Енергията на разкъсване на химична връзка. химическа връзка

Сексуалната енергия е енергията на парите Властта е афродизиак. Сексът е равен на сила. Майкъл Хътчинсън Психологът Карл Юнг изобретил психологически модел за мъжете и жените, който той нарекъл анима и анимус. Той призна, че всеки човек има вътрешно

ОСНОВНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ НА ХИМИЧНАТА ВРЪЗКА

Енергията на връзката е енергията, необходима за прекъсване на химична връзка.Енергиите на разкъсване и образуване на връзка са равни по величина, но противоположни по знак. Колкото по-голяма е енергията на химичната връзка, толкова по-стабилна е молекулата. Енергията на свързване обикновено се измерва в kJ/mol.

За многоатомни съединения с връзки от един и същи тип, средната му стойност се приема като енергия на връзката, изчислена чрез разделяне на енергията на образуване на съединение от атоми на броя на връзките. И така, 432,1 kJ / mol се изразходват за разрушаване на връзката H–H, а 1648 kJ / ∙ mol се изразходват за разрушаване на четири връзки в молекула метан CH 4 и в този случай E C–H = 1648: 4 = 412 kJ / mol.

Дължината на връзката е разстоянието между ядрата на взаимодействащите си атоми в една молекула.Зависи от размера на електронните обвивки и степента на тяхното припокриване.

Полярността на връзката е разпределението на електрическия заряд между атомите в молекулата.

Ако електроотрицателността на атомите, участващи в образуването на връзката, е еднаква, тогава връзката ще бъде неполярна, а при различна електроотрицателност - полярна. Крайният случай на полярна връзка, когато споделената електронна двойка е почти напълно изместена към по-електроотрицателния елемент, води до йонна връзка.

Например: H–H е неполярен, H–Cl е полярен и Na + –Cl - е йонен.

Необходимо е да се прави разлика между полярността на отделните връзки и полярността на молекулата като цяло.

Полярност на молекулата е векторната сума на диполните моменти на всички връзки на молекулата.

Например:

1) Линейната молекула CO 2 (O=C=O) е неполярна - диполните моменти на полярните C=O връзки взаимно се компенсират.

2) Молекулата на водата е полярна– диполните моменти на две О-Н връзки не се компенсират взаимно.

Пространствена структура на молекулитеопределя се от формата и разположението в пространството на електронните облаци.

Редът на връзката е броят на химичните връзки между два атома.

Например, редът на връзката в молекулите H 2 , O 2 и N 2 е съответно 1, 2 и 3, тъй като връзката в тези случаи се образува поради припокриването на една, две и три двойки електронни облаци.

4.1. ковалентна връзка е връзка между два атома чрез обща електронна двойка.

Броят на химичните връзки се определя от валентностите на елементите.

Валентността на елемента е броят на орбиталите, които участват в образуването на връзки.

Ковалентна неполярна връзка - тази връзка се осъществява поради образуването на електронни двойки между атоми с еднаква електроотрицателност. Например H 2, O 2, N 2, Cl 2 и др.

Ковалентната полярна връзка е връзка между атоми с различна електроотрицателност.

Например HCl, H 2 S, PH 3 и др.

Ковалентната връзка има следните свойства:

1) Наситеност- способността на атома да образува толкова връзки, колкото валентности има.

2) Ориентация– електронните облаци се припокриват в посоката, която осигурява максимална плътност на припокриване.

4.2. Йонната връзка е връзка между противоположно заредени йони.

Това е краен случай на ковалентна полярна връзка и възниква, когато има голяма разлика в електроотрицателността на взаимодействащите атоми. Йонната връзка няма насоченост и наситеност.

Степента на окисление е условният заряд на атом в съединение, базиран на предположението, че връзките са напълно йонизирани.

Лекция за учители

Химическата връзка (наричана по-нататък връзка) може да се определи като взаимодействие на два или повече атома, в резултат на което се образува химически стабилна многоатомна микросистема (молекула, кристал, комплекс и др.).

