Материал: Курс общей химии. Спиридонов Б.А
Таким образом, в представлении метода ВС химическая связь локализована между двумя атомами, т.е. она двухцентровая и двухэлектронная.
3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
Химическая связь возникает лишь в том случае, если полная энергия взаимодействующих атомов уменьшается, следовательно, при образовании химической связи всегда выделяется энергия. Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией образования связи. Так как при образовании химической связи энергия системы понижается, то энергия образования связи имеет отрицательный знак (Есв. < 0). Для разрыва связи необходимо затратить энергию. Ее называют энергией разрыва связи. Энергия разрыва связи по величине равна энергии образования связи, но имеет положительный знак, поскольку при разрыве связи энергия системы возрастает (Еразр.св. > 0). Энергия связи является важнейшей характеристикой связи, определяющей ее прочность (табл. 6, А).
Для двух и многоатомных молекул с одинаковым типом связи рассчитывают среднюю энергию связи. Величину средней энергии связи определяют делением энергии образования молекулы из атомов на число связей. Например, энергия образования молекулы метана CH4 при 298 К равна 1664 кДж/Моль. Соответственно средняя энергия связи C – H равна
1664 / 4 = 416 кДж/моль.
63
Таблица 6
А. Энергия простых связей (кДж/моль)
|
H |
C |
N |
O |
F |
Cl |
Br |
I |
H |
436 |
416 |
391 |
467 |
566 |
431 |
366 |
299 |
C |
|
356 |
285 |
336 |
485 |
327 |
285 |
213 |
N |
|
|
160 |
201 |
272 |
193 |
- |
- |
F |
|
|
|
|
158 |
255 |
238 |
- |
Cl |
|
|
|
|
|
242 |
217 |
209 |
Б. Энергия кратных связей
|
C=N |
C=O |
N=N |
C=C |
C=N |
C=O |
N N |
C=C |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
598 |
616 |
695 |
418 |
813 |
866 |
1073 |
946 |
Длиной химической связи называется расстояние между ядрами атомов в молекуле. Ее определяют экспериментально, при помощи молекулярной спектроскопии, дифракции рентгеновских лучей и др. Длины связей определяются размером реагирующих атомов и степенью перекрытия их электронных облаков, например, длины связей в молекуле галоидводородов
HX равны (нм): H - F 0,092; H - Cl 0,128; H - Br 0,142; H-I 0,162. Таким образом, по мере увеличения атомного номера галогена и соответственно размера его атома длина химической связи с водородом возрастает, а ее прочность уменьшается.
3.4. Квантово – механическая теория валентности
Валентность – это способность химического элемента к образованию химических связей. Согласно методу ВС числен-
64
ное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образуют атом.
Поскольку пребывание двух электронов с противоположными спинами в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле своего ядра, поэтому в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака. Таким образом, согласно обменному механизму метода ВС, валентность элементов определяется числом содержащихся в атоме непарных электронов. Для s- и p- элементов это электроны внешнего уровня, для d- элементов – внешнего и предвнешнего уровней. Например, валентность элементов I A группы равна 1, т.к. на внешнем уровне атомы этих элементов имеют 1 электрон.
В некоторых случаях число непарных электронов увеличивается в результате возбуждения атома, при котором двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. Например, валентность элементов II A группы в невозбужденном состоянии равны нулю, а при возбуждении этих атомов p- электроны распариваются и один из электронов переходит в свободную p- ячейку.
Кислород и фтор во всех соединениях проявляют постоянную валентность, равную двум для кислорода и единицы для
65
фтора. Валентные электроны этих элементов находятся на втором энергетическом уровне, где нет свободных орбиталей:
В то же время сера – аналог кислорода – проявляет переменную валентность 2, 4, 6; хлор – аналог фтора – проявляет валентность 1, 3, 5, 7. Это объясняется наличием свободных АО на третьем энергетическом уровне; например у серы.
Для большинства d- элементов валентность в невозбужденном состоянии равна нулю, так как на внешнем уровне непарных электронов. Например, для железа
B = 0
При возбуждении атома железа s- электроны разъединяются и переходят на свободный p- подуровень четвертого уровня и валентность становится равной двум.
66
B = 6
Кроме внешних валентными могут быть непарные d- электроны предвнешнего уровня, и валентность атома железа с учетом d- электронов может быть равна 3, 4, 5, а максимально 6. Переход электронов при возбуждении атома возможен лишь внутри одного главного числа. Для перехода электрона с одного уровня на другой требуется очень большая энергия, поэтому такие переходы практически не осуществляются. Например, аналогом железа является осмий, который в отличие от него может проявлять максимальную валентность равную восьми за счет перехода электронов в пределах одного пятого уровня:
B = 8
При возбуждении атома Os s- электроны переходят на свободный p- подуровень шестого уровня, валентность становится равной двум. Неспаренные d- электроны увеличивают ее до шести. Кроме того, спаренные d- электроны имеют возможность разъединяться и переходить на свободный f- подуровень пятого уровня, тогда максимальная валентность осьмия становится равной восьми.
67