Химическая связь в молекуле

Химическая связь – взаимодействие электронных орбиталей различных атомов, которое приводит к строгоопределенному расположению ядер.

Чем она прочнее, тем больше энергии нужно затратить для ее разрыва, поэтому энергия разрыва связи служит мерой ее прочности.

Положения теории химического строения Бутлерова:

1) Атомы в молекуле соединены друг с другом в определенной последовательности. Изменение этой последовательности приводит к новому веществу с новыми свойствами.

2) Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

3) Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно связанные между собой.

Виды химической связи: ионная, ковалентная, металлическая, водородная, межмолекулярная.

Причиной образования молекулы из атома является понижение полной энергии системы.

Связь образуется параллельными электронами с антизаряженными спинами.

Расстояние, которому соответствует минимум энергии, называется длиной связи или межъядерным расстоянием.

Обменный механизм – образование химических связей в молекуле водорода сопровождается перекрыванием электронных облаков, то есть образованием электронной пары.

Он характеризуется наибольшей глубиной перекрывания атомных орбиталей и максимальным выделением энергии.

Такая двухвалентная общая центровая связь называется ковалентной связью.

В основе метода валентных связей лежат следующие положения:

1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Атомные орбитали валентных электронов перекрываются, и образуется связующее электронное облако, плотность которого между ядрами наибольшая. Это обеспечивает стабильное положение ядер относительно друг друга и устойчивости молекул в целом.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

В роли донора электронов выступает один из атомов, другой – в роли акцептора.

Акцептор предоставляет свободную валентную орбиталь.

Ковалентная связь образуется за счет перехода уже существующей электронной пары в общее пользование донора и акцептора.

В обоих случаях электроны становятся общими для двух атомов.

При образовании донорно-акцепторной связи атомы-акцепторы увеличивают число электронов в своих внешних оболочках на 2.

По правилам образования донорно-акцепторной связей, инертные газы могут образовывать донорно-акцепторные связи как доноры пар электронов с атомами, имеющими 6 электронов на внешней оболочке.

Не только нейтральные атомы и молекулы могут играть роль доноров электронов и акцепторов, но и положительно и отрицательно заряженные атомы и молекулы, т.е. катионы и анионы.

Так, например, аммиак (NH3) и катион водорода (H+) образуют катион (NH4+), где один атом связан с азотом за счет электронов азота. Анион (Cl-) является донором пары электронов в ионах (ClO) -.

Энергия электронов в атомах, связанных посредством химических донорно-акцепторных связей, меньше, чем энергия этих электронов в разделенных атомах. Выигрыша в энергии при образовании связи по этой составляющей нет.

У атомов элементов второго периода кроме 1s-орбиталей в образовании молекулярных орбиталей принимают участие 2s-, 2рx-,2рy-,2рz-орбитали. Заполненные орбитали 1s и 2s не принимают участия в образовании химической связи, так как число электронов на связывающих и разрыхляющих МО одинаково. При комбинация атомных 2s-орбиталей образуются две молекулярные орбитали: связывающая σs и разрыхляющая σs*. Если принять, что атомы расположены по оси z, то комбинация атомных 2pz- орбиталей даёт молекулярные орбитали σz и σz* , а комбинация двух

2px-орбиталей – молекулярные орбитали πx и πx* ,а двух 2py-орбиталей — молекулярные орбитали πy и πy*. Так как энергия 2рx- и 2рy — орбиталей одинакова, и они перекрываются одинаковым способом, то равны энергии соответствующих молекулярных орбиталей:

Е( πx) = Е( πy) и Е (πx*) = Е( πy*). При равенстве энергий орбитали πx и πy различаются ориентацией в пространстве.

Порядок заполнения молекулярных орбиталей для элементов начала второго периода вплоть до азота следующий:

σs < σs* < πx = πy < σz < πx* = πy* < σz*,

а для элементов второго периода (N–Ne):

σs < σs < σz < πx = πy < πx* =πy* < σz*.

Этот порядок был установлен на основании изучения молекулярных спектров.

Подобно электронным формулам, показывающим распределение электронов в атоме по атомным орбиталям, в методе МО составляются формулы молекул, отражающие их электронную конфигурацию. По аналогии с атомными s-, p-, d-, f-орбиталями молекулярные орбитали обозначаются греческими буквами s, p, d, ,j.

