Метод валентных связей

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Л е к ц и я № 4

Энгельс – 2014 г.

СОДЕРЖАНИЕ

Введение

1. Общие положения учения о химической связи. Ионная связь.

2. Метод валентных связей.

3. Металлическая и водородная связи.

Заключение

ЛИТЕРАТУРА

Основная литература:

1. Габриэлян О.С. Химия: учеб. для студ. проф. учеб. заведений / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов. – М.,2013.

2. Габриэлян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / О.С. Габриэлян, Г.Г.Лысова. – М.,2012.

3. Габриэлян О.С. Практикум по общей и неорганической химии: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов, Дорофеева Н.М.– М.,2012.

4. Габриэлян О.С. Химия 10 класс. Профильный уровень: учеб. для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриэлян, Ф.Н.Маскаев, С.Ю.Пономарёв, В.И.Теренин. – М.,2010.

5. Габриэлян О.С. Химия 10 класс. Базовый уровень: учеб. для общеобразовательных учреждений – М.,2009.

Дополнительная литература

6. Габриэлян О.С. Химия 11 класс. Профильный уровень: учеб. для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриэлян, Г.Г.Лысова – М.,2006.

7. Габриэлян О.С. Химия 11 класс. Базовый уровень: учеб. для общеобразовательных учреждений.– М.,2006.

8. Габриэлян О.С. Химия: орган. Химия: учеб. для 10 кл. общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов, А.А.Карпова. – М.,2005.

9. Габриэлян О.С. Общая химия: учеб. для 11 кл. общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов,С.Н.Соловьёв, Ф.Н.Маскаев. – М.,2005.

НАГЛЯДНЫЕ ПОСОБИЯ И ПРИЛОЖЕНИЯ:

Схемы № 1, 11 – 12

1. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

11. Изменение потенциала энергии системы при образовании молекул водорода.

12. Характеристика химических связей.

ВВЕДЕНИЕ

Свойства веществ зависят не только от состава, но и от типа химической связи между атомами.

Химическая связь - взаимодействие между атомами в процессе образования веществ.

Вопрос о природе химической связи – один из основных в химии.

Первая попытка создания теории химической связи была предпринята в начале 19 века. Причина объединения атомов в молекулу – силы тяготения. Чем тяжелее атомы, тем прочнее связь Бергман (Швеция), Бертолле (Франция).

В 1810 г. появилась электрохимическая теория Я.Берцеллиус (Швеция). Каждый атом имеет два полюса (+) и (–), причем у одних атомов преобладает (+), у других – (–). Магний – электроположительный, кислород – электроотрицательный. Они притягиваются и образуют соединение – MgO. Если происходит только частичная компенсация зарядов, то продукт реакционноспособен и возможна следующая реакция:

Мg + СО₂ ® МgCO₃

Эта теория существовала недолго, так как не объясняла существование прочных молекул Н₂, Cl₂ или интергалогенных соединений (JCl).

В 1852 году английский исследователь Франкланд ввел понятие валентности (атомности). Валентность выражает способность атома данного элемента вступать в соединение с определенным числом атомов другого элемента. Приняв валентность водорода за единицу, можно считать, что валентность других элементов является числом, показывающим, с каким числом атомов водорода (или другого одновалентного элемента) может соединяться атом данного элемента.

А.М.Бутлеров в 1861 году предложил теорию химического строения: соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью и в определенном порядке. Определенный порядок атом в молекуле называется химическим строением.

Купер (Шотландия) в 1868 году отождествил одну валентность с одинарной химической связью, которую атом может образовать, вступая в химическое соединение. Предложено обозначать ее в виде валентного штриха.

Однако вопрос о силах, которые ответственны за образование валентных связей между атомами, оставался невыясненным.

Перейти к рассмотрению этой важнейшей проблемы химии удалось лишь после того, как было установлено, сложное строение атомов элементов и была создана теория строения их электронных оболочек.

Общие положения учения о химической связи.

Ионная связь

Два ученых: Коссель (Германия) и Льюис (США) в 1916 г. независимо друг от друга обратили внимание на то, что

- электронные конфигурации s² и s²p⁶ атомов инертных газов являются особенно прочными (дублет, октет) и энергетически выгодными;

- атомы элементов при взаимодействии стремятся построить свой внешний энергетический уровень аналогично инертным газам;

- электронная конфигурация s² и s²p⁶ может быть построена путем перераспределения электронов взаимодействующих атомов, в результате чего образуется химическая связь.

Однако механизм электронных процессов при химическом взаимодействии атомов элементов может быть разным.

