Cheminio ryšio nutraukimo energija. cheminis ryšys

Seksualinė energija yra pinigų energija Jėga yra afrodiziakas. Seksas lygus galiai. Michaelas Hutchinsonas Psichologas Carlas Jungas išrado psichologinį vyrų ir moterų modelį, kurį pavadino anima ir animus. Jis pripažino, kad kiekvienas žmogus turi vidų

PAGRINDINĖS CHEMINĖS RYŠIO CHARAKTERISTIKOS

Ryšio energija yra energija, reikalinga cheminiam ryšiui nutraukti. Ryšio nutraukimo ir formavimo energijos yra vienodo dydžio, bet priešingos pagal ženklą. Kuo didesnė cheminio ryšio energija, tuo stabilesnė molekulė. Ryšio energija paprastai matuojama kJ/mol.

Poliatominiams junginiams su to paties tipo ryšiais jo vidutinė vertė imama kaip ryšio energija, apskaičiuojama junginio susidarymo iš atomų energiją padalijus iš jungčių skaičiaus. Taigi 432,1 kJ / mol išleidžiama H-H ryšiui nutraukti, o 1648 kJ / ∙ mol - keturioms jungtims metano CH 4 molekulėje, o šiuo atveju E C-H \u003d 1648: 4 \u003d 412 kJ / mol.

Ryšio ilgis yra atstumas tarp sąveikaujančių atomų branduolių molekulėje. Tai priklauso nuo elektronų apvalkalų dydžio ir jų persidengimo laipsnio.

Ryšio poliškumas yra elektros krūvio pasiskirstymas tarp molekulės atomų.

Jeigu susidarant ryšiui dalyvaujančių atomų elektronegatyvumas yra vienodas, tai ryšys bus nepolinis, o esant skirtingo elektronegatyvumo – polinis. Kraštutinis polinio ryšio atvejis, kai bendra elektronų pora yra beveik visiškai pakreipta link labiau elektronegatyvaus elemento, sukelia joninį ryšį.

Pavyzdžiui: H–H yra nepolinis, H–Cl yra polinis, o Na + –Cl - yra joninis.

Būtina atskirti atskirų ryšių poliškumą ir visos molekulės poliškumą.

Molekulių poliškumas yra visų molekulės ryšių dipolio momentų vektorinė suma.

Pavyzdžiui:

1) Linijinė CO 2 molekulė (O=C=O) yra nepolinė – polinių C=O ryšių dipolio momentai kompensuoja vienas kitą.

2) Vandens molekulė yra polinė– dviejų О-Н ryšių dipolio momentai vienas kito nekompensuoja.

Erdvinė molekulių struktūra lemia elektronų debesų forma ir vieta erdvėje.

Ryšių tvarka yra cheminių jungčių tarp dviejų atomų skaičius.

Pavyzdžiui, ryšio tvarka H 2 , O 2 ir N 2 molekulėse yra atitinkamai 1, 2 ir 3, nes ryšys šiais atvejais susidaro dėl vienos, dviejų ir trijų elektronų debesų porų persidengimo.

4.1. kovalentinis ryšys yra ryšys tarp dviejų atomų per bendrą elektronų porą.

Cheminių ryšių skaičių lemia elementų valentingumas.

Elemento valentingumas yra orbitalių, kurios dalyvauja formuojant ryšius, skaičius.

Kovalentinis nepolinis ryšys - šis ryšys atsiranda dėl elektronų porų susidarymo tarp vienodo elektronegatyvumo atomų. Pavyzdžiui, H 2, O 2, N 2, Cl 2 ir kt.

Kovalentinis polinis ryšys yra ryšys tarp atomų, turinčių skirtingą elektronegatyvumą.

Pavyzdžiui, HCl, H 2 S, PH 3 ir kt.

Kovalentinis ryšys turi šias savybes:

1) Sotumas- atomo gebėjimas sudaryti tiek ryšių, kiek jis turi valentingumo.

2) Orientavimasis– elektronų debesys persidengia ta kryptimi, kuri užtikrina didžiausią persidengimo tankį.

