ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Химическая связь из "Строение атома и химическая связь" Модель возникновения химической связи. Квантово-механическое уравнение Шредингера, описывающее движение электрона в атоме, дает возможность объяснить те силы и явления, которые обусловливают связь между атомами в молекуле. [c.37] Взаимодействие электрических зарядов. [c.37] Молекула водорода содержит два протона и два электрона (рис. 20, в). В ней действуют две силы отталкивания между протонами и между электронами и четыре силы притяжения между протонами и электронами. Какие из сил — притяжения или отталкивания— будут преобладать в этой системе, зависит от характера движения электронов в поле обоих ядер. Этот характер движения электронов описывается уравнением Шредингера. [c.37] Расстояние между ядрами атомов водорода (0,74 А) меньше суммы двух боровских радиусов 1,06 А. На рис. 22 схематически показано, что орбитали атомов взаимно перекрывают друг друга. Заштрихованная часть орбиталей носит название области перекрывания и является областью повышенной плотности электронного облака, к которой притягиваются ядра атомов. Лондон и Гайтлер показали также, что соединение трех атомов водорода или двух атомов гелия невозможно. [c.39] Из работ Лондона и Гайтлера следует, что валентные связи между атомами осуществляются одиночными, неспаренными электронами. Количество валентных связей, которое может образовать данный атом, определяется количеством неспаренных электронов атома. [c.39] Электронная структура возбужденных атомов. До сих пор мы рассматривали строение атомов в основном, или невозбужденном, состоянии. Но поскольку валентность атома определяется количеством неспаренных электронов, становится полезным рассмотреть структуры атомов в возбужденном состоянии. Процесс распаривания электронных пар требует затраты энергии. При образовании химической связи неспаренными электронами происходит выделение энергии. Для того чтобы химическая связь была,устойчивой, необходимо, чтобы увеличение потенциальной энергии атома за счет возбуждения было меньше энергии образующейся химической связи. [c.39] В табл. 7 приведены данные о количестве неспаренных электронов Б основно.м и возбужденном состояниях различных атомов. Как видно, количества неспаренных электронов в основном состоянии атомов иногда не находятся в согласии со значениями валентностей, отвечающих положению элементов в периодической системе. [c.39] Атом лития в основном состоянии имеет один неспаренныи электрон, который может участвовать в образовании одной свя-зыпающей электронной нары с другим атомом. Литий выступает в качестве одновалентного элемента, и это совпадает с номером группы, в которой находится литий. [c.40] Бериллий в основном состоянии не имеет неонаренных электронов. Однако в соедине иях он проявляет валентность, равную 2. Это объясняется тем, что, вступая в химическое соединение, атом бериллия переходит в возбужденное состояние (рис. 23). Энергия возбуждения бериллия из состояния 2s в состояние 2s 2p составляет 62 ккал/г-атом. При образовании одной химической связи происходит выделение энергии от 50 до 100 ккал. Таким образом, при образовании двух химических связей энергии выделяется гораздо больше, чем ее затрачивается на возбуждение. В результате молекула будет устойчива. [c.40] Возбуждение атома бора 28 2р 2з 2р (рис. 23) также не требует большой энергии, так как происходит перемещение электрона с одного подуровня на другой в пределах одного и того же квантового уровня. В возбужденном состоянии атом бора может образовать две дополнительные химические связи. В результате энергии выделяется гораздо больше, чем затрачивается на возбуждение атома бора. [c.40] Углерод в основном состоянии имеет два неспаренных электрона. Хорошо известно, что в соединениях он, главным образом, четырехвалентен. Четырехвалентность он проявляет в возбужденном состоянии (рис. 23). Возбуждение углерода 2з 2р 2з 2р требует затраты 96 ккал1г-атом. Энергия, которая выделяется, например, при образовании каждой связи С—Н в углеводородах, составляет около 85 ккал. Следовательно, на две связи выделится 170 ккал, что на 74 ккал больше, чем затрачивается на возбуждение. [c.40] Возбужденное состояние атома обозначается звездочкой, например Ве. [c.40] Элементы третьего периода — хлор, сера и фосфор — могут проявлять валентность, соответствующую номеру группы периодической системы. Это происходит потому, что энергия возбуждения электрона из состояния Зх или Зр в состояние Зё или 45 гораздо меньше, чем энергия возбуждения из состояния 2 или 2р в состояние Эх. Таким образом, хлор может быть семивалентным в состоянии С1 Зз Зр Зё , сера шестивалентной в состоянии 5 Зз Зр Зё и фосфор пятивалентным в состоянии Р Зх Зр Зй. [c.41] Для элементов, имеющих вакантные -орбитали, процессы возбуждения происходят с переходом х-электронов последующих уровней на -орбитали предыдущих (рис. 24). [c.41] Основные параметры химической связи. Учение о хими- ад ческой связи рассматривает механизмы образования химической связи, строение молекул, прочность связи атомов в молекулах и способность различных веществ вступать в химические реакции. Основные характеристики химической связи определяются строением и свойствами атомов валентными орбиталями атомов, атомными радиусами, потенциалами ионизации и сродством к электрону атомов, поляризуемостью и поляризующей способностью атомов. [c.41] Для объяснения химической связи в настоящее время применяются в основном два метода метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО). Метод валентных связей исходит из того, что в образовании химической связи участвуют либо только неспаренные электроны атомов, либо свободные орбитали одного атома и электронная пара другого. В методе молекулярных орбиталей считается, что все электроны атомов участвуют в образовании молекулярных орбиталей. Метод молекулярных орбиталей менее наглядный, но более строгий, чем метод валентных связей. [c.41] Химическая связь характеризуется энергией, длиной, кратностью, полярностью. Для молекулы, состоящей более, чем из двух атомо1В, существенными являются величины углов между связями и полярность молекулы в целом. [c.41] Энергия связи для различных атомов составляет в среднем 60—80 ккал/моль. В табл. 8 приведены величины энергий связи различных атомов. [c.42] Длиной связи называется расстояние между ядрами атомов. Длины связей в различных соединениях имеют величины от долей ангстрема до нескольких ангстрем (табл. 8). При увеличении кратности длины связей уменьшаются длины одинарных, двойных и тройных связей для азота составляют соответственно 1,45 1,25 и 1,09 А а для углерода 1,54 (этан) 1,34 (этилен) и 1,20 А (ацетилен). [c.43] Полярность связи обусловливается смещением связывающей электронной пары к одному из атомов и измеряется дипольным моментом. Дипольным моментом называется произведение заряда на расстояние между зарядами. Дипольный момент выражают в дебаях (D). Дебай равен 10 абсолютных электростатических единиц, умноженных на сантиметр. Если отрицательный заряд, равный заряду электрона, и такой же по величине положительный заряд находятся на расстояний 1 А (10 см), то дипольный момент будет равен 4,8-10 10 =4,8 10 абс э.е-см=А ,В D. [c.43] Вернуться к основной статье