Základní typy chemických vazeb. Charakteristika chemické vazby

Ve většině případů, když se vytvoří vazba, jsou elektrony vázaných atomů sdíleny. Tento typ chemické vazby se nazývá kovalentní vazba (předpona „co-“ v latině znamená kompatibilitu, „valens“ znamená mít sílu). Vazebné elektrony se nacházejí především v prostoru mezi navázanými atomy. V důsledku přitahování atomových jader k těmto elektronům vzniká chemická vazba. Kovalentní vazba je tedy chemická vazba, ke které dochází v důsledku zvýšení hustoty elektronů v oblasti mezi chemicky vázanými atomy.

První teorie kovalentních vazeb patří americkému fyzikálnímu chemikovi G.-N. Lewis. V roce 1916 navrhl, že vazby mezi dvěma atomy jsou prováděny párem elektronů, přičemž kolem každého atomu se obvykle tvoří osmielektronový obal (pravidlo oktetu).

Jednou z podstatných vlastností kovalentní vazby je její nasycení. S omezeným počtem vnějších elektronů v oblastech mezi jádry se v blízkosti každého atomu vytvoří omezený počet elektronových párů (a tedy i počet chemických vazeb). Právě toto číslo úzce souvisí s pojmem valence atomu v molekule (valence je celkový počet kovalentních vazeb tvořených atomem). Další důležitou vlastností kovalentní vazby je její směrovost v prostoru. To se projevuje přibližně stejnou geometrickou strukturou chemických částic s podobným složením. Charakteristickým rysem kovalentní vazby je také její polarizovatelnost.

K popisu kovalentních vazeb se používají především dvě metody založené na různých aproximacích při řešení Schrödingerovy rovnice: metoda molekulových orbitalů a metoda valenčních vazeb. V současné době teoretická chemie využívá téměř výhradně molekulární orbitální metodu. Metoda valenční vazby však i přes velkou složitost výpočtů poskytuje jasnější představu o vzniku a struktuře chemických částic.

Parametry kovalentní vazby

Soubor atomů, které tvoří chemickou částici, se výrazně liší od souboru volných atomů. Vznik chemické vazby vede zejména ke změně poloměrů atomů a jejich energie. Dochází také k redistribuci elektronové hustoty: zvyšuje se pravděpodobnost nalezení elektronů v prostoru mezi vázanými atomy.

Délka chemické vazby

Když se vytvoří chemická vazba, atomy se vždy přiblíží k sobě - vzdálenost mezi nimi je menší než součet poloměrů izolovaných atomů:

r(A-B) r(A) + r(B)

Poloměr atomu vodíku je 53 pm, poloměr atomu fluoru je 71 pm a vzdálenost mezi jádry atomů v molekule HF je 92 pm:

Mezijaderná vzdálenost mezi chemicky vázanými atomy se nazývá délka chemické vazby.

V mnoha případech lze délku vazby mezi atomy v molekule látky předpovědět na základě znalosti vzdáleností mezi těmito atomy v jiných chemických látkách. Délka vazby mezi atomy uhlíku v diamantu je 154 pm a mezi atomy halogenu v molekule chloru - 199 pm. Poloviční součet vzdáleností mezi atomy uhlíku a chloru, vypočtený z těchto dat, je 177 pm, což se shoduje s experimentálně naměřenou délkou vazby v molekule CCl 4. Přitom se to nedělá vždy. Například vzdálenost mezi atomy vodíku a bromu v dvouatomových molekulách je 74 a 228 pm. Aritmetický průměr těchto čísel je 151 pm, ale skutečná vzdálenost mezi atomy v molekule bromovodíku je 141 pm, tedy znatelně méně.

Vzdálenost mezi atomy se výrazně snižuje, když se tvoří vícenásobné vazby. Čím vyšší je vazebná multiplicita, tím kratší je meziatomová vzdálenost.

Délky některých jednoduchých a vícenásobných vazeb

Úhly vazby

Směr kovalentních vazeb je charakterizován vazebnými úhly - úhly mezi čarami spojujícími vázané atomy. Grafický vzorec chemické částice neobsahuje informace o vazebných úhlech. Například u síranového iontu SO 4 2− jsou vazebné úhly mezi vazbami síry a kyslíku rovné 109,5° au tetrachloropalladátového iontu 2− − 90°. Součet délek vazeb a vazebných úhlů v chemické částici určuje její prostorovou strukturu. Pro stanovení vazebných úhlů se používají experimentální metody ke studiu struktury chemických sloučenin. Hodnoty vazebných úhlů lze odhadnout teoreticky na základě elektronové struktury chemické částice.

Energie kovalentní vazby

Chemická sloučenina vzniká z jednotlivých atomů pouze tehdy, je-li to energeticky výhodné. Pokud přitažlivé síly převažují nad odpudivými silami, potenciální energie interagujících atomů klesá, v opačném případě se zvyšuje. V určité vzdálenosti (rovnající se délce připojení r 0) tato energie je minimální.

Když se tedy vytvoří chemická vazba, energie se uvolní, a když se přeruší, energie se absorbuje. Energie E 0, nutné k oddělení atomů a jejich vzájemnému odstranění ve vzdálenosti, ve které spolu neinteragují, se nazývá vazebná energie. U dvouatomových molekul je vazebná energie definována jako energie disociace molekuly na atomy. Lze to experimentálně měřit.

V molekule vodíku je vazebná energie číselně rovna energii, která se uvolňuje během tvorby molekuly H2 z atomů H:

H + H = H2 + 432 kJ

Stejná energie musí být vynaložena na přerušení vazby H-H:

H 2 = H + H − 432 kJ

U víceatomových molekul je tato hodnota podmíněná a odpovídá energii procesu, při kterém daná chemická vazba zaniká a všechny ostatní zůstávají nezměněny. Pokud existuje několik stejných vazeb (například pro molekulu vody obsahující dvě vazby kyslík-vodík), lze jejich energii vypočítat pomocí Hessův zákon. Energetické hodnoty pro rozklad vody na jednoduché látky, stejně jako energie pro disociaci vodíku a kyslíku na atomy, jsou známé:

2H20 = 2H2+02; 484 kJ/mol

H2 = 2H; 432 kJ/mol

02 = 20; 494 kJ/mol

Vzhledem k tomu, že dvě molekuly vody obsahují 4 vazby, energie vazby kyslík-vodík je rovna:

E(O-H) = (2,432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 kJ/mol

V molekulách složení AB n postupné odebírání atomů B je doprovázeno určitým (ne vždy identickým) energetickým výdejem. Například hodnoty energie (kJ/mol) pro sekvenční eliminaci atomů vodíku z molekuly metanu se výrazně liší:

	427		368		519		335
CH 4	→	CH 3	→	CH 2	→	CH	→	S

V tomto případě je energie vazby A–B definována jako průměrné množství energie vynaložené ve všech fázích:

CH4 = C + 4H; 1649 kJ/mol

E(C-H) = 1649/4 = 412 kJ/mol

Čím vyšší je energie chemické vazby, tím silnější je vazba. Vazba je považována za silnou, nebo silnou, pokud její energie přesahuje 500 kJ/mol (například 942 kJ/mol pro N 2), za slabou - je-li její energie menší než 100 kJ/mol (například 69 kJ/mol pro NO 2). Pokud interakce atomů uvolňuje energii menší než 15 kJ/mol, pak se má za to, že nevzniká chemická vazba, ale je pozorována mezimolekulární interakce (například 2 kJ/mol pro Xe 2). Pevnost spoje obecně klesá s rostoucí délkou spoje.

