Енергія розриву хімічного зв'язку. Хімічний зв'язок

Сексуальна енергія – енергія грошей Влада – це збуджуючий засіб. Секс дорівнює владі. Майкл Хатчінсон Психолог Карл Юнг винайшов психологічну модель для чоловіків і жінок, яких він позначав anima і animus. Він припустив, що кожен чоловік має внутрішню

ОСНОВНІ ХАРАКТЕРИСТИКИ ХІМІЧНОГО ЗВ'ЯЗКУ

Енергія зв'язку – це енергія, необхідна розриву хімічного зв'язку.Енергії розриву та освіті зв'язку рівні за величиною але протилежні за знаком. Чим більша енергія хімічного зв'язку, тим стійкіша молекула. Зазвичай енергію зв'язку вимірюють кДж/моль.

Для багатоатомних сполук з однотипними зв'язками за енергію зв'язку приймається середнє значення, розраховане розподілом енергії утворення сполуки з атомів на число зв'язків. Так, на розрив зв'язку H–H витрачається 432,1 кДж/моль, а на розрив чотирьох зв'язків у молекулі метану CH 4 – 1648 кДж/∙моль і в цьому випадку E C–H = 1648: 4 = 412 кДж/моль.

Довжина зв'язку – це відстані між ядрами атомів, що взаємодіють, в молекулі.Вона залежить від розмірів електронних оболонок та ступеня їх перекривання.

Полярність зв'язку – це розподіл електричного заряду між атомами молекули.

Якщо електронегативності атомів, що брали участь у освіті зв'язку однакові, то зв'язок буде неполярний, а у разі різних електронегативностей – полярний. Крайній випадок полярного зв'язку, коли загальна електронна пара практично повністю зміщена до більш негативного елемента, призводить до іонного зв'язку.

Наприклад: Н-Н - неполярна, Н-Сl - полярна і Nа + -Сl - - іонна.

Слід розрізняти полярності окремих зв'язків та полярність молекули загалом.

Полярність молекули – це векторна сума дипольних моментів зв'язків молекули.

Наприклад:

1) Лінійна молекула CO 2 (О = С = О) неполярна -дипольні моменти полярних зв'язків С = Про компенсують один одного.

2) Молекула води полярна- Дипольні моменти двох зв'язків О-Н не компенсують один одного.

Просторова будова молекулвизначається формою та розташуванням у просторі електронних хмар.

Порядок зв'язку – число хімічних зв'язків між двома атомами.

Наприклад, порядок зв'язку в молекулах H 2 , O 2 і N 2 дорівнює відповідно 1, 2 і 3, оскільки зв'язок у цих випадках утворюється за рахунок перекривання однієї, двох та трьох пар електронних хмар.

4.1. Ковалентний зв'язок – це зв'язок між двома атомами у вигляді загальної електронної пари.

Кількість хімічних зв'язків визначається валентністю елементів.

Валентність елемента – число орбіталей, що у освіті зв'язків.

Ковалентний неполярний зв'язок - цей зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення електронних пар між атомами з рівною електронегативністю. Наприклад, Н 2 О 2 N 2 Cl 2 і т. д.

Ковалентний полярний зв'язок – цей зв'язок між атомами з різною електронегативністю.

Наприклад, НCl, H 2 S, PH 3 і т.д.

Ковалентний зв'язок має властивості:

1) Насичуваності– здатністю атома утворювати стільки зв'язків, скільки має валентностей.

2) Спрямованості– перекриття електронних хмар відбувається у напрямку, що забезпечує максимальну щільність перекриття.

4.2. Іонний зв'язок – це зв'язок між протилежно зарядженими іонами.

Це крайній випадок ковалентного полярного зв'язку і виникає за великої різниці в електронегативності взаємодіючих атомів. Інний зв'язок не має спрямованості та насичуваності.

Ступінь окислення – це умовний заряд атома у поєднанні з припущення, що відбувається повна іонізація зв'язків.

