Energia zerwania wiązania chemicznego. wiązanie chemiczne

Energia seksualna jest energią pieniądza Władza jest afrodyzjakiem. Seks równa się władza. Michael Hutchinson Psycholog Carl Jung wynalazł model psychologiczny dla mężczyzn i kobiet, który nazwał anima i animus. Przyznał, że każdy człowiek ma w sobie coś wewnętrznego

GŁÓWNE WŁAŚCIWOŚCI WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

Energia wiązania to energia potrzebna do rozerwania wiązania chemicznego. Energie zerwania i utworzenia wiązania są równe co do wielkości, ale przeciwne co do znaku. Im większa energia wiązania chemicznego, tym bardziej stabilna cząsteczka. Energię wiązania zwykle mierzy się w kJ/mol.

Dla związków wieloatomowych z wiązaniami tego samego typu, jej średnią wartość przyjmuje się jako energię wiązania, obliczoną przez podzielenie energii tworzenia związku z atomów przez liczbę wiązań. Tak więc 432,1 kJ / mol wydaje się na zerwanie wiązania H – H, a 1648 kJ / ∙ mol na zerwanie czterech wiązań w cząsteczce metanu CH 4, w tym przypadku E C – H \u003d 1648: 4 \u003d 412 kJ / mol.

Długość wiązania to odległość między jądrami oddziałujących atomów w cząsteczce. Zależy to od wielkości powłok elektronowych i stopnia ich zachodzenia na siebie.

Polaryzacja wiązań to rozkład ładunku elektrycznego między atomami w cząsteczce.

Jeśli elektroujemność atomów biorących udział w tworzeniu wiązania jest taka sama, wówczas wiązanie będzie niepolarne, aw przypadku różnej elektroujemności - polarne. Skrajny przypadek wiązania polarnego, kiedy wspólna para elektronów jest prawie całkowicie przesunięta w kierunku pierwiastka bardziej elektroujemnego, skutkuje powstaniem wiązania jonowego.

Na przykład: H–H jest niepolarny, H–Cl jest polarny, a Na + –Cl- jest jonowy.

Konieczne jest rozróżnienie polarności poszczególnych wiązań od polarności cząsteczki jako całości.

Polarność cząsteczki jest wektorową sumą momentów dipolowych wszystkich wiązań cząsteczki.

Na przykład:

1) Liniowa cząsteczka CO 2 (O=C=O) jest niepolarna - momenty dipolowe polarnych wiązań C=O kompensują się wzajemnie.

2) Cząsteczka wody jest polarna– momenty dipolowe dwóch wiązań О-Н nie kompensują się.

Struktura przestrzenna cząsteczek determinowane kształtem i położeniem w przestrzeni chmur elektronowych.

Kolejność wiązań to liczba wiązań chemicznych między dwoma atomami.

Na przykład kolejność wiązań w cząsteczkach H 2 , O 2 i N 2 wynosi odpowiednio 1, 2 i 3, ponieważ wiązanie w tych przypadkach powstaje w wyniku nakładania się jednej, dwóch i trzech par chmur elektronowych.

4.1. wiązanie kowalencyjne jest wiązaniem między dwoma atomami poprzez wspólną parę elektronów.

Liczba wiązań chemicznych zależy od wartościowości pierwiastków.

Wartościowość pierwiastka to liczba orbitali, które biorą udział w tworzeniu wiązań.

Kowalencyjne wiązanie niepolarne - wiązanie to jest realizowane dzięki tworzeniu się par elektronów między atomami o równej elektroujemności. Na przykład H2, O2, N2, Cl2 itd.

Kowalencyjne wiązanie polarne to wiązanie między atomami o różnej elektroujemności.

Na przykład HCl, H2S, PH3 itp.

Wiązanie kowalencyjne ma następujące właściwości:

1) Nasycenie- zdolność atomu do tworzenia tylu wiązań, ile ma wartościowości.

2) Orientacja– chmury elektronów nakładają się w kierunku, który zapewnia maksymalną gęstość nakładania się.

