Poređenje podataka o broju elektrona na vanjskom omotaču sa brojem kemijskih veza koje dati atom može formirati pokazalo je da principi formiranja kemijskih veza identificirani u proučavanju molekula vodonika vrijede i za druge atome. To se događa jer je veza električna po prirodi i formiraju je dva elektrona (po jedan iz svakog atoma). Stoga treba očekivati korelaciju između prve energije ionizacije (FEI) atoma (koja je elektrostatičkog porijekla) i njihove energije vezivanja u dvoatomskim molekulima.
Eksperimentalni podaci o određivanju energije vezivanja za određeni broj dvoatomskih molekula (u gasnoj fazi) formiranih od atoma 2. i 3. perioda dati su u tabeli 4.2 i na sl. 4.2.1.
Tabela 4.2
|
Molekul A 2 |
Energija komunikacije (kJ/mol) |
Molekula |
Energija vezivanja (kJ/mol) |
||
Rice. 4.2-1 Energija veze u molekulima elemenata drugog i trećeg perioda u zavisnosti od PEI elementa
Ovi podaci (vidi tabelu 4.2, sl. 4.2-1) pokazuju da je energija veze između atoma praktično nezavisna od PEI vezanih atoma.
Da li je zaista moguće da se u dvoatomskim molekulama (gdje postoji više od jednog elektrona) veza formira drugačijim mehanizmom i postoje dodatno sile koje ranije nismo uzimali u obzir?
Prije nego što pređemo na identifikaciju ovih sila, pokušajmo ovo objasniti nezavisnost na osnovu postojećih interakcija.
Počnimo ispitivanjem dodatnih faktora koji objašnjavaju nedostatak očekivane korelacije i nezavisnost eksperimentalni podaci o mjerenju PEI iz energije vezivanja u dvoatomskim molekulima.
Podijelimo tabelu (4.2) u četiri grupe:
Grupa A uključuje molekule koji se sastoje od identičnih atoma sa energijom vezivanja ispod 40 kJ/mol. U gasnoj fazi, ovi molekuli se raspadaju na atome.
Grupa B uključuje dvoatomske molekule koje se sastoje od identičnih atoma, čija se energija vezivanja kreće od 400 kJ/mol do 1000 kJ/mol. Zaista, energija vezivanja u ovim molekulima se značajno razlikuje od energije vezivanja u molekulu vodonika, koja iznosi 429 kJ/mol.
GrupaWITH uključuje dvoatomske molekule koji se sastoje od različitih atoma, čija energija vezivanja varira od 340 kJ/mol do 550 kJ/mol.
GrupaD uključuje dvoatomne molekule sa identičnim atomima, čija je energija vezivanja 50-350 kJ/mol.
TABLE 4.4
KOMUNIKACIJSKA ENERGIJAU MOLEKULAMA
|
grupa A |
grupa B |
||
| molekula | energija vezivanja | molekula | energija vezivanja |
| Budi 2 | 30 | C 2 | 602 |
| Ne 2 | 4 | N 2 | 941 |
| 7.6 | O2 | 493 | |
| Ar 2 | 7 | P2 | 477 |
| S 2 | 421 | ||
|
grupa C |
grupa D |
||
| molekula | energije | molekula | energije |
| LiF | 572 | B 2 | 274 |
| NaF | 447 | BR 2 | 190 |
| LiCl | 480 | Cl2 | 239 |
| NaCl | 439 | F 2 | 139 |
| Li 2 | 110 | ||
| Na 2 | 72 | ||
Prije nego što počnemo s objašnjenjem, razjasnimo pitanja koja trebamo pokriti.
Prvo pitanje:
Zašto je energija veze između višeelektronskih atoma mnogo manja ili mnogo veća (Tabela 4.2) nego u molekuli vodika (H 2)?