Лекція для вчителів

Хімічну зв'язок (надалі – зв'язок) можна з'ясувати, як взаємодія двох чи кількох атомів, у результаті якого утворюється хімічно стійка багатоатомна мікросистема (молекула, кристал, комплекс та інших.).

Вчення про зв'язок займає центральне місце у сучасній хімії, оскільки хімія як така починається там, де закінчується ізольований атом і починається молекула. По суті, всі властивості речовин обумовлені особливостями зв'язків у них. Головна відмінність хімічного зв'язку з інших видів взаємодії між атомами у тому, що її утворення визначається зміною стану електронів у молекулі проти вихідними атомами.

Теорія зв'язку має дати відповіді на низку питань. Чому утворюються молекули? Чому одні атоми вступають у взаємодію, а інші – ні? Чому атоми з'єднуються у певних співвідношеннях? Чому атоми розташовуються у просторі певним чином? І, нарешті, треба розрахувати енергію зв'язку, його довжину та інші кількісні характеристики. Відповідність теоретичних уявлень експериментальним даним має розглядатися як критерій істинності теорії.

Існує два основних методи опису зв'язку, які дозволяють відповісти на поставлені питання. Це методи валентних зв'язків (ВС) та молекулярних орбіталей (МО). Перший наочніший і простий. Другий більш суворий і універсальний. Через більшу наочність основну увагу тут буде приділено методу ЗС.

Квантова механіка дозволяє описати зв'язок, виходячи із найзагальніших законів. Хоча розрізняють п'ять видів зв'язку (ковалентний, іонний, металевий, водневий і зв'язок міжмолекулярної взаємодії), зв'язок єдиний за своєю природою, а відмінності між її видами - відносні. Суть зв'язку в кулонівській взаємодії, в єдності протилежностей – тяжіння та відштовхування. Розподіл зв'язку на види та відмінність у методах її опису вказує швидше не на різноманітність зв'язку, а на недостатність знань про неї на етапі розвитку науки.

У цій лекції буде розглянуто матеріал, що відноситься до таких тем, як енергія хімічного зв'язку, квантово-механічна модель ковалентного зв'язку, обмінний та донорно-акцепторний механізми утворення ковалентного зв'язку, збудження атомів, кратність зв'язку, гібридизація атомних орбіталей, електронегативність елементів та полярність , Поняття методу молекулярних орбіталей, хімічна зв'язок у кристалах.

Енергія хімічного зв'язку

Згідно з принципом найменшої енергії, внутрішня енергія молекули в порівнянні з сумою внутрішніх енергій атомів, що її утворюють, повинна знижуватися. Внутрішня енергія молекули включає суму енергій взаємодії кожного електрона з кожним ядром, кожного електрона з кожним іншим електроном, кожного ядра з кожним ядром. Тяжіння має превалювати над відштовхуванням.

Найважливішою характеристикою зв'язку є енергія, що визначає її міцність. Мірою міцності зв'язку може бути як кількість енергії, що витрачається на її розрив (енергія дисоціації зв'язку), так і величина, яка при підсумовуванні з усіх зв'язків дає енергію утворення молекули з елементарних атомів. Енергія розриву зв'язку завжди позитивна. Енергія освіти зв'язку за величиною та сама, але має негативний знак.

Для двоатомної молекули енергія зв'язку чисельно дорівнює енергії дисоціації молекули на атоми та освіти молекули з атомів. Наприклад, енергія зв'язку в молекулі НВr дорівнює кількості енергії, що виділяється у процесі Н + Вr = НВr. Очевидно, що енергія зв'язку НВr більша за кількість енергії, що виділяється при утворенні НВr з газоподібного молекулярного водню та рідкого брому:

1/2Н 2 (р.) + 1/2Вr 2 (ж.) = НBr (р.),

на величину енергії випаровування 1/2 моль Вr 2 і величини енергій розкладання 1/2 моль Н 2 і 1/2 моль Вr 2 на вільні атоми.

Квантово-механічна модель ковалентного зв'язку методом валентних зв'язків на прикладі молекули водню

У 1927 р. рівняння Шредінгера було вирішено для молекули водню німецькими фізиками В.Гейтлером та Ф.Лондоном. Це була перша вдала спроба застосування квантової механіки для вирішення проблем зв'язку. Їхня робота заклала основи методу валентних зв'язків, або валентних схем (ВС).