4.2. Wiązanie jonowe to wiązanie między przeciwnie naładowanymi jonami.

Jest to skrajny przypadek kowalencyjnego wiązania polarnego i występuje, gdy istnieje duża różnica elektroujemności oddziałujących atomów. Wiązanie jonowe nie ma kierunkowości i nasycenia.

Stopień utlenienia to warunkowy ładunek atomu w związku, oparty na założeniu, że wiązania są całkowicie zjonizowane.

Wykład dla nauczycieli

Wiązanie chemiczne (zwane dalej wiązaniem) można zdefiniować jako oddziaływanie dwóch lub więcej atomów, w wyniku którego powstaje chemicznie stabilny mikroukład wieloatomowy (cząsteczka, kryształ, kompleks itp.).

Doktryna wiązania zajmuje centralne miejsce we współczesnej chemii, ponieważ chemia jako taka zaczyna się tam, gdzie kończy się izolowany atom i zaczyna cząsteczka. Zasadniczo wszystkie właściwości substancji wynikają ze specyfiki wiązań w nich zawartych. Główna różnica między wiązaniem chemicznym a innymi rodzajami interakcji między atomami polega na tym, że o jego powstawaniu decyduje zmiana stanu elektronów w cząsteczce w porównaniu z początkowymi atomami.

Teoria komunikacji powinna dostarczyć odpowiedzi na szereg pytań. Dlaczego powstają cząsteczki? Dlaczego niektóre atomy oddziałują, a inne nie? Dlaczego atomy łączą się w określonych proporcjach? Dlaczego atomy układają się w przestrzeni w określony sposób? I wreszcie, konieczne jest obliczenie energii wiązania, jego długości i innych cech ilościowych. Zgodność idei teoretycznych z danymi eksperymentalnymi należy uznać za kryterium prawdziwości teorii.

Istnieją dwie główne metody opisu relacji, które pozwalają odpowiedzieć na postawione pytania. Są to metody wiązań walencyjnych (BC) i orbitali molekularnych (MO). Pierwszy jest bardziej przejrzysty i prosty. Drugi jest bardziej rygorystyczny i uniwersalny. Dla większej przejrzystości skupimy się tutaj na metodzie VS.

Mechanika kwantowa umożliwia opisanie komunikacji w oparciu o najbardziej ogólne prawa. Chociaż istnieje pięć rodzajów wiązań (kowalencyjne, jonowe, metaliczne, wodorowe i międzycząsteczkowe), to wiązanie jest z natury jedno, a różnice między jego typami są względne. Istota komunikacji tkwi w interakcji Coulomba, w jedności przeciwieństw - przyciągania i odpychania. Podział komunikacji na typy i odmienność sposobów jej opisu wskazuje nie na zróżnicowanie komunikacji, ale na brak wiedzy na jej temat na obecnym etapie rozwoju nauki.

Wykład obejmie materiał związany z takimi tematami jak energia wiązania chemicznego, kwantowo-mechaniczny model wiązania kowalencyjnego, mechanizmy wymiany i donorowo-akceptorowe tworzenia wiązania kowalencyjnego, wzbudzenie atomów, krotność wiązań, hybrydyzacja orbitali atomowych, elektroujemność pierwiastki i biegunowość wiązania kowalencyjnego, koncepcja metody orbitali molekularnych, wiązanie chemiczne w kryształach.

Energia wiązań chemicznych

Zgodnie z zasadą najmniejszej energii energia wewnętrzna cząsteczki w porównaniu z sumą energii wewnętrznych atomów, z których się ona składa, musi się zmniejszyć. Energia wewnętrzna cząsteczki obejmuje sumę energii interakcji każdego elektronu z każdym jądrem, każdego elektronu z każdym innym elektronem, każdego jądra z każdym innym jądrem. Przyciąganie musi przeważać nad odpychaniem.

Najważniejszą cechą wiązania jest energia, która określa jego siłę. Miarą siły wiązania może być zarówno ilość energii zużytej na jego zerwanie (energia dysocjacji wiązania), jak i wartość, która po zsumowaniu wszystkich wiązań daje energię tworzenia cząsteczki z atomów elementarnych. Energia zerwania wiązania jest zawsze dodatnia. Energia tworzenia wiązania jest taka sama pod względem wielkości, ale ma znak ujemny.

