s5_atomfiz_exam_nah_book

Глава 18. Природа хімічного зв язку

в)

2px

2s

sp (2)

Рис.18.11. Гібридна sp-орбіталь: а – контурна діаграма електронної густини, б – гранична поверхня, в – зв’язуюча пелюстка, г - sp-орбіталі вуглецю.

Рис.18.12. Контури електронної густини: 1)-| 2,00|2, 2)-| 2,1,1|2, 3)- | 2,0,0+ 2,1,1|2. Знаки “-” і “+” - це полярність хвильової функції.

Глава 18. Природа хімічного зв язку

Вуглець у не збудженому стані має електронну конфігурацію 1s22s22p2. У цьому стані лише 2 електрони 2р оболонки можуть утворювати хімічний зв’язок, тому що 4 електрони оболонок 1s і 2s утворюють дві зв’язуючі й дві розрихляючі молекулярні орбіталі, які компенсують одна одну, і не беруть участі в утворенні молекули. Проте один з електронів атома вуглецю, що знаходиться в не збудженому стані на 2s-оболонці, може збудитись, перейти на 2р-оболонку й утворити разом із двома електронами, що знаходились на цій оболонці в не збудженому стані, складні гібридизовані орбіталі. При цьому може утворюватись три різних випадки гібридизованих орбіталей: 1) sp - лінійна, 2) sp2 – тригональна (трикутна) і 3) sp3 - тетраедрична орбіталі (рис.18.13).

Рис.18.13. Гібридизації: 1 – sp лінійна, 2 – sp2 плоска (трикутна), 3 – sp3 об’ємна (тетраедрична).

У першому випадку лінійної sp-гібридної орбіталі змішуєть-

ся s-орбіталь з однією з 3-х р-орбіталей, а останні дві р-орбіталі залишаються незайманими. Утворюється чотирьохвалентний вуглець, у якому виникають 2 гібридизовані sp-орбіталі й 2 незайняті р – орбіталі (рис.18.11 і 18.12). За допомогою sp-орбіталей утворюється молекула ацетилену С2Н2, яка має потрійний зв’язок: 2 - і 1 -зв язок. Вона наведена на наступному рис.18.14.

H - C C - H

y x

Рис.18.14. Схема spта p - зв’язків у випадку sp - гібридизації в молекулі ацетилену С2Н2.

Глава 18. Природа хімічного зв язку

У другому випадку тригональної sp2-гібридизації змішують-

ся дві р - і одна s-орбіталь, що призводить до утворення трьох sp- гібридизованих орбіталей і однієї не гібридизованої р-орбіталі. Утворюється так званий тригональний вуглець. Прикладом молекули із трьома sp - гібридизованими орбіталями є молекула етилену С2Н4.

sp sp

Рис.18.15. Схема sp гібридизації молекули етилену С2Н4 із подвійним - та sp - зв’язком: а) – загальний вигляд, б) – вигляд зверху.

Її схема наведена на рис.18.15. Молекули С2Н2 (ацетилену) і С2Н4 (етилену) жорсткі відносно обертання навколо осі, що проходить крізь ядра атомів вуглецю, бо для обертання потрібно витрачати додаткову енергію для розриву -зв’язку. Ця обставина дає можливість розрізняти цис- та транссполуки, що є добре відомим для хіміків фактом.

Рис.18.16. Структурні формули фумарових кислот: 1 – транс - і 2 - цис.

Глава 18. Природа хімічного зв язку

Приклади структурних формул ізомерів фумарової кислоти наведені на рис.18.16. Для того, що здійснити перехід від цисдо трансфумарової кислоти, потрібно подіяти світлом, тобто здійснити фотохімічну ізомеризацію. Під дією світла відбувається таутомірне перетворення, внаслідок якого молекула збуджується, і подвійний зв'язок перетворюється в одиночний зв'язок. Це полегшує обертання частини молекули навколо осі, яка проходить через атоми вуглецю.

У третьому випадку тетрагональної sp3 - гібридизації

змішуються одна s- і три p- орбіталі, що призводить до утворення тетрагонального вуглецю із чотирма sp- орбіталями (рис.18.17). Типовим прикладом сполуки з sp3-гибридизованим вуглецем є насичена сполука СН4.

Рис.18.17. Схема sp3 гібридизації.

Її структура схематично зображена на рис.18.18.

H

H C H

H

Рис.18.18. Молекула метану СН4.