Da bismo objasnili značajno odstupanje energije vezivanja u poliatomskim molekulima od energije vezivanja u molekuli vodika, neophodno je produbiti naše razumevanje razloga zašto je broj elektrona u spoljašnjoj ljusci ograničen.
Dodavanje elektrona atomu se događa kada dođe do povećanja energije, ili, drugim riječima, ako apsolutno vrijednost potencijalne energije sistema atom + elektron povećava se kao rezultat veze elektrona s atomom. Podaci o afinitetu atoma prema elektronu, prikazani u tabeli 4.3, daju nam numeričku vrijednost povećanja energije kada se atomu doda elektron.
Table 4.3
|
Afinitet |
|
Afinitet |
Kada se atomu doda elektron, ukupna energija privlačenja elektrona u jezgro se povećava zbog povećanja broja elektrona privučenih jezgru. S druge strane, energija međuelektronskog odbijanja raste zbog povećanja broja elektrona. To jest, dodavanje elektrona atomu se događa ako je, kao rezultat ove veze, dobitak privlačne energije veći od gubitka energije zbog povećanja energije odbijanja.
Izračunavanje promjene energije kada se atomu doda elektron vodonik daje energetski dobitak od 3,4 eV. To jest, atom vodika mora imati pozitivan afinitet prema elektronu. To je ono što je uočeno u eksperimentu.
Sličan proračun promjene potencijalne energije kada se atomu doda elektron helijum pokazuje da dodavanje elektrona ne dovodi do povećanja potencijalne energije, već do njenog smanjenja. Zaista, afinitet atoma helija, prema eksperimentu, manji je od nule.
Stoga je sposobnost vezanja ili nevezivanja elektrona na atom određena razlikama u promjeni apsolutnih vrijednosti potencijalne energije privlačenja svih elektrona na jezgro i međusobnog odbijanja elektrona. Ako je ova razlika veća od nule, tada će se elektron spojiti, ali ako je manja od nule, onda neće.
Podaci o elektronskom afinitetu atoma dati u tabeli 4.3 pokazuju da za atome 1., 2. i 3. perioda, pored toga biti,Mg,ne,Ar Povećanje privlačne energije tokom dodavanja elektrona jezgru je veće od povećanja energije odbijanja.
U slučaju atoma biti,Mg,ne,Ar, povećanje energije privlačenja tokom vezivanja elektrona za jezgro je niže od povećanja energije međuelektronske odbijanja. Nezavisna potvrda ovog zaključka je podatak o PEI za atome 2. i 3. perioda, dat u tabeli 4.2 (grupa A).
Kada se formira hemijska veza, broj elektrona na spoljašnjim elektronskim omotačima atoma povećava se za jedan elektron, a prema proračunu modela molekule vodika N 2, efektivni naboji vezanih atoma se menjaju. Efektivni naboji vezanih jezgara se mijenjaju zbog privlačenja nabijenih jezgara i zbog povećanja broja elektrona u vanjskim omotačima vezanih atoma.
U molekuli vodonika, približavanje jezgri dovodi do povećanja sile privlačenja veznih elektrona na jezgra za 50%, što je jednako povećanju efektivnog naboja povezanih jezgara za 0,5 protonskih jedinica (vidi Poglavlje 3).
U smislu dobitka energije, formiranje veze je nešto poput međuprocesa između dodavanja elektrona neutralnom atomu (mjereni afinitet elektrona) i dodavanja elektrona atomu čiji se nuklearni naboj povećava za 1 jedinicu.
Prema tabeli 4.3, pri prelasku sa litijuma (PEI - 519 kJ/mol) na berilijum (PEI - 900 kJ/mol), PEI se povećava za 400 kJ/mol, a kada se prelazi sa berilija na bor (PEI - 799 kJ/mol ) energetski dobitak se smanjuje na 100 kJ/mol.
