Химическая связь и строение молекул

Теоретическое введение

Все вещества образуются в результате возникновения между атомами, входящими в их состав, прочных связей, называемых химическими.

Химическая связь осуществляется в результате электростатического взаимодействия положительно заряженных атомных ядер и отрицательно заряженных электронов, а также электронов друг с другом.

Различают три основных вида химической связи – ионная, ковалентная и металлическая. В чистом виде каждый из перечисленных видов связи встречается крайне редко. Кроме основных видов связи существуют различные типы межмолекулярных взаимодействий – вандерваальсовы взаимодействия (диполь-дипольное, индукционное, дисперсионное), водородная связь и др.

Строение и свойства молекул или других частиц характеризуются рядом параметров химической связи – энергией связи, длиной связи (межатомные расстояния), валентным углом (угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра атомов).

Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении атомов (двух или более) полная энергия системы (сумма кинетической и потенциальной энергий) понижается. Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергий связи и измеряется в кДж/моль.

Энергия связи является мерой ее прочности – чем выше энергия связи, тем прочнее молекула, тем ниже длина связи.

Так, например, расстояние между ядрами водорода и кислорода в молекуле воды составляет 0.096 нм, угол Н-О-Н – 104.5^о, а энергия связи Н-О 462 кДж/моль.

Ионная химическая связь образуется в результате электростатического взаимодействия отрицательно и положительно заряженных ионов. Условием образования ионной связи является большая разность в значениях электроотрицательности атомов, образующих молекулу. Считается, что ионная связь образуется между элементами, разность в электроотрицательности которых достигает или превышает 2.0. К наиболее типичным соединениям с ионной связью относятся галогениды щелочных и щелочноземельных металлов.

При образовании ионной связи атомы стремятся отдать или принять такое число электронов, чтобы строение их внешней электронной оболочки оказалось аналогичным строению ближайшего к ним инертного газа (восемь электронов на внешнем энергетическом уровне).

Например, хлорид натрия (NaC1) состоит из катионов Na⁺ и анионов C1^-, которые являются продуктами в результате окисления атомов натрия и восстановления атомов хлора:

Na - 1ē = Na⁺ (1s²2s²2p⁶)

Cl + 1ē = Cl^- (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶)

При обычных условиях ионные соединения представляют собой кристаллические вещества. В кристаллической решетке ионных соединений ион одного знака окружен определенным количеством ионов противоположного знака, число которых определяется соотношением ионного радиуса. Каждый ион притягивает к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Так, в кристалле NaC1 каждый ион натрия окружен шестью ионами хлора, также как и каждый ион хлора окружен шестью ионами натрия. Поэтому, ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью.

В молекулах, образованных атомами с близкими значениями электроотрицательности, реализуется ковалентная связь.

Ковалентная связь образуется путем обобществления пары электронов двумя атомами.

В образовании ковалентной связи принимают участие так называемые «валентные» электроны – электроны внешней оболочки атома.

В случае образования двухатомной молекулы, например Н₂, сближение двух атомов приводит к взаимному проникновению их атомных орбиталей друг в друга. При этом электронная плотность в межъядерном пространстве увеличивается и способствует притяжению ядер. Ядра атомов притягиваются друг к другу, энергия системы понижается. Расстояние между ядрами имеет оптимальное значение, характеризуемое длиной связи. Сближение ядер на более близкое расстояние приводит к их взаимному отталкиванию.

Н Н Н₂

При образовании молекулы между одинаковыми атомами (молекулы водорода, кислорода, азота, хлора) область максимального перекрывания атомных орбиталей находится на одинаковом расстоянии от обоих ядер. Такая связь называется ковалентной неполярной связью. В таких молекулах электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам. К неполярным относятся любые двухатомные гомоядерные молекулы – Н₂, N₂, О₂, F₂, С1₂, Br₂, I₂ и др. В случае, когда в образовании связи принимают участие разные атомы (с разной электроотрицательностью), электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому. Такая связь называется ковалентной полярной связью. Примером молекул с такой связью могут служить галогеноводороды (НС1, НBr, HI), вода, сероводород (H₂S), аммиак (NH₃), оксиды углерода (CO, CO₂) и др.

Ковалентная связь характеризуется насыщаемостью и направленностью. Направленность выражается значениями валентных углов, насыщаемость определяется количеством электронов и АО, способных участвовать в образовании связи.

Структура и свойства молекул с ковалентной связью объясняется с позиций метода валентных связей (ВС) и метода молекулярных орбиталей (ММО).

1. По методу ВС химическая связь между двумя атомами возникает в результате перекрывания атомных орбиталей (АО) с образованием электронных пар.

2. Образованная электронная пара локализована между двумя атомами. Такая связь является двухцентровой и двухэлектронной.