4.2. Joninė jungtis – tai ryšys tarp priešingai įkrautų jonų.

Tai yra ekstremalus kovalentinio polinio ryšio atvejis, kai yra didelis sąveikaujančių atomų elektronegatyvumo skirtumas. Joninė jungtis neturi kryptingumo ir prisotinimo.

Oksidacijos būsena yra sąlyginis junginio atomo krūvis, pagrįstas prielaida, kad ryšiai yra visiškai jonizuoti.

Paskaita mokytojams

Cheminis ryšys (toliau – ryšys) gali būti apibrėžiamas kaip dviejų ar daugiau atomų sąveika, kurios pasekoje susidaro chemiškai stabili poliatominė mikrosistema (molekulė, kristalas, kompleksas ir kt.).

Ryšio doktrina šiuolaikinėje chemijoje užima pagrindinę vietą, nes chemija kaip tokia prasideda ten, kur baigiasi izoliuotas atomas ir prasideda molekulė. Iš esmės visas medžiagų savybes lemia jose esančių ryšių ypatumai. Pagrindinis skirtumas tarp cheminės jungties ir kitų rūšių sąveikos tarp atomų yra tas, kad jo susidarymą lemia elektronų būsenos pasikeitimas molekulėje, palyginti su pradiniais atomais.

Komunikacijos teorija turėtų pateikti atsakymus į daugybę klausimų. Kodėl susidaro molekulės? Kodėl vieni atomai sąveikauja, o kiti – ne? Kodėl atomai susijungia tam tikrais santykiais? Kodėl atomai erdvėje išsidėstę tam tikru būdu? Ir galiausiai reikia apskaičiuoti ryšio energiją, jos ilgį ir kitas kiekybines charakteristikas. Teorinių idėjų atitikimas eksperimentiniams duomenims turėtų būti laikomas teorijos teisingumo kriterijumi.

Yra du pagrindiniai santykių apibūdinimo būdai, leidžiantys atsakyti į pateiktus klausimus. Tai yra valentinių ryšių (BC) ir molekulinių orbitalių (MO) metodai. Pirmasis yra aiškesnis ir paprastesnis. Antrasis yra griežtesnis ir universalesnis. Siekiant didesnio aiškumo, pagrindinis dėmesys bus skiriamas VS metodui.

Kvantinė mechanika leidžia apibūdinti bendravimą remiantis pačiais bendriausiais dėsniais. Nors yra penkių tipų ryšiai (kovalentiniai, joniniai, metaliniai, vandeniliniai ir tarpmolekuliniai ryšiai), jungtis iš prigimties yra viena, o skirtumai tarp jo tipų yra santykiniai. Bendravimo esmė yra Kulono sąveikoje, priešybių – traukos ir atstūmimo – vienybėje. Komunikacijos skirstymas į tipus ir apibūdinimo metodų skirtumas rodo ne komunikacijos įvairovę, o žinių apie tai stoką dabartiniame mokslo raidos etape.

Šioje paskaitoje bus nagrinėjama medžiaga, susijusi su tokiomis temomis kaip cheminių jungčių energija, kvantinis mechaninis kovalentinio ryšio modelis, mainų ir donoro-akceptoriaus mechanizmai kovalentiniam ryšiui formuoti, atomų sužadinimas, jungčių daugialypiškumas, atominių orbitų hibridizacija, elektronegatyvumas. kovalentinio ryšio elementai ir poliškumas, molekulinių orbitalių metodo samprata, cheminis ryšys kristaluose.

Cheminio ryšio energija

Pagal mažiausios energijos principą, vidinė molekulės energija, palyginti su ją sudarančių atomų vidinių energijų suma, turi mažėti. Vidinė molekulės energija apima kiekvieno elektrono su kiekvienu branduoliu, kiekvieno elektrono su kitu elektronu, kiekvieno branduolio su kitu branduoliu sąveikos energijų sumą. Patraukimas turi vyrauti prieš atstūmimą.

Svarbiausia ryšio savybė yra energija, kuri lemia jo stiprumą. Ryšio stiprumo matas gali būti tiek energijos kiekis, sunaudojamas jį nutraukiant (ryšio disociacijos energija), tiek vertė, kurią susumavus per visus ryšius gaunama molekulės susidarymo iš elementarių atomų energija. Ryšių nutraukimo energija visada yra teigiama. Ryšio susidarymo energija yra tokio paties dydžio, bet turi neigiamą ženklą.

