Лабораторная работа №2¶

Лабораторная работа №2 посвящена основам химической связи.

1. Причина образования химической связи¶

Стремление к состоянию с наименьшей энергией является общим свойством материи. Вы наверняка знаете о горных снежных лавинах и камнепадах. Их энергия настолько велика, что может сметать с лица земли мосты, дома и другие крупные и прочные сооружения. Причина этого грозного явления природы в том, что масса снега или камней стремится занять состояние с наименьшей энергией, а потенциальная энергия физического тела у подножья горы меньше, чем на склоне или вершине.

Атомы образуют между собой связи по той же причине: суммарная энергия соединившихся атомов меньше, чем энергия тех же атомов в свободном состоянии. Это очень счастливое для нас с вами обстоятельство – ведь если бы при соединении атомов в молекулы не происходил выигрыш в энергии, то Вселенную заполняли бы только атомы элементов, а появление простых и сложных молекул, необходимых для существования жизни, было бы невозможно.

Однако, атомы не могут связываться друг с другом произвольно. Каждый атом способен связываться с конкретным количеством других атомов, причем связанные атомы располагаются в пространстве строго определенным образом. Причину этих ограничений следует искать в свойствах электронных оболочек атомов, а точнее – в свойствах внешних электронных оболочек, которыми атомы взаимодействуют друг с другом.

Завершенная внешняя электронная оболочка обладает меньшей (т.е. более выгодной для атома) энергией, чем незавершенная. По правилу октета завершенная оболочка содержит 8 электронов:

Правило октета - атомы элементов стремятся к наиболее устойчивой электронной конфигурации. Устойчивой является электронная конфигурация с завершенным внешним электронным уровнем из $(s^2 + p^6)$, т.е. из октета электронов.

Таковы внешние электронные оболочки атомов благородных газов, за исключением гелия ($n = 1$), у которого завершенная оболочка состоит из двух $s$-электронов $(1s^2)$ просто потому, что p-подуровня на 1-м уровне нет.

Внешние оболочки всех элементов, кроме благородных газов, являются незавершенными и в процессе химического взаимодействия они по возможности завершаются.

Чтобы такое "завершение" могло произойти, атомы должны либо передать электроны друг другу, либо предоставить их в общее пользование. Это заставляет атомы находиться рядом друг с другом, т.е. быть связанными химической связью.

Существует несколько терминов для обозначения разновидностей химической связи: ковалентная, полярная ковалентная, ионная, металлическая, донорно-акцепторная, водородная и некоторые другие. Однако, все способы связывания частиц вещества между собой имеют общую природу – это предоставление собственных электронов в общее пользование (более строго - обобществление электронов), которое часто дополняется электростатическим взаимодействием между разноименными зарядами, возникающими при переходах электронов. Иногда силы притяжения между отдельными частицами могут быть и чисто электростатическими. Это не только притяжение между ионами, но и различные межмолекулярные взаимодействия.

2. Длина химической связи и валентный угол¶

Основными параметрами химической связи является её длина, энергия связи и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов.

Длина связи - это межъядерное расстояние между химическими связанными атомами.

Валентный угол - это угол между воображаемыми прямыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов. По величине валентного угла можно определить пространственное строение молекулы.

Энергия связи - это работа, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества. Чаще всего энергию связи измеряют в $\frac{кДж}{моль}$. Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи, энергии этих связей составляют величины от десятков до сотен $\frac{кДж}{моль}$.

3. Метод МО ЛКАО¶

При разработке теории строения молекул в начале 30-х годов возникли два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

Рассмотрим подробнее МО. Метод молекулярных орбиталей (разработан в 50-е годы) обладает рядом преимуществ. Основные положения метода МО:

Молекула рассматривается как целое, а не совокупность индивидуальных атомов. Каждый электрондвижется в поле всех ядер и электронов молекулы, т.е. принадлежит ей в целом.
Состояние электрона описывается одноэлектронной волновой функцией $\Psi_i.$
Каждой МО соответствует определенная энергия $E_i.$ Орбитальная энергия слагается из кинетической и потенциальной энергии притяжения электрона ко всем ядрам и усредненной потенциальной энергии отталкивания электрона на МО от остальных электронов.
Электронная конфигурация молекулы (т. е. совокупность МО молекулы занятых электронами) как и для атома строится на основе двух принципов: электрон занимает в молекуле свободную орбиталь с минимальной энергией (принцип наименьшей энергии) и на одной МО не может находиться более двух электронов с антипараллельными спинами (принцип Паули).
Волновая функция основного состояния молекулы есть произведение одноэлектронных волновых функций (занятых МО)
Электронная энергия молекулы равна сумме орбитальных энергий минус усредненная энергия меж/электронного отталкивания плюс энергия отталкивания между ядрами:

Молекулярную волновую функцию строят из молекулярных орбиталей. Приближенное выражение для каждой молекулярной орбитали находят как линейную комбинацию атомных орбиталей – метод МО ЛКАО. При построении молекулы должны соблюдаться следующие условия:

АО должны быть близкими по энергии. Если АО атома А ниже по энергии чем АО атома В, то попав в область А электронне перейдет в область В, т. к. это энергетически не выгодно и МО не образуется;
АО, образующее МО, должны перекрываться. При этом ядра располагаются так, чтобы перекрывание было максимальным (принцип максимального перекрывания);
АО, образующие МО, должны обладать одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси образующей молекулы.

МО, образование которой из АО, сопровождается выделением энергии, называется связывающей. Эта МО образуется электронами с антипараллельными спинами. МО, образование которой из АО сопровождается поглощением энергии, называется разрыхляющей. Эта МО образуется электронами с параллельными спинами. МО, образование которой из АО не сопровождается ни выделением, ни поглощением энергии, называется несвязывающей.

4. Электроотрицательность (ЭО). Принцип изменения ЭО в таблице Менделеева¶

Под электроотрицательностью (ЭО) понимают относительную способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей.

В таблице Менделеева электроотрицательность возрастает слева направо, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету. При перемещении сверху вниз по группам электроотрицательность уменьшается. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

5. Возникновения химических связей в $B_2, N_2, F_2, Li_2$ по МО ЛКАО¶

Молекула $Li_2.$ Два валентных электрона двух атомов $Li$ $(2s^1)$ в стационарном состоянии занимают наинизшую по энергии МО и электронная формула молекулы имеет вид: $(\sigma2s)^2.$ Поскольку на связывающей МО находятся два электрона, а на разрыхляющей МО электронов нет, то порядок связи в молекуле равен 1.

Молекула $B_2:$ $(\sigma 2s)^2(\sigma^*2s)^2(\pi2p_y)^1(\pi2p_z)^1.$ В соответствии с правилом Хунда две верхние вырожденные МО $\pi2p$ заполняются по одному электрону с одинаковым направлением спинов. Порядок связи равен: $\frac{1}{2}(4 – 2) = 1.$

Молекула $N_2:$ $(\sigma 2s)^2(\sigma^*2s)^2(\pi2p)^4(\sigma2p)^2.$ В результате порядок связи возрастает до трех: $\frac{1}{2}(8 – 2) = 3.$ Тройная связь между двумя сравнительно небольшими атомами азота приводит к тому, что молекула $N_2$ является одной из наиболее прочных среди двухатомных (941,7 кДж/моль) и имеет малую длину связи (0,110 нм).