Лекции по химии (Лекция 2 09-10)

Посмотреть архив целиком

16


Лебедев Ю.А. Лекция 02

 

 

Лекция №02

 

Химическая связь. Характеристики химической связи: энергия, длина, валентный угол. Типы химической связи. Полярность связи. Квантово-механические представления о природе ковалентной связи. Понятие о методе валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей. - (cигма) и (пи)-связи. Геометрическая конфигурация молекул. Электрический момент диполя молекулы. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей для бинарных гомоядерных молекул. Сигма () и Пи()-молекулярные орбитали. Диа- и парамагнитные молекулы.


 НАПОМИНАНИЕ

- Уравнение Шредингера. - волновая функция.


Е=f(n,l,m,s).


Химическая связь. Характеристики химической связи: энергия, длина, валентный угол.

 

Мы рассмотрели структуру электронных уровней изолированных атомов. Это – весьма редкие в практике объекты. Единственное исключение – это инертный газ аргон с электронной формулой 1s22s22p63s23p6. И хотя его в атмосфере «только» 0,93% об, каждый из вас за один вдох буквально «заглатывает» около трехсот квинтиллионов штук атомов аргона.

Все остальные вещества и материалы, с которыми мы имеем дело, содержат химически связанные атомы. Взаимодействие свободных атомов друг с другом приводит к образованию молекул, ионов и кристаллов. Это – «классические» химические объекты. Однако в последнее время важную роль приобрели такие объекты, как наноструктуры, поверхностные соединения, бертоллиды и ряд других, практически важных «неклассических» химическх объектов.

Химическая связь обусловлена взаимодействием электронов внешних электронных оболочек атомов. Те орбитали, которые принимают участие в образовании химической связи, называются валентными орбиталями, а находящиеся на нах электроны – валентными электронами.

При образовании химической связи изменяются свойства взаимодействующих атомов и, прежде всего, энергия и заполненность их внешних орбиталей.

При образовании химической связи суммарная энергия электронов на валентных орбиталях меньше, чем их энергия в свободных атомах. Эта разница в энергиях называется энергией химической связи.

Типичная величина энергии химической связи – это сотни кДж/моль.

Важной количественной характеристикой химической связи является ее длина. Длина связи – это расстояние между ядрами химически связанных атомов в стабильном состоянии молекулы.

Типичная длина химической связи – это десятые доли нанометра.1

Если в образовании молекулы при взаимодействии с данным атомом принимают участие два и более других атомов, то возникает вопрос о её геометрической структуре или химическом строении. Основы теории химического строения молекул положил А.М.Бутлеров 2

Одной из важнейших количественных характеристик строения сложных молекул является валентный угол - угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома.

 

Типы химической связи. Полярность связи.

 

По характеру взаимодействия валентных электронов и типу образующихся в ходе взаимодействия орбиталей, химические связи подразделяются на следующие основные типы: ковалентные (полярные и неполярные), ионные, донорно-акцепторные, водородные и межмолекулярные (называемые также ван-дер-ваальсовскими).

Ещё в 1916 году американский химик Г.Н.Льюис 3 высказал идею о том, что химическая связь образуется электронной парой, которая графически изображается валентной чертой:

 

F + F = F2 (F-F).

 

Если электроотрицательности атомов равны, то такая связь называется неполярной. Если различны – полярной.

При образовании полярной ковалентной связи атомы приобретают дополнительный заряд – отрицательный у атома с большей электроотрицательностью и положительный – у атома с меньшей электроотрицательностью:

 

H+Cl = HCl ( )

 

В случае, когда разница электроотрицательностей взаимодействующих атомов велика, связь считается ионной:

 

Na + Cl = NaCl (Na+Cl-).

 

Если электронная пара, образующая связь, до взаимодействия принадлежала одному из атомов, то такая связь называется донорно-акцепторной. Атом, который предоставил электронную пару называется донором, а принявший ее на свободную орбиталь – акцептором.

Особенно характерно возникновение донорно-акцепторных связей d- металлами, имеющими свободные или частично заполненные d-орбитали с образованием комплексных соединений.

 

О других видах связи мы поговорим позже.

 

Квантово-механические представления о природе ковалентной связи.

 

С современной точки зрения ковалентная связь возникает при квантово-механическом взаимодействии всех электронов всех взаимодействующих атомов. Но, как мы уже говорили на лекции №1, точного решения уравнения Шредингера, описывающего орбитали многих электронов в молекулах, нет. Облегчает задачу квантово-механического описания химической связи то, что при ее образовании роль электронов, находящихся на внутренних и внешних электронных оболочках, существенно различна.