Podsjetimo da vanjska elektronska ljuska bora ima 3 elektrona, a vanjska ljuska berilija ima 2 elektrona. Odnosno, kada se elektron veže za berilij uz istovremeno povećanje nuklearnog naboja za jednu protonsku jedinicu, pridruženi elektron ulazi u vanjsku ljusku berilija, a dobitak energije bit će 100 kJ/mol manji nego kada elektron uđe u vanjski omotač od litijuma (tokom prijelaza s litijuma na berilijum).
Sada je potpuno razumljivo oštro smanjenje energije vezivanja za atome sa negativnim afinitetom atom-elektron, naznačeno u tabeli 4.3. Međutim, barem ne,biti,Mg,Ar ne dodaju elektrone, oni stvaraju molekule, jer efektivni naboj jezgara se povećava. Energija vezivanja u ovim molekulima (grupa A) je značajno niža nego u drugim molekulima.
A sada da odgovorimo sekunda pitanje: Zašto je energija vezivanja u dvoatomskim molekulima grupe B prikazana u tabeli 4.2. 1,5-2 puta veća od energije vezivanja u molekulu vodonika?
Na vanjskim omotačima atoma ugljika (C), nitrogen (N) i kiseonik (O) ima 4, 5 i 6 elektrona, respektivno. Broj veza koje ovi atomi formiraju ograničen je brojem dodatnih elektrona koji mogu ući u vanjsku ljusku kada se veza formira. Dakle, atomi ugljika (C), nitrogen (N) i kiseonik (O) mogu formirati 4, 3 i 2 hemijske veze, respektivno. Shodno tome, između dva atoma prikazana u tabeli 4.4 ne može se formirati jedna, već nekoliko hemijskih veza, što implicira mnogo veći dobitak u energiji u poređenju sa formiranjem 1 veze u dvoatomskom molekulu, gde vezani atomi imaju 1 elektron u spoljna ljuska
Ako su atomi povezani jednom hemijskom vezom, onda se takva veza naziva jednostrukom vezom hemijska veza ili zajednička hemijska veza. Kada su atomi povezani sa nekoliko hemijskih veza (dvostrukih ili trostrukih), takve veze se nazivaju višestruke obveznice. Višestruke veze, na primjer, u molekulima dušika (N 2) i kiseonik (O2) opisani su strukturnim formulama: N ≡ N I O = O.
Sada razmotrite grupu WITH: Zašto je energija veze u nekim od dvoatomskih molekula, koji se sastoje od različitih atoma, znatno veća nego u drugim molekulima koji se sastoje od istih atoma?
Hajde da rastavimo molekul NaCl. Atomi natrijuma i hlora uvelike se razlikuju po afinitetima prema elektronima. Stvaranje veze zamišljamo kao proces u dvije faze. U prvoj fazi dobija se dobitak energije zbog afiniteta atoma prema elektronima. Odnosno, sa ove tačke gledišta, dobitak u energiji tokom formiranja molekula Cl2, mora biti veći nego kada se molekul formira NaCl razlikom u njihovim elektronskim afinitetima.
Prilikom izračunavanja molekule vodika (poglavlje 3), energija veze (energija potrebna za razdvajanje molekula u atome) bila je zbir dvije komponente:
razlika između elektronske energije molekule vodika i dva atoma vodika;
dodatna energija koja se troši na zagrijavanje nepodijeljenih molekula.
Izračunavanjem prve komponente izračunavamo energiju molekule, koja je jednaka razlici između energije privlačenja jezgara atoma vodika na vezni par elektrona i zbroja energije odbijanja međuelektronskih i međunuklearnih sila.
Da bismo procijenili energiju privlačenja jezgara za vezne parove elektrona, kao i da bismo procijenili energiju međuelektronske odbijanja, prvo moramo saznati vrijednost efektivnog naboja vezanih jezgara.