Результати розрахунку можна подати графічно як залежностей сил взаємодії між атомами (рис. 1, а) і енергії системи (рис. 1, б) від відстані між ядрами атомів водню. Ядро одного з атомів водню помістимо на початок координат, а ядро ​​другого наближаємо до ядра першого атома водню вздовж осі абсцис. Якщо спини електронів антипаралельні, сили тяжіння (див. рис. 1, а, крива I) та сили відштовхування (крива II) будуть наростати. Результуюча цих сил представлена ​​кривою ІІІ. Спочатку переважають сили тяжіння, потім відштовхування. Коли відстань між ядрами дорівнює r 0 = 0,074 нм, сила тяжіння врівноважується силою відштовхування. Рівноваги сил відповідає мінімальна енергія системи (див. рис. 1, б, крива IV) і, отже, найбільш стійкий стан. Глибина «потенційної ями» є енергією зв'язку Е 0 Н–Н у молекулі Н 2 при абсолютному нулі. Вона становить 458 кДж/моль. Однак при реальних температурах на розрив зв'язку потрібна дещо менша енергія Е Н–Н, яка за 298К (25 °С) дорівнює 435 кДж/моль. Різниця цих енергій у молекулі Н2 є енергією коливань атомів водню (Е кіль = Е 0 Н–Н – Е Н–Н = 458 – 435 = 23 кДж/моль).

Рис. 1. Залежність сил взаємодії атомів (а) та енергії системи (б)
від відстані між ядрами атомів у молекулі Н 2

При зближенні двох атомів водню, що містять електрони з паралельними спинами, енергія системи постійно збільшується (див. рис. 1 б, крива V) і зв'язок не утворюється.

Таким чином квантово-механічний розрахунок дав кількісне пояснення зв'язку. За наявності пари електронів протилежних спинів електрони рухаються у полі обох ядер. Між ядрами з'являється область із високою щільністю електронної хмари – надмірного негативного заряду, що стягує позитивно заряджені ядра. З квантово-механічного розрахунку випливають положення, що є основою методу ЗС:

1. Причиною зв'язку є електростатична взаємодія ядер та електронів.
2. Зв'язок утворюється електронною парою із антипаралельними спинами.
3. Насичуваність зв'язку зумовлена ​​утворенням електронних пар.
4. Міцність зв'язку пропорційна ступеню перекривання електронних хмар.
5. Спрямованість зв'язку зумовлена ​​перекриттям електронних хмар у області максимальної електронної густини.

Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку за методом ЗС. Спрямованість та насичуваність ковалентного зв'язку

Одним із найважливіших понять методу ЗС є валентність. Чисельне значення валентності у методі ЗС визначається числом ковалентних зв'язків, які атом утворює з іншими атомами.

Розглянутий для молекули Н 2 механізм утворення зв'язку парою електронів з антипаралельними спинами, що належали до утворення зв'язку різним атомам, називається обмінним. Якщо враховувати лише обмінний механізм, то валентність атома визначається числом його неспарених електронів.

Для молекул складніших, ніж Н 2 , принципи розрахунку залишаються постійними. До утворення зв'язку призводить взаємодія пари електронів із протилежними спинами, але з хвильовими функціями однакового знака, що підсумовуються. Результатом цього є збільшення електронної щільності в області перекриття електронних хмар та стягування ядер. Розглянемо приклади.

У молекулі фтору F 2 зв'язок утворена 2р-орбіталями атомів фтору:

Найбільша щільність електронної хмари у 2р-орбіталі у бік осі симетрії. Якщо неспарені електрони атомів фтору перебувають у 2р х -орбіталях, зв'язок здійснюється у бік осі х (рис. 2). На 2р y - і 2р z-орбіталях знаходяться неподілені електронні пари, які не беруть участі у освіті зв'язків (на рис. 2 заштриховані). Надалі такі орбіталі зображати не будемо.