Например молекула B2 : σ1s2σ2s*2σ2s2σ2s*2 πx1πy1

а) Образование молекулярных орбиталей в молекуле азота N2

Рис.18 Молекулярные орбитали N2 (без учёта атомных орбиталей 1s)

При комбинация атомных 2s-орбиталей атомов азота образуются две молекулярные орбитали: связывающая σs и разрыхляющая σs*. Если принять, что атомы расположены по оси z, то комбинация атомных 2pz- орбиталей атомов азота даёт молекулярные орбитали σz и σz* , а комбинация двух 2px-орбиталей – молекулярные орбитали πx и πx* ,а двух 2py-орбиталей — молекулярные орбитали πy и πy*. Так как энергия 2рx- и 2рy — орбиталей одинакова, и они перекрываются одинаковым способом, то равны энергии соответствующих молекулярных орбиталей:

Е( πx) = Е( πy) и Е (πx*) = Е( πy*). При равенстве энергий орбитали πx и πy различаются ориентацией в пространстве.

Электронная конфигурация молекулы N2 — σs2σs*2πx2πy2σz2 . Порядок (кратность) связи равен 6/2 =3.В молекуле азота N2 одна σ-связь и две

π-связи. Энергия диссоциации равна 941кДж/моль). Молекула диамагнитна. Структурная формула молекулы N ≡ N.

б) Образование молекулярных орбиталей в ионе N2+

Рис.19 Молекулярные орбитали иона N2+

Электронная конфигурация иона N2+ — σs2σs*2πx2πy2σz1 . Порядок связи равен 5/2 =2,5.В молекулярном ионе азота N2+ одна σ-связь и две π–связи. Потеря электрона со связывающей орбитали сопровождается понижением кратности связи, молекулярный ион N2+ должны быть менее устойчивым. Энергия диссоциации иона меньше, чем у молекулы 843 кДж/моль (у N2 соответственно 941кДж/моль). Ион парамагнитен, так как имеется неспаренный электрон.

в) Образование молекулярных орбиталей в молекуле кислорода

На рис.20 показана энергетическая диаграмма, иллюстрирующая с помощью метода МО ЛКАО парамагнитные свойства молекулы O2

Заполненные орбитали 1s и 2s не принимают участия в образовании химической связи, так как число электронов на связывающих и разрыхляющих МО одинаково.

Комбинация атомных 2pz- орбиталей даёт молекулярные орбитали σz и σz* , а комбинация двух 2px-орбиталей – молекулярные орбитали πx и πx* ,а двух 2py-орбиталей — молекулярные орбитали πy и πy*. 8 электронов двух атомов кислорода заселяют молекулярные орбитали по принципу наименьшей энергии, правилу Хунда, принципу Паули. В соответствии с правилом Хунда на разрыхляющих орбиталях πx* и πy* находятся два электрона по одному на каждую орбиталь. Порядок связи в молекуле кислорода равен 2.

Рис.20Энергетическая диаграмма,иллюстрирующая с помощью метода МО ЛКАО парамагнитные свойства молекулы O2

Энергии молекулярных орбиталей могут быть определены по данным спектров поглощения веществ в ультрафиолетовой области. Так, среди молекулярных орбиталей молекулы кислорода, образовавшихся в результате перекрывания p-АО, две

π-связывающие с одинаковой энергией орбитали πx и πy обладают меньшей энергией, чем σ-связывающая, впрочем, как и π*-разрыхляющие орбитали обладают меньшей энергией в сравнении с σ*-разрыхляющей орбиталью .В молекуле O2 два электрона с параллельными спинами оказались на двух с одинаковой энергией разрыхляющих молекулярных орбиталях πx* и πy* (рис.20).Наличием неспаренных электронов и обусловлены парамагнитные свойства молекулы кислорода, которые станут заметными, если охладить кислород до жидкого состояния.

г) Образование молекулярныхз орбиталей в ионе О2+

Рис.21 Молекулярные орбитали в ионе О2+

Потеря электрона с разрыхляющей орбитали сопровождается повышением кратности связи, молекулярный ион О2+ должен быть более устойчивым. Энергия диссоциации иона больше, чем у молекулы 642 кДж/моль (у О2 соответственно 494кДж/моль). Ион парамагнитен, так как имеется неспаренный электрон.

