2. . Химическая связь

Отдельные атомы химических элементов, не взаимодействующие друг с другом, в природе практически не встречаются. Как правило, мы имеем дело с более или менее устойчивыми образованиями, состоящими из двух и более одинаковых или различных атомов. Это молекулы, сложные радикалы и ионы, входящие в состав газообразных, жидких и твердых веществ. В этом случае говорят, что между атомами существует химическая связь. Какие силы при этом действуют, что обеспечивает устойчивость образовавшихся частиц – эти вопросы решаются теорией химической связи.

Атомы будут объединяться, образовывая устойчивые системы, в случае если при этом будет происходить понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов. Например, условием образования молекулы АВ из атомов А и В является

Е_АВ < Е_А + Е_В, Е = Е_АВ – (Е_А + Е_В) < 0,

где Е_А, Е_В – полная энергия изолированных атомов, Е_АВ – энергия молекулы, Е – суммарное изменение энергии системы при образовании молекулы.

Химическая связь обусловлена наличием сил притяжения и отталкивания, удерживающих атомы на определенном расстоянии друг от друга. Атомы содержат отрицательно (электроны) и положительно заряженные (ядра) частицы. Следовательно, природа этих сил обусловлена взаимодействием зарядов (носит электромагнитный характер). Образование химической связи происходит в результате взаимодействия электронных оболочек и ядер атомов и сопровождается уменьшением полной энергии системы. При этом существенно не изменяется электронное строение атомов – сохраняются ядра атомов и общая структура электронных оболочек. В основе образования химической связи лежит перераспределение электронной плотности внешних электронов атомов. В зависимости от характера этого перераспределения используют различные модели описания химических связей.

1. . Основные характеристики химической связи. Классификация моделей описания химической связи

2.1.1.Основные параметры химической связи

Рассмотрим процесс образования молекулы АВ из атомов А и В. На рис. 2.1 приведена зависимость энергии системы, состоящей из двух взаимодействующих атомов А и В, в зависимости от расстояния между ними. Из рисунка видно, что на большом расстоянии между атомами (ядрами атомов) (r  ) взаимодействия между ними нет: Е = Е_АВ – (Е_А + Е_В) = 0. При сближении атомов энергия системы будет понижаться на величину энергии притяжения Е_пр и повышаться на величину энергии отталкивания Е_от. В первом приближении описание зависимостей энергий от расстояния аналогично взаимодействию системы точечных зарядов. Тогда

Известно, что энергия отталкивания сильнее зависит от расстояния, чем энергия притяжения, то есть mn. Поэтому результирующая, суммарная кривая изменения энергии системы в зависимости от расстояния между ядрами атомов Е(r) = Е_пр(r) + Е_от(r) будет иметь сложную форму с минимумом на расстоянии r = r_св.

Рис. 2.10. Зависимость энергии электростатического взаимодействия двух атомов от расстояния между ними

Максимальная величина уменьшения энергии системы называется энергией химической связи. Как правило, энергия химической связи выражается в эВ для образования одной молекулы или в кДжмоль для одного моля молекул: E_св[кДжмоль] = E_св[эВ]1,610^-1910^-3N_А, E_св[кДжмоль] = = 96,3E_св[эВ] (N_А – число Авогадро).

Расстояние между ядрами взаимодействующих атомов, на котором энергия системы минимальна, а силы притяжения равны силам отталкивания, называется длиной химической связи (r_св). В реальных молекулах она измеряется в ангстремах и составляет величину порядка нескольких единиц.

Для трех- и более атомных молекул энергия связи зависит не только от расстояния между соседними атомами, но и от их взаимного расположения. Поэтому третьей характеристикой химической связи (для молекул, состоящих из трех и более атомов) являетсяугол связи (валентный угол) – угол  между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра атомов. В этом случае энергия системы (молекулы) будет функцией нескольких переменных: E=f(r_i,_i). Валентные углы дают важную информацию о направленности химической связи и тем самым о геометрическом строении молекулы.

Пример. 1. Молекула диоксида углерода (CO₂): длина связи r_C-О = 1,16 Å, угол связи _O-C-O = 180^о, энергия связи Е_C-O = 800 кДжмоль.

2. Молекула диоксида серы(SO₂): длина связи r_S-О = 1,43 Å, угол связи _O-S-O = 119,3^о, энергия связи Е_S-O = 528 кДжмоль.

Параметры химической связи – энергия, длина, угол – относятся к равновесной конфигурации молекулы, состоянию с минимальным значением ее энергии (E(r_i,_i)).

В действительности атомы совершают колебательные движения около положения равновесия: увеличение – уменьшение длины связи (валентные колебания); увеличение – уменьшение угла связи (деформационные колебания). Амплитуда колебаний увеличивается с ростом температуры, при этом уменьшается Е системы, и при определенной температуре связь разрывается, происходит диссоциация молекулы. Необходимо отметить, что изменение энергии системы вследствие колебаний квантовано, то есть может принимать только дискретные разрешенные значения.

Важную роль при описании взаимодействия атомов в молекуле, а особенно при описании взаимодействия молекул друг с другом играет взаимное влияние электронов и ядер атомов, приводящее к смещению центров положительных и отрицательных зарядов (поляризация связи). На отдельных атомах возникают противоположные по знаку электрические заряды + и –. Величина и знак электрического заряда будет зависеть от разности электроотрицательностей атомов, образующих молекулу.