Рис. 2. Утворення молекули F 2

У молекулі фтороводню НF зв'язок утворена 1s-орбіталлю атома водню і 2р х -орбіталлю атома фтору:

Спрямованість зв'язку у цій молекулі визначається орієнтацією 2рх-орбіталі атома фтору (рис. 3). Перекривання відбувається у напрямку осі симетрії x. Будь-який інший варіант перекриття енергетично менш вигідний.

Рис. 3. Утворення молекули НF

Більш складні d-і f-орбіталі також характеризуються напрямками максимальної електронної щільності вздовж осей їхньої симетрії.

Таким чином, спрямованість – одна з основних властивостей ковалентного зв'язку.

Спрямованість зв'язку добре ілюструє приклад молекули сірководню Н 2 S:

Оскільки осі симетрії валентних 3р-орбіталей атома сірки взаємно перпендикулярні, слід очікувати, що молекула Н 2 S повинна мати кутову структуру з кутом між зв'язками S–Н 90° (рис. 4). Справді, кут близький до розрахункового та дорівнює 92°.

Рис. 4. Утворення молекули Н2S

Вочевидь, що кількість ковалентних зв'язків неспроможна перевищувати числа утворюють зв'язку електронних пар. Однак насичуваність як властивість ковалентного зв'язку означає також, що якщо атом має деяку кількість неспарених електронів, всі вони повинні брати участь в утворенні ковалентних зв'язків.

Ця властивість пояснюється принципом найменшої енергії. При утворенні кожного додаткового зв'язку виділяється додаткова енергія. Тому всі валентні можливості реалізуються повністю.

Дійсно, стійка молекула Н 2 S, а не НS де є нереалізований зв'язок (неспарений електрон позначають точкою). Частинки, що містять неспарені електрони, називають вільними радикалами. Вони надзвичайно реакційноздатні та вступають у реакції з утворенням сполук, що містять насичені зв'язки.

Порушення атомів

Розглянемо валентні можливості щодо обмінного механізму деяких елементів 2-го та 3-го періодів періодичної системи.

Атом берилію на зовнішньому квантовому рівні містить два спарені 2s-електрони. Неспарених електронів немає, тому берилій повинен мати нульову валентність. Однак у з'єднаннях він двовалентний. Це можна пояснити збудженням атома, що полягає в переході одного з двох 2s-електронів на 2р-підрівень:

При цьому витрачається енергія збудження Е*, що відповідає різниці енергій 2р- та 2s-підрівнів.

При збудженні атома бору його валентність збільшується від 1 до 3:

а у атома вуглецю – від 2 до 4:

На погляд може здатися, що порушення суперечить принципу найменшої енергії. Однак у результаті збудження виникають нові, додаткові зв'язки, з допомогою чого енергія виділяється. Якщо ця енергія, що додатково виділяється більше, ніж витрачена на збудження, принцип найменшої енергії в кінцевому підсумку виконується. Наприклад, у молекулі метану СН 4 середня енергія зв'язку С–Н становить 413 кДж/моль. На збудження витрачається енергія Е* = 402 кДж/моль. Виграш енергії за рахунок утворення двох додаткових зв'язків становитиме:

D E = E дод.св - Е * = 2413 - 402 = 424 кДж / моль.

Якщо принцип найменшої енергії не дотримується, тобто E дод.< 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.

Наприклад, кисень з цієї причини лише двовалентний. Однак електронний аналог кисню – сірка – має великі валентні можливості, оскільки на третьому квантовому рівні є 3d-підрівень, а різниця енергії між 3s-, 3р- та 3d-підрівнями незрівнянно менша, ніж між другим і третім квантовими рівнями атома кисню:

З цієї причини елементи 3-го періоду – фосфор і хлор – виявляють змінну валентність на відміну їх електронних аналогів у 2-му періоді – азоту і фтору. Порушенням на відповідний підрівень можна пояснити утворення хімічних сполук елементів VIII групи 3-го і наступних періодів. У гелію та неону (1-й та 2-й періоди), що мають завершений зовнішній квантовий рівень, хімічних сполук не виявлено, і тільки вони є істинно інертними газами.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