Поэтому удалось создать различные приближенные методы описания химической связи.

Квантовая химия имеет богатый арсенал прикладных программ, позволяющих проводить расчеты с большой точностью для широкого класса молекул и ионов.4

Однако универсального и достаточно точного квантово-химического алгоритма пока нет.

Для качественного понимания структуры химических соединений используются два метода – метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

 

Понятие о методе валентных связей. Геометрическая конфигурация молекул. Электрический момент диполя молекулы.

 

Основными постулатами метода валентных связей являются:

 

1.  Одинарная ковалентная химическая связь осуществляется двумя валентными электронами, которые занимают две орбитали – по одной от каждого из взаимодействующих атомов. При этом у образующих валентную пару электронов спины должны быть противоположными (связь образуют электроны с антипараллельными спинами).

2.  Исходные атомные орбитали (АО) сохраняют свой абрис и в составе молекулы.

3.Связь образуется за счет перекрытия орбиталей, приводящего к увеличению электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов в направлении, обеспечивающем максимальное перекрытие.

 

Рассмотрим образование химической связи по МВС в молекуле водяного пара – H2O.

Молекула состоит из одного атома кислорода O и двух атомов водорода H. Электронная формула атома кислорода 1s22s22p4. На внешнем энергетическом уровне находятся 6 электронов. Подуровень 2s является заполненным. На подуровне 2p на одной из p-орбиталей (положим, py,) находится электронная пара, а на двух других (px и pz) – по одному неспаренному электрону. Именно они и будут участвовать в образовании химической связи.

   

 

Электронная формула атома водорода 1s1. У водорода один s-электрон, абрис орбитали которого сфера, и он будет участвовать в перекрытии с p-орбиталью кислорода, образуя химическую связь. Всего таких sp-перекрытий в молекуле воды будет два. И структура молекулы будет выглядеть так:


 

 

Как видно из рисунка, в молекуле воды имеется две ковалентные химические связи, направленные по осям Z и X. Следовательно, валентный угол в этой модели равен 90о. Эксперимент свидетельствует – этот угол равен 104,5o.

Совсем неплохое совпадение для простейшей качественной модели без всяких расчетов!

Электроотрицательность кислорода по Малликену – 3,5, а водорода – 2,1. Следовательно, каждая из связей будет полярной, причем заряд - будет на кислороде, а + - на водороде, т.е. образуются три центра электрического заряда. В молекуле образуются два электрических диполя.

Диполь – это два равных по величине заряда, расположенные на конечном расстоянии l друг от друга. Диполь характеризуется дипольным моментом

 

=

Диполь является вектором, направленным от отрицательного полюса к положительному. В молекуле воды образуются два дипольных момента связей, которые при сложении дают общий дипольный момент молекулы. Схема дипольных моментов молекулы воды по модели МВС имеет вид:

 

 

 

Важно подчеркнуть, что дипольные моменты связей складываются векторно и суммарный дипольный момент зависит от геометрии молекулы. Как видим, в данном случае, из-за того, что связи направлены под прямым углом друг к другу, молекула в целом оказывается полярной. И эксперимент подтверждает это – дипольный момент молекулы воды равен 1,84 Дебая. (1 Дебай равен 0,33*10-29Кл*м)

Геометрическая структура связей в молекулах может быть весьма разнообразной. Связи могут располагаться как на плоскости, так и в пространстве, образуя молекулы в виде объемных тел различной конфигурации (тригональные, тетрагональные, гексагональные пирамиды, бипирамиды, кольца, составленные из пирамид и т.д.)

Подробнее о взаимосвязи структуры химических связей и геометрией молекул нужно прочитать в учебнике [1] на стр. 119 –128).

 

- (cигма) и (пи)-связи.

 

 Вернемся к перекрытию орбиталей при образовании связей. В нашем примере область максимального перекрытия s и p-орбиталей лежит на линии, соединяющей центры атомов. Такой вид перекрытия получил название -связи.

Рассмотрим другой случай – молекулу кислорода O2. Как мы уже видели, атом кислорода имеет две p-орбитали, на которых находятся электроны, способные образовать химическую связь. Хорошо известная структурная формула кислорода O=O. В молекуле кислорода – двойная связь. Одна из них – это только что рассмотренная -связь. А вторая? Оказывается, что вторая связь образуется за счет другого типа перекрытия орбиталей, которое называется -связью.

Понятие о и связях выдвинул Ф.Хунд.

При образовании -связи орбитали перекрываются таким образом, что образуются две области перекрытия, причем располагаются они симметрично относительно плоскости, на которой лежат ядра взаимодействующих атомов.

Геометрически это выглядит так: