11.3. Физико-химические характеристики атомов

1) Заряд ядра и относительная атомная масса являются фундаментальными характеристиками атома.

2) Орбитальные атомные радиусы (R, нм) — это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимума электронной плотности внешней орбитали.

3) Энергия ионизации (I) — это минимальная энергия, достаточная для удаления электрона из атома, кДж/моль или эВ:

Э – ē → Э⁺

4) Сродство к электрону (F) — это энергетический эффект присоединения электрона к атому, кДж/моль или эВ:

Э + ē → Э‾

5) Электроотрицательность (ЭО) — это способность атома притягивать к себе электроны при образовании химической связи. Она является универсальной энергетической характеристикой атома, так как включает в себя как энергию ионизации, так и сродство к электрону:

ЭО ≈ ½(I + F).

Как правило, для сравнения способности атомов притягивать к себе электроны пользуются шкалой относительной электроотрицательности, предложенной Л. Полингом в 1932.

Лекция 12 Химическая связь

Проблема химической связи ― это центральная проблема химии, т.к. любой химический процесс включает разрыв старых и образование новых связей между атомами.

ПЛАН

12.1. Химическая связь и ее типы.

12.2. Ковалентная связь.

12.3. Водородная связь.

12.1. Химическая связь и ее типы

Химическая связь ― результат взаимодействия двух или более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы. Частным случаем таких систем является молекула. Молекула ― это устойчивая электронейтральная система, состоящая из взаимодействующих электронов и ядер.

Cилы, действующих в многоатомных системах, имеют электрическую природу: притяжение разноименно заряженных частиц. Носителями зарядов в веществе являются ядра и электроны. По характеру распределения заряженных частиц в веществе различают несколько типов химической связи.

Важнейшей характеристикой химической связи является ее энергия. Энергия связи (Е) ― это энергия, необходимая для разрыва химической связи в одном моль вещества, находящегося в газообразном состоянии. Чем больше энергия связи, тем прочнее химическая связь (таблицы 9 и 10).

Таблица 9 ― Типы химической связи

Тип связи	Примеры	Энергия связи, кДж/моль
Ковалентная	Н - Н Н - Сl	200 - 800
Ионная	Na+ Cl-	40- 400
Металлическая	Fe Fe Al Al

Таблица 10 ― Силы межмолекулярного взаимодействия

Тип межмолекулярного взаимодействия	Пример	Энергия межмолекулярного взаимодействия, кДж/моль
Водородная связь		4 - 40
Ион – дипольное взаимодействие	Na+(H2O)n	4 - 40
Диполь – дипольное взаимодействие	SO2•••SO2	0,4 - 4
Дисперсионные силы	Не•••Не	4 - 40

Энергетический подход к описанию химической связи

Образование химической связи энергетически выгодно, так как энергия связанной системы меньше, чем суммарная энергия изолированных атомов:

А + В → АВ

Е (A) + Е (B) > Е (AB)

Квантово-механические расчеты позволяют определить зависимость потенциальной энергии системы, состоящей из двух атомов водорода, от расстояния между ними. Оказалось, что энергия системы зависит от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов (рис.39, кривая а) сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы, т.е. связывания атомов не происходит. При противоположно направленных спинах (рис.39, кривая б) сближение атомов до расстояния 0,074 нм сопровождается уменьшением энергии системы. При расстоянии 0,074 нм система обладает наименьшей потенциальной энергией, что соответствует связыванию атомов водорода в молекулу Н₂. Дальнейшее сближение атомов вновь приводит к возрастанию энергии.

а

Рисунок 39 ― Кривая потенциальной энергии молекулы Н₂

б

Расстояние между атомами в молекуле называется длиной связи. Длина связи в молекуле H₂ составляет 0,074 нм.