Пара електронів з антипаралельними спинами, що утворює зв'язок, може бути отримана не тільки за обмінним механізмом, що передбачає участь електронів обох атомів, але й за іншим механізмом, який називається донорно-акцепторним: один атом (донор) надає для утворення зв'язку неподілену пару електронів, а інший (акцептор) – вакантний квантовий осередок:

Результат з обох механізмів виходить однаковий. Часто освіту зв'язку можна пояснити і тим, і іншим механізмом. Наприклад, молекулу НF можна отримати не тільки в газовій фазі з атомів за обмінним механізмом, як показано вище (див. рис. 3), а й у водному розчині з іонів Н + і F – за донорно-акцепторним механізмом:

Без сумнівів, молекули, отримані за різними механізмами, невиразні; зв'язки цілком рівноцінні. Тому правильніше не виділяти донорно-акцепторну взаємодію у особливий вид зв'язку, а вважати його лише особливим механізмом утворення ковалентного зв'язку.

Коли хочуть підкреслити механізм утворення зв'язку саме за донорно-акцепторним механізмом, його позначають у структурних формулах стрілкою від донора до акцептора (D® а). В інших випадках такий зв'язок не виділяють та позначають рисочкою, як і за обмінним механізмом: D–А.

Зв'язки в іоні амонію, що утворюється за реакцією: NH 3 + H + = NH 4 + ,

виражаються наступною схемою:

Структурну формулу NН 4+ можна представити як

.

Друга форма запису краща, оскільки відображає експериментально встановлену рівноцінність всіх чотирьох зв'язків.

Освіта хімічного зв'язку по донорно-акцепторному механізму розширює валентні можливості атомів: валентність визначається як числом неспарених електронів, а й числом неподілених електронних пар і вакантних квантових осередків, що у освіті зв'язків. Так, у наведеному прикладі валентність азоту дорівнює чотирьом.

Донорно-акцепторний механізм успішно використовується для опису зв'язку в комплексних сполуках за методом ЗС.

Кратність зв'язку. s- та p -Зв'язки

Зв'язок між двома атомами може здійснюватися як однієї, а й кількома електронними парами. Саме числом цих електронних пар і визначається методі ВС кратність – одне з властивостей ковалентного зв'язку. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 зв'язок між атомами вуглецю одинарна (одноразова), у молекулі етилену З 2 Н 4 – подвійна, а молекулі ацетилену З 2 Н 2 – потрійна. Деякі характеристики цих молекул наведено у табл. 1.

Таблиця 1

Зміна параметрів зв'язку між атомами C залежно від її кратності

Зі збільшенням кратності зв'язку, як і слід очікувати, зменшується її довжина. Кратність зв'язку збільшується дискретно, тобто в ціле число разів, тому, якби всі зв'язки були однакові, енергія також збільшилася б у відповідне число разів. Однак, як видно з таблиці. 1, енергія зв'язку зростає менш інтенсивно, ніж кратність. Отже, зв'язки нерівноцінні. Це можна пояснити різницею геометричних методів перекривання орбіталей. Розглянемо ці відмінності.

Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар по осі, що проходить через ядра атомів, називається s-зв'язком.

Якщо у зв'язку бере участь s-орбіталь, то може утворитися лише s -зв'язок (рис. 5, а, б, в). Звідси вона і отримала свою назву, тому що грецька буква s є синонімом латинської s.

За участю в освіті зв'язку р-орбіталі (рис. 5, б, г, д) і d-орбіталі (рис. 5, в, д, е) перекривання по s-типу здійснюється в напрямку найбільшої щільності електронних хмар, яке є найбільш енергетично вигідним. Тому при утворенні зв'язку такий спосіб завжди реалізується насамперед. Отже, якщо зв'язок одинарний, то це обов'язково s -зв'язок, якщо кратна, то один із зв'язків неодмінно s-зв'язок.