Доктрината за свързването заема централно място в съвременната химия, тъй като химията като такава започва там, където свършва изолиран атом и започва молекула. По същество всички свойства на веществата се дължат на особеностите на връзките в тях. Основната разлика между химическата връзка и другите видове взаимодействие между атомите е, че нейното образуване се определя от промяна в състоянието на електроните в молекулата в сравнение с първоначалните атоми.

Теорията на комуникацията трябва да даде отговори на редица въпроси. Защо се образуват молекули? Защо някои атоми взаимодействат, а други не? Защо атомите се комбинират в определени съотношения? Защо атомите са подредени в пространството по определен начин? И накрая, необходимо е да се изчисли енергията на връзката, нейната дължина и други количествени характеристики. Съответствието на теоретичните идеи с експерименталните данни трябва да се разглежда като критерий за истинността на една теория.

Има два основни метода за описание на връзката, които ви позволяват да отговорите на поставените въпроси. Това са методите на валентните връзки (BC) и молекулярните орбитали (MO). Първият е по-прост и ясен. Вторият е по-строг и универсален. От съображения за по-голяма яснота фокусът тук ще бъде върху метода VS.

Квантовата механика дава възможност да се опише комуникацията въз основа на най-общите закони. Въпреки че има пет вида връзки (ковалентни, йонни, метални, водородни и междумолекулни връзки), връзката е една по природа и разликите между нейните видове са относителни. Същността на комуникацията е в кулоновото взаимодействие, в единството на противоположностите - привличане и отблъскване. Разделянето на комуникацията на видове и разликата в методите за нейното описание показва по-скоро не многообразието на комуникацията, а липсата на знания за нея на съвременния етап от развитието на науката.

Тази лекция ще обхване материал, свързан с теми като енергия на химичната връзка, квантово-механичен модел на ковалентна връзка, обменни и донорно-акцепторни механизми за образуване на ковалентна връзка, възбуждане на атоми, множество връзки, хибридизация на атомни орбитали, електроотрицателност на елементи и полярност на ковалентна връзка, концепция за метода на молекулните орбитали, химична връзка в кристали.

Енергия на химичната връзка

Съгласно принципа на най-малката енергия, вътрешната енергия на една молекула, в сравнение със сумата от вътрешните енергии на нейните съставни атоми, трябва да намалява. Вътрешната енергия на една молекула включва сумата от енергиите на взаимодействие на всеки електрон с всяко ядро, всеки електрон с всеки друг електрон, всяко ядро ​​с всяко друго ядро. Привличането трябва да надделява над отблъскването.

Най-важната характеристика на връзката е енергията, която определя нейната сила. Мярката за сила на връзката може да бъде както количеството енергия, изразходвано за нейното разрушаване (енергия на дисоциация на връзката), така и стойността, която, сумирана за всички връзки, дава енергията на образуване на молекула от елементарни атоми. Енергията за разрушаване на връзката винаги е положителна. Енергията на образуване на връзка е еднаква по големина, но има отрицателен знак.

За двуатомна молекула енергията на свързване е числено равна на енергията на дисоциация на молекулата на атоми и енергията на образуване на молекулата от атоми. Например, енергията на свързване в молекулата на HBr е равна на количеството енергия, освободено в процеса H + Br = HBr. Очевидно е, че енергията на свързване на HBr е по-голяма от количеството енергия, освободено по време на образуването на HBr от газообразен молекулярен водород и течен бром:

1 / 2H 2 (g.) + 1 / 2Br 2 (l.) \u003d HBr (g.),

до стойността на енергията на изпарение от 1/2 mol Br 2 и до стойностите на енергиите на разлагане на 1/2 mol H 2 и 1/2 mol Br 2 в свободни атоми.

Квантово-механичен модел на ковалентна връзка по метода на валентните връзки на примера на водородна молекула

През 1927 г. уравнението на Шрьодингер е решено за молекулата на водорода от немските физици В. Хайтлер и Ф. Лондон. Това беше първият успешен опит за прилагане на квантовата механика за решаване на комуникационни проблеми. Тяхната работа постави основите на метода на валентните връзки или валентните схеми (VS).

