Химическая связь

Химическая связь

Химическая связь–электростатич. взаимодействие связывающее атомы в ионы, молекулы, кристаллы

Основное условие - понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов

Пример:              А + В = АВ,

                                Е^АВ  E^A + E^B

Характеристики связи

•  Длина химической связи (l св) - расстояние между ядрами атомов в соед-ях
• В однотипных соед-ях длина связи закономерно изменяется:

HF – HCl – HBr –  HI

 

длина связи возрастает

• Энергия связи (Есв) – это энергия, выделяющаяся при образовании хим. связи или расходуемая на её разрыв
• Взаимосвязь Есв и lсв:

Молекула   HF  HCl HBr  HI

   lсв, нм  0,092   0,128   0,142  0,162

  Есв   566  432  366  298

кДж/моль

• Валентный угол образован воображаемыми линиями, соединяющими центры взаимодействующих атомов

  O 

       Cl — Be — Cl  H H

         α = 180^O α = 104,5^O  

 
Типы химических связей

 

Распределение электронной плотности  между взаимод-ми атомами определяет тип химической связи:

• ковалентная
• ионная
• металлическая

Ковалентная связь

 

• наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет образования общей электронной пары
• обменный механизм - когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону
• донорно-акцепторный механизм - электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

                ВИДЫ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

  

     

        

        ПОЛЯРНАЯ                               НЕПОЛЯРНАЯ

       

          HCl, H_²O H_², Cl_², N_².

 Обменный механизм образования ковалентной связи

 

• Общие пары электронов образуются при спаривании неспаренных электронов, принадлежащих разным атомам.
• При этом число неспаренных электронов у многих атомов ув-ся за счет расспаривания спаренных электронов, если на вал. уровне есть свободные орбитали.
• Этот процесс является переходом атома в возбужденное состояние.

Образование полярной и неполярной связи.

Донорно-акцепторный механизм образования связи

 

• связывающие эл-ные пары образ-ся объединением пары вал. электронов одного атома (донора) со свободной АО другого атома (акцептора)
• Пример:

BF_³ + F ^– = BF^₄–

 

 

 

B

F

Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов. 
Схема образования ковалентной полярной связи: 
••             ••  
H* + •Cl: = H : Cl: 
•• ••

Полярная и неполярная ковалентная связь

 

Полярная ковалентная связь

 

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь

 

   Для объяснения механизма образования ковалентной хим. связи разработано несколько методов.

Наиболее применимые:

- метод валентных связей(ВС) 

- метод молекулярных орбиталей   (МО)

Метод валентных связей (ВС)

 

• Связанные между собой атомы в молекуле удерживаются вместе при помощи одной или нескольких общих эл-ных пар 
• Химическая связь между двумя атомами локализована в месте перекрывания атомных орбиталей (локализованная двухцентровая связь)

Основные положения метода ВС

 

• Ков. связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам
• При образовании связи происходит перекрывание АО и увеличение электронной плотности между ними, что приводит к уменьшению энергии
• Связь реализуется в направлении наибольшего перекрывания АО

Валентность

 

• определяется числом неспаренных электронов
• Пример:

атом Н (1s¹) - валентность равна 1

атом Не (1s²) - валентность равна 0

• валентность может быть увеличена - промотированием атома

 - донорно-акцепторным взаимод.

Свойства  
ковалентной связи

• Направленность хим. связи обусловлена перекрыванием электронных облаков
• определяется направленностью в пространстве АО с l  0
• Атомные орбитали p_^x-, p_^y- и p_^z- расположены под углами 90⁰
• d- орбитали: лепестки образуют угол 90⁰, а между различными d- АО могут быть углы 180⁰, 90⁰ и 45⁰

• Насыщаемость – макс. возможное число связей, определяемое общим числом задействованных орбиталей
• 1-й период - макс. валентность = 1
• 2-й период - макс. валентность = 4, т.к. валентные 4 АО (2s- и три 2р)
• 3-й период - валентные 9 АО (3s, три 3р и пять 3d), но макс. валентность практически не реализуется

   Кратность хим. связи - число общих электронных пар, реализующих связь между двумя атомами

