Оэо по Полингу

 

Элемент	Li	Be	B	C	N	O	F
ОЭО	1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0
Элемент	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
ОЭО	0,9	1,2	1,5	1,8	2,1	2,5	3,0

 

в начало

  

Тема 6: химическая связь и строение молекул (I часть)

 

1.                 Понятие о химической связи. Основные типы химической связи.

2.                 Количественная характеристика химической связи.

3.                 Квантово-механическое объяснение ковалентной связи.

4.                 Валентность и ковалентная связь с позиций метода валентных связей (МВС).

 

Учение о химической связи – центральный вопрос современной химии. Многообразие химических соединений, механизм их образования можно понять только, изучив природу взаимодействия атомов в веществе.

 

в начало

 

Понятие о химической связи. Основные типы химической связи.

Химическая связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, молекулярного иона, кристалла). Отсюда следует, что к основным чертам химической связи можно отнести:

а) снижение общей энергии двух и многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых эта система образована.

Б) перераспределение электронной плотности в области химической связи между атомами, сближенных на расстоянии связи.

Таким образом, условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих частиц; если же энергия образовавшейся системы не уменьшается по сравнению с суммарной энергией исходных частиц – связь не образуется. Основные положения химической связи были высказаны в период 1914-1920 гг. Основным принципом в развитии теории химической связи послужило открытие электронного строения атома.

В 1916 г. В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны, при этом образуются противоположно заряженные ионы и их взаимное электростатичес-кое притяжение приводит к образованию химической связи (теория Косселя). Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений об ионной связи.

В 1916-1918 гг. Г. Льюис предположил, что химическая связь может возникать так же путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам; эта гениальная догадка Г. Льюиса послужила основой для разработки современной теории ковалентной связи. Идея Льюиса об электронных парах была подтверждена и объяснена методами квантовой химии.

Современное представление о химической связи

Согласно квантово-механическим представлениям можно говорить лишь о вероятности нахождения электронов в поле атомных ядер. Данному пространственному положению атомных ядер отвечает определенное распределение электронной плотности. Выяснить как распределяется электронная плотность – описать химическую связь в веществе.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают три вида химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

 

в начало

 

Количественная характеристика химической связи.

Количественной характеристикой химической связи являются: энергия связи, длина, валентный угол, кратность связи.

Энергия связи (Е_св) – количество энергии которое необходимо затратить, чтобы разорвать все имеющиеся связи между атомами в одном моле вещества. Измеряется в кДж/моль. Энергия связи определяет прочность молекулы. Чем она больше (Е_св), тем прочнее молекулы. Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Например, энергию связи в аммиаке определяют путем деления энергии образования молекулы NH₃ из атомов водорода  и азота  на  три:  энергия образования NH₃ равна 1170 кДж/моль (Т = 298^оК).

 

Длина связи (_св) – расстояние между ядрами атомов, образующих соединение. Длину связи определяют экспериментально при помощи молекулярной спектроскопии, дифракции рентгеновских лучей и др.

Имеется корреляция (зависимость) между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно увеличивается энергия связи и соответственно устойчивость молекул. Например, в ряду галогеноводородов от HF до HJ длина связи растет, а ее энергия уменьшается.