Резултатите от изчислението могат да бъдат представени графично като зависимости на силите на взаимодействие между атомите (фиг. 1, а) и енергията на системата (фиг. 1, б) от разстоянието между ядрата на водородните атоми. Ядрото на един от водородните атоми ще бъде поставено в началото на координатите, а ядрото на втория ще бъде доближено до ядрото на първия водороден атом по абсцисната ос. Ако завъртанията на електроните са антипаралелни, силите на привличане (виж фиг. 1, а, крива I) и силите на отблъскване (крива II) ще се увеличат. Резултатът от тези сили е представен от крива III. Отначало преобладават привличащите сили, след това отблъскващите. Когато разстоянието между ядрата стане равно на r 0 = 0,074 nm, силата на привличане се балансира от силата на отблъскване. Балансът на силите съответства на минималната енергия на системата (виж фиг. 1b, крива IV) и следователно най-стабилното състояние. Дълбочината на „потенциалната яма“ представлява енергията на свързване E 0 H–H в молекулата H 2 при абсолютна нула. Тя е 458 kJ/mol. При реални температури обаче разкъсването на връзката изисква малко по-ниска енергия E H–H, която при 298 K (25 °C) е 435 kJ/mol. Разликата между тези енергии в молекулата на Н2 е енергията на вибрациите на водородните атоми (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ориз. 1. Зависимост на силите на взаимодействие на атомите (а) и енергията на системата (б)
върху разстоянието между ядрата на атомите в молекулата Н2

Когато два водородни атома, съдържащи електрони с паралелни завъртания, се приближават един към друг, енергията на системата непрекъснато нараства (виж фиг. 1b, крива V) и не се образува връзка.

По този начин квантово-механичното изчисление даде количествено обяснение на връзката. Ако двойка електрони има противоположни спинове, електроните се движат в полето на двете ядра. Между ядрата се появява област с висока плътност на електронен облак - излишък на отрицателен заряд, който събира положително заредените ядра. От квантово-механичното изчисление следват разпоредбите, които са в основата на VS метода:

1. Причината за връзката е електростатичното взаимодействие на ядрата и електроните.
2. Връзката се образува от електронна двойка с антипаралелни спинове.
3. Насищането на връзката се дължи на образуването на електронни двойки.
4. Силата на връзката е пропорционална на степента на припокриване на електронния облак.
5. Насочеността на връзката се дължи на припокриването на електронни облаци в областта на максималната електронна плътност.

Обменен механизъм за образуване на ковалентна връзка по VS метода. Насоченост и наситеност на ковалентна връзка

Една от най-важните концепции на VS метода е валентността. Числената стойност на валентността в VS метода се определя от броя на ковалентните връзки, които един атом образува с други атоми.

Механизмът на образуване на връзка от двойка електрони с антипаралелни завъртания, принадлежащи на различни атоми преди образуването на връзката, разглеждан за молекулата на Н 2, се нарича обменен механизъм. Ако се вземе предвид само обменният механизъм, валентността на атома се определя от броя на неговите несдвоени електрони.

За молекули, по-сложни от H 2, принципите на изчисление остават непроменени. Образуването на връзка води до взаимодействие на двойка електрони с противоположни спинове, но с вълнови функции със същия знак, които се сумират. Резултатът от това е увеличаване на електронната плътност в областта на припокриващи се електронни облаци и свиване на ядрата. Разгледайте примери.

В флуорната молекула F 2 връзката се образува от 2p орбитали на флуорни атоми:

Най-високата плътност на електронния облак е близо до 2p орбитала по посока на оста на симетрия. Ако несдвоените електрони на флуорните атоми са в 2p x орбитали, връзката се осъществява по посока на оста x (фиг. 2). На 2p y - и 2p z -орбиталите има несподелени електронни двойки, които не участват в образуването на връзки (защриховани на фиг. 2). По-нататък няма да изобразяваме такива орбитали.

