Вопросы для самопроверки

1. Какие модели электронного строения атома предлагались, кто их авторы на каких экспериментальных данных они основаны?

2. Что такое основное и возбужденное состояние атома?

3. На каких экспериментальных данных основана теория Бора? Какие постулаты были им выдвинуты?

4. Как связаны между собой электромагнитное излучение и переходы электронов с одной орбитали на другую?

5. Запишите электронные конфигурации He, Ne и Li в основном и первом возбужденном состояниях.

6. В чем состоит принцип неопределенности Гейзенберга? Какие два важных следствия из него вытекают?

7. Что такое диамагнитные и парамагнитные атомы? Поясните на конкретных примерах.

8. Что такое энергия ионизации и сродство к электрону? Какие атомы обладают наименьшей и наибольшей энергией ионизации, наибольшим сродством к электрону?

9. Каков физический смысл порядкового номера элемента в периодической системе элементов?

10. Какие элементарные частицы входят в состав атомов?

11.Современная формулировка периодического закона.

12. Как изменяются химические свойства элементов в группах периодической системы? Как изменяются химические свойства элементов в периоде?

13. Что показывает номер периода, номер группы и порядковый номер элемента?

Тема 3. Химическая связь

Методические советы (Л.1, с. 97-157)

Студент должен разбираться в химических связях (ионной, ковалентной, металлической, водородной). Уметь определять по какому типу связи построены молекулы веществ. Знать валентность и объяснять ее с точки зрения учения о строении атомов. При изучении механизма образования молекул надо обратить внимание на важнейшее понятие в химии – валентность.

Теоретические аспекты

В настоящее время для изучения химической связи в основном используют два метода: валентных связей; молекулярных орбиталей.

В рамках первого метода рассматривают индивидуальные атомы, вступающие во взаимодействие, исходя из принципа завершенности электронной оболочки (правило октета). Ковалентная связь с точки зрения метода валентных связей образуется за счет обобществления электронной пары. Недостаток метода валентных связей состоит в том, что в его рамках нельзя объяснить некоторые экспериментальные данные. Большей эффективностью обладает метод молекулярных орбиталей, в котором рассматриваются электроны, находящиеся в поле притяжения, созданном всеми атомными ядрами молекулы. С точки зрения метода молекулярных орбиталей в молекуле нет атомов как таковых, а есть взаимно отталкивающиеся ядра и взаимодействующие с ними и между собой электроны. Метод молекулярных орбиталей позволяет полнее объяснить экспериментальные данные. При характеристике химической связи обычно пользуются такими понятиями, как «валентность», «степень окисления» и «кратность связи».

Валентность – способность атома химического элемента к образованию связи с другими атомами. За величину валентности принимают для ионных соединений количество отданных или принятых электронов. Для ковалентных соединений валентность равна числу обобществленных электронных пар.

Степень окисления – это условный заряд, который был бы на атоме в том случае, когда все полярные ковалентные связи были бы ионными. Кратность связи между данными атомами равна числу их обобществленных электронных пар.

Все связи, рассматриваемые в химии, можно разделить на связи, приводящие к образованию новых веществ, и межмолекулярные связи. Связи, приводящие к образованию новых веществ, возникают в результате спаривания электронов. Такое перераспределение электронной плотности дает выигрыш в энергии в сравнении с несвязанными атомами. В зависимости от способа перераспределения электронов выделяют связи ковалентные, ионные и металлические. По наличию или отсутствию поляризации ковалентные связи делят на полярные – между атомами разных элементов – и неполярные – между атомами одного элемента. По способу образования ковалентные связи разделяют на обычные, донорно-акцепторные и дативные.

Характеристику связи между атомами можно давать на основе электроотрицательности.

Электроотрицательность – способность атома, связанного с другим атомом, притягивать к себе электронное облако, вызывая тем самым поляризацию связи. Электроотрицательность элементов периодической системы, как правило, последовательно возрастает слева направо в каждом периоде. В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз. С помощью электроотрицательностей можно охарактеризовать химическую связь. Чем больше разница электроотрицательностей атомов, образующих химическую связь, тем больше степень ионности этой связи. Связи при разности электроотрицательностей атомов больше 2,1 могут считаться чисто ионными. Связи с меньшей разностью электроотрицательностей атомов относят к полярным ковалентным связям. Электроотрицательность атома, по-видимому, зависит и от степени его окисления. При составлении химических формул соединений следует учитывать, что более электроотрицательные элементы помещаются правее, например, H₂S, OF₂.