Jednoduchá vazba je vždy slabší než vícenásobné vazby – dvojné a trojné – mezi stejnými atomy.

Energie některých jednoduchých a vícenásobných vazeb

Polarita kovalentní vazby

Polarita chemické vazby závisí na rozdílu v elektronegativitě vázaných atomů.

Elektronegativita- podmíněná hodnota charakterizující schopnost atomu v molekule přitahovat elektrony. Jestliže v dvouatomové molekule A−B jsou elektrony tvořící vazbu přitahovány k atomu B silněji než k atomu A, pak je atom B považován za elektronegativnější.

Stupnici elektronegativity použil L. Pauling kvantitativně charakterizovat schopnost atomů polarizovat kovalentní vazby. Ke kvantitativnímu popisu elektronegativity se kromě termochemických dat využívají i údaje o geometrii molekul (Sandersonova metoda) nebo spektrálních charakteristikách (Gordyho metoda). Hojně se používá i Allredova a Rokhovova stupnice, ve které se při výpočtech používá efektivní jaderný náboj a atomový kovalentní poloměr. Nejjasnější fyzikální význam má metoda navržená americkým fyzikálním chemikem R. Mullikenem (1896-1986). Elektronegativitu atomu definoval jako polovinu součtu jeho elektronové afinity a ionizačního potenciálu. Hodnoty elektronegativity založené na Mullikenově metodě a rozšířené na širokou škálu různých objektů se nazývají absolutní.

Fluor má nejvyšší hodnotu elektronegativity. Nejméně elektronegativním prvkem je cesium. Čím vyšší je rozdíl v elektronegativitě mezi dvěma atomy, tím polárnější je chemická vazba mezi nimi.

Podle toho, jak je elektronová hustota redistribuována při tvorbě chemické vazby, se rozlišuje několik typů. Limitujícím případem polarizace chemické vazby je úplný přenos elektronu z jednoho atomu na druhý. V tomto případě se tvoří dva ionty, mezi kterými dochází k iontové vazbě. Aby dva atomy vytvořily iontovou vazbu, musí být jejich elektronegativity velmi odlišné. Je-li elektronegativita atomů stejná (když molekuly vznikají z identických atomů), nazývá se vazba tzv. nepolární kovalentní. Nejčastější polární kovalentní vazba - vzniká mezi libovolnými atomy, které mají různé hodnoty elektronegativity.

Kvantitativní hodnocení polarita("ionicita") vazby mohou být obsluhovány efektivními náboji atomů. Efektivní náboj atomu je charakterizován rozdílem mezi počtem elektronů patřících danému atomu v chemické sloučenině a počtem elektronů volného atomu. Atom elektronegativnějšího prvku přitahuje elektrony silněji. Proto jsou elektrony blíže k němu a dostává nějaký negativní náboj, který se nazývá efektivní, a jeho partner má stejný kladný náboj. Pokud jsou elektrony tvořící vazbu mezi atomy sdíleny rovnoměrně, efektivní náboje jsou nulové. V iontových sloučeninách musí efektivní náboj odpovídat nábojům iontů. A pro všechny ostatní částice mají střední hodnoty.

Nejlepší metodou pro odhad nábojů atomů v molekule je řešení vlnové rovnice. To je však možné pouze v případě malého počtu atomů. Rozložení náboje lze kvalitativně posoudit pomocí stupnice elektronegativity. Používají se také různé experimentální metody. U dvouatomových molekul lze polaritu vazby charakterizovat a na základě měření dipólového momentu určit efektivní náboje atomů:

μ = q r,

Kde q- náboj dipólu, rovný efektivnímu náboji dvouatomové molekuly, r− mezijaderná vzdálenost.

Vazební dipólový moment je vektorová veličina. Směřuje z kladně nabité části molekuly do její záporné části. Na základě měření dipólového momentu bylo zjištěno, že v molekule chlorovodíku HCl má atom vodíku kladný náboj +0,2 zlomku elektronového náboje a atom chloru záporný náboj −0,2. To znamená, že vazba H-Cl je 20% iontové povahy. A vazba Na-Cl je z 90 % iontová.

ZÁKLADNÍ CHARAKTERISTIKY CHEMICKÉ VAZBY

Energie vazby je energie potřebná k přerušení chemické vazby. Energie přerušení vazby a vytvoření vazby jsou stejné velikosti, ale opačného znaménka. Čím vyšší je energie chemické vazby, tím je molekula stabilnější. Typicky se vazebná energie měří v kJ/mol.

Pro víceatomové sloučeniny s vazbami stejného typu se za energii vazby považuje její průměrná hodnota, vypočítaná vydělením energie tvorby sloučeniny z atomů počtem vazeb. Na rozbití vazby H–H je tedy vynaloženo 432,1 kJ/mol a na rozbití čtyř vazeb v molekule methanu CH 4 1648 kJ/∙mol, v tomto případě E C–H = 1648: 4 = 412 kJ/ mol.

Délka vazby je vzdálenost mezi jádry interagujících atomů v molekule. Záleží na velikosti elektronových obalů a míře jejich překrytí.

Polarita vazby je rozložení elektrického náboje mezi atomy v molekule.

Pokud je elektronegativita atomů podílejících se na tvorbě vazby stejná, pak bude vazba nepolární a v případě různé elektronegativity - polární. Extrémní případ polárních vazeb, kdy je sdílený elektronový pár téměř zcela posunut k elektronegativnějšímu prvku, vede k iontové vazbě.

Například: Н–Н – nepolární, Н–Сl – polární a Na + –Сl - – iontové.

Je nutné rozlišovat mezi polaritami jednotlivých vazeb a polaritou molekuly jako celku.

Polarita molekuly je vektorový součet dipólových momentů všech vazeb molekuly.

Například:

1) Lineární molekula CO 2 (O=C=O) je nepolární - dipólové momenty polárních vazeb C=O se vzájemně kompenzují.

2) Molekula vody je polární– dipólové momenty dvou O-H vazeb se navzájem neruší.

Prostorová struktura molekul určeno tvarem a umístěním elektronových mračen v prostoru.

Pořadí vazeb je počet chemických vazeb mezi dvěma atomy.

Například pořadí vazeb v molekulách H 2, O 2 a N 2 je 1, 2 a 3, v tomto pořadí, protože vazba v těchto případech vzniká v důsledku překrytí jednoho, dvou a tří párů elektronových mraků.

4.1. Kovalentní vazba je vazba mezi dvěma atomy prostřednictvím sdíleného elektronového páru.

Počet chemických vazeb je určen valencemi prvků.

Valence prvku je počet orbitalů zapojených do tvorby vazeb.

Kovalentní nepolární vazba je vazba dosažená tvorbou elektronových párů mezi atomy se stejnou elektronegativitou. Například H2, O2, N2, Cl2 atd.

Polární kovalentní vazba je vazba mezi atomy s různou elektronegativitou.

Například HCl, H2S, PH3 atd.

Kovalentní vazba má následující vlastnosti:

1) Sytost– schopnost atomu tvořit tolik vazeb, kolik má valencí.

