальная форма и
энергия электронных орбиталей атома взаимозаменяются и образуются орбитали одинаковой формы и энергии. Гибридная орбиталь асимметрична и сильно вытянута по одну сторону от ядра.
Химическая связь, образуемая с участием электронов гибридных орбиталей, прочнее связи с участием электронов негибридных орбиталей, т. к. при гибридизации происходит большее
перекрывание. Гибридизация происходит, если в образовании
связей участвуют электроны, расположенные на разных по форме
орбиталях (в нашем примере s- и p-орбитали). При этом число
гибридных орбиталей равно числу исходных.
58
Таким образом, в образовании химической связи в молекуле BeCl2 участвуют один s- и один p-электрон центрального атома, т. е. бериллия. В этом случае происходит sp- (читается эс – пэ)
гибридизация атомных орбиталей (рис. 8).
(s и p)-орбитали две sp-орбитали
Рис. 8. sp-Гибридизация валентных орбиталей
Две гибридных орбитали ориентируются под углом 180о
друг к другу, т. е. молекула BeCl2 имеет линейную форму – все
три атома расположены на одной линии (рис. 9).
Рис. 9. Линейная молекула BeCl2
В молекуле хлорида бора осуществляется sp2-гибридизация
орбиталей центрального атома (эс – пэ – два – гибридизация). У
атома бора (электронная формула 1s22s22p1, в возбужденном состоянии 1s22s12p2) в гибридизации участвуют орбитали одного
s- и двух p-электронов, что приводит к образованию трех гибридных орбиталей, расположенных под углом 120о (рис. 10).
(s + p + p)-орбитали три sp-орбитали
Рис. 10. sp2-Гибридизация валентных орбиталей
59
Молекула BCl3 имеет форму плоского равностороннего
n = 2
↑↓ ↑ ↑
→
n = 2
↑ ↑ ↑
↑
n = 1
↑↓ p n = 1
↑↓ p s
s
треугольника, в центре которого находится атом брома (рис. 11).
Рис. 11. Плоская треугольная молекула BCl3
При образовании молекулы метана CH4 атом углерода переходит в возбужденное состояние, сопровождающееся разъединением спаренных 2s- электронов, т. е. распадом двухэлектронного облака на одноэлектронные:
С 1s22s22p2 6C* 1s22s12p3.
6
Как видно из схемы, атом углерода в возбужденном состоянии имеет четыре неспаренных электрона и может присоединять
четыре атома водорода.
В молекуле метана у атома углерода подвергаются гибридизации орбитали одного s- и трех p-электронов, в результате чего образуется четыре гибридных орбитали (sp3-гибридизация).
Валентный угол между осями гибридных орбиталей составляет
109,3о (рис. 12).
В результате перекрывания четырех гибридных sp-орбиталей атома углерода и s-орбиталей четырех атомов водорода образуется прочная молекула метана, которая имеет тетраэдрическую форму с одинаковыми всеми связями (рис. 13).
60
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]