Особливе місце займають сполуки, у яких утворюються бензольні кільця. Найпростішою із цих сполук є молекула бензолу С6Н6. Вона утворюється за допомогою 6-ти тригонально гібридизованих орбіталей вуглецю. Схема утворення молекулярних зв’язків цієї молекули зображена на рис.18.19. Перекриття 12 гібридних sp2-

Глава 18. Природа хімічного зв язку

орбіталей 6 атомів вуглецю, локалізованих на площині, утворюють між собою 6 - зв’язків, а останні 6 sp2-орбіталей С утворює - зв’язки з s- орбіталями 6 атомів водню (а). Кожний атом з 6 атомів С має рz-орбіталь, яка зайнята одним електроном (б). Вони утворюють 6 молекулярних 2рz -орбіталей бензолу, локалізованих у площинах перпендикулярних до площини локалізації атомів С (в). Три зв'язуючі орбіталі складають неперервний розподіл електронної густини навколо молекули, яка утворюється з 6 нелокалізованих електронів. Усі шість 2рz молекулярних орбіталей можна скомбінувати за допомогою шести можливих способів і отримати 3 зв’язуючих і 3 розрихляючих-орбіталі. Зв’язуючі орбіталі, що мають найменші енергії, зайняті електронами. При цьому утворюється неперервний розподіл електронної густини, локалізований вище й нижче площини бензольного кільця. Виявляється, що шість електронів належать усій молекулі бензолу, а не будь-якій виділеній парі електронів. Ці електрони назива-

ються нелокалізованими.

Рис.18.19. Молекула бензолу С6Н6.

ПОЛІНГ ЛАЙНУС КАРЛ (1901-1994)

Американський хімік і фізик.

Відзначений у 1954 Нобелівською премією з хімії за дослідження природи хімічного зв'язку і визначення структури білків.

. Закінчив Каліфорнійський технологічний інститут, у 1925 одержав ступінь доктора.. У 1967-1969 – професор Каліфорнійського

Глава 18. Природа хімічного зв язку

університету, у 1969-1974 - професор Стенфордського університету, з 1975 – співробітник Інституту медичних досліджень (нині інститут носить його ім'я).

У1928-1931 розробив квантомеханічний метод вивчення будови молекул (поряд

замериканським фізиком Дж.Слейером) – метод валентних зв'язків, а також теорію резонансу, яка дозволяє пояснити будову з'єднань, які містять вуглець, насамперед з'єднань ароматичного ряду.

З початку 1940-х років Полінг почав займатися дослідженням біомолекул. Використовуючи методи квантової механіки і рентгеноструктурний аналіз, Полінг створив основи структурного аналізу білків (разом із Дж.Берналом та У.Брегом) (19461950). У 1951 він разом із Р.Корі опублікував серію блискучих робіт, у яких була сформульована концепція вторинної структури білків -теорія α-спіралі. Крім того, з цих робіт стало ясно, що білки володіють і третинною структурою (α-спіраль укладена в просторі певним чином). Крім цих досліджень, Полінг займався вивченням вітамінів, зокрема вітаміну С.

У1946 Полінг був нагороджений медаллю Д.Гіббса, у 1947 – медаллю Г.Деві, у 1951 – медаллю Г.Льюіса. У 1933 він був обраний у Національну академію наук США. У 1949 став президентом Американського хімічного товариства, а в 1959 – іноземним членом AH CPCP. Лауреат Нобелівської премії світу, присудженої йому за боротьбу проти випробувань ядерної зброї (1962), і Міжнародної Ленінської премії «За зміцнення миру між народами» (1970). У 1975 нагороджений урядом США Національною медаллю за наукові досягнення.

18.9.Висновки

1.Атомна фізика довела, що особливих “хімічних сил” в природі не існує. Хімічний зв’язок є проявом електричних сил, що діють між зарядженими частинками, тобто електронами й атомними ядрами атомів, що входять до складу молекули.

2.Розрізняють декілька різновидів хімічних зв’язків: іонний (або гетерополярний), ковалентний (або гомеополярний), Ван-дер-Ваальса (або дипольний), водневий.

3.Гетерополярний зв’язок виникає внаслідок електростатичної взаємодії іонів.