2) Pokyny– k překrytí elektronových mraků dochází ve směru, který poskytuje maximální hustotu překrytí.

4.2. Iontová vazba je vazba mezi opačně nabitými ionty.

Toto je extrémní případ polární kovalentní vazby a nastává, když existuje velký rozdíl v elektronegativitách interagujících atomů. Iontová vazba nemá směrovost ani saturaci.

Oxidační stav je podmíněný náboj atomu ve sloučenině na základě předpokladu, že dojde k úplné ionizaci vazeb.

Vstupenka číslo 10.
1.Charakteristiky chemické vazby - energie, délka, násobnost, polarita.
Důvod vzniku chemické vazby.

Chemická vazba je soubor interakcí mezi atomy, vedoucí ke vzniku stabilních systémů (molekuly, komplexy, krystaly.). Dochází k němu, pokud v důsledku překrývání mraků atomů klesá celková energie systému. Měřítkem síly je energie vazby, která je určena prací potřebnou k přerušení dané vazby.
Druhy chemikálií vazby: kovalentní (polární, nepolární, výměnné a donor-akceptorové), iontové, vodíkové a kovové.
Délka vazby je vzdálenost mezi středy atomů v molekule. Energie a délka vazeb závisí na povaze distribuce El. hustota mezi atomy. Rozložení jeho hustoty je ovlivněno prostorovou orientací chemikálie. komunikace. Pokud jsou 2-atomové molekuly vždy lineární, pak tvary polyatomových molekul mohou být jsou rozdílní.
Úhel mezi imaginárními čarami, které lze nakreslit středy vázaných atomů, se nazývá valence. Rozložení hustoty e závisí také na velikosti at. a jejich eo. V homoatomickém El. hustota je rovnoměrně rozložena. U heteroatomových je posunuta ve směru, který pomáhá snižovat energii systému.
Vazebná energie je energie, která se uvolní, když se molekula vytvoří z jednotlivých atomů. Vazebná energie se liší od ΔHobr. Vznikové teplo je energie, která se uvolňuje nebo absorbuje při tvorbě molekul z jednoduchých látek. Tak:

N2 + O2 → 2NO + 677,8 kJ/mol – ∆Hobr.

N + O → NO - 89,96 kJ/mol – E St.

Mnohonásobnost vazby je určena počtem elektronových párů zapojených do vazby mezi atomy. Chemická vazba je způsobena překrýváním elektronových mračen. Pokud k tomuto překrytí dochází podél čáry spojující atomová jádra, pak se taková vazba nazývá vazba σ. Může být tvořen s – s elektrony, p – p elektrony, s – p elektrony. Chemická vazba uskutečněná jedním elektronovým párem se nazývá jednoduchá vazba.
Pokud je vazba tvořena více než jedním párem elektronů, pak se nazývá vícenásobná.
Vícenásobná vazba se vytvoří, když je příliš málo elektronů a vazebných atomů pro každý valenční orbital centrálního atomu tvořící vazbu, aby se překrýval s jakýmkoliv orbitalem okolního atomu.
Protože p-orbitaly jsou striktně orientovány v prostoru, mohou se překrývat pouze tehdy, jsou-li p-orbitaly každého atomu kolmého k mezijaderné ose vzájemně rovnoběžné. To znamená, že v molekulách s násobnou vazbou nedochází k rotaci kolem vazby.

Pokud se dvouatomová molekula skládá z atomů jednoho prvku, jako jsou molekuly H2, N2, Cl2 atd., pak je každý elektronový oblak tvořený společným párem elektronů a provádějící kovalentní vazbu rozmístěn v prostoru symetricky vzhledem k jádrům oba atomy. V takovém případě se kovalentní vazba nazývá nepolární nebo homeopolární. Pokud se dvouatomová molekula skládá z atomů různých prvků, pak je celkový elektronový mrak posunut směrem k jednomu z atomů, takže dochází k asymetrii v rozložení náboje. V takových případech se kovalentní vazba nazývá polární nebo heteropolární.

Pro posouzení schopnosti atomu daného prvku přitahovat společný elektronový pár se používá hodnota relativní elektronegativity. Čím větší je elektronegativita atomu, tím silněji přitahuje sdílený elektronový pár. Jinými slovy, když se vytvoří kovalentní vazba mezi dvěma atomy různých prvků, společný elektronový mrak se posune k elektronegativnějšímu atomu a ve větší míře, čím více se elektronegativita interagujících atomů liší. Hodnoty elektronegativity atomů některých prvků vzhledem k elektronegativitě fluoru, která se předpokládá 4.
Elektronegativita se přirozeně mění v závislosti na poloze prvku v periodické tabulce. Na začátku každého období jsou prvky s nejnižší elektronegativitou - typické kovy, na konci období (před vzácnými plyny) - prvky s nejvyšší elektronegativitou, tedy typické nekovy.

U prvků stejné podskupiny má elektronegativita tendenci klesat s rostoucím jaderným nábojem. Čím typičtější kov prvek je, tím nižší je jeho elektronegativita; Čím typičtější je nekovový prvek, tím vyšší je jeho elektronegativita.

Důvod vzniku chemické vazby. Atomy většiny chemických prvků neexistují v individuální formě, protože se vzájemně ovlivňují a tvoří složité částice (molekuly, ionty a radikály). Mezi atomy působí elektrostatické síly, tzn. síla vzájemného působení elektrických nábojů, jejichž nositeli jsou elektrony a atomová jádra. Valenční elektrony hrají hlavní roli při tvorbě chemických vazeb mezi atomy.
Příčiny vzniku chemické vazby mezi atomy lze hledat v elektrostatické povaze atomu samotného. V důsledku přítomnosti prostorově oddělených oblastí elektrického náboje v atomech může mezi různými atomy docházet k elektrostatickým interakcím, které mohou tyto atomy držet pohromadě.
Když se vytvoří chemická vazba, dojde k redistribuci v prostoru elektronových hustot, které původně patřily různým atomům. Protože elektrony vnější úrovně jsou nejméně pevně vázány k jádru, hrají tyto elektrony hlavní roli při tvorbě chemické vazby. Počet chemických vazeb vytvořených daným atomem ve sloučenině se nazývá valence. Z tohoto důvodu se elektrony vnější hladiny nazývají valenční elektrony.

2.Charakteristiky chemické vazby - energie, délka, násobnost, polarita.

Vazebná energie je energie, která se uvolní, když se molekula vytvoří z jednotlivých atomů. Vazebná energie se liší od ΔHobr. Vznikové teplo je energie, která se uvolňuje nebo absorbuje při tvorbě molekul z jednoduchých látek.(energie vazeb v molekulách skládajících se z identických atomů klesají ve skupinách shora dolů)

U dvouatomových molekul je energie vazby rovna disociační energii, brané s opačným znaménkem: například v molekule F2 je energie vazby mezi atomy F-F rovna - 150,6 kJ/mol. Pro víceatomové molekuly s jedním typem vazby, např. pro molekuly ABn, je průměrná energie vazby rovna 1/n části celkové energie tvorby sloučeniny z atomů. Tedy energie tvorby CH4 = -1661,1 kJ/mol.