д) Образование молекулярных орбиталей в молекуле СО (рис.22)

При комбинация атомных 2s-орбиталей атомов углерода и кислорода образуются две молекулярные орбитали: связывающая σs и разрыхляющая σs*. Комбинация атомных 2pz- орбиталей атомов углерода и кислорода даёт молекулярные орбитали σz и σz* , а комбинация двух 2px-орбиталей – молекулярные орбитали πx и πx* ,а двух 2py-орбиталей — молекулярные орбитали πy и πy*. Электронная конфигурация молекулы СО — σs2σs*2πx2πy2σz2 . Порядок (кратность)связи как и в молекуле азота равен

6/2 =3.В молекуле СО как и в молекуле азота одна σ-связь и две π–связи. Это объясняет значительное сходство в свойствах свободного азота и оксида углерода, например, близки энергии диссоциации: 1076кДж/моль(СО) и 941кДж/моль(N2); межъядерные расстояния– 0,113нм(CO) и 0,110нм(N2);температуры плавления –68К(СО) и 63К(N2), температуры кипения–82К(CO) и 77К(N2). Молекулы диамагнитны.

Структурная формула молекулы C ≡ O.

Рис.22 Молекулярные орбитали в СО

Образование молекул из атомов элементов II периода может быть записано следующим образом (К – внутренний электронный слой):

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Фундаментальной основой химической связи явилась теория химического строения А. М. Бутлерова (1861 г.), согласно которой свойства соединений зависят от природы и числа составляющих их частиц и химического строения. Эта теория нашла подтверждение не только для органических, но и неорганических веществ, поэтому ее следует считать фундаментальной теорией химии.

Понятие химической связи

Большинство простых веществ и все сложные вещества (соединения) состоят из атомов, определенным образом взаимодействующих друг с другом. Иными словами, между атомами устанавливается химическая связь.

— электронный феномен, заключающийся в том, что, по крайней мере, один электрон, находившийся в силовом поле своего ядра, оказывается в силовом поле другого ядра или нескольких ядер одновременно. При образовании химической связи энергия всегда выделяется, т.е. энергия образующейся частицы должна быть меньше суммарной энергии исходных частиц.

Под химической связью понимаются различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.

К основным чертам химической связи можно отнести:

  • снижение общей энергии двух- или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых эта система образована;
  • перераспределение электронной плотности в области химической связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние связи.

По своей природе химическая связь представляет собой взаимодействие между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами, а также электронов друг с другом.

Переход электрона от одного атома к другому, в результате чего образуются разноименно заряженные ионы с устойчивыми электронными конфигурациями, между которыми устанавливается электростатическое притяжение, является простейшей моделью ионной связи:

X ⇒ X + + e — Y + e — ⇒ Y — X + Y —

Параметры химической связи

Химическая связь осуществляется s- и p-электронами внешнего и d-электронами предвнешнего слоя. Эта связь характеризуется следующими параметрами:

  1. Длиной связи — межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами.
  2. Валентным углом — углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов.
  3. Энергией связи — количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии.
  4. Кратностью связи — числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами.

Если мы будем сближать два протона, то между ними возникнут силы отталкивания, и о получении устойчивой системы говорить не приходится. Поместим в их поле один электрон. Здесь могут возникнуть два случая.

Первый, когда электрон находится между протонами (слева), и второй, когда он располагается за одним из них (справа).

В обоих случаях возникают силы притяжения. В первом случае составляющие этих сил (проекции) на ось, проходящую через центры протонов, направлены в противоположные стороны с силами отталкивания (слева) и могут их компенсировать. При этом возникает энергетически устойчивая система. Во втором случае составляющие сил притяжения направлены в разные стороны (справа) и трудно говорить об уравновешивании сил отталкивания между протонами. Отсюда следует, что для возникновения химической связи с образованием молекулы или иона электроны должны находиться преимущественно в межьядерном пространстве. Эта область называется связывающей, т.к. при нахождении там электронов образуется химическая связь. Область, находящаяся за ядрами, называется разрыхляющей, т.к. при попадании в нее электронов химическая связь не образуется.

Применив аналогичные рассуждения к молекуле водорода, можно прийти к выводу, что появление второго электрона в связывающей области еще более стабилизирует систему. Следовательно, для образования устойчивой химической связи необходима, по меньшей мере, одна электронная пара. Спины электронов в этом случае должны быть антипараллельны, т.е. направлены в разные стороны. Образование химической связи должно сопровождаться понижением полной энергии системы.

Рассмотрим изменение потенциальной энергии системы на примере сближения двух атомов водорода. Когда атомы находятся на очень большом расстоянии друг от друга, они не взаимодействуют и энергия такой системы близка к нулю. По мере их сближения возникают силы притяжения между электроном одного атома и ядром другого и наоборот. Эти силы увеличиваются обратно пропорционально квадрату расстояния между атомами. Энергия системы понижается. По мере сближения атомов начинают играть роль силы отталкивания между их ядрами и электронами. Увеличение сил отталкивания обратно пропорционально уже шестой степени расстояния. Кривая потенциальной энергии проходит через минимум, а затем резко уходит вверх.