• Чем выше кратность связи, тем она прочнее (кратности больше 3 не бывает)
• Кратность обусловлена характером  перекрывания АО

   Молекула                   F_²  O_²  N_²

Кратность связи  1  2 3

Е св, кДж/моль  159  494 945

Типы перекрывания атомных  АО

 

•  -взаимодействие возникает при перекрывании орбиталей s – s и s – p,  p – p, d – d вытянутых вдоль одной оси
•  - взаимодействие, перекрывание по линии, перпендикулярной линии связи
• В молекуле N_² - тройная связь (1 - и 2-)

Типы перекрывания атомных  АО

 

•  - (дельта) взаимодействие, при которой перекрываются d-орбитали четырьмя лепестками
• По прочности хим. взаимодействия располагаются в следующей ряд:

σ > π > δ

• π и δ – взаимод-вия возникают как дополнительные к - взаимод-вию

HC  CH

Гибридизация АО

 

• Атом, взаимодействуя с несколькими одинаковыми партнерами, образует равнопрочные связи с участием электронов разных уровней.
• Кроме того, углы между связями в подобных многоатомных молекулах не те, которые следовало бы ожидать из пространственного расположения  взаимодействующих АО. Пример: в H_²O – 104,5⁰, в NH_³ – 107⁰, в CH_⁴ – 109,28⁰ и т. д.
• Для объяснения этих противоречий в теорию введено представление о гибридизации АО, т.е. о перемешивании орбиталей с различными квантовыми числами и получением гибридных АО.

Основные положения гибридизации

 

• - Гибридизуются орбитали атома, реализующего связи с другими атомами
• - Гибридизуются АО с близкой энергией
• - Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей
• - Гибридизация сопровождается изменением формы электронных облаков, поэтому хим. связи с участием гибр. орбиталей обладают большей прочностью, чем связи с “чистыми” АО

• Пример: При образовании молекулы BeCl_² происходит гибридизация АО Be

   

                               

 

Be

Cl

Другие типы гибридизации

 

• sp³ гибридизации АО атома С в СН⁴

Скелетная и пространственная модели молекулы метана

Слабые стороны метода ВС

 

• Не допускает присутствия в мол-х неспаренных электронов
• Не объясняет существования частиц – молекулярных катионов, в которых хим. связь осуществляется не парой, а одним электроном (H^₂+, Hе^₂+ )
• Неожиданные параметры связи в молекулах и молекулярных ионах, вызванные переходами электронов

Основные положения метода МО

 

• МО - делокализованные и многоцентровые
• Состояние эл-нов в молекулах соот-вует принципам min энергии, Паули и Гунда
• Условия возникновения МО:

 - АО должны быть близкими по энергии

 -Атомные орбитали перекрываются

 - Расположение АО на линии связи должно быть одинаковым по симметрии

 - Из n АО образуется n МО

 - МО обозначают: , π, , 

Связывающие и разрыхляющие МО

 

• Для нахождения волновых функций МО используют ЛКАО
• Из двух перекрывающихся АО обр-ся две МО

МО^св – min эн-ия

МО^р – max эн-ия

Модель образования ^св и ^р МО

 

                                                  

         

 

 

 

                   

 

^р МО

 

^св

 

s AO

 

s AO

Распределение электронов по МО в      Н_²

 

МО^р

 

МО^св

 

АО

 

АО

Ионная связь

 

образовавшаяся электронная  пара полностью принадлежит более  электроотрицательному атому.

ИОННАЯ СВЯЗЬ, образуемая в результате электростатического  притяжения.

Например: Na⁺ и Cl^-, Li⁺ и F^-

                                              ^••

Na⁺ + Cl^- = Na( :Cl:)

                           ^{• •}

• Физические свойства веществ с ионным типом связи: твердые, тугоплавкие, не имеющие запаха, часто хорошо растворимые в воде.

 

• Вещества с ионной связью, образуют ионную кристаллическую решетку.

Ионная связь

 

• Энергия связи определяется силами электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов
• Ионные соединения состоят из огромного числа ионов, связанных в одно целое силами электростатического притяжения

Свойства ионной связи

Ненаправленность и ненасыщаемость