Химична връзка Основни характеристики на ковалентната и йонна химична връзка. Метод на молекулните орбитали. Свързано състояние на два атома



Дата06.02.2018
Размер93.14 Kb.

Химична връзка /



Химична връзка

Основни характеристики на ковалентната и йонна химична връзка.

Метод на молекулните орбитали.



  1. Свързано състояние на два атома:

Между два атома най-общо могат да се проявят два типа взаимодействия:

- сили на отблъскване между техните електронни облаци и между техните ядра, които имат еднакви по знак заряди ;

- сили на привличане – между електроните на единия и ядрото на другия, които имат противоположни по знак заряди.

Ако два атома, например водородни, много отдалечени един от друг, се доближат, най-напред между тях ще се прояви сила на привличане (привличането ще е по-силно от отблъскването). Те ще се привличат все по-силно с намаляване на разстоянието между тях. Когато разстоянието между ядрата им обаче намалее твърде много (от порядъка на атомния диаметър), положението се променя : силите на отблъскване рязко нарастват. Измежду разстоянията, при които атомите се привличат и тези, при които се отблъскват, съществува разстояние, при което двата вида сили се компенсират и взаимно нулират. Това е равновесно състояние, което двата атома се стремят да заемат и в което да останат. Ако атомите се намират на разстояние отговарящо на равновесното състояние, и започнат да се раздалечават, то силите на привличане, които действат с по-голяма сила на тези разстояния, ще ги сближат отново. И обратно, ако атомите се приближат малко – силите на отблъскване ще нараснат и ще върнат атомите в равновесно състояние. Те могат да осцилират около тяхното равновесно разстояние.

Потенциалната енергия на система от два атома зависи от разстоянието между тях. Тя е минимална за разстоянието на равновесие. Като всяка механична система, и тази образувана от двата атома има склонност да заема състоянието, в което нейната енергия е минимална.



Тъй като двата атома на равновесно разстояние не могат да се разделят спонтанно, се казва, че те са свързани или че между тях съществува връзка. Молекулата на водорода, както и всички други молекули, съществува само защото нейната енергия е по-малка от тази на отделните атоми.

Енергия на връзката - енергетичната разликата между състоянието “отделни атоми” и състоянието “свързани атоми” представлява освободената енергия при образуване на връзката и която е необходима за нейното разкъсване. Тя е от порядъка на няколко стотин kJ/mol.

Дължина на връзката – равновесното разстояние между два атома съответстващо на енергията на връзката (с най-малката енергия).

Енергията и дължината на връзката зависят от природата на изграждащите я атоми - тяхната електроотрицателност (електронен афинитет). По-долу са дадени някои примери за дължини на връзките на най-разпространените елементи. Дадените стойности са осреднени и отчитат влиянието на обкръжаващата молекулата среда върху конкретната връзка.




Връзка

C-H

N-H

O-H

дължина ( в Angström = 10-10m)

1,07

1,01

0,96




Връзка

C-F

C-Cl

C-Br

C-I

дължина ( в Angström = 10-10m)

1,35

1,77

1,94

2,14




Връзка

C-C

C-N

C-O

дължина ( в Angström = 10-10m)

1,54

1,47

1,43

Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на елементите изграждащи една химична връзка, толкова по-силна и по-къса е тя. За два свързани елемента, дължината на връзката е по-малка, ако тя е сложна – двойна или тройна. По-долу са дадени дължините на някои дублети и триплети (двойни и тройни връзки).




Връзка

С=С

C=N

C=O

N=O

дължина ( в Angström = 10-10m)

1,34

1,30

1,22

1,21


























Връзка

CC

CN

дължина ( в Angström = 10-10m)

1,20

1,16


  1. Модел на Gilbert Lewis (1916г.) за ковалентността:

Люис – американски физик (1875-1946) – създател на модела на ковалентната връзка.
Според модела на Люис, ковалентна връзка се осъществява от два електрона общи за два атома. Този дублет може да има два произхода:

а) чиста ковалентна връзка – при нея всеки атом дава по един несдвоен електрон от своя валентен слой, като образувания дублет е общ за двата атома:

A B → A : B или A B
Пример: Образуване на молекула хлор Cl-2:


Сложна връзка – с участието на повече от една обща електронна двойка:

Образуване на: молекула кислород молекула азот




б) координационна (донорно-акцепторна) връзка – един от двата атома (донорът) доставя вече съществуващ във валентния му слой дублет електрони. Другият атом (акцепторът) приема дублета в празна квантова клетка във валентния си слой. Донорно-акцепторната връзка е типична за комплексните съединения. Те са най-типични за d-елементите и за някои органични вещества (хемоглобин, хлорофил и др.).



Примери:

  • свързване на Н+ и Cl- за образуване на HCl







  1. Поляризация на връзките. Йонен модел

а) неполярна връзка - ако двата атома участващи в ковалентната връзка са еднакви (напр.:Н2, О2 . . . ), общата електронна двойка е точно поделена между тях. Може да се каже, че тя се намира точно на половината от разстоянието между двете ядра. Електронният облак е симетричен.
б) полярна връзка - ако обаче двата атома не принадлежат на един и същи елемент (напр.:НCl, CО . . .), единият винаги е по-електроотрицателе от другия и той притегля образуваната обща електронна двойка по-силно. Следователно тя вече не е по средата и електронният облак не е симетричен – той е отместен към по-електроотрицателния елемент. В този случай се казва, че връзката е полярна.

(Най-общо може да се приеме, че полярната връзка се формира между атомите на два различни неметала.)


в) йонна връзка – взаимно привличане на противоположно заредени аниони и катиони.