Расстояние, соответствующее положению минимума на кривой, является равновесным межъядерным расстоянием и определяет длину химической связи. Так как атомы в молекуле участвуют в колебательном движении относительно положения равновесия, расстояние между ними постоянно меняется, т.е. атомы не жестко связаны друг с другом. Равновесное расстояние соответствует при данной температуре некоторому усредненному значению. С повышением температуры амплитуда колебания увеличивается. При какой-то достаточно большой температуре атомы могут разлететься на бесконечно большое расстояние друг от друга, что будет соответствовать разрыву химической связи. Глубина минимума по оси энергии определяет энергию химической связи, а величина этой энергии, взятая с обратным знаком, будет равна энергии диссоциации данной двухатомной частицы. Если сближаются атомы водорода, электроны которых имеют параллельные спины, между атомами возникают лишь силы отталкивания, а потенциальная энергия такой системы будет возрастать.

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется Есв. Она имеет единицу измерения . Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Например, энергию связи в метане определяют путем деления энергии образования молекулы СН4 из атомов водорода и углерода на четыре (1640 : 4 = 410 кДж/моль). Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекулы. Например, молекула HF устойчивее молекулы НВr.

Важной характеристикой химической связи является ее длина lсв, равная расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул. Например, в ряду галогеноводородов от HF до HI длина связи растет, а ее энергия уменьшается.

Энергии и длины некоторых химических связей

Связь Есв,
кДж/моль
lсв,
нм
Связь Есв,
кДж/моль
lсв,
нм
Связь Есв,
кДж/моль
lсв,
нм
Связь Есв,
кДж/моль
lсв,
нм
536 0,092 348 0,154 432 0,128 614 0,134
360 0,142 495 0,121 299 0,162 839 0,120
436 0,074 1040 0,113 380 0,134 940 0,110

Виды химической связи

В образовании химической связи участвуют s-, р- и d-электроны, имеющие различную геометрическую конфигурацию электронных облаков и различные знаки волновых функций в пространстве. Для возникновения химической связи необходимо перекрывание частей электронных оболочек с одинаковым знаком волновой функции. В противном случае химическая связь не образуется. Это утверждение легко объяснить на примере наложения двух синусоид, которые в первом приближении могут отождествляться с волновыми функциями.

В случае наложения двух синусоид с разными знаками в одной и той же области (слева) суммарная составляющая их будет равна нулю — связи нет. В противоположном случае происходит сложение амплитуд колебаний и образуется новая синусоида — химическая связь образовалась (справа).

В зависимости от симметрии электронных облаков, в результате перекрывания которых образуется химическая связь, суммарное электронное облако будет иметь различную симметрию, в соответствии с которой они распадаются на три вида: σ-, π- и δ-связи.

осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, при этом максимальная электронная плотность достигается в межъядерном пространстве и имеет цилиндрическую симметрию относительно линии, соединяющей центры атомов. В образовании σ-связи в силу своей шаровой симметрии всегда принимают участие s-электроны. Они образуют σ-связь в результате перекрывания со следующими электронами другого атома: s-, рх-, dx2-y2-электронами. С электронами, находящимися на других орбиталях, например, ру или рx, возникновение химической связи невозможно, так как происходит перекрывание в областях, где электронная плотность имеет противоположные знаки. Возможность образования σ-связи s-электронами не исчерпывается, она может образоваться в случае перекрывания и других электронных облаков, таких, как двух рх или рх и dx2-y2.

возникают при перекрывании электронных облаков над и под линией, соединяющей центры атомов.

Суммарные электронные облака также симметрично расположены относительно этой оси, но они не имеют цилиндрической симметрии, как в случае σ-связи. В силу своего пространственного расположения π-связь образуют электроны на таких парах орбиталей как рy-рy,рz-рz,рy-dxy.

образуют только d-электроны за счет перекрывания всех четырех своих лепестков электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Такое возможно, когда в образовании связи участвуют dxy-dxy, dxz-dxz, dyz-dyz-электроны.