4.Ковалентний зв’язок не має класичного аналога. Це квантове явище, яке виникає внаслідок обмінної взаємодії. Вона

єпроявом специфіки квантових законів руху систем однакових частинок і виникає внаслідок кулонівської взаємодії між електронами і ядрами. Вона зв’язана з кореляцією руху електронів, що виникає через симетризацію хвильових

тинок описуються не хвильовими функціями окремих час-

Глава 18. Природа хімічного зв язку

тинок, а їхніми симетричними й антисиметричними комбінаціями.

5.Обмінна енергія має такі властивості: 1 - збільшується при збільшенні перекриття хвильових функцій взаємодіючих частинок, 2 - позитивна для симетричних спінових функцій і негативна для антисиметричних, 3 - насичується, бо існує граничне число попарних електронних зв’язків при утворенні молекул з атомів, 4 - виявляє направленість.

6.Ван-дер-Ваальсові сили є проявом взаємодії атомних диполів, що входять до складу молекули. Вони мають такі властивості: універсальність, незалежність від температури, короткодію в зрівнянні з гетерополярною взаємодією.

18.10.Контрольні запитання та вправи

1.У чому полягає сутність методу лінійної комбінації атомних орбіталей?

2.Що означає термін ”молекулярна орбіталь”?

3.Як змінюється молекулярна орбіталь при зміні характеру зв’язку, який вона описує, від чисто ковалентного до іонного?

4.Чому атоми лужних металів (Li, Na,K) більш хімічно активні ніж їх позитивні іони (Li+, Na+,K+), а іони галогенів (F -, Cl -, Br -) менш активні ніж їх атоми (F, Cl, Br)?

5.Молекула Не2 не зустрічається у природі, бо не стабільна, тоді як іон He+2 стабільний. Чому?

6.Користуючись методом молекулярних орбіталей, поясніть причини нестабільності молекули Не2..

7.У чому полягає гібридизація орбіталей?

8.Дайте визначення кулонівському інтегралу.

9.Дайте визначення інтегралу перекриття.

10.Яка причина визначає направлений характер хімічних зв’язків? Де він використовується?

11.Чому ковалентні зв’язки насичуються?

12.Наведіть приклади гібридизованих орбіталей.

13.Чому на відміну від нестабільної молекули Не2 іон Не2+ стабільний?

14.Чому сили Ван-дер-Ваальса затухають зі збільшенням відстані більш швидко, ніж гетерополярна взаємодія?

15.Чим визначається валентність?

Глава 18. Природа хімічного зв язку

16. Як впливають нульові коливання взаємодіючих диполів на Ван- дер-Ваальсові сили?

Тестові завдання

1.ЧИМ ВИЗНАЧАЄТЬСЯ ВАЛЕНТНІСТЬ АТОМА?

1)числом електронів на зовнішній оболонці;

2)числом неспарених електронів;

3)спіновим числом атома;

4)числом 2S ;

5)мультиплетністю рівня основного стану.

2. ВКАЖІТЬ СИМЕТРІЮ ХВИЛЬОВОЇ ФУНКЦІЇ МОЛЕКУЛИ ВОДНЮ В ОСНОВНОМУ СТАНІ ВІДНОСНО ПЕРЕСТАНОВКИ ЕЛЕКТРОНІВ (А) ПОВНОЇ ; (Б) КООРДИНАТНОЇ; (В) СПІНОВОЇ?

1) симетрична; 2) антисиметрична; 3) всі функції мають однакову симетрію.

3. ЯКИЙ ЗНАК МАЄ ОБМІННА ЕНЕРГІЯ В ВИПАДКУ СИНГЛЕТНИХ (А), ТРИПЛЕТНИХ (Б) СТАНІВ МОЛЕКУЛИ ВОДНЮ?

1) +; 2) -.

4.ВКАЖІТЬ ОСОБЛИВОСТІ СИЛ ВАН ДЕР ВААЛЬСА?

1)залежать від природи речовини;

2)залежать від температури;

3)дальнодіючі;

4)близькодіючі;

5)виникають між нейтральними молекулами.

5.ЯКІ ОРБІТАЛІ МОЖУТЬ СТВОРЮВАТИ (А) ДВА s ЕЛЕКТРОНИ; (Б) ОДИН s І ОДИН ЕЛЕКТРОН; (В) ДВА

ЕЛЕКТРОНИ?

1)g ; 2) u ; 3) g ; 4) u .

Література

1.Матвеев А.Н. Атомная физика. Учеб. пособие для студентов вузов.-

М.: Высш. шк. ,1989, - 489 с., (глава 12 , §62).