Pokud jsou v molekule spojeny více než dva různé atomy, pak se průměrná vazebná energie neshoduje s disociační energií molekuly. Pokud molekula obsahuje různé typy vazeb, pak každé z nich lze přibližně přiřadit určitou hodnotu E. To nám umožňuje odhadnout energii vzniku molekuly z atomů. Například energii tvorby molekuly pentanu z atomů uhlíku a vodíku lze vypočítat pomocí rovnice:

E = 4EC-C + 12EC-H.

Délka vazby je vzdálenost mezi jádry interagujících atomů. Délku vazby lze zhruba odhadnout na základě atomových nebo iontových poloměrů nebo z výsledků určení velikosti molekul pomocí Avogadrova čísla. Takže objem na jednu molekulu vody: , o

Čím vyšší je řád vazby mezi atomy, tím je kratší.

Násobnost: Násobnost vazby je určena počtem elektronových párů zapojených do vazby mezi atomy. Chemická vazba je způsobena překrýváním elektronových mračen. Pokud k tomuto překrytí dochází podél čáry spojující atomová jádra, pak se taková vazba nazývá vazba σ. Může být tvořen s – s elektrony, p – p elektrony, s – p elektrony. Chemická vazba uskutečněná jedním elektronovým párem se nazývá jednoduchá vazba.

Pokud je vazba tvořena více než jedním párem elektronů, pak se nazývá vícenásobná.

Vícenásobná vazba se vytvoří, když je příliš málo elektronů a vazebných atomů pro každý valenční orbital centrálního atomu tvořící vazbu, aby se překrýval s jakýmkoliv orbitalem okolního atomu.

Protože p-orbitaly jsou striktně orientovány v prostoru, mohou se překrývat pouze tehdy, jsou-li p-orbitaly každého atomu kolmého k mezijaderné ose vzájemně rovnoběžné. To znamená, že v molekulách s násobnou vazbou nedochází k rotaci kolem vazby.

Polarita: Pokud se dvouatomová molekula skládá z atomů jednoho prvku, jako jsou molekuly H2, N2, Cl2 atd., pak je každý elektronový mrak tvořený společným párem elektronů a provádějící kovalentní vazbu rozmístěn v prostoru symetricky vzhledem k jádra obou atomů. V takovém případě se kovalentní vazba nazývá nepolární nebo homeopolární. Pokud se dvouatomová molekula skládá z atomů různých prvků, pak je celkový elektronový mrak posunut směrem k jednomu z atomů, takže dochází k asymetrii v rozložení náboje. V takových případech se kovalentní vazba nazývá polární nebo heteropolární.

Přemístění celkového elektronového mraku během tvorby polární kovalentní vazby vede k tomu, že průměrná hustota záporného elektrického náboje je vyšší u více elektronegativního atomu a nižší u méně elektronegativního atomu. Výsledkem je, že první atom získává přebytečný záporný náboj a druhý přebytečný kladný náboj; Tyto náboje se obvykle nazývají efektivní náboje atomů v molekule.

3. Důvodem vzniku chemické vazby je touha atomů kovů a nekovů prostřednictvím interakce s jinými atomy dosáhnout stabilnější elektronové struktury, podobné struktuře inertních plynů. Existují tři hlavní typy vazeb: polární kovalentní, nepolární kovalentní a iontové.

Kovalentní vazba se nazývá nepolární, pokud je sdílený elektronový pár sdílen rovnoměrně oběma atomy. Mezi atomy, jejichž elektronegativita je stejná (mezi atomy téhož nekovu), vzniká kovalentní nepolární vazba, tzn. v jednoduchých látkách. Například v molekulách kyslíku, dusíku, chloru, bromu je kovalentní vazba nepolární.
Kovalentní vazba se nazývá polární, pokud je sdílený elektronový pár posunut k jednomu z prvků. Kovalentní polární vazba vzniká mezi atomy, jejichž elektronegativita se liší, ale ne příliš, tzn. ve složitých látkách mezi atomy nekovů. Například v molekulách vody, chlorovodíku, amoniaku a kyseliny sírové je vazba polární kovalentní.
Iontová vazba je vazba mezi ionty, ke které dochází v důsledku přitahování opačně nabitých iontů. Iontové vazby se vyskytují mezi atomy typických kovů (hlavní podskupina první a druhé skupiny) a atomy typických nekovů (hlavní podskupina sedmé skupiny a kyslík).
4. Chemická rovnováha. Rovnovážná konstanta. Výpočet rovnovážných koncentrací.
Chemická rovnováha je stav chemického systému, ve kterém jedna nebo více chemických reakcí probíhá reverzibilně a rychlosti v každém dopředně-reverzním reakčním páru jsou stejné. U systému v chemické rovnováze se koncentrace činidel, teplota a další parametry systému v průběhu času nemění.

A2 + B2 ⇄ 2AB

V rovnovážném stavu se rychlost dopředných a zpětných reakcí rovná.

Rovnovážná konstanta je hodnota, která určuje pro danou chemickou reakci poměr mezi výchozími látkami a produkty ve stavu chemické rovnováhy. Při znalosti rovnovážné konstanty reakce je možné vypočítat rovnovážné složení reakční směsi, maximální výtěžek produktů a určit směr reakce.

Způsoby vyjádření rovnovážné konstanty:
Pro reakci ve směsi ideálních plynů lze rovnovážnou konstantu vyjádřit pomocí rovnovážných parciálních tlaků složek pi podle vzorce:

kde νi je stechiometrický koeficient (bráno záporně pro výchozí látky, kladné pro produkty). Kp nezávisí na celkovém tlaku, na počátečních množstvích látek nebo na tom, kteří účastníci reakce byli bráni jako výchozí, ale závisí na teplotě.

Například pro oxidační reakci oxidu uhelnatého:
2CO + O2 = 2CO2

Rovnovážnou konstantu lze vypočítat pomocí rovnice:

Pokud reakce probíhá v ideálním roztoku a koncentrace složek je vyjádřena v molaritě ci, má rovnovážná konstanta tvar:

Pro reakce ve směsi reálných plynů nebo v reálném roztoku se místo parciálního tlaku a koncentrace používá fugacita fi a aktivita ai, resp.

V některých případech (v závislosti na způsobu vyjádření) může být rovnovážná konstanta funkcí nejen teploty, ale i tlaku. Pro reakci ve směsi ideálních plynů lze tedy parciální tlak složky vyjádřit podle Daltonova zákona jako celkový tlak a molární zlomek složky (), pak je snadné ukázat, že:

kde Δn je změna počtu molů látek během reakce. Je vidět, že Kx závisí na tlaku. Pokud je počet molů reakčních produktů roven počtu molů výchozích látek (Δn = 0), pak Kp = Kx.

Přednáška pro učitele

Chemickou vazbu (dále jen vazbu) lze definovat jako interakci dvou nebo více atomů, v jejímž důsledku vzniká chemicky stabilní víceatomový mikrosystém (molekula, krystal, komplex apod.).

Doktrína vazby zaujímá ústřední místo v moderní chemii, protože chemie jako taková začíná tam, kde končí izolovaný atom a začíná molekula. V podstatě všechny vlastnosti látek jsou určeny charakteristikami vazeb v nich. Hlavní rozdíl mezi chemickou vazbou a jinými typy interakcí mezi atomy je ten, že její vznik je dán změnou stavu elektronů v molekule oproti původním atomům.

