ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК

Вивчивши зміст глави б, студенти повинні:

знати

• • основні уявлення про природу і міцності хімічних зв'язків;
• • поняття «валентність»;
• • прості і кратні зв'язку, а також про- і я-зв'язку;
• • основні різновиди хімічних зв'язків - іонну, ковалентний, неполярну і полярну, металеву, водневу;
• • сутність обмінного і донорно-акцепторного механізмів утворення хімічних зв'язків;
• • поняття про гібридизації атомних орбіталей;
• • види і значення міжмолекулярної взаємодії;

вміти

• • характеризувати особливості методу валентних зв'язків і методу молекулярних орбіталей;
• • пояснювати який проявляють атомами валентність в конкретних молекулах;
• • пояснювати і прогнозувати просторову будову молекул;
• • застосовувати дані про електронегативність атомів для прогнозування ступеня полярності зв'язків;

володіти

• • навичками побудови структурних формул молекул і складних іонів;
• • навичками застосування даних про енергії хімічних зв'язків для оцінки міцності молекул.

Природа хімічного зв'язку

Найважливішим властивістю атомів є їх здатність до з'єднання в незліченні різновиди молекул і кристалічних структур. Саме тому атомам було приділено стільки уваги в попередніх розділах. Все, що людина бачить навколо себе в природі, виробляє з видобутих природних покладів, створює в промисловості - все є якісь атомні конструкції. У нас є ще одна можливість оцінити важливість здатності атомів до з'єднання між собою. Слід уявити собі матерію, що складається з атомів, позбавлених цієї властивості. Такі атоми є насправді. Це благородні гази. Вони не утворюють молекул і зустрічаються тільки у вигляді окремих атомів як домішка до повітря. Гелій і радон можуть міститися в різних мінералах, так як утворюються при радіоактивному розпаді урану. При цьому вони не пов'язані з іншими атомами і займають місця в дефектах кристалічної структури. Якби так само поводилися і всі інші атоми, то вся матерія представляла б собою суцільний інертний газ. Це було б нудне видовище, але його не було кому б спостерігати.

Уявлення про здатність атомів з'єднуватися в молекули за допомогою якихось зв'язків в досить певної формі почали складатися в середині XIX в. У 1852 р англійський хімік Е. Франкленд ввів поняття про сполучної силі , яке в подальшому перетворилося в поняття валентності. Термін « валентність » (від лат. «Valentia» - сила) запропонував в 1868 р німецький вчений К. Віхельхауз. Як синоніми валентності вживалися також терміни « валентність », «одиниця спорідненості », «значность». На цьому етапі розвитку хімії вивчався лише питання про кількість одиниць валентності атомів, або, коротше, - валентності атомів. До створення теорії будови атома фізична сутність валентності не могла бути розкрита, але вже були зроблені спроби пояснення здатності атомів до з'єднання на основі електростатичного взаємодії. Електрохімічний теорію спорідненості розвивав один з великих хіміків Й. Берцеліус.

Після створення ядерної моделі атома німецький фізик В. Коссель в 1916 році запропонував статичну електронну теорію будови молекул, використовуючи уявлення про особливу стійкості восьміелектропной зовнішньої оболонки інертного газу. Ці уявлення стали основою теорії іонного зв'язку.

У тому ж році американський фізико-хімік Г. Льюїс розвинув теорію ковалентного хімічного зв'язку, засновану на концепції загальної нари електронів. У цій дуже вдалою теорії не вистачало тільки розрахунків енергетики хімічних зв'язків. І в даний час при початковому вивченні хімії йдеться про утворення спільної електронної нари, що зв'язує два атома.

Незабаром після виникнення квантової механіки в 1927 р В. Гайтлер і Ф. Лондон запропонували метод наближеного квантово-механічного розрахунку енергії зв'язку в молекулярному іоні Н ₂ і молекулі водню Н ₂ . Перша з цих частинок є простою двоядерних систему з одним електроном. У молекулі водню додається один електрон, і виходить найпростіша електронейтральна частинка, що складається з двох атомів. Розрахунки показали, що в іоні Н ₂ щільність ймовірності електронної хмари максимальна між ядрами, що забезпечує деяке перевищення сили тяжіння ядер до електрону над силою відштовхування між ядрами. При відстані 106 пм настає рівновага між тяжінням і відвернути, що відповідає мінімальній потенційної енергії даної системи частинок. Як зменшення, так і збільшення відстані веде до підвищення потенційної енергії (рис. 6.1). Це можна порівняти з падінням кульки в посудину з круглим дном. Кулька може деякий час перекочуватися по дну, піднімаючись трохи вгору по стінці. При цьому кінетична енергія переходить в потенційну, але кінетичної енергії бракує, щоб кулька перескочив через край посудини. Через сили тертя коливання кульки затухають. Подібним чином і ядра атомів знаходяться в коливальному русі, поперемінно злегка віддаляючись і зближуючись, причому відстань 106 пм виявляється середнім. Коливання ядер загасають, так як ядра не відчувають тертя. Потенційна енергія, відповідна середній відстані, знижена на 270 кДж / моль щодо віддалених і не пов'язаних між собою атома II і іона Н ⁺ . Розрив зв'язку в йоні 1Ц може статися тільки при поглинанні кванта енергії ззовні. Висновок з результатів цього розрахунку полягає в тому, що навіть один електрон може привести до ефекту зв'язку між двома ядрами за рахунок зниження потенційної енергії системи 1Г - с- - Н ⁺ .

Мал. 6.1. Залежність потенційної енергії системи Н - Н ⁺ від меж'ядерного відстані

Додавання другого електрона в систему Н ⁺ - е ~ - Н ⁺ призводить до утворення молекули водню, якщо два електрони будуть мати різні значення спінового квантового числа (Т1). Тоді вони складають зв'язує електронну пару. При однакових значеннях m _s (ТТ або 11) електронна щільність одного з електронів витісняється на периферію системи, енергія системи при зближенні ядер підвищується без появи мінімуму (рис. 6.2), і молекула не утворюється. Очевидно, що це є наслідком принципу Паулі, який діє і в окремих атомах, і в системах атомів. Наявність електронної пари підсилює ефект зв'язування в порівнянні з одноелектронних іоном Щ. У молекулі Н ₂ глибина енергетичного мінімуму опускається до 435,8 кДж / моль, а відстань між ядрами зменшується до 76 пм. Таким чином, виникнення загальної електронної пари між двома атомами створює той енергетичний ефект, який означає наявність хімічного зв'язку. На розрив зв'язку, що приводить до дисоціації молекули на окремі атоми, повинна бути витрачена зовнішня енергія. Мимовільно розпастися на атоми молекула не може.

Енергія дисоціації молекули на атоми чисельно дорівнює і протилежна але знаку енергії зв'язку:

Енергії зв'язку і дисоціації прийнято відносити до 1 моль молекул і вимірювати в кДж / моль.

Поступово квантово-механічні розрахунки були поширені на молекули, що складаються з атомів різних хімічних елементів і з різним числом атомів в молекулі. Для цих найскладніших розрахунків розроблені наближені методи. Зрозуміло, без обчислювальної техніки такі розрахунки були б неможливі. Застосування квантово-механічних розрахунків до молекул і хімічних реакцій розглядається як окрема галузь хімії - квантова хімія.

Мал. 6.2. Залежність потенційної енергії атомів водню від меж'ядерного відстані при різних ( а ) і однакових (б) спінових квантових числах електронів

Деякі особливості теоретичних підходів до пояснення і розрахунків хімічних зв'язків привели до формування двох методів квантової хімії - методу валентних зв'язків (МВС) і методу молекулярних орбіталей (ММО). При досить суворому обліку різних взаємодій і поправок обидва методи призводять, в принципі, до збігається результатами. Однак метод валентних зв'язків виявляється більш наочним і дає досить точні результати в застосуванні до більшості молекул. Зокрема, для розуміння структури найрізноманітніших органічних молекул майже завжди досить спиратися на метод валентних зв'язків. У неорганічної хімії в деяких випадках будова молекули вдається пояснити тільки на основі методу молекулярних орбіталей.