Jonizacijski potencijal i energija vezivanja u dvoatomskim molekulima
U kojoj je prekinut jedan mol date veze. Pretpostavlja se da su početna tvar i produkti reakcije u svojim standardnim stanjima hipotetičkog idealnog plina pri tlaku od 1 atm i temperaturi od 25 0 C. Sinonimi za energiju raskidanja hemijske veze su: energija veze, energija disocijacije dvoatomskih molekula, energija stvaranja hemijske veze.
Energija prekida kemijske veze može se odrediti na različite načine, na primjer
Iz masenih spektroskopskih podataka (masena spektrometrija).
Energija prekida hemijskih veza u različitim jedinjenjima se ogleda u priručniku.
Energija kidanja hemijskih veza karakteriše snagu hemijske veze.
| Compound | Compound | Energija prekida veze, kcal/mol | |
|---|---|---|---|
| H-H | 104,2 | CH3-H | 104 |
| HO-H | 119 | CH 3 CH 2 -H | 98 |
| CH3O-H | 102 | (CH 3) 2 CH-H | 94,5 |
| C6H5O-H | 85 | (CH 3) 3 C-H | 91 |
| F-H | 135,8 | C6H5-H | 103 |
| Cl-H | 103,0 | CH 2 =CH-H | 103 |
| Br-H | 87,5 | HC≡C-H | 125 |
| I-H | 71,3 | H2N-H | 103 |
Energija raskida C-C veze.
vidi takođe
Bilješke
Wikimedia fondacija. 2010.
Pogledajte šta je "Energija prekida hemijske veze" u drugim rečnicima:
Jednako radu koji se mora potrošiti da se molekula podijeli na dva dijela (atomi, grupe atoma) i ukloni ih jedan od drugog na beskonačnoj udaljenosti. Na primjer, ako E. x. With. H3C H u molekuli metana, onda takav ... ... Velika sovjetska enciklopedija
Egzotermna reakcija je hemijska reakcija praćena oslobađanjem toplote. Suprotnost endotermnoj reakciji. Ukupnu količinu energije u hemijskom sistemu je izuzetno teško izmeriti ili izračunati... Wikipedia
Slika 1. Trostruka veza u okviru teorije valentnih veza Trostruka veza je kovalentna veza između dva atoma u molekulu kroz tri zajednička vezana elektronska para. Prva slika vizuelne strukture trostruke veze data je u ... Wikipediji
Posebnost alkohola, hidroksilna grupa na zasićenom atomu ugljika, na slici je istaknuta crvenom (kiseonik) i sivom (vodonik). Alkoholi (od lat. ... Wikipedia
C (karboneum), nemetalni hemijski element podgrupe IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnog sistema elemenata. U prirodi se nalazi u obliku kristala dijamanata (sl. 1), grafita ili fulerena i drugih oblika i dio je organskih... ... Collier's Encyclopedia
U većini slučajeva, kada se formira veza, dijele se elektroni vezanih atoma. Ova vrsta hemijske veze naziva se kovalentna veza (prefiks "co-" na latinskom znači kompatibilnost, "valens" znači imati snagu). Vezni elektroni nalaze se prvenstveno u prostoru između vezanih atoma. Zbog privlačenja atomskih jezgara ovim elektronima, formira se hemijska veza. Dakle, kovalentna veza je hemijska veza koja nastaje usled povećanja elektronske gustine u oblasti između hemijski vezanih atoma.
Prva teorija kovalentnih veza pripada američkom fizikalnom hemičaru G.-N. Lewis. Godine 1916. predložio je da veze između dva atoma izvode par elektrona, sa ljuskom od osam elektrona koja se obično formira oko svakog atoma (pravilo okteta).
Jedno od bitnih svojstava kovalentne veze je njena zasićenost. Sa ograničenim brojem vanjskih elektrona u područjima između jezgara, ograničen broj elektronskih parova se formira u blizini svakog atoma (a samim tim i broj kemijskih veza). Upravo je ovaj broj usko povezan s konceptom valencije atoma u molekuli (valencija je ukupan broj kovalentnih veza koje formira atom). Još jedno važno svojstvo kovalentne veze je njena usmjerenost u prostoru. To se očituje u približno istoj geometrijskoj strukturi hemijskih čestica sličnog sastava. Karakteristika kovalentne veze je i njena polarizabilnost.
