Химическая связь и строение молекул.

Лишь немногие химические элементы, например благородные газы, в обычных условиях находятся в состоянии одноатомного газа. В большинстве же случаев наблюдается явно выраженная тенденция к объединению атомов в термодинамически устойчивые системы – молекулы, радикалы, молекулярные ионы, кристаллы и др. В настоящей лекции мы будем говорить о природе химической связи в молекулах, понимая, что природа химической связи в них, а также в других образованиях, принципиально одинакова.

И так, молекула – это термодинамически устойчивая динамическая система, представляющая собой совокупность ядер и электронов, которая характеризуется минимумом полной энергии системы.

Термодинамика процесса образования молекулы.

Образование молекул из атомов – процесс самопроизвольный и характеризуется уменьшением свободной энергии Гиббса ΔG < 0

ΔG = ΔН – ТΔS

ΔН – энтальпийный фактор;

• ТΔS – энтропийный фактор.

Схема образования химической связи может быть представлена:

А + В = АВ

энтропия S₁ S₂

Так как при образовании молекулы происходит объединение атомов (т.е. уменьшение в системе числа микрочастиц), то (S₂ < S₁) энтропия такой системы уменьшается (ΔS < 0) и величина ТΔS будет положительной.

Следовательно, уменьшение энтропии не способствует образованию химической связи. Уменьшаться свободная энергия системы будет при условии ΔН < 0. Это свидетельствует о том, что основной причиной образования химических связей между атомами и образования молекулы является понижение полной энергии системы при переходе от свободных атомов к молекуле.

Химическая связь имеет электрическую природу. Возникновение электрических сил можно наглядно представить на модели:

а ° °в

АО ОВ

Типы электростатического взаимодействия:

1. Ядерноэлектронные взаимодействия Ав и Ва способствуют образованию химической связи.

2. Межэлектронные взаимодействия двух типов:

А) притяжение электронов с антипараллельными спинами (положительный фактор в образовании связи);

Б) отталкивание электронов с параллельными спинами (отрицательный фактор).

3. Межъядерное отталкивание АВ не способствует образованию химической связи.

Химическая связь представляет собой ядерно – электронное взаимодействие совокупности ядер и электронов, приводящее к минимуму полной энергии системы.

Гайтлер и Лондон (1927) получили графическую зависимость потенциальной энергии системы из двух атомов от расстояния между их ядрами. В том случае, если спины электронов связываемых атомов параллельны, энергия системы при сближении атомов неограниченно возрастает. Химическая связь при этом не образуется. Электронное облако имеет вид, как на рис

Для атомов с антипараллельными электронами наблюдается понижение потенциальной энергии системы, а по достижении минимума – резкое её увеличение. На расстоянии r₀ силы притяжения становятся равными силам отталкивания и энергия системы становится минимальной. Минимум на кривой потенциальной энергии отвечает наиболее устойчивому состоянию системы из двух атомов, т.е. образованию молекулы и химической связи с энергией связи Е_св =432 кДж/моль и длиной связи r₀ = 0,74 А_. Что происходит с атомными орбиталями при образовании химической связи? Для случая антипараллельных спинов атомные орбитали перекрываются между собой, что приводит к накоплению электронной плотности в межъядерном пространстве. Эта плотность компенсирует энергию межъядерного отталкивания и удерживает ядра между собой. Электронное облако имеет вид, как на рис. Если же спины антипараллельны, накопления электронной плотности в межъядерном пространстве не происходит.

Расширенное определение химической связи: химическая связь – это совокупность электронно – ядерных взаимодействий, приводящих к минимуиу потенциальной энергии системы.

Энергия связи – это энергия, которая выделяется при её образовании и которую необходимо затратить на её разрыв.

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов, при котором система достигает минимума полной энергии.

Теории химической связи

В современной теории химической связи исрользуют два различных подхода для описания элктронного строения молекул:

1. метод валентных связей (ВС) исходит из существования двухцентровых локализованных связей (Ф.Лондон, В.Гейтлер, Л.Полинг).

2. Метод молекулярных орбиталей (МО) использует представления о многоцентровых делокализованных связях. (Р.Малликен, Ф.Гунд, Э.Хюккель и др.).

Основные положения метода валентных связей

1. Химическая связь между атомами образуется в результате обобществления валентных электронов, т.е. образования общих электронных пар.

2. Общие электронные пары образуют лишь неспаренные электроны с антипараллельными спинами.

3. При образовании химической связи происходит частичное перекрывание атомных орбиталей, что приводит к увеличению электронной плотности в межъядерном пространстве.

4. Химическая связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие атомные орбитали.

5. В пространстве химическая связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая.

6. Свзь,образованная электронными облаками и имеющими максимальную плотность по линии, соединяющей центры атомов, называется сигма-связью (σ). Связь с максимальной электронной плотностью по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов, - пи-связью (π).

7. Если молекула образуется путём перекрывания двух АО, связь называется одинарной, если более двух АО – кратной. Одинарная связь представлена всегда σ-связью, а кратные связи включают σ- и π-связи.

8. Общая электронная пара соответствует единице химической связи. Ковалентность элемента или его спинвалентнось определяется числом общих электронных пар, образующих химическую связь. Поскольку общие электронные пары образуют неспаренные электроны, то спинвалентнось определяется в первую очередь числом неспаренных валентных электронов в основном и возбуждённом состояниях атома.

↑↓ ↑↓

↑N↑ + 3Н↓ → Н↓↑N↑↓H Cпинвалентность атома азота равна трём.

↑ ↑↓

Ковалентная связь в молекуле аммиака образована по обменному механизму: электронная пара образуется за счёт обобществления двух электронов от двух атомов.

Образование ковалентной связи может осуществляться и по донорно-акцепторному механизму: неподелённую пару электронов представляет один из взаимодействующих атомов (донор), а свободную атомную орбиталь второй атом (акцептор). Такой механизм образования ковалентной связи реализуется, например, при образовании катиона аммония.

H

↑↓ ↑↓

Н↓↑N↑↓H + ٱН⁺ → [ Н↓↑N↑↓H ]⁺

↑↓ ↑↓

H H

донор акцептор

В катионе NH₄⁺ азот проявляет свою максимальную валентность, равную четырём.

Ионная связь – крайний случай ковалентной полярной связи

Водородная связь