Dla cząsteczki dwuatomowej energia wiązania jest liczbowo równa energii dysocjacji cząsteczki na atomy i energii tworzenia cząsteczki z atomów. Na przykład energia wiązania w cząsteczce HBr jest równa ilości energii uwolnionej w procesie H + Br = HBr. Oczywiście energia wiązania HBr jest większa niż ilość energii uwalnianej podczas tworzenia HBr z gazowego wodoru cząsteczkowego i ciekłego bromu:

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

do wartości energii parowania 1/2 mol Br 2 i do wartości energii rozkładu 1/2 mol H 2 i 1/2 mol Br 2 na wolne atomy.

Kwantowo-mechaniczny model wiązania kowalencyjnego metodą wiązań walencyjnych na przykładzie cząsteczki wodoru

W 1927 roku niemieccy fizycy W. Heitler i F. London rozwiązali równanie Schrödingera dla cząsteczki wodoru. Była to pierwsza udana próba zastosowania mechaniki kwantowej do rozwiązywania problemów komunikacyjnych. Ich praca położyła podwaliny pod metodę wiązań walencyjnych lub schematów walencyjnych (VS).

Wyniki obliczeń można przedstawić graficznie jako zależności sił oddziaływania między atomami (ryc. 1, a) i energii układu (ryc. 1, b) od odległości między jądrami atomów wodoru. Jądro jednego z atomów wodoru zostanie umieszczone w początku współrzędnych, a jądro drugiego zostanie zbliżone do jądra pierwszego atomu wodoru wzdłuż osi odciętych. Jeśli spiny elektronów są przeciwrównoległe, siły przyciągania (patrz ryc. 1, a, krzywa I) i siły odpychania (krzywa II) wzrosną. Wypadkowa tych sił jest reprezentowana przez krzywą III. Najpierw przeważają siły przyciągające, potem odpychające. Kiedy odległość między jądrami równa się r 0 = 0,074 nm, siła przyciągania jest równoważona przez siłę odpychania. Bilans sił odpowiada minimalnej energii układu (patrz rys. 1b, krzywa IV), a co za tym idzie, najbardziej stabilnemu stanowi. Głębokość „studni potencjału” odpowiada energii wiązania E 0 H–H w cząsteczce H 2 przy zera bezwzględnym. Wynosi 458 kJ/mol. Jednak w rzeczywistych temperaturach zerwanie wiązania wymaga nieco niższej energii E H – H, która w temperaturze 298 K (25 ° C) wynosi 435 kJ / mol. Różnica między tymi energiami w cząsteczce H2 to energia drgań atomów wodoru (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ryż. 1. Zależność sił oddziaływania atomów (a) od energii układu (b)
na odległość między jądrami atomów w cząsteczce H 2

Kiedy dwa atomy wodoru zawierające elektrony o równoległych spinach zbliżają się do siebie, energia układu stale rośnie (patrz ryc. 1b, krzywa V) i nie tworzy się żadne wiązanie.

Zatem obliczenia mechaniki kwantowej dały ilościowe wyjaśnienie zależności. Jeśli para elektronów ma przeciwne spiny, elektrony poruszają się w polu obu jąder. Pomiędzy jądrami pojawia się obszar o dużej gęstości chmury elektronowej - nadmiar ładunku ujemnego, który przyciąga do siebie dodatnio naładowane jądra. Z obliczeń mechaniki kwantowej wynikają zapisy, które są podstawą metody VS:

1. Przyczyną połączenia jest oddziaływanie elektrostatyczne jąder i elektronów.
2. Wiązanie tworzy para elektronów o antyrównoległych spinach.
3. Nasycenie wiązań jest spowodowane tworzeniem się par elektronów.
4. Siła wiązania jest proporcjonalna do stopnia nakładania się chmury elektronowej.
5. Kierunkowość połączenia wynika z nakładania się chmur elektronowych w obszarze maksymalnej gęstości elektronowej.