Существует и другой подход к классификации химической связи, основанный на характере распределения электронной плотности между атомами в молекуле, т.е. химическая связь рассматривается с точки зрения принадлежности электронной пары тому или иному атому. Возможны три случая:

  1. Электронная пара связывает в молекуле два одинаковых атома. В этом случае она в равной мере принадлежит им обоим. В молекуле нет разделения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов. Они совпадают, и такая связь называется ковалентной неполярной.
  2. Если электронная пара связывает два различных атома, то она смещается в сторону более электроотрицательного атома. Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов разделяются, связь становится полярной и носит название ковалентной полярной связи.
  3. Третий случай связан с полной передачей электронной пары во владение одного из атомов. Это происходит при взаимодействии двух атомов, резко отличающихся по электроотрицательности, т.е. способности удерживать электронную пару в своем электрическом поле. При этом атом, отдавший электроны, становится положительно заряженным ионом, а атом, принявший их,- отрицательным. В этом случае связь носит название ионной.

Формулы ковалентных связей

  1. Эмпирическая формула
  2. Молекулярная формула
  3. Структурная формула
  4. Структурная формула для воды (H2O)

Формулы для ковалентных связей в корне отличаются от формул для ионных связей. Дело в том, что ковалентные соединения могут образовываться самыми разными способами, поэтому в результате реакции возможно появление различных соединений.

1. Эмпирическая формула

В эмпирической формуле указываются элементы, из которых состоит молекула, с наименьшим целочисленными соотношениями.

Например, C2H6O — соединение содержит два атома углерода, шесть атомов водорода и один атом кислорода.

2. Молекулярная формула

Молекулярная формула указывает из каких атомов состоит соединение и в каких количествах эти атомы в нем находятся.

Например, для соединения C2H6O молекулярными формулами могут быть: C4H12O2; C6H18O3…

Для полного описания ковалентного соединения молекулярной формулы недостаточно:

Как видим, оба соединения имеют одинаковую молекулярную формулу — C2H6O, но являются совершенно разными веществами:

  • диметиловый эфир применяется в холодильных установках;
  • этиловый спирт — основа алкогольных напитков.

Соединения, обладающие одним и тем же качественным и количественным составом, но разными свойствами, называются изомерами

3. Структурная формула

Структурная формула служит для точного определения ковалентного соединения, т.к., кроме элементов в соединении и количества атомов, показывает еще и схему связей соединения.

В качестве структурной формулы используют электронно-точечную формулу и формулу Льюиса.

4. Структурная формула для воды (H2O)

Рассмотрим порядок построение структурной формулы на примере молекулы воды.

I Строим каркас соединения

Атомы соединения располагаются вокруг центрального атома. В качестве центральных обычно выступают атомы: углерода, кремния, азота, фосфора, кислорода, серы.

II Находим сумму валентных электронов всех атомов соединения

Для воды: H2O = (2·1 + 6) = 8

В атоме водорода один валентный электрон, в атоме кислорода — 6. Поскольку в соединении присутствует два атома водорода, то общее число валентных электронов молекулы воды будет равно 8.

III Определяем количество ковалентных связей в молекуле воды

Определяем по формуле: S = N — A, где
S — количество электронов, совместно используемых в молекуле;
N — сумма валентных электронов, соответствующих завершенному внешнему энергетическому уровню атомов в соединении:
N = 2 — для атома водорода;
N = 8 — для атомов остальных элементов
A — сумма валентных электронов всех атомов в соединении.
Для H20
N = 2·2 + 8 = 12
A = 2·1 +6 = 8
S = 12 — 8 = 4
В молекуле воды совместно используемых электронов — 4. Поскольку ковалентная связь состоит из пары электронов, то получаем две ковалентные связи.

IV Распределяем совместные электроны

Между центральным атомом и атомами, которые окружают его, должна быть хотя бы одна связь. Для молекулы воды таких связей будет по два для каждого атома водорода:

V Распределяем оставшиеся электроны

Из восьми валентных электронов четыре уже распределены. Куда «девать» оставшиеся четыре электрона?

Каждый атом в соединении должен иметь полный октет электронов. Для водорода — это два электрона; для кислорода — 8.

Совместно используемые электроны называются связывающими.

Формула Льюиса для молекулы воды:

Электронно-точечная формула и формула Льюиса наглядно описывают строение ковалентной связи, но громоздки и занимают много места. Этих недостатков можно избежать применяя сжатую структурную формулу, в которой указывается только порядок «следования» связей.