Притегляйки в по-малка или по-голяма степен електронната двойка, по-електроотрицателният елемент има в излишък отрицателен заряд, докато другият има недостиг на отрицателен заряд или по друг начин казано – има в излишък положителен заряд. Молекулата в този случай има положителен и отрицателен полюс. В граничния случай по-електроотрицателния атом изтегля напълно електронната двойка към своята електронна обвивка, докато другият – напълно губи един (не два) електрон. Това съответства на електронен трансфер на един електрон от по-слабо електроотрицателния елемент към по-електроотрицателния. Този случай се среща винаги, когато съществува голяма разлика в електроотрицателността на двата атома, а резултатът е образуване на два йона:

A B → A + : B- (В е по-електроотрицателен от А)
В този случай говорим за йонна връзка. (Най-общо може да се приеме, че йонната връзка се формира между атомите на метал и неметал.)

Йонните съединения са електронеутрална съвкупност от аниони и катиони. Връзката в тези съединения се осигурява от електростатичното привличане на противоположно заредените йони.






  1. Метод на валентните връзки (МВВ)

Този метод изучава ковалентната химична връзка като разглежда атомите в молекулата като отделни квантово-механични системи, но отчита взаимното им влияние. Чрез решаване на уравнението на Шрьодингер може да се определи:

  • дължина на връзката

  • енергия на връзката.

Химичната връзка се получава чрез припокриване на електронни облаци от два атома, на всеки от които има по 1е-.

σ – връзката лежи на оста между двете ядра;

π – връзката се разполага от двете срани на оста свързваща двете ядра.
Оригиналните идеи на Люис са блестящи и широко застъпени за обясняване на структурата на молекулите. Все пак тези идеи не са нищо повече от предположения- гениални наистина, защото Люис не е могъл да знае защо понятието електронна двойка (стоящо в сърцето на неговата теория) е толкова фундаментално. Все пак трябва да признаем, че неговата теория в някои случаи търпи неуспехи.

Един от примерите на неуспех на теорията на Левис и МВВ е обясняването на съществуването на стабилни химични съединения с електронен дефицит. Това са съединения, които притежават твърде малко валентни електрони, за да може да им се припишат структурата на Левис. Например диборана В2Н6. Друга загадка засяга молекулата на кислорода и нейното описание според Левис като О=О. На практика обаче кислородът е магнитен, което може лесно да се провери с помощта на течен кислород и магнит: течността са залепва в полюсите на магнита. Този ефект обаче е характерен за парамагнитити, които имат несдвоени електрони.

Всички тези затруднения са обяснени с ММО за химичната връзка. Тази теория е формулирана в края на 1920г, след като квантовата теория е вече добре наложена. Тя показва кога и защо двойката електрони е толкова важна. Тази теория потвърждава, колко близо е бил Люис до истината и показва, че можем и днес да използваме въведените от него концепции след известно подобрение.

Връзките σ и π, които вече разгледахме, са в действителност междинен етап между концепцията на Луис за локализирана електронна двойка и модерната теория за молекулните орбитали. В тази теория всеки електрон принадлежи на молекулна орбитала, делокализирана върху молекулния ансамбъл.

Молекулната орбитала описва областта от пространството на молекулата, в което вероятността за намиране на електрона е голяма.


  1. Метод на молекулните орбитали (ММО)

ММО – теория, описваща химичната връзка от гледна точка на молекулните орбитали. Молекулната орбитала (МО) описва областта от молекулата, където вероятността да се намери електронът е голяма. Или по друг начин казано, както атомната орбитала описва електронния облак в атом, така и МО описва електронния облак на електрон, делокализиран между всички атоми в молекулата.

При ММО цялата молекула се разглежда като една квантовомеханична система, за която се решава едно общо уравнение на Шрьодингер. Вместо атомна орбитала се използва понятието молекулна орбитала, като на всяка молекулна орбитала може да се намират най-много два електрона с противоположни спинови квантови числа.

При доближаване на атомите двете орбитали (на които са валентните електрони, които ще участват в бъдещата връзка) започват да си взаимодействат и дават начало на две нови орбитали – МО, а двата електрона се делокализират между двата атома. Според ММО припокриването на двете 1s-орбитали дава начало на две МО наречени σ-орбитала и σ*-орбитала.

σ-орбитала (свързваща) – увеличена електронна плътност на електронния облак между ядрата. При заемането и от електрони, молекулата се стабилизира, т.е. енергията й се понижава.

σ*-орбитала (антисвързваща) – вероятността за намиране на електрон на тази орбитала между ядрата на атомите е равна на нула. Всеки електрон на антисвързващата орбитала дестабилизира молекулата, т.е. увеличава нейната енергия.


Взаимодействието на N на брой атомни орбитали води до образуването на N на брой МО. Запълването на МО-ли от електрони става от тази с най-ниска енергия към останалите в ред на нарастване на енергията, при спазване на правилото на Паули – по два електрона на МО.

При решаването на уравнението на Шрьодингер при линейното комбиниране на две атомни орбитали се получават две молекулни орбитали – свързваща и антисвързаща. Енергията на свързващата МО е по-малка от изходните АО, докато тази на антисвързващата е по-голяма.

Молекулната орбитала изразява вероятността с която може да се открие общата електронна двойка около ядрата на двата атома.



H+H→H2 H+H+→H2+ H+He→HHe He+He→He2



Понятието електронна двойка е тясно свързано с принципа на Паули (и следователно с квантовата механика) : всички орбитали могат да бъдат заети от най-много два електрона, чиито спинове обаче са противоположни. Химичната връзка следователно е такава електронна двойка, локализирана между два атома.





Поделитесь с Вашими друзьями:


База данных защищена авторским правом ©obuch.info 2019
отнасят до администрацията

    Начална страница