Za opisivanje kovalentnih veza uglavnom se koriste dvije metode, zasnovane na različitim aproksimacijama pri rješavanju Schrödingerove jednadžbe: metoda molekularnih orbitala i metoda valentnih veza. Trenutno, teorijska hemija koristi gotovo isključivo molekularnu orbitalnu metodu. Međutim, metoda valentne veze, unatoč velikoj složenosti proračuna, daje jasniju ideju o formiranju i strukturi kemijskih čestica.
Parametri kovalentne veze
Zbirka atoma koji formiraju hemijsku česticu značajno se razlikuje od skupa slobodnih atoma. Stvaranje kemijske veze dovodi, posebno, do promjene polumjera atoma i njihove energije. Dolazi i do preraspodjele elektronske gustine: povećava se vjerovatnoća pronalaska elektrona u prostoru između vezanih atoma.
Dužina hemijske veze
Kada se formira hemijska veza, atomi se uvek zbližavaju - udaljenost između njih je manja od zbira poluprečnika izolovanih atoma:
r(A−B) r(A) + r(B)
Poluprečnik atoma vodika je 53 pm, atoma fluora je 71 pm, a udaljenost između jezgara atoma u HF molekuli je 92 pm:
Međunuklearna udaljenost između hemijski vezanih atoma naziva se dužina hemijske veze.
U mnogim slučajevima, dužina veze između atoma u molekulu supstance može se predvidjeti poznavanjem udaljenosti između tih atoma u drugim kemijskim supstancama. Dužina veze između atoma ugljika u dijamantu je 154 pm, a između atoma halogena u molekulu hlora - 199 pm. Poluzbir udaljenosti između atoma ugljika i hlora, izračunat iz ovih podataka, iznosi 177 pm, što se poklapa sa eksperimentalno izmerenom dužinom veze u molekulu CCl 4. Istovremeno, to se ne radi uvijek. Na primjer, udaljenost između atoma vodika i broma u dvoatomskim molekulima je 74 i 228 pm, respektivno. Aritmetička sredina ovih brojeva je 151 pm, ali stvarna udaljenost između atoma u molekulu bromovodonika je 141 pm, odnosno znatno manja.
Udaljenost između atoma značajno se smanjuje kada se formira više veza. Što je višestrukost veze veća, to je kraća međuatomska udaljenost.
Dužine nekih jednostavnih i višestrukih veza
Spojni uglovi
Smjer kovalentnih veza karakteriziraju uglovi veze - uglovi između linija koje povezuju povezane atome. Grafička formula hemijske čestice ne sadrži informacije o uglovima veze. Na primjer, u SO 4 2− sulfatnom jonu, uglovi veze između veza sumpor-kiseonik jednaki su 109,5 o, a u tetrakloropaladatnom jonu 2− − 90 o. Ukupnost dužina veza i uglova veze u hemijskoj čestici određuje njenu prostornu strukturu. Za određivanje uglova veze koriste se eksperimentalne metode za proučavanje strukture kemijskih spojeva. Vrijednosti uglova veze mogu se teoretski procijeniti na osnovu elektronske strukture hemijske čestice.Energija kovalentne veze
Hemijsko jedinjenje nastaje od pojedinačnih atoma samo ako je to energetski povoljno. Ako privlačne sile prevladaju nad silama odbijanja, potencijalna energija atoma u interakciji se smanjuje, u suprotnom se povećava. Na određenoj udaljenosti (jednako dužini veze r 0) ova energija je minimalna.