Dviatominės molekulės jungimosi energija skaitine prasme yra lygi molekulės disociacijos į atomus energijai ir molekulės susidarymo iš atomų energijai. Pavyzdžiui, jungimosi energija HBr molekulėje yra lygi energijos kiekiui, išsiskiriančiam procese H + Br = HBr. Akivaizdu, kad HBr jungimosi energija yra didesnė už energijos kiekį, išsiskiriantį formuojant HBr iš dujinio molekulinio vandenilio ir skysto bromo:

1/2H2 (g.) + 1/2Br2 (l.) \u003d HBr (g.),

iki 1/2 mol Br 2 garavimo energijos vertės ir 1/2 mol H 2 ir 1/2 mol Br 2 skilimo į laisvuosius atomus energijos vertes.

Kvantinis mechaninis kovalentinio ryšio modelis valentinio ryšio metodu vandenilio molekulės pavyzdyje

1927 metais Šriodingerio lygtį vandenilio molekulei išsprendė vokiečių fizikai W. Heitleris ir F. Londonas. Tai buvo pirmasis sėkmingas bandymas pritaikyti kvantinę mechaniką sprendžiant komunikacijos problemas. Jų darbas padėjo pagrindus valentinių ryšių metodui arba valentinėms schemoms (VS).

Skaičiavimo rezultatai gali būti grafiškai pavaizduoti kaip atomų sąveikos jėgų (1 pav. a) ir sistemos energijos (1 pav., b) priklausomybės nuo atstumo tarp vandenilio atomų branduolių. Vieno iš vandenilio atomų branduolys bus išdėstytas koordinačių pradžioje, o antrojo branduolys bus priartintas prie pirmojo vandenilio atomo branduolio išilgai abscisių ašies. Jeigu elektronų sukiniai yra antilygiagretūs, padidės traukos jėgos (žr. 1 pav., a, I kreivė) ir atstūmimo jėgos (II kreivė). Šių jėgų rezultatas pavaizduotas III kreive. Iš pradžių vyrauja patrauklios jėgos, vėliau – atstumiančios. Kai atstumas tarp branduolių tampa lygus r 0 = 0,074 nm, traukos jėga subalansuojama atstūmimo jėga. Jėgų balansas atitinka minimalią sistemos energiją (žr. 1b pav., IV kreivė) ir atitinkamai stabiliausią būseną. „Potencialaus šulinio“ gylis parodo surišimo energiją E 0 H–H H 2 molekulėje esant absoliučiam nuliui. Tai yra 458 kJ/mol. Tačiau esant realioms temperatūroms, norint nutraukti ryšį, reikia šiek tiek mažesnės energijos E H – H, kuri 298 K (25 °C) temperatūroje yra 435 kJ/mol. Šių energijų skirtumas H2 molekulėje yra vandenilio atomų virpesių energija (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ryžiai. 1. Atomų sąveikos jėgų (a) ir sistemos (b) energijos priklausomybė
apie atstumą tarp atomų branduolių H 2 molekulėje

Kai vienas prie kito artėja du vandenilio atomai, kuriuose yra elektronų su lygiagrečiais sukiniais, sistemos energija nuolat didėja (žr. 1b pav., V kreivė) ir nesusidaro ryšys.

Taigi kvantinis mechaninis skaičiavimas davė kiekybinį ryšio paaiškinimą. Jei elektronų pora turi priešingus sukinius, elektronai juda abiejų branduolių lauke. Tarp branduolių atsiranda didelio tankio elektronų debesies sritis – perteklinis neigiamas krūvis, kuris sutraukia teigiamai įkrautus branduolius. Iš kvantinio mechaninio skaičiavimo išplaukia nuostatos, kurios yra VS metodo pagrindas:

1. Ryšio priežastis – elektrostatinė branduolių ir elektronų sąveika.
2. Ryšį sudaro elektronų pora su antilygiagrečiais sukiniais.
3. Ryšio prisotinimas atsiranda dėl elektronų porų susidarymo.
4. Ryšio stiprumas proporcingas elektronų debesies persidengimo laipsniui.
5. Ryšio kryptingumą lemia elektronų debesų persidengimas didžiausio elektronų tankio srityje.

