ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

системы - молекулы, иона, кристалла
Химическая связь
Ковалентная связь - связь между

атомами, возникающая за счёт образования общих электронных пар

S2  ∆S < 0
Т∆S < 0,

а это не способствует образованию ХС

Основной причиной образования химических связей между атомами с образованием молекулы является понижение полной энергии системы при переходе от свободных атомов к молекуле

∆ G < 0 только если ∆Н < 0

зависимости от расстояния между ядрами атомов

атомов
2) Валентный угол – угол между двумя связями, имеющими общий

атом
3) Ковалентный радиус – половина длины ковалентной связи между атомами
4) Энергия связи – энергия, выделяющаяся при образовании химической связи и характеризующая ее прочность
(200-1000 кДж/моль)
5) Энергия диссоциации – энергия, необходимая для гомолитического расщепления отдельной связи в молекуле (для двухатомных молекул равна энергии связи)

Гомолитическое расщепление:

Разъединение пары электронов, осуществляющих ковалентную связь

двухцентровых локализованных связях
(Ф.Лондон, В.Гайтлер, Л.Полинг)
Представления о многоцентровых делокализованных связях

(Р.Малликен, Ф.Гунд, Э.Хюккель и др.)

Обе теории не исключают друг друга, а дополняют

Теории химической связи

электроны поделены между ядрами двух атомов

в котором обеспечивается максимальное перекрывание орбиталей
2) Насыщаемость: способность атомов образовывать

ограниченное число ковалентных связей
3) Полярность: результат неравномерного распределения электронной плотности



4) Дипольный момент связи (μ): векторная величина, характеризующая полярность связи

μ [D, Кл·м]
1D = 3,4·10-30 Кл·м

валентность в данном соединении
С≡О
Макс. валентность атома зависит от положения элемента

в ПС:
II период – макс. валентность не более IV

связи с участием электронов разных уровней.

Кроме того, углы между связями

в подобных многоатомных молекулах не те, которые следовало бы ожидать из пространственного расположения взаимодействующих АО. Пример: в H2O – 104,5º, в NH3 – 107,3º, в CH4 – 109,28º

Для объяснения этих противоречий в теорию введено представление о гибридизации АО, т.е. о перемешивании орбиталей с различными квантовыми числами и получением гибридных АО.

Гибридизация атомных орбиталей – изменение формы и энергии орбиталей атома при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей

атомами
Гибридизуются АО с близкой энергией
Число гибридных орбиталей равно суммарному числу

исходных орбиталей
Гибридизация сопровождается изменением формы электронных облаков, поэтому хим. связи с участием гибр. орбиталей обладают большей прочностью, чем связи с “чистыми” АО

Гибридизация атомных орбиталей возможна лишь для атомов, образующих химические связи, но не для свободных атомов!

зависит:

от полярности связей
от геометрии молекулы
от наличия

неподелённых пар электронов

●●

●●

sp3

sp3

метод МО ЛКАО «молекулярная орбиталь – есть линейная комбинация атомных

орбиталей».
Принцип линейной комбинации подразумевает конструирование МО путём сложения и вычитания волновых функций электронов исходных АО.

периода
|ψ+|2 = | ψA + ψB |2 = ψA2 +

2ψAψB + ψB2
|ψ_|2 = | ψA - ψB |2 = ψA2 - 2ψAψB + ψB2

Линейная комбинация двух s-орбиталей (молекула Н2) даёт столько же молекулярных орбиталей МО в виде:
ψ+ = с1ψ1 + с2ψ2 и ψ– = с1ψ1 – с2ψ2,
ψ+ - связывающая МО – (волновая функция - при сложении исходных АО )
ψ– - разрыхляющая МО – (волновая функция- при вычитании исходных АО)

Порядок связи

указано для В2)

атомов и МО двухатомных молекул
элементов 2-ого периода (конец периода)

и кристаллах устанавливается экспериментально путем изучения магнитных свойств вещества. Если

вещество выталкивается из внешнего неоднородного магнитного поля, то атомы этого вещества называют диамагнитными. Если вещество втягивается во внешнее неоднородное магнитное поле, то атомы этого вещества называют парамагнитными. Диамагнитные свойства вызваны движением спаренных электронов, а парамагнитные – движением неспаренных электронов. Чем больше у атома неспаренных электронов, тем в большей степени проявляется парамагнетизм у вещества.

орбитали уменьшает энергию связи в молекулярном ионе (N2+ и N2),

а удаление электрона с разрыхляющей орбитали приводит к увеличению энергии связи в молекулярном ионе в сравнении с молекулой (О2+ и О2).

Потенциал ионизации молекулы (IЭ2) больше потенциала ионизации атома (IЭ), если в молекуле верхний заполненный уровень – связывающий. И наоборот, IЭ2 меньше, чем IЭ, если верхний заполненный уровень – разрыхляющий. Например, IN2 = 15,58 эВ, а IN = 14,53 эВ, но I02 = 12,08 эВ, а I0 = 13,62 эВ.

Схема МО легко объясняет наличие неспаренных электронов, а, следовательно, парамагнетизм таких частиц, как молекулы В2 и О2 и молекулярных ионов Н2+ и Не2+ .

ММО позволяет объяснить окраску соединений. При возбуждении и переносе электронов с заполненной на свободную МО происходит поглощение энергии. Если эта энергия лежит в видимой части спектра, то вещество окрашено в дополнительный к поглощенному излучению цвет.

 не рассматривает вклад неспаренных электронов в образовании связи (природу

связи в частице Н2+);
 не может объяснить магнитные свойства вещества (например парамагнитные свойства О2)

МО
достоинства:
 общий подход при описании всех молекул
недостатки:
 ненагляден;
 не объясняет геометрии молекул