Mechanizm wymiany dla tworzenia wiązania kowalencyjnego metodą VS. Kierunkowość i nasycenie wiązania kowalencyjnego

Jednym z najważniejszych pojęć metody VS jest wartościowość. Liczbowa wartość wartościowości w metodzie VS jest określana przez liczbę wiązań kowalencyjnych, jakie atom tworzy z innymi atomami.

Mechanizm tworzenia wiązania przez parę elektronów o antyrównoległych spinach, które należały do ​​różnych atomów przed utworzeniem wiązania, rozpatrywany dla cząsteczki H 2, nazywany jest mechanizmem wymiany. Jeśli wziąć pod uwagę tylko mechanizm wymiany, wartościowość atomu jest określona przez liczbę jego niesparowanych elektronów.

W przypadku cząsteczek bardziej złożonych niż H 2 zasady obliczeń pozostają niezmienione. Powstanie wiązania prowadzi do interakcji pary elektronów o przeciwnych spinach, ale z funkcjami falowymi tego samego znaku, które są sumowane. Efektem tego jest wzrost gęstości elektronowej w obszarze nakładania się obłoków elektronowych i kurczenie się jąder. Rozważ przykłady.

W cząsteczce fluoru F 2 wiązanie tworzą orbitale 2p atomów fluoru:

Największa gęstość chmury elektronów występuje w pobliżu orbitalu 2p w kierunku osi symetrii. Jeżeli niesparowane elektrony atomów fluoru znajdują się na orbitalach 2p x, wiązanie jest realizowane w kierunku osi x (rys. 2). Na orbitalach 2p y - i 2p z - znajdują się nieudostępnione pary elektronów, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązań (zacienione na ryc. 2). W dalszej części nie będziemy przedstawiać takich orbitali.

Ryż. 2. Tworzenie cząsteczki F 2

W cząsteczce fluorowodoru wiązanie HF jest utworzone przez orbital 1s atomu wodoru i orbital 2p x atomu fluoru:

Kierunek wiązania w tej cząsteczce jest określony przez orientację orbitalu 2px atomu fluoru (Rys. 3). Nakładanie się występuje w kierunku osi x symetrii. Każdy inny wariant nakładania się jest energetycznie mniej korzystny.

Ryż. 3. Tworzenie cząsteczki HF

Bardziej złożone orbitale d i f charakteryzują się również kierunkami maksymalnej gęstości elektronów wzdłuż ich osi symetrii.

Zatem kierunkowość jest jedną z głównych właściwości wiązania kowalencyjnego.

Kierunkowość wiązania dobrze ilustruje przykład cząsteczki siarkowodoru H2S:

Ponieważ osie symetrii orbitali walencyjnych 3p atomu siarki są wzajemnie prostopadłe, należy oczekiwać, że cząsteczka H2S powinna mieć strukturę narożną z kątem między wiązaniami S–H równym 90° (rys. 4). Rzeczywiście kąt ten jest zbliżony do obliczonego i wynosi 92°.

Ryż. 4. Tworzenie cząsteczki H 2 S

Oczywiście liczba wiązań kowalencyjnych nie może przekraczać liczby wiążących par elektronów. Jednak nasycenie jako właściwość wiązania kowalencyjnego oznacza również, że jeśli atom ma pewną liczbę niesparowanych elektronów, to wszystkie z nich muszą uczestniczyć w tworzeniu wiązań kowalencyjnych.

Ta właściwość jest wyjaśniona zasadą najmniejszej energii. Wraz z utworzeniem każdego dodatkowego wiązania uwalniana jest dodatkowa energia. Dlatego wszystkie możliwości walencyjne są w pełni zrealizowane.

Rzeczywiście, cząsteczka H 2 S jest stabilna, a nie HS, gdzie występuje niezrealizowane wiązanie (niesparowany elektron jest oznaczony kropką). Cząsteczki zawierające niesparowane elektrony nazywane są wolnymi rodnikami. Są niezwykle reaktywne i reagują tworząc związki zawierające wiązania nasycone.

Wzbudzenie atomu

Rozważmy możliwości walencyjne zgodnie z mechanizmem wymiany niektórych elementów 2. i 3. okresu układu okresowego.