Ориз. 2. Образуване на F 2 молекулата

В молекулата на флуороводорода HF връзката се образува от 1s орбитала на водородния атом и 2p x орбитала на флуорния атом:

Посоката на връзката в тази молекула се определя от ориентацията на 2px орбиталата на флуорния атом (фиг. 3). Припокриването става по посока на оста на симетрия x. Всеки друг вариант на припокриване е енергийно по-неблагоприятен.

Ориз. 3. Образуване на HF молекулата

По-сложните d- и f-орбитали също се характеризират с посоки на максимална електронна плътност по техните оси на симетрия.

По този начин насочеността е едно от основните свойства на ковалентната връзка.

Насочеността на връзката е добре илюстрирана от примера на сероводородна молекула H 2 S:

Тъй като осите на симетрия на валентните 3p орбитали на серния атом са взаимно перпендикулярни, трябва да се очаква, че молекулата на H2S трябва да има ъглова структура с ъгъл между S–H връзките 90° (фиг. 4). Действително ъгълът е близък до изчисления и е равен на 92°.

Ориз. 4. Образуване на молекулата H 2 S

Очевидно броят на ковалентните връзки не може да надвишава броя на свързващите електронни двойки. Въпреки това, насищането като свойство на ковалентна връзка също означава, че ако един атом има определен брой несдвоени електрони, тогава всички те трябва да участват в образуването на ковалентни връзки.

Това свойство се обяснява с принципа на най-малко енергия. С образуването на всяка допълнителна връзка се освобождава допълнителна енергия. Следователно всички възможности за валентност са напълно реализирани.

Наистина, стабилна е молекулата H 2 S, а не HS, където има нереализирана връзка (несдвоен електрон се обозначава с точка). Частиците, съдържащи несдвоени електрони, се наричат ​​свободни радикали. Те са изключително реактивни и реагират, за да образуват съединения, съдържащи наситени връзки.

Възбуждане на атома

Нека разгледаме валентните възможности според обменния механизъм на някои елементи от 2-ри и 3-ти период на периодичната система.

Берилиевият атом на външното квантово ниво съдържа два сдвоени 2s електрона. Няма несдвоени електрони, така че берилият трябва да има нулева валентност. Въпреки това, в съединенията той е двувалентен. Това може да се обясни с възбуждането на атома, което се състои в прехода на един от двата 2s електрона към подниво 2p:

В този случай се изразходва енергията на възбуждане E*, съответстваща на разликата между енергиите на поднивата 2p и 2s.

Когато борният атом е възбуден, неговата валентност се увеличава от 1 на 3:

и при въглеродния атом - от 2 до 4:

На пръв поглед може да изглежда, че възбуждането противоречи на принципа на най-малко енергия. Въпреки това, в резултат на възбуждане възникват нови, допълнителни връзки, поради което се освобождава енергия. Ако тази допълнително освободена енергия е по-голяма от енергията, изразходвана за възбуждането, принципът на най-малко енергия в крайна сметка е изпълнен. Например в молекула метан CH 4 средната енергия на връзката C–H е 413 kJ/mol. Енергията, изразходвана за възбуждане, е E* = 402 kJ/mol. Печалбата на енергия поради образуването на две допълнителни връзки ще бъде:

д E \u003d E допълнителна светлина - E * \u003d 2 413 - 402 \u003d 424 kJ / mol.

Ако принципът на най-малко енергия не се спазва, т.е. E adm.< 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.

Например, кислородът е двувалентен само поради тази причина. Въпреки това, електронният аналог на кислорода - сярата - има големи валентни възможности, тъй като има 3d подниво на третото квантово ниво, а енергийната разлика между 3s-, 3p- и 3d-поднивата е несравнимо по-малка, отколкото между второто и трети квантови нива на кислородния атом:

По същата причина елементите от 3-ти период - фосфор и хлор - проявяват променлива валентност, за разлика от техните електронни двойници от 2-ри период - азот и флуор. Възбуждането до съответното подниво може да обясни образуването на химични съединения на елементи от група VIIIa от 3-ти и следващите периоди. В хелий и неон (1-ви и 2-ри периоди), които имат завършено външно квантово ниво, не са открити химически съединения и само те са истински инертни газове.

Донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка

Двойка електрони с антипаралелни завъртания, които образуват връзка, могат да бъдат получени не само чрез обменен механизъм, включващ участието на електрони от двата атома, но и чрез друг механизъм, наречен донорно-акцепторен механизъм: един атом (донор) осигурява несподелена двойка електрони за образуване на връзка, а другият (акцептор) – свободна квантова клетка:

Резултатът и при двата механизма е един и същ. Често образуването на връзка може да се обясни и с двата механизма. Например, HF молекулата може да бъде получена не само в газовата фаза от атоми чрез обменния механизъм, както е показано по-горе (виж Фиг. 3), но също така и във воден разтвор от H + и F йони чрез донорно-акцепторния механизъм :

Без съмнение, молекулите, произведени от различни механизми, са неразличими; връзките са напълно равни. Следователно е по-правилно да не се отделя донорно-акцепторното взаимодействие като специален тип връзка, а да се разглежда само като специален механизъм за образуване на ковалентна връзка.

Когато искат да подчертаят механизма на образуване на връзката точно според донорно-акцепторния механизъм, той се означава в структурните формули със стрелка от донора към акцептора (D® НО). В други случаи такава връзка не се отличава и се обозначава с тире, както при обменния механизъм: D–A.

Връзки в амониевия йон, образуван от реакцията: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

се изразяват по следния начин:

Структурната формула NH 4 + може да бъде представена като

.

Втората форма на запис е за предпочитане, тъй като отразява експериментално установената еквивалентност на всичките четири връзки.

Образуването на химическа връзка чрез донорно-акцепторния механизъм разширява валентните възможности на атомите: валентността се определя не само от броя на несдвоените електрони, но и от броя на несподелените електронни двойки и свободните квантови клетки, участващи в образуването на връзки . И така, в горния пример валентността на азота е четири.

Донорно-акцепторният механизъм е успешно използван за описание на връзката в сложни съединения чрез VS метода.

Комуникационна множественост. пясък p-връзки

Връзката между два атома може да се осъществи не само от една, но и от няколко електронни двойки. Именно броят на тези електронни двойки определя множествеността в метода VS - едно от свойствата на ковалентната връзка. Например, в молекулата на етан C 2 H 6 връзката между въглеродните атоми е единична (единична), в молекулата на етилен C 2 H 4 е двойна, а в молекулата на ацетилен C 2 H 2 е тройна. Някои характеристики на тези молекули са дадени в табл. един.

маса 1

Промени в параметрите на връзката между С атоми в зависимост от нейната множественост

Тъй като множествеността на връзката се увеличава, както се очаква, нейната дължина намалява. Множеството на връзката се увеличава дискретно, т.е. с цяло число пъти, следователно, ако всички връзки бяха еднакви, енергията също би се увеличила със съответния брой пъти. Въпреки това, както се вижда от табл. 1, енергията на свързване расте по-малко интензивно от множествеността. Следователно връзките са неравностойни. Това може да се обясни с разликата в геометричните начини, по които орбиталите се припокриват. Нека разгледаме тези разлики.

Връзката, образувана от припокриването на електронни облаци по ос, минаваща през ядрата на атомите, се нарича s-връзка.

Само ако s-орбитала участва във връзкатас -връзка (фиг. 5, a, b, c). От тук идва името си, тъй като гръцката буква s е синоним на латинската s.

С участието на p-орбитали (фиг. 5, b, d, e) и d-орбитали (фиг. 5, c, e, f) в образуването на връзка, припокриването на s-тип се извършва в посока на най-високата плътност на електронни облаци, което е енергийно най-изгодно. Следователно, когато се формира връзка, този метод винаги се прилага първи. Следователно, ако връзката е единична, тогава трябва да бъдес -връзка, ако е множество, тогава една от връзките е сигурна s-връзка.