Teorie komunikace by měla poskytnout odpovědi na řadu otázek. Proč vznikají molekuly? Proč některé atomy interagují, zatímco jiné ne? Proč se atomy spojují v určitých poměrech? Proč jsou atomy v prostoru uspořádány určitým způsobem? A nakonec je třeba vypočítat energii vazby, její délku a další kvantitativní charakteristiky. Korespondence teoretických konceptů s experimentálními daty by měla být považována za kritérium pravdivosti teorie.

Existují dva hlavní způsoby popisu komunikace, které vám umožní odpovědět na položené otázky. Jedná se o metody valenčních vazeb (BC) a molekulových orbitalů (MO). První je vizuálnější a jednodušší. Druhý je přísnější a univerzálnější. Kvůli větší přehlednosti se zde zaměříme na metodu BC.

Kvantová mechanika nám umožňuje popsat spojení na základě nejobecnějších zákonů. Přestože existuje pět typů vazeb (kovalentní, iontové, kovové, vodíkové a intermolekulární vazby), vazba je svou povahou jednotná a rozdíly mezi jejími typy jsou relativní. Podstata komunikace je v coulombovské interakci, v jednotě protikladů – přitažlivosti a odpuzování. Rozdělení komunikace na typy a rozdílnost metod jejího popisu nesvědčí o rozmanitosti komunikace, ale spíše o nedostatku znalostí o ní v současné fázi vývoje vědy.

Tato přednáška pokryje témata jako energie chemické vazby, kvantově mechanický model kovalentních vazeb, výměnné a donor-akceptorové mechanismy tvorby kovalentních vazeb, atomová excitace, multiplicita vazeb, hybridizace atomových orbitalů, elektronegativita prvků a polarita kovalentní vazby, koncept molekulární orbitální metody, chemická vazba v krystalech.

Energie chemické vazby

Podle principu nejmenší energie by se měla vnitřní energie molekuly snížit ve srovnání se součtem vnitřních energií atomů, které ji tvoří. Vnitřní energie molekuly zahrnuje součet interakčních energií každého elektronu s každým jádrem, každého elektronu s každým dalším elektronem a každého jádra s každým dalším jádrem. Přitažlivost musí převládnout nad odporem.

Nejdůležitější vlastností vazby je energie, která určuje její sílu. Měřítkem síly vazby může být jak množství energie vynaložené na její rozbití (energie disociace vazby), tak hodnota, která po sečtení přes všechny vazby udává energii tvorby molekuly z elementárních atomů. Energie rozbití vazby je vždy pozitivní. Energie tvorby vazby je co do velikosti stejná, ale má záporné znaménko.

U dvouatomové molekuly je vazebná energie číselně rovna energii disociace molekuly na atomy a energii tvorby molekuly z atomů. Například vazebná energie v molekule HBr se rovná množství energie uvolněné v procesu H + Br = HBr. Je zřejmé, že vazebná energie HBr je větší než množství energie uvolněné při tvorbě HBr z plynného molekulárního vodíku a kapalného bromu:

1/2 Н 2 (g.) + 1/2 Вr 2 (l.) = НBr (g.),

na energetické hodnotě vypařování 1/2 mol Br 2 a na energetické hodnotě rozkladu 1/2 mol H 2 a 1/2 mol Br 2 na volné atomy.

Kvantově mechanický model kovalentní vazby metodou valenční vazby na příkladu molekuly vodíku

V roce 1927 byla Schrödingerova rovnice vyřešena pro molekulu vodíku německými fyziky W. Heitlerem a F. Londonem. Jednalo se o první úspěšný pokus použít kvantovou mechaniku k řešení komunikačních problémů. Jejich práce položila základy metody valenčních vazeb neboli valenčních schémat (VS).

Výsledky výpočtu lze graficky znázornit ve formě závislostí interakčních sil mezi atomy (obr. 1, a) a energie systému (obr. 1, b) na vzdálenosti mezi jádry atomů vodíku. Jádro jednoho z atomů vodíku umístíme do počátku souřadnic a jádro druhého přiblížíme k jádru prvního atomu vodíku podél osy x. Pokud jsou spiny elektronů antiparalelní, zvýší se přitažlivé síly (viz obr. 1, a, křivka I) a odpudivé síly (křivka II). Výslednice těchto sil je znázorněna křivkou III. Nejprve převládají síly přitažlivosti, poté síly odpudivé. Když se vzdálenost mezi jádry rovná r 0 = 0,074 nm, přitažlivá síla je vyvážena odpudivou silou. Rovnováha sil odpovídá minimální energii systému (viz obr. 1, b, křivka IV) a tedy nejstabilnějšímu stavu. Hloubka „potenciální jámy“ představuje vazebnou energii E 0 H–H v molekule H 2 v absolutní nule. Je to 458 kJ/mol. Při skutečných teplotách však štěpení vazby vyžaduje o něco méně energie E H–H, která se při 298 K (25 ° C) rovná 435 kJ/mol. Rozdíl mezi těmito energiemi v molekule H2 je energie vibrací atomů vodíku (E coll = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Rýže. 1. Závislost sil interakce mezi atomy (a) a energií soustavy (b)
na vzdálenosti mezi jádry atomů v molekule H 2

Když se k sobě přiblíží dva atomy vodíku obsahující elektrony s paralelními spiny, energie soustavy neustále roste (viz obr. 1, b, křivka V) a nevzniká vazba.

Kvantově mechanický výpočet tedy poskytl kvantitativní vysvětlení souvislosti. Pokud má pár elektronů opačné spiny, elektrony se pohybují v poli obou jader. Mezi jádry se objevuje oblast s vysokou hustotou elektronového mraku - přebytečný negativní náboj, který přitahuje kladně nabitá jádra. Z kvantově mechanického výpočtu vycházejí ustanovení, která jsou základem metody VS:

1. Důvodem spojení je elektrostatická interakce jader a elektronů.
2. Vazba je tvořena elektronovým párem s antiparalelními spiny.
3. Nasycení vazby je způsobeno tvorbou elektronových párů.
4. Síla spojení je úměrná míře překrytí elektronových mraků.
5. Směrovost spojení je dána překrytím elektronových mračen v oblasti maximální elektronové hustoty.

Výměnný mechanismus tvorby kovalentní vazby metodou BC. Směrovost a saturace kovalentních vazeb

Jedním z nejdůležitějších konceptů metody BC je valence. Číselná hodnota valence v metodě BC je určena počtem kovalentních vazeb, které atom tvoří s jinými atomy.

Mechanismus uvažovaný pro molekulu H2 pro tvorbu vazby párem elektronů s antiparalelními spiny, které před vznikem vazby patřily různým atomům, se nazývá výměna. Pokud se bere v úvahu pouze mechanismus výměny, je valence atomu určena počtem jeho nepárových elektronů.

U molekul složitějších než H2 zůstávají principy výpočtu nezměněny. Vznik vazby je způsoben interakcí páru elektronů s opačnými spiny, ale s vlnovými funkcemi stejného znaménka, které se sčítají. Výsledkem toho je zvýšení elektronové hustoty v oblasti překrývajících se elektronových mračen a kontrakce jader. Podívejme se na příklady.