Atom berylu na zewnętrznym poziomie kwantowym zawiera dwa sparowane elektrony 2s. Nie ma niesparowanych elektronów, więc beryl musi mieć zerową wartościowość. Jednak w związkach jest dwuwartościowy. Można to wytłumaczyć wzbudzeniem atomu, które polega na przejściu jednego z dwóch elektronów 2s na podpoziom 2p:

W tym przypadku zużywana jest energia wzbudzenia E* odpowiadająca różnicy między energiami podpoziomów 2p i 2s.

Kiedy atom boru jest wzbudzony, jego wartościowość wzrasta od 1 do 3:

a przy atomie węgla - od 2 do 4:

Na pierwszy rzut oka może się wydawać, że wzbudzenie jest sprzeczne z zasadą najmniejszej energii. Jednak w wyniku wzbudzenia powstają nowe, dodatkowe wiązania, dzięki którym uwalniana jest energia. Jeśli ta dodatkowa uwolniona energia jest większa niż energia wydatkowana na wzbudzenie, ostatecznie spełniona jest zasada najmniejszej energii. Na przykład w cząsteczce metanu CH 4 średnia energia wiązania C–H wynosi 413 kJ/mol. Energia wydatkowana na wzbudzenie wynosi E* = 402 kJ/mol. Zysk energii w wyniku utworzenia dwóch dodatkowych wiązań będzie wynosił:

D E \u003d E dodatkowe światło - E * \u003d 2 413 - 402 \u003d 424 kJ / mol.

W przypadku nieprzestrzegania zasady najmniejszej energii, tj. 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.

Na przykład tlen jest dwuwartościowy tylko z tego powodu. Jednak elektroniczny odpowiednik tlenu - siarka - ma duże możliwości walencyjne, gdyż na trzecim poziomie kwantowym istnieje podpoziom 3d, a różnica energii między podpoziomami 3s, 3p i 3d jest nieporównywalnie mniejsza niż między drugim a trzecie poziomy kwantowe atomu tlenu:

Z tego samego powodu pierwiastki III okresu - fosfor i chlor - wykazują zmienną wartościowość, w przeciwieństwie do ich elektronicznych odpowiedników z II okresu - azotu i fluoru. Wzbudzenie do odpowiedniego podpoziomu może wyjaśniać powstawanie związków chemicznych pierwiastków grupy VIIIa 3. i kolejnych okresów. W helu i neonach (I i II okres), które mają ukończony zewnętrzny poziom kwantowy, nie znaleziono żadnych związków chemicznych, a jedynie są to gazy prawdziwie obojętne.

Donorowo-akceptorowy mechanizm tworzenia wiązań kowalencyjnych

Parę elektronów o antyrównoległych spinach, które tworzą wiązanie, można otrzymać nie tylko za pomocą mechanizmu wymiany polegającego na udziale elektronów z obu atomów, ale także za pomocą innego mechanizmu, zwanego mechanizmem donor-akceptor: jeden atom (donor) zapewnia niewspólne para elektronów do tworzenia wiązań, a drugi (akceptor) – pusta komórka kwantowa:

Wynik dla obu mechanizmów jest taki sam. Często tworzenie wiązań można wytłumaczyć obydwoma mechanizmami. Na przykład cząsteczkę HF można otrzymać nie tylko w fazie gazowej z atomów za pomocą mechanizmu wymiany, jak pokazano powyżej (patrz ryc. 3), ale także w roztworze wodnym z jonów H + i F za pomocą mechanizmu donor-akceptor :

Bez wątpienia cząsteczki wytwarzane przez różne mechanizmy są nie do odróżnienia; połączenia są całkowicie równe. Dlatego bardziej poprawne jest nie wyróżnianie interakcji donor-akceptor jako specjalnego rodzaju wiązania, ale traktowanie jej jedynie jako specjalnego mechanizmu tworzenia wiązania kowalencyjnego.