Ориз. 5. Примери за s-връзки

От геометрични съображения обаче е ясно, че между два атома може да има само един.с -Връзка. При множество връзки втората и третата връзка трябва да се образуват от различен геометричен начин на припокриване на електронни облаци.

Връзката, образувана от припокриването на електронни облаци от двете страни на оста, преминаваща през ядрата на атомите, се наричар-връзка. Примери p -връзките са показани на фиг. 6. Такова припокриване е енергийно по-неблагоприятно от съглс -Тип. Осъществява се от периферни части на електронни облаци с по-ниска електронна плътност. Увеличаването на множествеността на връзката означава образуванетостр връзки, които имат по-малко енергия отс -комуникация. Това е причината за нелинейното нарастване на енергията на свързване в сравнение с увеличаването на множествеността.

Ориз. 6. Примери за p-връзки

Помислете за образуването на връзки в молекулата на N 2. Както е известно, молекулярният азот е химически много инертен. Причината за това е образуването на много силна тройна връзка NєN:

Схемата на припокриващи се електронни облаци е показана на фиг. 7. Една от връзките (2px–2px) се формира според s-типа. Другите два (2рz–2рz, 2рy–2рy) са p-тип. За да не се претрупва фигурата, изображението на припокриващите се 2py облаци се изобразява отделно (фиг. 7b). За да получите обща картина, фиг. 7а и 7б трябва да се комбинират.

На пръв поглед може да изглежда такас -връзка, ограничаваща приближаването на атомите, не позволява припокриване на орбиталите встр -Тип. Изображението на орбиталата обаче включва само определена част (90%) от електронния облак. Припокриването възниква с периферна област извън такова изображение. Ако си представим орбитали, които включват голяма част от електронния облак (например 95%), тогава тяхното припокриване става очевидно (вижте пунктираните линии на фиг. 7а).

Ориз. 7. Образуване на молекулата N 2

Следва продължение

В. И. Елфимов,
професор в Москва
държавен открит университет

При което един мол от дадена връзка се разкъсва. Предполага се, че изходното вещество и продуктите на реакцията са в стандартните си състояния на хипотетичен идеален газ при налягане 1 atm и температура 25 0 C. Синоними на енергията на разкъсване на химичната връзка са: енергия на връзката, енергия на дисоциация на двуатомни молекули, енергия на образуване на химична връзка.

Енергията на разкъсване на химическа връзка може да се определи по различни начини, например

От масспектроскопични данни (масспектрометрия).

Енергията на разкъсване на химичните връзки в различни съединения е отразена в справочника.

Енергията на разкъсване на химичните връзки характеризира силата на химичната връзка.

Енергията на разкъсване на C-C връзката.

Вижте също

Бележки

Фондация Уикимедия. 2010 г.

Вижте какво е "Енергията на разрушаване на химическите връзки" в други речници:

Тя е равна на работата, която трябва да се изразходва, за да се раздели една молекула на две части (атоми, групи от атоми) и да се отстранят една от друга на безкрайно разстояние. Например, ако се разглежда Е. х. с. H3CH H в молекула метан, тогава такава ... ... Велика съветска енциклопедия

Екзотермичната реакция е химическа реакция, придружена от отделяне на топлина. Обратното на ендотермична реакция. Общото количество енергия в една химическа система е изключително трудно за измерване или изчисляване... Уикипедия

Фигура 1. Тройна връзка в рамките на теорията за валентните връзки Тройната връзка е ковалентна връзка на два атома в молекула чрез три общи свързващи електронни двойки. Първата снимка на визуалната структура на тройната връзка е дадена в ... Wikipedia

Отличителна черта на алкохолите е хидроксилната група при наситен въглероден атом на фигурата, подчертана в червено (кислород) и сиво (водород). Алкохоли (от латински ... Уикипедия

C (carboneum), неметален химичен елемент от IVA подгрупа (C, Si, Ge, Sn, Pb) на периодичната таблица на елементите. В природата се среща под формата на диамантени кристали (фиг. 1), графит или фулерен и други форми и е част от органични ... ... Енциклопедия на Collier