Mainų mechanizmas kovalentiniam ryšiui formuoti VS metodu. Kovalentinio ryšio kryptingumas ir prisotinimas

Viena iš svarbiausių VS metodo sąvokų yra valentingumas. Skaitinė valentingumo reikšmė VS metodu nustatoma pagal kovalentinių ryšių, kuriuos atomas sudaro su kitais atomais, skaičių.

Ryšio susidarymo elektronų pora su antilygiagrečiais sukiniais, kurie iki jungties susidarymo priklausė skirtingiems atomams, laikomas H 2 molekulei, vadinamas mainų mechanizmu. Jei atsižvelgiama tik į mainų mechanizmą, atomo valentingumas nustatomas pagal jo nesuporuotų elektronų skaičių.

Sudėtingesnių nei H 2 molekulių skaičiavimo principai nesikeičia. Susidarius ryšiui, sąveikauja elektronų pora su priešingais sukiniais, bet su to paties ženklo banginėmis funkcijomis, kurios yra sumuojamos. Dėl to padidėja elektronų tankis persidengiančių elektronų debesų srityje ir branduolių susitraukimas. Apsvarstykite pavyzdžius.

Fluoro molekulėje F 2 ryšį sudaro 2p fluoro atomų orbitalės:

Didžiausias elektronų debesies tankis yra šalia 2p orbitos simetrijos ašies kryptimi. Jei fluoro atomų nesuporuoti elektronai yra 2p x orbitalėse, ryšys vykdomas x ašies kryptimi (2 pav.). 2p y - ir 2p z -orbitalėse yra nepasidalintų elektronų porų, kurios nedalyvauja formuojant ryšius (2 pav. nudažytos). Toliau tokių orbitų nevaizduosime.

Ryžiai. 2. F 2 molekulės susidarymas

Vandenilio fluorido molekulėje HF ryšį sudaro vandenilio atomo 1s orbitalė ir fluoro atomo 2p x orbitalė:

Ryšio kryptis šioje molekulėje nustatoma pagal fluoro atomo 2px orbitos orientaciją (3 pav.). Persidengimas vyksta x simetrijos ašies kryptimi. Bet koks kitas sutapimo variantas yra energetiškai mažiau palankus.

Ryžiai. 3. HF molekulės susidarymas

Sudėtingesnės d ir f orbitalės taip pat pasižymi didžiausio elektronų tankio kryptimis išilgai jų simetrijos ašių.

Taigi kryptingumas yra viena iš pagrindinių kovalentinio ryšio savybių.

Ryšio kryptingumą gerai iliustruoja vandenilio sulfido H 2 S molekulės pavyzdys:

Kadangi sieros atomo valentinių 3p orbitalių simetrijos ašys yra viena kitai statmenos, reikėtų tikėtis, kad H2S molekulė turėtų turėti kampinę struktūrą, kurios kampas tarp S–H ryšių būtų 90° (4 pav.). Iš tiesų kampas yra artimas apskaičiuotajam ir yra lygus 92°.

Ryžiai. 4. H 2 S molekulės susidarymas

Akivaizdu, kad kovalentinių ryšių skaičius negali viršyti jungiamųjų elektronų porų skaičiaus. Tačiau prisotinimas kaip kovalentinio ryšio savybė reiškia ir tai, kad jei atomas turi tam tikrą skaičių nesuporuotų elektronų, tai visi jie turi dalyvauti kovalentinių ryšių formavime.

Ši savybė paaiškinama mažiausios energijos principu. Susidarius kiekvienam papildomam ryšiui, išsiskiria papildoma energija. Todėl visos valentingumo galimybės yra visiškai įgyvendintos.

Iš tiesų, H 2 S molekulė yra stabili, o ne HS, kur yra nerealizuotas ryšys (nesuporuotas elektronas žymimas tašku). Dalelės, kuriose yra nesuporuotų elektronų, vadinamos laisvaisiais radikalais. Jie yra ypač reaktyvūs ir reaguoja sudarydami junginius, kuriuose yra sočiųjų jungčių.