Kiedy chcą podkreślić mechanizm tworzenia wiązań dokładnie zgodnie z mechanizmem donor-akceptor, jest to oznaczone we wzorach strukturalnych strzałką od dawcy do akceptora (D® ALE). W innych przypadkach taka więź nie jest wyróżniona i jest oznaczona myślnikiem, jak w przypadku mechanizmu wymiany: D–A.

Wiązania w jonie amonowym utworzone w wyniku reakcji: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

wyrażają się w następujący sposób:

Wzór strukturalny NH 4 + można przedstawić jako

.

Preferowana jest druga forma zapisu, ponieważ odzwierciedla ona eksperymentalnie ustaloną równoważność wszystkich czterech wiązań.

Tworzenie wiązania chemicznego przez mechanizm donor-akceptor rozszerza możliwości walencyjne atomów: wartościowość jest określana nie tylko przez liczbę niesparowanych elektronów, ale także przez liczbę nieudostępnionych par elektronów i pustych komórek kwantowych zaangażowanych w tworzenie wiązań . Tak więc w powyższym przykładzie wartościowość azotu wynosi cztery.

Mechanizm donorowo-akceptorowy został z powodzeniem wykorzystany do opisu wiązania w związkach kompleksowych metodą VS.

Wielość komunikacji. s- i p-obligacje

Wiązanie między dwoma atomami może być realizowane nie tylko przez jedną, ale także przez kilka par elektronów. To właśnie liczba tych par elektronów decyduje o krotności w metodzie VS - jednej z właściwości wiązania kowalencyjnego. Na przykład w cząsteczce etanu C 2 H 6 wiązanie między atomami węgla jest pojedyncze (pojedyncze), w cząsteczce etylenu C 2 H 4 jest podwójne, aw cząsteczce acetylenu C 2 H 2 jest potrójne. Niektóre cechy tych cząsteczek podano w tabeli. jeden.

Tabela 1

Zmiany parametrów wiązania między atomami C w zależności od jego krotności

Wraz ze wzrostem krotności wiązań, zgodnie z oczekiwaniami, jego długość maleje. Wielokrotność wiązania wzrasta dyskretnie, tj. o całkowitą liczbę razy, dlatego gdyby wszystkie wiązania były takie same, energia również wzrosłaby odpowiednią liczbę razy. Jednak, jak widać z tabeli. 1, energia wiązania rośnie mniej intensywnie niż krotność. Dlatego połączenia są nierówne. Można to wytłumaczyć różnicą w geometrycznych sposobach nakładania się orbitali. Rozważmy te różnice.

Wiązanie utworzone przez nakładanie się chmur elektronowych wzdłuż osi przechodzącej przez jądra atomów nazywa się s-wiązanie.

Jeśli s-orbital jest zaangażowany w wiązanie, to tylko s -połączenie (ryc. 5, a, b, c). Stąd wziął swoją nazwę, ponieważ grecka litera s jest synonimem łacińskiego s.

Przy udziale p-orbitali (ryc. 5, b, d, e) i d-orbitali (ryc. 5, c, e, f) w tworzeniu wiązań zachodzi nakładanie się typu s w kierunku największej gęstości chmur elektronowych, która jest najbardziej energetycznie korzystna. Dlatego po nawiązaniu połączenia ta metoda jest zawsze wdrażana jako pierwsza. Dlatego jeśli wiązanie jest pojedyncze, to musi być s -połączenie, jeśli jest wiele, to na pewno jedno z połączeń s-wiązanie.

Ryż. 5. Przykłady wiązań s

Jednak z rozważań geometrycznych jasno wynika, że ​​między dwoma atomami może być tylko jeden. s -połączenie. W wiązaniach wielokrotnych drugie i trzecie wiązanie muszą być utworzone w inny geometryczny sposób nakładania się chmur elektronowych.

Wiązanie utworzone przez nakładanie się chmur elektronowych po obu stronach osi przechodzącej przez jądra atomów nazywa się wiązanie p. Przykłady str -połączenia pokazano na rys. 6. Takie nakładanie się jest energetycznie mniej korzystne niż wg s -rodzaj. Dokonują tego peryferyjne części chmur elektronowych o mniejszej gęstości elektronowej. Wzrost wielości powiązań oznacza formację p wiązania, które mają mniej energii niż s -Komunikacja. Jest to przyczyną nieliniowego wzrostu energii wiązania w porównaniu ze wzrostem krotności.