Ионная связь. Теория Косселя

Перераспределение электронов внешнего уровня атомов до конфигурации s² или s²p⁶ в соответствии с представлениями Косселя, осуществляется путем передачи электронов (отрыв - присоединение):

- или потерей всех электронов внешнего уровня, при этом обнажается предпоследний электронный уровень, имеющий конфигурацию s²p⁶ или s²;

- или присоединением одного или нескольких электронов до завершения энергетического уровня (s² или s²p⁶).

Какой из этих способов осуществляется определяется электроотрицательностью взаимодействующих атомов. Более электроотрицательный атом присоединяет электроны, а менее электроотрицательный атом отдает их.

После передачи электронов образуются противоположно заряженные ионы, которые притягиваются друг к другу за счет сил электростатического притяжения, образуя химическую связь.

Такая связь получила название: ионная, гетерополярная, электровалентная.

Пример образования связи в молекуле LiF.

Запишем БЦЭФ и ГЭФ атомов лития и фтора

Li0	1s22s1		F0	1s22s22p5
2

Запишем эти формулы после передачи электрона от лития ко фтору

Образовавшиеся ионы притягиваются, образуя химическую связь.

Метод валентных связей

Застройка внешнего энергетического уровня до конфигурации s² или s²p⁶, в соответствии с представлениями Льюиса, осуществляется путем обобществления электронов взаимодействующих атомов с образованием общих электронных пар.

Такую связь называют ковалентной, гомеополярной, атомной, парноэлектронной.

Пример образования молекул H₂, Cl_2, O_2. (На самоподготовке изобразить образование связей в молекулах N₂ и HCl).

Сначала записывают БЦЭФ и ГЭФ взаимодействующих атомов, а затем объединяют между собой орбитали, за счет которых образуются связи.

Н₂

Н⁰ БЦЭФ Н⁰

1s¹ 1s¹

Н₂

Cl₂

Cl БЦЭФ Cl

1s²2s²2p⁶3s²3⁵

	­¯	­¯	­¯	­			¯	­¯	­¯	­¯
	­¯	­¯	­¯	­¯			­¯	­¯	­¯	­¯
	­¯								s	­¯

Cl – Cl

Cl₂

О₂

O⁰ БЦЭФ О⁰

1s²2s²2p⁴

	­¯	­¯	­	­			¯	¯	­¯	­¯
	­¯									­¯

О = О

О₂

Существует два способа (механизма) обобществления электронов:

- обменный механизм (см. примеры выше);

- донорно-акцепторный.

Во втором случае при образовании химической связи один атом представляет пару электронов (донор), а другой атом – свободную орбиталь. Например: образование молекулы водорода из гидрид-иона и протона водорода.

Н Н

Н + Н = Н₂

NH₃ + Н ® NH₄

Современное учение о химической связи основано на квантовомеханических представлениях. Для описания химической связи в настоящее время широко используются два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

Таким образом, в соответствии с методом ВС ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит одновременно двум атомам. Сами же атомы сохраняют свою индивидуальность.

Ковалентная химическая связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

В широком смысле слова ковалентная связь – это химическая связь между атомами, осуществляемая путем обобществления электронов. Ковалентную связь можно рассматривать как универсальный, самый распространенный тип химической связи.

Для точного описания состояния электрона в молекуле необходимо решить уравнение Шредингера для соответствующей системы электронов и ядер, задавшись условием минимума энергии. Однако, в настоящее время решение уравнения Шреденгера возможно лишь для самых простых систем. Впервые приближенный расчет волновой функции электрона был произведен в 1927 году Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода. В результате проведенной работы они получили уравнение, связывающее потенциальную энергию системы с расстоянием между ядрами двух атомов водорода. При этом оказалось, что результаты расчетов зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины обоих электронов. При параллельных спинах сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. При противоположно направленных спинах сближение атомов до некоторого расстояния r₀ сопровождается снижением энергии системы, после чего она вновь начинает возрастать (рисунок 1).

Рис. 1. Зависимость энергии системы из двух атомов водорода от

межядерного расстояния в случае электронов

с параллельными спинами (1) и антипараллельными (2) спинами

Таким образом, в первом случае образования химической связи по энергетическим причинам не происходит, в случае же противоположно направленных спинов электронов образуется молекула Н₂ – устойчивая система из двух атомов водорода, расстояние между ядрами которых составляет r_0.

Рис. 2. Схема перекрывания электронных облаков при образовании

молекулы водорода

Вследствие перекрывания облаков электронная плотность между ядрами повышается, при этом возрастают силы притяжения между этой областью отрицательного заряда и положительно заряженными ядрами взаимодействующих атомов. Возрастание сил притяжения сопровождается выделением энергии, что и приводит к образованию химической связи.

Дата добавления: 2014-11-20; просмотров: 396; Нарушение авторских прав

Мы поможем в написании ваших работ!