Dakle, kada se formira hemijska veza, energija se oslobađa, a kada se prekine, energija se apsorbuje. Energija E 0, neophodan za razdvajanje atoma i njihovo uklanjanje jedan od drugog na udaljenosti na kojoj ne stupaju u interakciju, naziva se energija vezivanja. Za dvoatomske molekule, energija vezivanja se definira kao energija disocijacije molekula na atome. Može se eksperimentalno izmjeriti.
U molekuli vodika, energija vezivanja je numerički jednaka energiji koja se oslobađa tokom formiranja molekule H2 iz H atoma:
H + H = H 2 + 432 kJ
Ista energija se mora potrošiti da se prekine H-H veza:
H 2 = H + H − 432 kJ
Za poliatomske molekule ova vrijednost je uvjetna i odgovara energiji procesa u kojem određena kemijska veza nestaje, a sve ostale ostaju nepromijenjene. Ako postoji nekoliko identičnih veza (na primjer, za molekulu vode koja sadrži dvije veze kisik-vodik), njihova energija se može izračunati pomoću Hesov zakon. Poznate su energetske vrijednosti za razgradnju vode na jednostavne tvari, kao i energija za disocijaciju vodika i kisika na atome:
2H 2 O = 2H 2 + O 2; 484 kJ/mol
H2 = 2H; 432 kJ/mol
O 2 = 2O; 494 kJ/mol
S obzirom da dva molekula vode sadrže 4 veze, energija veze kiseonik-vodik jednaka je:
E(O-H) = (2,432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 kJ/mol
U molekulima sastava AB n uzastopna apstrakcija B atoma je praćena određenim (ne uvijek identičnim) utroškom energije. Na primjer, vrijednosti energije (kJ/mol) za sekvencijalnu eliminaciju atoma vodika iz molekule metana značajno se razlikuju:
| 427 | 368 | 519 | 335 | |||||
| CH 4 | → | CH 3 | → | CH 2 | → | CH | → | WITH |
U ovom slučaju, energija A–B veze se definira kao prosječna količina energije koja se troši u svim fazama:
CH 4 = C + 4H; 1649 kJ/mol
E(C−H) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol
Što je energija hemijske veze veća, to je veza jača. Veza se smatra jakom ili jakom ako njena energija prelazi 500 kJ/mol (na primjer, 942 kJ/mol za N 2), slabom - ako je njena energija manja od 100 kJ/mol (na primjer, 69 kJ/mol za NO 2). Ako se pri interakciji atoma oslobađa energija manja od 15 kJ/mol, onda se smatra da se kemijska veza ne stvara, već se uočava međumolekularna interakcija (na primjer, 2 kJ/mol za Xe 2). Snaga veze općenito opada kako se dužina veze povećava.Jedna veza je uvijek slabija od višestrukih veza - dvostrukih i trostrukih - između istih atoma.
Energije nekih jednostavnih i višestrukih veza
Polaritet kovalentne veze
Polaritet hemijske veze zavisi od razlike u elektronegativnosti vezanih atoma.
Elektronegativnost- uslovna vrijednost koja karakterizira sposobnost atoma u molekuli da privuče elektrone. Ako se u dvoatomskom A-B molekulu elektroni koji formiraju vezu privlače atomu B jače nego atomu A, tada se atom B smatra elektronegativnijim.
Skalu elektronegativnosti koristio je L. Pauling kvantitativno okarakterizirati sposobnost atoma da polariziraju kovalentne veze. Za kvantitativno opisivanje elektronegativnosti, osim termohemijskih podataka, koriste se i podaci o geometriji molekula (Sandersonova metoda) ili spektralnim karakteristikama (Gordyjeva metoda). Široko se koristi i Allredova i Rokhovova skala u kojoj se u proračunima koriste efektivni nuklearni naboj i atomski kovalentni radijus. Metoda koju je predložio američki fizički hemičar R. Mulliken (1896-1986) ima najjasnije fizičko značenje. On je definisao elektronegativnost atoma kao polovinu sume njegovog elektronskog afiniteta i jonizacionog potencijala. Vrijednosti elektronegativnosti zasnovane na Mullikenovoj metodi i proširene na širok raspon različitih objekata nazivaju se apsolutnim.