Ryż. 6. Przykłady wiązań typu p

Rozważ tworzenie wiązań w cząsteczce N 2. Jak wiadomo, azot cząsteczkowy jest chemicznie bardzo obojętny. Powodem tego jest utworzenie bardzo silnego potrójnego wiązania NєN:

Schemat nakładających się chmur elektronowych pokazano na ryc. 7. Jedno z wiązań (2px–2px) tworzy się zgodnie z typem s. Pozostałe dwa (2рz-2рz, 2рy-2рy) są typu p. Aby nie zaśmiecać figury, obraz nakładających się chmur 2py jest renderowany oddzielnie (ryc. 7b). Aby uzyskać ogólny obraz, rys. 7a i 7b należy połączyć.

Na pierwszy rzut oka mogłoby się tak wydawać s -wiązanie, ograniczając zbliżanie się atomów, nie pozwala na nakładanie się orbitali p -rodzaj. Jednak obraz orbitalu obejmuje tylko pewną część (90%) chmury elektronowej. Nakładanie się występuje z obszarem peryferyjnym poza takim obrazem. Jeśli wyobrazimy sobie orbitale, które obejmują dużą część chmury elektronów (na przykład 95%), to ich nakładanie się staje się oczywiste (patrz przerywane linie na ryc. 7a).

Ryż. 7. Tworzenie cząsteczki N 2

Ciąg dalszy nastąpi

VI Elfimow,
profesor Moskwy
państwowy uniwersytet otwarty

W którym pęka jeden mol danego wiązania. Przyjmuje się, że początkowa substancja i produkty reakcji znajdują się w stanie standardowym hipotetycznego gazu doskonałego pod ciśnieniem 1 atm i w temperaturze 25 0 C. Synonimami energii zerwania wiązania chemicznego są: energia wiązania, energia dysocjacji cząsteczek dwuatomowych, energia tworzenia wiązania chemicznego.

Na przykład energię zerwania wiązania chemicznego można zdefiniować na różne sposoby

Z danych spektroskopii mas (spektrometria mas).

Energia zrywania wiązań chemicznych w różnych związkach jest odzwierciedlona w podręczniku.

Energia zrywania wiązań chemicznych charakteryzuje siłę wiązania chemicznego.

Energia zerwania wiązania C-C.

Zobacz też

Notatki

Fundacja Wikimedia. 2010 .

Zobacz, czym jest „Energia rozrywania wiązań chemicznych” w innych słownikach:

Jest to równowartość pracy, jaką należy wykonać, aby podzielić cząsteczkę na dwie części (atomy, grupy atomów) i oddalić je od siebie na nieskończoną odległość. Na przykład, jeśli rozważymy E. x. Z. H3CH H w cząsteczce metanu, to takie ... ... Wielka radziecka encyklopedia

Reakcja egzotermiczna to reakcja chemiczna, której towarzyszy wydzielanie ciepła. Przeciwieństwo reakcji endotermicznej. Całkowita ilość energii w układzie chemicznym jest niezwykle trudna do zmierzenia lub obliczenia... Wikipedia

Rys. 1. Wiązanie potrójne w ramach teorii wiązań walencyjnych Wiązanie potrójne to wiązanie kowalencyjne dwóch atomów w cząsteczce poprzez trzy wspólne wiążące pary elektronów. Pierwsze zdjęcie wizualnej struktury potrójnego wiązania podano w… Wikipedii

Charakterystyczną cechą alkoholi jest grupa hydroksylowa przy nasyconym atomie węgla na rysunku zaznaczona na czerwono (tlen) i szaro (wodór). Alkohole (z łaciny ... Wikipedia

C (carboneum), niemetaliczny pierwiastek chemiczny z podgrupy IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) układu okresowego pierwiastków. Występuje w przyrodzie w postaci kryształów diamentu (ryc. 1), grafitu lub fulerenu oraz innych form i wchodzi w skład związków organicznych ... ... Encyklopedia Colliera