Atomo sužadinimas

Panagrinėkime valentingumo galimybes pagal kai kurių periodinės sistemos 2 ir 3 periodų elementų mainų mechanizmą.

Berilio atomas išoriniame kvantiniame lygyje turi du suporuotus 2s elektronus. Nėra nesuporuotų elektronų, todėl berilio valentingumas turi būti nulinis. Tačiau junginiuose jis yra dvivalentis. Tai galima paaiškinti atomo sužadinimu, kurį sudaro vieno iš dviejų 2s elektronų perėjimas į 2p polygį:

Šiuo atveju išeikvojama sužadinimo energija E*, atitinkanti 2p ir 2s polygių energijų skirtumą.

Kai boro atomas sužadinamas, jo valentingumas padidėja nuo 1 iki 3:

ir prie anglies atomo - nuo 2 iki 4:

Iš pirmo žvilgsnio gali atrodyti, kad sužadinimas prieštarauja mažiausiai energijos principui. Tačiau dėl sužadinimo atsiranda nauji, papildomi ryšiai, dėl kurių išsiskiria energija. Jei ši papildoma energija yra didesnė už sužadinimui sunaudotą energiją, mažiausios energijos principas galiausiai tenkinamas. Pavyzdžiui, CH 4 metano molekulėje vidutinė C-H jungties energija yra 413 kJ/mol. Sužadinimui sunaudojama energija E* = 402 kJ/mol. Energijos prieaugis dėl dviejų papildomų ryšių susidarymo bus:

D E \u003d E papildoma šviesa - E * \u003d 2 413 - 402 \u003d 424 kJ / mol.

Jei nesilaikoma mažiausios energijos principo, ty 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.

Pavyzdžiui, deguonis yra tik dvivalentis dėl šios priežasties. Tačiau elektroninis deguonies analogas - siera - turi dideles valentingumo galimybes, nes trečiajame kvantiniame lygyje yra 3d polygis, o energijos skirtumas tarp 3s, 3p ir 3d polygių yra nepalyginamai mažesnis nei tarp antrojo ir Trečiasis kvantinis deguonies atomo lygis:

Dėl tos pačios priežasties 3-iojo periodo elementai – fosforas ir chloras – pasižymi kintamu valentiškumu, priešingai nei jų elektroniniai atitikmenys 2-ajame periode – azotas ir fluoras. Sužadinimas iki atitinkamo polygio gali paaiškinti III ir vėlesnių laikotarpių VIIIa grupės elementų cheminių junginių susidarymą. Hele ir neone (1-asis ir 2-asis periodai), kurių išorinis kvantinis lygis yra baigtas, cheminių junginių nerasta ir tik jie yra tikrai inertinės dujos.

Kovalentinio ryšio susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmas

Elektronų porą su antilygiagrečiais sukiniais, kurie sudaro ryšį, galima gauti ne tik mainų mechanizmu, kuriame dalyvauja abiejų atomų elektronai, bet ir kitu mechanizmu, vadinamu donoro-akceptoriaus mechanizmu: vienas atomas (donoras) suteikia nepasidalintą elektronų pora ryšiams formuoti, o kita (akceptorius) – laisva kvantinė ląstelė:

Abiejų mechanizmų rezultatas yra tas pats. Dažnai ryšio susidarymą galima paaiškinti abiem mechanizmais. Pavyzdžiui, HF molekulę galima gauti ne tik dujų fazėje iš atomų mainų mechanizmu, kaip parodyta aukščiau (žr. 3 pav.), bet ir vandeniniame tirpale iš H + ir F jonų donoro-akceptoriaus mechanizmu. :

Be jokios abejonės, skirtingais mechanizmais gaminamos molekulės yra neatskiriamos; ryšiai yra visiškai vienodi. Todėl teisingiau donoro-akceptoriaus sąveikos neišskirti kaip ypatingo ryšio rūšį, o laikyti ją tik specialiu kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmu.

Kai norima pabrėžti ryšio susidarymo mechanizmą būtent pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą, struktūrinėse formulėse jis žymimas rodykle nuo donoro iki akceptoriaus (D® BET). Kitais atvejais toks ryšys neišskiriamas ir nurodomas brūkšneliu, kaip ir mainų mechanizmo atveju: D–A.