Рис. 5. Приклади s-зв'язків

Однак із геометричних міркувань зрозуміло, що між двома атомами може бути лише одна s -зв'язок. У кратних зв'язках другий і третій зв'язки повинні бути утворені іншим геометричним способом перекривання електронних хмар.

Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар по обидва боки від осі, що проходить через ядра атомів, називається p-зв'язком. Приклади p -Зв'язки наведені на рис. 6. Таке перекриття енергетично менш вигідне, ніж по s -Типу. Воно здійснюється периферійними частинами електронних хмар із меншою електронною щільністю. Збільшення кратності зв'язку означає освіту p -зв'язків, які мають меншу енергію порівняно з s -зв'язком. У цьому є причина нелінійного збільшення енергії зв'язку проти збільшенням кратності.

Рис. 6. Приклади p-зв'язків

Розглянемо утворення зв'язків у молекулі N 2 . Як відомо, молекулярний азот хімічно дуже інертний. Причиною цього є утворення дуже міцного потрійного зв'язку NеN:

Схему перекривання електронних хмар наведено на рис. 7. Один із зв'язків (2рх-2рх) утворений по s-типу. Дві інші (2рz-2рz, 2рy-2рy) - по p-типу. Для того щоб не захаращувати малюнок, зображення перекривання 2рy-хмар винесено окремо (рис. 7, б). Для отримання загальної картини рис. 7, а і 7 б слід поєднати.

На перший погляд може здатися, що s -зв'язок, обмежуючи зближення атомів, не дає можливості перекривання орбіталей по p -Типу. Однак зображення орбіталі включає лише певну частку (90%) електронної хмари. Перекриття відбувається периферійною областю, що знаходиться поза таким зображенням. Якщо уявити орбіталі, що включають велику частку електронної хмари (наприклад, 95%), їх перекривання стає очевидним (див. штрихові лінії на рис. 7, а).

Рис. 7. Утворення молекули N 2

Далі буде

В.І.Єлфімов,
професор Московського
державного відкритого університету

У якій відбувається розрив одного молячи цього зв'язку. При цьому приймається, що вихідна речовина та продукти реакції знаходяться у своїх стандартних станах ідеального гіпотетичного газу при тиску 1 атм і температурі 25 0 C . Синонімами енергії розриву хімічного зв'язку вважаються: енергія зв'язку, енергія дисоціації двоатомних молекул, енергія утворення хімічного зв'язку.

Енергія розриву хімічного зв'язку може бути визначена різними способами, наприклад

З мас-спектроскопічних даних (мас-спектрометрія).

Енергія розриву хімічних зв'язків у різних сполуках відображена у довіднику.

Енергія розриву хімічних зв'язків характеризує міцність хімічного зв'язку.

Енергія розриву зв'язку С-С.

Див. також

Примітки

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитись що таке "Енергія розриву хімічного зв'язку" в інших словниках:

дорівнює роботі, яку необхідно витратити, щоб розділити молекулу на дві частини (атоми, групи атомів) і видалити їх один від одного на нескінченну відстань. Наприклад, якщо розглядається Е. х. с. H3C H у молекулі метану, то такими… … Велика Радянська Енциклопедія

Екзотермічна реакція – хімічна реакція, що супроводжується виділенням теплоти. Протилежна до ендотермічної реакції. Повну кількість енергії у хімічній системі надзвичайно важко виміряти чи підрахувати… Вікіпедія

Потрійний зв'язок у рамках теорії валентних зв'язків Потрійний зв'язок ковалентний зв'язок двох атомів у молекулі за допомогою трьох загальних зв'язувальних електронних пар. Першу картину наочної будови потрійного зв'язку було дано … Вікіпедія

Відмінна риса спиртів гідроксильна група при насиченому атомі вуглецю на малюнку виділена червоним (кисень) та сірим кольором (водень). Спирти (від лат. … Вікіпедія

З (carboneum), неметалічний хімічний елемент IVA підгрупи (C, Si, Ge, Sn, Pb) періодичної системи елементів. Зустрічається у природі як кристалів алмазу (рис. 1), графіту чи фулерену та інших форм і входить до складу органічних… Енциклопедія Кольєра