V molekule fluoru je vazba F2 tvořena 2p orbitaly atomů fluoru:

Největší hustota elektronového oblaku je blízko orbitalu 2p ve směru osy symetrie. Pokud jsou nepárové elektrony atomů fluoru v orbitalech 2p x, dochází k vazbě ve směru osy x (obr. 2). Orbitaly 2p y a 2p z obsahují osamocené páry elektronů, které se nepodílejí na tvorbě vazeb (na obr. 2 stínované). V následujícím nebudeme takové orbitaly zobrazovat.

Rýže. 2. Vznik molekuly F2

V molekule fluorovodíku HF je vazba tvořena orbitalem 1s atomu vodíku a orbitalem 2px atomu fluoru:

Směr vazby v této molekule je určen orientací 2px orbitalu atomu fluoru (obr. 3). K překrytí dochází ve směru osy x symetrie. Jakákoli jiná možnost překrytí je energeticky méně výhodná.

Rýže. 3. Vznik molekuly HF

Složitější d- a f-orbitaly jsou také charakterizovány směry maximální hustoty elektronů podél jejich os symetrie.

Směrovost je tedy jednou z hlavních vlastností kovalentní vazby.

Směr vazby dobře ilustruje příklad molekuly sirovodíku H 2 S:

Vzhledem k tomu, že osy symetrie valenčních 3p orbitalů atomu síry jsou vzájemně kolmé, lze očekávat, že molekula H 2 S by měla mít rohovou strukturu s úhlem mezi vazbami S–H 90° (obr. 4). Úhel se skutečně blíží vypočítanému a je roven 92°.

Rýže. 4. Vznik molekuly H 2 S

Je zřejmé, že počet kovalentních vazeb nemůže překročit počet elektronových párů tvořících vazby. Nasycení jako vlastnost kovalentní vazby však také znamená, že pokud má atom určitý počet nepárových elektronů, pak se všechny musí podílet na tvorbě kovalentních vazeb.

Tato vlastnost je vysvětlena principem nejmenší energie. S každou další vytvořenou vazbou se uvolňuje další energie. Jsou tedy plně realizovány všechny valenční možnosti.

Stabilní molekula je totiž H 2 S, nikoli HS, kde je nerealizovaná vazba (nespárovaný elektron je označen tečkou). Částice obsahující nepárové elektrony se nazývají volné radikály. Jsou extrémně reaktivní a reagují za vzniku sloučenin obsahujících nasycené vazby.

Excitace atomů

Uvažujme valenční možnosti podle mechanismu výměny některých prvků 2. a 3. periody periodické tabulky.

Atom berylia na vnější kvantové úrovni obsahuje dva párové elektrony 2s. Neexistují žádné nepárové elektrony, takže berylium musí mít nulovou valenci. Ve sloučeninách je však dvojmocný. To lze vysvětlit excitací atomu, která spočívá v přechodu jednoho ze dvou elektronů 2s do podúrovně 2p:

V tomto případě je spotřebována excitační energie E*, odpovídající rozdílu mezi energiemi podúrovně 2p a 2s.

Když je atom boru excitován, jeho valence se zvyšuje z 1 na 3:

a atom uhlíku má od 2 do 4:

Na první pohled se může zdát, že buzení odporuje principu nejmenší energie. V důsledku buzení však vznikají nová, další spojení, díky nimž se uvolňuje energie. Pokud je tato dodatečná uvolněná energie větší než energie vynaložená na buzení, je nakonec splněn princip nejmenší energie. Například v molekule methanu CH4 je průměrná energie vazby C–H 413 kJ/mol. Energie vynaložená na excitaci je E* = 402 kJ/mol. Energetický zisk v důsledku vytvoření dvou dalších vazeb bude:

D E = E přídavné světlo – E* = 2 413 – 402 = 424 kJ/mol.

Pokud není respektována zásada nejmenší energie, tj. E add.st.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

Například kyslík je z tohoto důvodu pouze dvojmocný. Elektronický analog kyslíku - síra - má však větší valenční schopnosti, protože třetí kvantová úroveň má podúroveň 3d a energetický rozdíl mezi podúrovněmi 3s, 3p a 3d je nesrovnatelně menší než mezi druhou a třetí kvantovou úrovní atom kyslíku:

Ze stejného důvodu prvky 3. periody - fosfor a chlor - vykazují proměnnou mocnost, na rozdíl od jejich elektronických analogů ve 2. periodě - dusíku a fluoru. Excitace do odpovídající podúrovně může vysvětlit vznik chemických sloučenin prvků skupiny VIIIa 3. a následujících období. V heliu a neonu (1. a 2. perioda), které mají dokončenou vnější kvantovou úroveň, nebyly nalezeny žádné chemické sloučeniny a jsou to jediné skutečně inertní plyny.

Donor-akceptorový mechanismus tvorby kovalentní vazby

Pár elektronů s antiparalelními spiny tvořícími vazbu lze získat nejen mechanismem výměny, který zahrnuje účast elektronů z obou atomů, ale také jiným mechanismem, zvaným donor-akceptor: jeden atom (donor) poskytuje osamocený pár elektronů pro vytvoření vazby a druhý (akceptor) – prázdná kvantová buňka:

Výsledek pro oba mechanismy je stejný. Často lze tvorbu vazby vysvětlit oběma mechanismy. Například molekulu HF lze získat nejen v plynné fázi z atomů podle mechanismu výměny, jak je uvedeno výše (viz obr. 3), ale také ve vodném roztoku z iontů H + a F – podle dárce. -akceptorový mechanismus:

Není pochyb o tom, že molekuly produkované různými mechanismy jsou nerozlišitelné; připojení jsou zcela ekvivalentní. Proto je správnější nerozlišovat interakci donor-akceptor jako zvláštní typ vazby, ale považovat ji pouze za speciální mechanismus vzniku kovalentní vazby.

Když chtějí zdůraznit mechanismus tvorby vazby přesně podle mechanismu donor-akceptor, označí se ve strukturních vzorcích šipkou od donoru k akceptoru (D® A). V ostatních případech není takové spojení izolované a je označeno pomlčkou, jako v mechanismu výměny: D–A.

Vazby v amonném iontu vzniklé reakcí: NH 3 + H + = NH 4 +,

jsou vyjádřeny následujícím schématem:

Strukturní vzorec NH 4 + může být reprezentován jako

Druhá forma zápisu je vhodnější, protože odráží experimentálně stanovenou ekvivalenci všech čtyř spojení.

Vznik chemické vazby mechanismem donor-akceptor rozšiřuje valenční schopnosti atomů: valence je určena nejen počtem nespárovaných elektronů, ale také počtem osamělých elektronových párů a prázdných kvantových buněk zapojených do tvorby vazeb. . Takže v uvedeném příkladu je valence dusíku čtyři.

Mechanismus donor-akceptor se úspěšně používá k popisu vazby v komplexních sloučeninách pomocí metody BC.