Ryšiai amonio jone, susidariusiame reakcijos metu: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

išreiškiami taip:

Struktūrinė formulė NH 4 + gali būti pavaizduota kaip

.

Pageidautina antroji žymėjimo forma, nes ji atspindi eksperimentiškai nustatytą visų keturių ryšių lygiavertiškumą.

Cheminio ryšio susidarymas donoro-akceptoriaus mechanizmu išplečia atomų valentingumo galimybes: valentiškumą lemia ne tik nesuporuotų elektronų skaičius, bet ir nepasidalintų elektronų porų bei laisvų kvantinių ląstelių, dalyvaujančių ryšiams formuoti, skaičius. . Taigi aukščiau pateiktame pavyzdyje azoto valentingumas yra keturi.

Donoro-akceptoriaus mechanizmas buvo sėkmingai naudojamas apibūdinti ryšį sudėtinguose junginiuose VS metodu.

Komunikacijos daugialypiškumas. smėlis p-obligacijos

Ryšį tarp dviejų atomų gali atlikti ne tik vienas, bet ir kelios elektronų poros. Būtent šių elektronų porų skaičius lemia VS metodo daugialypumą – vieną iš kovalentinio ryšio savybių. Pavyzdžiui, etano molekulėje C 2 H 6 ryšys tarp anglies atomų yra viengubas (viengubas), etileno molekulėje C 2 H 4 – dvigubas, o acetileno molekulėje C 2 H 2 – trigubas. Kai kurios šių molekulių charakteristikos pateiktos lentelėje. vienas.

1 lentelė

Ryšio parametrų pokyčiai tarp C atomų priklausomai nuo jo daugialypiškumo

Kaip ir tikėtasi, jungties daugialypumui didėjant, jo ilgis mažėja. Ryšio daugyba didėja diskretiškai, t.y. sveikuoju skaičiumi kartų, todėl, jei visos jungtys būtų vienodos, energija taip pat padidėtų atitinkamu skaičiumi kartų. Tačiau, kaip matyti iš lentelės. 1, surišimo energija auga ne taip intensyviai nei daugybinė. Todėl jungtys yra nevienodos. Tai galima paaiškinti geometrinių būdų, kuriais orbitos persidengia, skirtumai. Panagrinėkime šiuos skirtumus.

Ryšys, susidarantis elektronų debesims persidengiant išilgai ašies, einančios per atomų branduolius, vadinamas s-obligacija.

Jei ryšyje dalyvauja s-orbitalė, tada tik s -jungtis (5 pav., a, b, c). Iš čia ir kilo pavadinimas, nes graikiška s raidė yra lotyniškos s sinonimas.

Kuriant ryšį dalyvauja p-orbitalės (5 pav., b, d, e) ir d-orbitalės (5 pav., c, e, f), s tipo sutapimas vyksta didžiausio tankio kryptimi. elektronų debesų, o tai yra energetiškai palankiausia. Todėl, kai susidaro ryšys, šis metodas visada įgyvendinamas pirmiausia. Todėl, jei ryšys yra viengubas, tada jis turi būti s -ryšys, jei keli, tada vienas iš jungčių tikrai bus s-obligacija.

Ryžiai. 5. S-jungčių pavyzdžiai

Tačiau iš geometrinių svarstymų aišku, kad tarp dviejų atomų gali būti tik vienas. s - ryšys. Esant daugybei ryšių, antroji ir trečioji ryšiai turi būti suformuoti skirtingu geometriniu elektronų debesų persidengimo būdu.

Ryšys, susidarantis elektronų debesims persidengiant abipus ašies, einančios per atomų branduolius, vadinamas p-obligacija. Pavyzdžiai p - jungtys parodytos fig. 6. Toks sutapimas energetiškai mažiau palankus nei pagal s -tipas. Jį atlieka periferinės elektronų debesų dalys, turinčios mažesnį elektronų tankį. Ryšio daugialypiškumo padidėjimas reiškia formavimąsi p obligacijos, turinčios mažiau energijos nei s - bendravimas. Tai yra netiesinio rišimosi energijos padidėjimo priežastis, palyginti su dauginimosi padidėjimu.

