9. Образование химической связи. Энергия связи и длина связи.

При взаимодействии атомов между ними может возникнуть связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы – молекулы, молекулярного иона, кристалла. Чем прочнее связь, тем больше энергии необходимо затратить на ее разрыв. При образовании связи выделятся энергия, следовательно, уменьшается свободная потенциальная энергия системы взаимодействующих электронов и ядер.

Потенциальная энергия образующейся молекулы всегда меньше, чем суммарная потенциальная энергия исходных свободных атомов.

Длина связи – межъядерное расстояние в невозбужденной молекуле, обычно равно 1-2 ангстрем (0,1-0,2 нм).

Энергия связи – энергия, выделяющаяся при образовании данного вида связи (150-1000 кДж/моль).

10. Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. Валентность.

К.с. возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с ковалентной связью определяется по числу электронных пар. Для определения относительных зарядов в атомах с ковалентной связью надо мысленно связь разорвать и руководствоваться следующим правилом: при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящего, а в пределах главной подгруппы от ниже стоящему к выше. Механизм возникновения ковалентной связи: 2 метода объяснения: 1 – метод валентных связей, 2 – метод молекулярных орбиталей. В основе м.в.с. лежит 3 положения:

- Химическую связь образуют 2 электрона с противоположно направленными спинами. Имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей, при этом в пространстве между атомами возникает повышенная плотность электронного облака и к этой области притягиваются ядра атомов и оставшиеся электроны.

- Химическая связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрытие орбиталей.

- Чем больше взаимное перекрытие электронных орбиталей, тем прочнее связь.

Валентными являются неспаренные электроны. Для определения числа валентных электронов необходимо изобразить электронную оболочку атома в форме энергетических ячеек. В нормальных условиях S двух валентна а Cl – 1, однако в возбуждённом состояния S – может проявить валентность 4 и 6, а хлор – 3, 5, 7. Атомы серы и хлора можно возбудить. При возбуждении за счёт поступающей из вне энергии имеет место распаривание электронных пар и переход электрона на более удалённый подуровень. Затраченная энергия должна компенсироваться при протекании реакции с участием возбужденных атомов.

Валентность элемента в химическом соединении определяется по числу общих электронных пар.

Метод молекулярных орбиталей: метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно м.в.с в молекуле кислорода нет неспаренных электронов. Если в-во не имеет неспаренных электронов, то оно не имеет магнитного поля и выталкивается из внешнего магнитного поля (диамагнетик). Если вещество имеет собственное магнитное поле, оно втягивается во внешнее поле (парамагнетик). Кислород – парамагнетик. С т.з. вал связей трудно объяснить, что ряд веществ, теряя электроны, становятся прочнее. При возникновении химической связи электроны переходят на молекулярные орбитали. Различают два вида молекулярных орбиталей: связывающие и разрыхляющие. При возникновении связовающих волновые ф-ции электронов складываются таким образом, что в межъядерном пространстве плотность электронного облака повышается, ядра притягиваютя к этой области. В случае разрыхляющих орбиталей – между ядрами происходит разрежение электронной плотности и ядра отталкиваются. Разрежённые электроны обладают избыточной энергией, если молекула теряет электрон, то она теряет его с разрыхляющей орбитали и становится прочнее.