Mnohonásobnost komunikace. s- a p -Připojení

Spojení mezi dvěma atomy může být provedeno nejen jedním, ale také několika elektronovými páry. Právě počet těchto elektronových párů určuje v metodě BC multiplicitu – jednu z vlastností kovalentní vazby. Například v molekule ethanu C 2 H 6 je vazba mezi atomy uhlíku jednoduchá (jednoduchá), v molekule ethylenu C 2 H 4 je dvojitá a v molekule acetylenu C 2 H 2 je trojná. Některé charakteristiky těchto molekul jsou uvedeny v tabulce. 1.

stůl 1

Změny parametrů vazby mezi atomy C v závislosti na její multiplicitě

S rostoucí multiplicitou vazby, jak by se dalo očekávat, se její délka zmenšuje. Vazebná multiplicita se zvyšuje diskrétně, to znamená celočíselný počet krát, takže pokud by všechny vazby byly stejné, energie by se také zvýšila odpovídajícím počtem krát. Jak je však vidět z tabulky. 1, vazebná energie roste méně rychle než multiplicita. V důsledku toho jsou spojení nestejná. To lze vysvětlit rozdíly v geometrických způsobech, kterými se orbitaly překrývají. Podívejme se na tyto rozdíly.

Vazba vytvořená překrývajícími se elektronovými mračny podél osy procházející jádry atomů se nazývá s-vazba.

Pokud je ve vazbě zapojen s-orbital, pak jedině s - připojení (obr. 5, a, b, c). Odtud dostal své jméno, protože řecké písmeno s je synonymem pro latinské s.

Když se p-orbitaly (obr. 5, b, d, e) a d-orbitaly (obr. 5, c, e, f) podílejí na tvorbě vazby, dochází k překrytí typu s ve směru nejvyšší hustoty. elektronových mraků, což je energeticky nejvýhodnější. Proto se při vytváření spojení vždy nejprve implementuje tato metoda. Pokud je tedy připojení jednoduché, je to povinné s - spojení, je-li více, pak jedno ze spojení určitě je s-spojení.

Rýže. 5. Příklady s-vazeb

Z geometrických úvah je však zřejmé, že mezi dvěma atomy může být pouze jeden s -spojení. Ve vícenásobných vazbách musí být druhá a třetí vazba vytvořena odlišnou geometrickou metodou překrývání elektronových mraků.

Vazba vytvořená překrytím elektronových mraků na obou stranách osy procházející jádry atomů se nazývá p-vazba. Příklady str - zapojení jsou na obr. 6. Takové překrytí je energeticky méně příznivé než s -typ. Provádějí ji okrajové části elektronových mračen s nižší elektronovou hustotou. Zvýšení násobnosti spojení znamená vznik p -vazby, které mají nižší energii ve srovnání s s - komunikace. To je důvodem nelineárního nárůstu vazebné energie ve srovnání s nárůstem multiplicity.

Rýže. 6. Příklady p-vazeb

Uvažujme tvorbu vazeb v molekule N 2. Jak je známo, molekulární dusík je chemicky velmi inertní. Důvodem je vytvoření velmi silné trojité vazby NєN:

Schéma překrytí elektronových mraků je na Obr. 7. Jedna z vazeb (2рх–2рх) je vytvořena podle typu s. Další dva (2рz–2рz, 2рy–2рy) jsou typu p. Aby nebyl obrázek nepřehledný, je obrázek překrytí 2py oblaků zobrazen samostatně (obr. 7, b). Chcete-li získat obecný obrázek, Obr. 7, a a 7, b by měly být kombinovány.

Na první pohled se to může zdát s -vazba, omezující přiblížení atomů, nedovoluje překrytí orbitalů p -typ. Obraz orbitalu však zahrnuje pouze určitý zlomek (90 %) elektronového oblaku. K překrytí dochází s periferní oblastí umístěnou mimo takový obraz. Pokud si představíme orbitaly, které zahrnují velkou část elektronového mraku (například 95 %), pak je jejich překrývání zřejmé (viz přerušované čáry na obr. 7, a).

Rýže. 7. Vznik molekuly N2

Pokračování příště

V.I. Elfimov,
profesor z Moskvy
Státní otevřená univerzita

Porovnání údajů o počtu elektronů na vnějším obalu s počtem chemických vazeb, které může daný atom vytvořit, ukázalo, že principy tvorby chemických vazeb identifikované při studiu molekuly vodíku platí i pro další atomy. To se děje proto, že vazba je elektrické povahy a je tvořena dvěma elektrony (jeden z každého atomu). Proto je třeba očekávat korelaci mezi první ionizační energií (FEI) atomů (která je elektrostatického původu) a jejich vazebnou energií v dvouatomových molekulách.

Experimentální údaje o stanovení vazebné energie pro řadu dvouatomových molekul (v plynné fázi) vytvořených z atomů 2. a 3. periody jsou uvedeny v tabulce 4.2 a na Obr. 4.2.1.

Tabulka 4.2

Molekula A 2	Komunikační energie (kJ/mol)	Molekula	Vazebná energie (kJ/mol)

Rýže. 4.2-1 Vazebná energie v molekulách prvků druhé a třetí periody v závislosti na PEI prvku

Tato data (viz tabulka 4.2, obr. 4.2-1) ukazují, že energie vazby mezi atomy je prakticky nezávislá na PEI vázaných atomů.

Je opravdu možné, že v dvouatomových molekulách (kde je více než jeden elektron) vzniká vazba jiným mechanismem a existují další síly, se kterými jsme dříve nepočítali?

Než přejdeme k identifikaci těchto sil, pokusme se to vysvětlit nezávislost na základě existujících interakcí.
Začněme zkoumáním dalších faktorů, které vysvětlují nedostatek očekávané korelace a nezávislost experimentální data o měření PEI z vazebné energie v dvouatomových molekulách.
Rozdělme tabulku (4.2) do čtyř skupin:

Skupina A zahrnuje molekuly sestávající z identických atomů s vazebnou energií nižší než 40 kJ/mol. V plynné fázi se tyto molekuly rozpadají na atomy.

Skupina B zahrnuje dvouatomové molekuly sestávající z identických atomů, jejichž vazebná energie se pohybuje od 400 kJ/mol do 1000 kJ/mol. Vazebná energie v těchto molekulách je skutečně výrazně odlišná ve srovnání s vazebnou energií v molekule vodíku, která je 429 kJ/mol.

SkupinaS zahrnuje dvouatomové molekuly sestávající z různých atomů, jejichž vazebná energie se pohybuje od 340 kJ/mol do 550 kJ/mol.

SkupinaD zahrnuje dvouatomové molekuly s identickými atomy, jejichž vazebná energie je 50-350 kJ/mol.

STŮL 4.4
ENERGIE KOMUNIKACEV MOLEKULÁCH

Vazebná energie (kJ/mol) v řadě dvouatomových molekul

skupina A		skupina B
molekula	vazebná energie	molekula	vazebná energie
být 2	30	C 2	602
Ne 2	4	N 2	941
	7.6	O2	493
Ar 2	7	P2	477
		S 2	421
skupina C		skupina D
molekula	energie	molekula	energie
LiF	572	B 2	274
NaF	447	BR 2	190
LiCl	480	Cl2	239
NaCl	439	F 2	139
		Li 2	110
		Na 2	72

Než začneme s vysvětlováním, ujasněme si problémy, které musíme pokrýt.
První otázka:
Proč je vazebná energie mezi multielektronovými atomy mnohem menší nebo mnohem větší (Tabulka 4.2) než v molekule vodíku (H 2)?