3. Химическая связь образуется только при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами.

4. Характеристики химической связи (энергия, длина, полярность, валентные углы) определяется типом перекрывания АО.

5. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

В образовании ковалентной связи могут принимать участие АО как одинаковой, так и различной симметрии. При перекрывании АО вдоль линии соединения атомов образуется s-связь.

s-s s-p p-p d-d

При перекрывании АО по обе стороны от линии соединения атомов образуется p-связь.

p-p p-d d-d

При перекрывании всех четырех лопастей d-АО, расположенных в параллельных плоскостях, образуется d-связь.

Примеры образования молекул по методу ВС.

В молекуле фтора F₂ связь образована 2р-орбиталями атомов фтора:

Образование молекулы F2

В молекуле фтороводорода НF связь образована 1s-орбиталью атома водорода и 2р-орбиталью атома фтора:

Образование молекулы НF

Гибридизация атомных орбиталей. Для объяснения строения некоторых молекул в методе ВС применяется модель гибридизации атомных орбиталей (АО). У некоторых элементов (бериллий, бор, углерод) в образовании ковалентных связей принимают участие как s-, так и p-электроны. Эти электроны расположены на АО, различающихся по форме и энергии. Несмотря на это связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположены симметрично. В молекулах ВеС1₂, ВС1₃ и СС1₄, например, валентный угол С1ЭС1 равен 180, 120, и 109.28^о. Значения и энергии длин связей Э-С1 имеют для каждой из этих молекул одинаковое значение.

Принцип гибридизации орбиталей состоит в том, что исходные АО разной формы и энергии при смешении дают новые орбитали одинаковой формы и энергии. Тип гибридизации центрального атома определяет геометрическую форму молекулы или иона, образованного им.

Рассмотрим с позиций гибридизации атомных орбиталей строение ряда молекул.

ЛИНЕЙНАЯ МОЛЕКУЛА	В молекуле ВеС12 центральным атомом является бериллий, у которого валентные электроны - 2s12p1. Образующиеся две sp-гибридидные орбитали расположены на одной линии под углом 180о. Таким образом, молекула хлорида бериллия имеет линейную конфигурацию. Такой же гибридизацией объясняется угол между связями в соединениях Mg, Zn, Cd, Hg, C в СО2 и С2Н2.
	При гибридизации одной s- и двух p-орбиталей образуются три равноценных sp2-гибридидных орбитали, расположенных в пространстве под углом 120о. Такой тип гибридизации наблюдается в молекуле ВС13. У атома бора валентными являются 2s12p2-электроны. Такая молекула имеет форму плоского треугольника. Подобные гибридные орбитали характерны для атомов В, In, Tl в молекулах, например, тригалогенидов или для углерода в карбонат-анионе СО32- и в С2Н4.
	Если в химической связи участвуют одна s- и три p-орбитали, то в результате их гибридизации образуются четыре sp3-орбитали, расположенных в пространстве под углом 109о. Такой тип гибридизации характерен для атомов углерода (валентные электроны - 2s12p3) в предельных углеводородах, азота в катионе аммония, титана, кремния и др. атомов в некоторых соединениях Образованные таким образом соединения с одним центральным атомом имеют форму тетраэдра.

Рассмотрим с позиций гибридизации молекулу ацетилена С₂Н₂. В молекуле ацетилена каждый атом углерода находится в sp-гибридном состоянии, образуя две гибридные связи, направленные под углом 180° друг к другу. Как в случае связей С-С, так и в случае связей С-Н возникает общее двухэлектронное облако, образующее σ-связи.

Но в молекуле ацетилена в каждом из атомов углерода содержится еще по два р-электрона, которые не принимают участия в образовании σ-связей. Молекула ацетилена имеет плоский линейный «скелет», поэтому оба р-электронных облака в каждом из атомов углерода выступают из плоскости молекулы в перпендикулярном к ней направлении. При этом происходит также некоторое взаимодействие электронных облаков, но менее сильное, чем при образовании σ-связей. В итоге в молекуле ацетилена образуются еще две ковалентные углерод-углеродные связи, называемые p-связями.

Метод молекулярных орбиталей (МО). В основе метода молекулярных орбиталей лежит положение о том, что при образовании химической связи атомные орбитали атомов утрачивают свою индивидуальность. В результате комбинации этих атомных орбиталей возникают молекулярные орбитали сложной формы, принадлежащие всей молекуле в целом, т. е. являющиеся многоцентровыми.