Пример сжатой структурной формулы:

  • диметиловый эфир — CH3OCH3
  • этиловый спирт — C2H5OH

В начало страницы

Home / Учебник ОБЩАЯ ХИМИЯ / Глава 3. Молекула / Связь в молекуле водорода

Связь в молекуле водорода

Молекула водорода — это простейшая молекула, которая образуется из двух атомов водорода. Атомы, составляющие молекулу водорода, абсолютно одинаковы, поэтому связывающая пара электронов должна находиться не только на внешних оболочках обоих связываемых атомов, но также на одинаковом расстоянии от ядер. Таким образом, для электронов остается только одно место — между ядрами, на равном расстоянии от них.

До того, как образовалась связь в молекуле водорода (т.е. у разделенных атомов), электроны вращались вокруг своих ядер, теперь электроны вращаются посередине между двумя ядрами водорода. По схеме химической связи, в случае с молекулой водорода, связывающая пара электронов вращается в плоскости, перпендикулярной оси, связывающей ядра атомов. Центр вращения электронов находится на одинаковом расстоянии от связываемых ядер. Только так электроны могут одновременно перейти на внешние электронные оболочки обоих связываемых атомов.

Итак, молекулу водорода можно проиллюстрировать следующим образом:

Рисунок 3.2. Модель химической связи в молекуле водорода

Молекула водорода состоит из 2 ядер атома водорода, расположенных на расстоянии около 0.7Å друг от друга. Два электрона вращаются по круговой орбите в плоскости, перпендикулярной к оси, соединяющей ядра. Эта электронная пара сближает ядра за счет электростатических сил и сил притяжения ядер к двум электронам, вращающимся между ними. Центр круга, вокруг которого вращаются электроны в молекуле водорода, находится в середине оси, связывающей ядра водорода.

То есть, при образовании связи в молекуле водорода, электроны располагаются на равном расстоянии от связываемых ядер.

Связь, образуемая из разных атомов

Когда атомы одного вида связаны химически (такую же как связь в молекуле водорода образуют атомы Na-Na, F-F, Cl-Cl и т.д.), связывающие электроны, как и в молекуле водорода, находятся на одинаковом расстоянии от связываемых ими ядер. Когда химически связаны разные атомы, например, Na-Cl, то центр круга, в котором вращаются связывающие электроны, находится ближе к ядру атома хлора (Cl). То есть, связывающие электроны смещаются к тому атому, который сильнее притягивает электроны, и значит, к атому с более высоким значением энергии сродства.

Связывающие электроны располагаются примерно на одинаковом расстоянии от ядер, связываемых ими, как и несвязывающие электроны. То есть, когда связывающие электроны образуют химические связи, они переходят на внешние оболочки связываемых атомов. Электроны внутренней оболочки часто называют внутренними электронами (см. рис. 3.3).

Рисунок 3.3 Вращение электронов вокруг ядра атома Cl

Точки на кругах — это электроны. Круги меньшего размера — это остов атома. Помимо ядра, остов атома включает в себя все внутренние электронные оболочки, т.е. все электроны внутренних слоев вокруг ядра (эта область окрашена в коричневый цвет). Таким образом, у атома хлора (Cl) этот остов состоит из ядра с 17 протонами и 10 электронами (2 электрона в слое, ближайшем к ядру, и 8 электронов в следующем ближайшем слое). Эти внутренние электроны, подобно ядру атома, не принимают участия в химических трансформациях, поэтому, для удобства, на рисунке они показаны вместе с ядром.

Таким образом, остов хлора (Cl) несет на себе избыточный положительный заряд, равный 17-10 = 7 протонных единиц. Компенсируют этот положительный заряд семь электронов, расположенных на внешней оболочке и показанных на рисунке точками. Они называются валентными электронами, так как только эти электроны в атоме принимают участие в образовании химической связи и химических преобразованиях.

При формировании молекулы хлора Cl2, оба атома хлора (Cl) принимают участие в формировании связи и увеличивают количество электронов на своих внешних оболочках на 1; то есть, обе внешние оболочки содержат 8 электронов. При формировании молекулы NaCl, атом натрия (Na) содержит 2 электрона на внешней оболочке (1 предыдущий и 1 приобретенный), в то время как атом хлора (Cl) имеет 8 электронов.

Связь, образовавшаяся между такими атомами, — ковалентная связь. Соответственно, связь в молекуле водорода тоже ковалентная.

Строение молекулы.Химическая связь >>

Ковалентная связь >>

Модель молекулы водорода

Энергия молекулы водорода >>

Энергия иона водорода Н2+ >>

Выводы >>

Добавить комментарий

Закрыть меню