Pro vysvětlení významné odchylky vazebné energie ve víceatomových molekulách od vazebné energie v molekule vodíku je nutné prohloubit naše chápání důvodu, proč je počet elektronů ve vnějším obalu omezen.
Přidání elektronu k atomu nastane, když dojde k nárůstu energie, nebo jinými slovy, pokud absolutní systémová potenciální energetická hodnota atom + elektron se zvyšuje v důsledku vazby elektronu s atomem. Údaje o afinitě atomu k elektronu uvedené v tabulce 4.3 nám dávají číselnou hodnotu energetického zisku při přidání elektronu k atomu.

Stůl 4.3

První ionizační energie (FEI) a elektronová afinita prvků 1., 2. a 3. periody v tabulce prvků (kJ/mol)




Afinita




Afinita

Když je k atomu přidán elektron, celková energie přitahování elektronů k jádru se zvyšuje v důsledku nárůstu počtu elektronů přitahovaných k jádru. Na druhé straně se energie mezielektronového odpuzování zvyšuje v důsledku nárůstu počtu elektronů. To znamená, že k adici elektronu k atomu dochází, pokud je v důsledku této vazby zisk přitažlivé energie větší než ztráta energie v důsledku zvýšení odpudivé energie.

Výpočet změny energie při přidání elektronu k atomu vodík poskytuje energetický zisk 3,4 eV. To znamená, že atom vodíku musí mít kladnou elektronovou afinitu. To je pozorováno v experimentu.

Podobný výpočet změny potenciální energie při přidání elektronu k atomu hélium ukazuje, že přidání elektronu nevede ke zvýšení potenciální energie, ale k jejímu poklesu. Ve skutečnosti je afinita atomu helia podle experimentu menší než nula.

Schopnost připojit nebo nepřipojit elektron k atomu je proto určena rozdíly ve změně absolutních hodnot potenciální energie přitažlivosti všech elektronů k jádru a vzájemnému mezielektronovému odpuzování. Pokud je tento rozdíl větší než nula, pak se elektron spojí, ale pokud je menší než nula, pak ne.

Údaje o elektronové afinitě atomů uvedené v tabulce 4.3 ukazují, že pro atomy 1., 2. a 3. periody je navíc Být,Mg,ne,Ar Nárůst přitažlivé energie při přidávání elektronů do jádra je větší než přírůstek odpudivé energie.
V případě atomů Být,Mg,ne,Ar, přírůstek energie přitažlivosti při připojování elektronů k jádru je nižší než přírůstek energie mezielektronového odpuzování. Nezávislým potvrzením tohoto závěru jsou informace o PEI pro atomy 2. a 3. periody uvedené v tabulce 4.2 (skupina A).

Při vzniku chemické vazby se počet elektronů na vnějších elektronových obalech atomů zvýší o jeden elektron a podle výpočtu modelu molekuly vodíku N 2, mění se efektivní náboje vázaných atomů. Efektivní náboje vázaných jader se mění v důsledku přitahování nabitých jader a v důsledku zvýšení počtu elektronů ve vnějších obalech vázaných atomů.

V molekule vodíku vede přiblížení jader k sobě ke zvýšení síly přitahování vazebných elektronů k jádrům o 50 %, což se rovná zvýšení efektivního náboje navázaných jader o 0,5 protonové jednotky (viz. Kapitola 3).

Z hlediska energetického zisku je tvorba vazby něco jako meziproces mezi přidáním elektronu k neutrálnímu atomu (měřená elektronová afinita) a přidáním elektronu k atomu, jehož jaderný náboj se zvýší o 1 jednotku.

Podle tabulky 4.3 se při přechodu z lithia (PEI - 519 kJ/mol) na berylium (PEI - 900 kJ/mol) zvyšuje PEI o 400 kJ/mol a při přechodu z berylia na bor (PEI - 799 kJ/mol ) energetický zisk se sníží na 100 kJ/mol.
Připomeňme, že vnější elektronový obal boru má 3 elektrony a vnější obal berylia má 2 elektrony. To znamená, že když se elektron připojí k beryliu se současným zvýšením jaderného náboje o jednu protonovou jednotku, přidružený elektron vstoupí do vnějšího obalu berylia a zisk energie bude o 100 kJ/mol menší, než když elektron vstoupí do vnější obal lithia (při přechodu z lithia na beryllium).

Prudký pokles vazebné energie pro atomy s negativní afinitou atom-elektron, naznačený v tabulce 4.3, je zcela pochopitelný. Nicméně alespoň ne,Být,Mg,Ar nepřidávají elektrony, vytvářejí molekuly, protože efektivní náboj jader se zvyšuje. Vazebná energie v těchto molekulách (skupina A) je výrazně nižší než u jiných molekul.

Nyní si odpovězme druhý otázka: Proč je vazebná energie v dvouatomových molekulách skupiny B uvedena v tabulce 4.2. 1,5-2 krát větší než vazebná energie v molekule vodíku?

Na vnějších obalech atomů uhlíku (C), dusík (N) a kyslík (Ó) existuje 4, 5 a 6 elektronů, resp. Počet vazeb, které tyto atomy tvoří, je omezen počtem dalších elektronů, které mohou vstoupit do vnějšího obalu, když je vazba vytvořena. Tedy atomy uhlíku (C), dusík (N) a kyslík (Ó) může tvořit 4, 3 a 2 chemické vazby. V souladu s tím se mezi dvěma atomy uvedenými v tabulce 4.4 může vytvořit ne jedna, ale několik chemických vazeb, což znamená mnohem větší zisk energie ve srovnání s tvorbou 1 vazby v dvouatomové molekule, kde vázané atomy mají v molekule 1 elektron. vnější schránka

Pokud jsou atomy spojeny jednou chemickou vazbou, pak se taková vazba nazývá jednoduchá vazba chemická vazba nebo společná chemická vazba. Když jsou atomy spojeny několika chemickými vazbami (dvojitými nebo trojnými), nazýváme takové vazby vícenásobné vazby. Vícenásobné vazby například v molekulách dusíku (N 2) a kyslík (O2) jsou popsány strukturními vzorci: N ≡ N A O = O.

Nyní zvažte skupinu S: Proč je vazebná energie v některých dvouatomových molekulách skládajících se z různých atomů výrazně větší než v jiných molekulách, které jsou složeny ze stejných atomů?

Rozeberme molekulu NaCl. Atomy sodíku a chloru se velmi liší ve svých elektronových afinitách. Vznik vazby si představujeme jako dvoustupňový proces. V první fázi je zisk energie získán díky afinitě atomů k elektronům. Tedy z tohoto pohledu zisk energie při vzniku molekuly Cl2, musí být větší, než když se molekula tvoří NaCl rozdílem jejich elektronových afinit.

Při výpočtu molekuly vodíku (kapitola 3) byla vazebná energie (energie potřebná k rozdělení molekul na atomy) součtem dvou složek:

rozdíl mezi elektronovou energií molekuly vodíku a dvou atomů vodíku;

další energie vynaložená na zahřívání nerozdělených molekul.

Výpočtem první složky vypočítáme energii molekuly, která se rovná rozdílu energie přitahování jader atomů vodíku k vazebnému páru elektronů a součtu odpudivé energie mezielektronických a mezijaderných sil.

K odhadu energie přitahování jader k vazebným párům elektronů, stejně jako k odhadu energie mezielektronového odpuzování, musíme nejprve zjistit hodnotu efektivního náboje vázaných jader.

Ionizační potenciál a vazebná energie v dvouatomových molekulách