Лекция 4 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ Химическая

Лекция 4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ Химическая связь – это взаимодействие двух или нескольких атомов, в результате которого образуется химически устойчивая многоатомная микросистема (молекула, кристалл, комплекс и др. ). Природа химической связи – электрическая! Никаких особых сил химического взаимодействия, помимо электрических, не существует. Суть связи в кулоновском взаимодействии, в единстве противоположностей – притяжения и отталкивания. Современная теория химической связи базируется на квантовомеханических представлениях, ее фундамент был заложен в 1927 году Гейтлером и Лондоном.

Энергия химической связи Рис. 1. Зависимость сил взаимодействия атомов (а) и энергии системы (б) от расстояния между ядрами атомов в молекуле Н 2 кривая I - силы притяжения кривая II - силы отталкивания кривая III - результирующая этих сил кривая ІV - энергетическая кривая притяжения кривая V – энергетическая кривая отталкивания

Энергия химической связи 1. Причиной связи является электростатическое взаимодействие ядер и электронов. 2. Условием образования связи есть уменьшение полной энергии системы в сравнении с невзаимодействующими атомами. Для двухатомной молекулы: где Есв – энергия связи молекулы, Емол – полная энергия молекулы, Еат – полная энергия атома, входящего в состав молекулы. 3. Энергия связи всегда отрицательна.

Типы химической связи: 1. Ковалентная 2. Ионная 3. Металлическая 4. Водородная 5. Ван-дер-ваальсовая

Ковалентная связь - химическая связь между двумя атомами, возникающая при обобществлении электронов, принадлежавших этим атомам.

Ковалентная связь. Полярность связи Связь в молекуле оксида серы и воды – полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды. Под электроотрицательностью (ЭО) понимают относительную способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи

Ковалентная связь. Кратность связи Двойные и тройные связи имеют общее название – кратные связи. О молекуле азота говорят, что она имеет порядок связи, равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора – один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь. Порядок связи – это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается. Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь.

Ковалентная связь. σ- и π-связи Рис. 2. Примеры σ-связей Связь, образованная перекрыванием электронных облаков по оси, проходящей через ядра атомов, называется σ-связью.

Ковалентная связь. σ- и π-связи Рис. 3. Примеры π-связей Связь, образованная перекрыванием электронных облаков по обе стороны от оси, проходящей через ядра атомов, называется π-связью. π-связи имеют меньшую энергию по сравнению с σ-связью.

Ковалентная связь. Валентность атома – это его способность образовывать определенное число химических связей с другими атомами. Валентность определяется как число электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами. В квантовой химии валентность – это количество электронов ( в долях электронных облаков), которые атом делит с другими атомами посредством ковалентных связей.

Ковалентная связь. Направленность и насыщаемость ковалентной связи В молекуле фтора F 2 связь образована 2 р-орбиталями атомов фтора: В молекуле фтороводорода НF связь образована 1 s-орбиталью атома водорода и 2 рх-орбиталью атома фтора:

Ковалентная связь. Направленность и насыщаемость ковалентной связи Направленность связи хорошо иллюстрирует пример молекулы сероводорода Н 2 S:

Ковалентная связь. Возбуждение атомов

Ковалентная связь. Гибридизация орбиталей Гибридизация АО – это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталей одинаковой формы и энергии. sp 3 - гибридизация. Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109° 28'. 1 s- орбиталь и 3 p- орбитали 4 sp 3 -гибридные орбитали Кристаллическая решетка алмаза

Гибридизация орбиталей sp 2 -гибридизация. Одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 120°. Молекулы, в которых осуществляется sp 2 -гибридизация, имеют плоскую геометрию. 1 s- орбиталь и 2 p- орбитали 3 sp 2 -гибридные орбитали Кристаллическая решетка графена sp- гибридизация. Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 180°.

Гибридизация орбиталей

Ковалентная связь. Выводы 1. Связь образуется электронной парой с антипараллельными спинами. 2. Насыщаемость связи обусловлена образованием электронных пар. 3. Прочность связи пропорциональна степени перекрывания электронных облаков. 4. Направленность связи обусловлена перекрыванием электронных облаков в области максимальной электронной плотности.

Ионная связь Ионная химическая связь – это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам. Ионная связь образуется у катионов металлов и анионов неметаллов. В простой электростатической модели ионной связи используется понятие ионных радиусов. Сумма радиусов соседних катиона и аниона должна равняться соответстующему межъядерному расстоянию: r 0 = r+ + r−

Ионная связь При возникновении ионной связи между двумя свободными ионами энергия их притяжения определяется законом Кулона: Энергия отталкивания ионов описывается уравнением Борна: где В - некоторая константа, n может принимать значения от 5 до 12 (зависит от размера ионов). Общая энергия определяется суммой энергий притяжения и отталкивания: Ее значение проходит через минимум. Координаты точки минимума отвечают равновесному расстоянию r 0 и равновесной энергии взаимодействия между ионами E 0.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность. Свободные электроны в кристаллической решетке металлов

Металлическая связь. Зонная модель электронной проводимости металлов При сближении большого числа атомов в пределах твердого тела происходит расщепление исходного энергетического уровня валентного электрона в атоме на N подуровней в твердом теле, где N число атомов, образующих кристалл. В результате образуется зона разрешенных энергетических уровней для электронов в твердом теле, заполненная наполовину электронами. Энергия, соответствующая последнему заполненному электронному уровню при 0 К, называется энергией Ферми F k. Tg. (где Tg = 5 104 К – температура вырождения. ) Расстояние между соседними энергетическими уровнями в зоне очень мало, поскольку N очень велико (до 1023 см 3, Е = F/N << k. T 0, 025 э. В). Расстояние между соседними разрешенными уровнями электронов в металлах много меньше энергии теплового движения электронов даже при самых низких температурах.

Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. Водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости. Димеры муравьиной кислоты Водородная связь между молекулами воды обозначена чёрными пунктирными линиями.

Ван-дер-Ваальсоваясвязь Ван-дер-ваальсова связь — тип химической связи, возникающей между поляризованными атомами или молекулами (электрическими диполями), является слабой связью и определяет строение некоторых кристаллов, например, молекулярных или инертных газов Диполь-дипольное взаимодействие между молекулами Различают 3 вида ван-дер-ваальсовых сил: 1) силы ориентационные, возникающие вследствие взаимодействия дипольных моментов молекул и их взаимного ориентирования; 2) силы индукционные, дополнительные к ориентационным силам, они возникают вследствие взаимного усиления или наведения дипольных моментов (напр. , в результате воздействия полярных молекул на неполярные); 3) силы дисперсионные - наиболее универсальные, возникающие как между атомами, так в молекулами на малом расстоянии и действующие только в сторону притяжения. Природа их состоит в синхронизации движения электронов и смещения ядер атомов, что ведет к возникновению меняющихся диполей. У благородных газов и некоторых молекул это единственные силы связи.