Метод валентных связей основывается на постулате, согласно которому все атомы стремятся обрести законченную электронную оболочку. Атомы металлов обычно отдают электроны, приобретая при этом электронную конфигурацию атома предшествующего инертного газа. Атомы d- и f-элементов, проявляющие переменную валентность, могут иметь и другие устойчивые электронные конфигурации. Атомы неметаллов часто достраивают свой внешний электронный слой. Если в соединении присутствует более электроотрицательный элемент, неметалл может отдавать электроны до обретения устойчивой степени окисления (например, для Cl – это +1, +3, +5, +7). Когда атом металла образует связь с атомом неметалла, первый отдает электроны, а второй принимает. В случае взаимодействия типичного металла с типичным неметаллом между их атомами образуется ионная связь:

2Na + Cl₂ = 2NaCl.

При реакции неметалла с неметаллом возникает ковалентная связь. Для атомов одного вида такая связь будет неполярной:

О + О = О₂.

Связь между атомами разных неметаллов является ковалентной полярной:

S + O₂ =SO₂

Атомы металла в простом веществе достигают октета за счет образования валентными электронами единой системы (электронного газа), что называется металлической связью и обусловливает высокую электро- и теплопроводность металла, а также его пластичность. Для образования простой ковалентной связи каждый из атомов предоставляет по одному электрону А•|•Б. При возникновении донорно-акцепторной связи один атом – донор – предоставляет два электрона, а другой атом – акцептор – выделяет для этого вакантную электронную орбиталь: А : | Б. В случае дативной связи оба атома либо обе частицы одновременно выступают в роли и донора, и акцептора электронов. Например,

в димере Al₂Cl₆: «акцепторные» атомы хлора отдают свои неподеленные электронные пары, которыми заселяются вакантные d-орбитали «донорных» атомов алюминия.

Межмолекулярные связи (взаимодействия) носят как электростатический, так и донорно-акцепторный характер (орбитальное связывание). Среди межмолекулярных взаимодействий можно выделить диполь-дипольное. Очевидно, что два диполя будут ориентироваться относительно друг друга противоположными полюсами (рис. 3.1).

Рис. 3.1. Схема диполь-дипольного взаимодействия

Наиболее ярким примером диполь-дипольного взаимодействия является водородная связь:

Н₂О…Н–О–Н.

Другой тип межмолекулярного взаимодействия – индукционное. Любой диполь, безусловно, оказывает электростатическое воздействие на рядом находящиеся неполярные молекулы, вызывая их поляризацию (рис. 3.2).

Рис. 3.2. Схема индукционного взаимодействия

Возможно межмолекулярное взаимодействие и между совершенно неполярными молекулами. Смещение электронной плотности у одного атома (образование мгновенного диполя) вызовет соответствующее смещение и у другого (рис. 3.3).

Рис. 3.3. Схема дисперсионного взаимодействия

Следствием подобных сдвигов электронной плотности является взаимное притяжение атомов. Данное взаимодействие называется дисперсионным и позволяет объяснить возможность существования конденсированных фаз. Типы химической связи наглядно можно представить в виде следующей схемы (рис. 3.4).

Рис. 3.4. Схема классификации химических связей

Метод молекулярных орбиталей (МО) наиболее нагляден в его графической модели линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). Метод МО ЛКАО основан на следующих правилах:

1. При сближении атомов до расстояний химических связей из атомных орбиталей (АО) образуются молекулярные.

2. Число полученных молекулярных орбиталей равно числу исходных атомных.

3. Перекрываются атомные орбитали, близкие по энергии. В результате перекрывания двух атомных орбиталей образуются две молекулярные. Одна из них имеет меньшую энергию по сравнению с исходными атомными и называется связывающей, а вторая молекулярная орбиталь обладает большей энергией, чем исходные атомные орбитали, и называется разрыхляющей.

4. При перекрывании атомных орбиталей возможно образование и -связи (перекрывание по оси химической связи), и-связи (перекрывание по обе стороны от оси химической связи).

5. Молекулярная орбиталь, не участвующая в образовании химической связи, носит название несвязывающей. Ее энергия равна энергии исходной АО.

6. На одной молекулярной орбитали (как, впрочем, и атомной) возможно нахождение не более двух электронов.

7. Электроны занимают молекулярную орбиталь с наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии).

8. Заполнение вырожденных (с одинаковой энергией) орбиталей происходит последовательно по одному электрону на каждую из них.