Ryžiai. 6. P-jungčių pavyzdžiai

Apsvarstykite ryšių susidarymą N 2 molekulėje. Kaip žinoma, molekulinis azotas yra chemiškai labai inertiškas. To priežastis yra labai stiprios NєN trigubos jungties susidarymas:

Persidengusių elektronų debesų schema parodyta fig. 7. Viena iš ryšių (2px–2px) susidaro pagal s tipą. Kiti du (2рz–2рz, 2рy–2рy) yra p tipo. Kad figūra nebūtų užgriozdinta, persidengiančių 2py debesų vaizdas atvaizduojamas atskirai (7b pav.). Norėdami gauti bendrą vaizdą, pav. 7a ir 7b reikia sujungti.

Iš pirmo žvilgsnio gali atrodyti, kad taip s -ryšis, ribojantis atomų artėjimą, neleidžia persidengti orbitoms p -tipas. Tačiau orbitos vaizdas apima tik tam tikrą elektronų debesies dalį (90%). Persidengimas atsiranda su periferine sritimi, esančia už tokio vaizdo ribų. Jei įsivaizduosime orbitales, kuriose yra didelė elektronų debesies dalis (pavyzdžiui, 95%), tada jų persidengimas tampa akivaizdus (žr. punktyrines linijas 7a pav.).

Ryžiai. 7. N 2 molekulės susidarymas

Tęsinys

V.I. Elfimovas,
Maskvos profesorius
valstybinis atvirasis universitetas

Kuriame vienas molis tam tikros jungties nutrūksta. Daroma prielaida, kad pradinė medžiaga ir reakcijos produktai yra standartinės hipotetinių idealių dujų būsenos, esant 1 atm slėgiui ir 25 0 C temperatūrai. Cheminio ryšio trūkimo energijos sinonimai yra: jungties energija, diatominių molekulių disociacijos energija, cheminio ryšio susidarymo energija.

Pavyzdžiui, cheminės jungties trūkimo energija gali būti apibrėžta įvairiai

Iš masių spektroskopinių duomenų (masių spektrometrijos).

Cheminių ryšių trūkimo energija įvairiuose junginiuose atsispindi žinyne.

Cheminių ryšių trūkimo energija apibūdina cheminio ryšio stiprumą.

C-C ryšio nutraukimo energija.

taip pat žr

Pastabos

Wikimedia fondas. 2010 m.

Pažiūrėkite, kas yra „Cheminės jungties nutraukimo energija“ kituose žodynuose:

Tai lygu darbui, kurį reikia atlikti norint padalinti molekulę į dvi dalis (atomus, atomų grupes) ir pašalinti jas viena nuo kitos begaliniu atstumu. Pavyzdžiui, jei atsižvelgiama į E. x. Su. H3CH H metano molekulėje, tada toks ... ... Didžioji sovietinė enciklopedija

Egzoterminė reakcija yra cheminė reakcija, kurią lydi šilumos išsiskyrimas. Endoterminės reakcijos priešingybė. Bendrą energijos kiekį cheminėje sistemoje itin sunku išmatuoti ar apskaičiuoti... Vikipedija

1 pav. Trigubas ryšys valentinių ryšių teorijos rėmuose Trigubas ryšys – tai kovalentinis dviejų molekulės atomų ryšys per tris bendras jungiančias elektronų poras. Pirmoji trigubo ryšio vaizdinės struktūros nuotrauka buvo pateikta ... Vikipedijoje

Išskirtinis alkoholių bruožas yra hidroksilo grupė prie sočiojo anglies atomo paveiksle, paryškinta raudonai (deguonis) ir pilka (vandenilis). Alkoholiai (iš lotynų kalbos ... Vikipedija

C (carboneum), nemetalinis cheminis elementas, priklausantis periodinės elementų lentelės IVA pogrupiui (C, Si, Ge, Sn, Pb). Gamtoje jis randamas deimantų kristalų (1 pav.), grafito arba fullereno ir kitų formų pavidalu ir yra organinių ... ... Collier enciklopedija