Образование молекулярных орбиталей из атомных изображают в виде энергетических диаграмм, где по вертикали откладывают значения энергии. Комбинация АО приводит к двум типам МО. Связывающие МО характеризуются повышенной концентрацией электронной плотности между ядрами атомов и более низким уровнем энергии (в сравнении с исходными АО). Нахождение электронов на таких орбиталях энергетически выгодно и приводит к образованию связи. Разрыхляющие МО характеризуются пониженной концентрацией электронной плотности между ядрами и более высоким уровнем энергии (в сравнении с исходными АО). Нахождение электронов на таких орбиталях энергетически невыгодно и не приводит к образованию связи. Разрыхляющие МО иначе называют антисвязывающими.

Заполнение МО осуществляется в порядке возрастания энергии и согласуется с принципом Паули и правилом Гунда.

С позиций метода МО возможно объяснение образования химической связи для частиц с одним электроном, например, Н₂⁺. Возможность и невозможность образования простейших двухатомных молекул по методу МО можно рассмотреть на примере Н₂ и Не₂.

Энергетическая диаграмма атомных и молекулярных уровней водорода в молекуле Н2

Для оценки прочности связи в методе МО введен параметр, называемый порядком связи. Порядок связи рассчитывается как полуразность суммы электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях. Чем выше значение порядка связи, тем прочнее молекула и выше энергия связи. Так, в молекуле Н₂ порядок связи равен 1. В молекуле Не₂ (порядок связи равен нулю, это означает, что такая молекула не существует, так как при ее образовании энергия системы не изменяется.

Энергетическая диаграмма, иллюстрирующая с помощью метода МО невозможность существования молекулы Не2

Примеры решения задач

Пример 5.1. Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, НСl, НВr, HI.

Решение. У этих двухатомных молекул прочность связи зависит от длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к иоду возрастает, то длина связи Н - галоген в этом направлении возрастает, т.е. прочность соединений при переходе от фтора к иоду уменьшается.

Пример 5.2. В какой из приведенных молекул валентный угол между химическими связями равен 120^o: H₂O, CO₂, CH₄, BF₃, BeCl₂, NH₃?

Решение. Значение валентного угла в каждой из этих молекул определяется типом гибридизации АО центрального атома. В молекулах H₂O, CH₄, и NH₃ валентные электроны у атомов кислорода, углерода и азота расположены на sp³-гибридных АО, в молекулах CO₂ и BeCl₂ на sp-гибридных АО, а в молекуле BF₃ sp²-гибридные АО атома бора расположены в пространстве под углом 120^o и образуют плоский треугольник.

Пример 5.3. Определите тип химической связи (ионная, ковалентная неполярная, ковалентная полярная) в приведенных соединениях: N₂, CO, NaF, O₂, HCl, CO₂, PH₃, КС1.

Решение. Молекулы N₂ и O₂, состоящие из одинаковых атомов (гомоядерные) неметаллов, образованы ковалентной неполярной связью.

Гетероядерные молекулы CO, HCl, CO₂ и PH₃, образованы неметаллами, разность в значениях электроотрицательности для которых составляет менее 2.0, следовательно, в них реализуется ковалентная полярная связь.

Кристаллические соединения фторид натрия NaF и хлорид калия КС1 образованы катионами щелочных металлов и галоген-анионами. Это соединения с типично ионным характером химической связи.

Пример 5.4. Какие орбитали участвуют в образовании химических связей в молекулах HF, NO, H₂S, N₂?

Решение. В образовании химических связей принимают участие валентные электроны. Запишем электронные формулы атомов, образующих предложенные молекулы: H 1s¹, C 1s²2s²2p², N 1s²2s²2p³, F 1s²2s²2p⁵, S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Следовательно, в образовании молекулы HF принимают участие 1s-орбиталь атома водорода и 2р-орбиталь атома фтора, в образовании молекулы NO участвуют 2р-орбитали атомов азота и кислорода, молекула H₂S образована 1s-орбиталью атомов водорода и двумя 3р-орбиталями атома серы, а молекула N₂ 2р-орбиталями двух атомов азота.

Пример 5.5. Расположите в ряд по увеличению прочности связи следующие молекулы: N₂, CO, F₂. Определите порядок связи в этих молекулах в соответствии с методом молекулярных орбиталей.

Решение. Прочность связи по методу МО возрастает при увеличении порядка связи. Порядок связи рассчитывается как полуразность электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях. В предложенных двухатомных молекулах в образовании молекулярных орбиталей принимают участие по три 2р-атомные орбитали каждого из атомов, всего шесть АО.

Образование молекулы N2 по методу МО

Из них образуется столько же молекулярных орбиталей, три из которых связывающие: sz, px и py, и разрыхляющие: sz*, px* и py*. Порядок связи в предложенном ряду уменьшается: для N2 – 3, для CO - 2 и для F2 – 1. Следовательно,

прочность молекул увеличивается в обратной последовательности F₂®CO®N₂.