Fluor ima najveću vrijednost elektronegativnosti. Najmanje elektronegativni element je cezijum. Što je veća razlika u elektronegativnosti između dva atoma, to je kemijska veza između njih polarnija.
Ovisno o tome kako se elektronska gustoća redistribuira tijekom formiranja kemijske veze, razlikuje se nekoliko tipova. Ograničavajući slučaj polarizacije kemijske veze je potpuni prijenos elektrona s jednog atoma na drugi. U tom slučaju nastaju dva jona, između kojih nastaje ionska veza. Da bi dva atoma formirala ionsku vezu, njihove elektronegativnosti moraju biti veoma različite. Ako je elektronegativnost atoma jednaka (kada se molekule formiraju od identičnih atoma), veza se naziva nepolarni kovalentni. Najčešće polarni kovalentni veza - formira se između bilo kojih atoma koji imaju različite vrijednosti elektronegativnosti.
Kvantitativna procjena polaritet("joničnost") veze mogu služiti efektivnim nabojem atoma. Efektivni naboj atoma karakterizira razlika između broja elektrona koji pripadaju datom atomu u kemijskom spoju i broja elektrona slobodnog atoma. Atom elektronegativnijeg elementa jače privlači elektrone. Dakle, elektroni su mu bliži i on prima neki negativni naboj, koji se naziva efektivnim, a njegov partner ima isto pozitivno naelektrisanje. Ako se elektroni koji formiraju vezu između atoma dijele podjednako, efektivni naboji su nula. U jonskim jedinjenjima, efektivni naboji moraju odgovarati nabojima jona. A za sve ostale čestice imaju srednje vrijednosti.
Najbolja metoda za procjenu naboja atoma u molekuli je rješavanje valne jednačine. Međutim, to je moguće samo ako postoji mali broj atoma. Raspodjela naboja može se kvalitativno ocijeniti korištenjem skale elektronegativnosti. Koriste se i razne eksperimentalne metode. Za dvoatomske molekule, polaritet veze se može okarakterisati i efektivni naboji atoma mogu se odrediti na osnovu mjerenja dipolnog momenta:
μ = q r,
Gdje q− naboj dipolnog pola, jednak efektivnom naelektrisanju dvoatomske molekule, r− međunuklearna udaljenost.
Dipolni moment sprege je vektorska veličina. Usmjeren je od pozitivno nabijenog dijela molekule prema njegovom negativnom dijelu. Na osnovu mjerenja dipolnog momenta, utvrđeno je da u molekuli klorovodika HCl atom vodika ima pozitivan naboj od +0,2 frakcije naboja elektrona, a atom hlora negativan od -0,2. To znači da je H–Cl veza 20% jonske prirode. A Na–Cl veza je 90% jonska.
Hemijska veza i molekularna struktura
Kako su se proučavale osobine supstanci, pojavila se potreba za njihovim objašnjenjem i opisom. Prije svega, sama činjenica formiranja molekula i strukturnih jedinica (SU) od atoma, odnosno, zahtijevala je objašnjenje. priroda i veličina energije privlačenja atoma u supstancama - energija hemijske veze.
Utvrđeno je i posebno svojstvo hemijske veze, koje
roj se može definisati kao zasićenost: atom u molekuli ili CE ima određenu valence i može imati mali broj valencija. Za svojstva molekula i CE važan je ne samo broj određenih atoma u njima, već i redoslijed rasporeda (teorija strukture
A.M. Butlerov), udaljenost između atoma i geometrija molekula i CE ( stereohemija- Van't Hoff i Le Bel).
Konačno, tvari imaju određena optička (boja, spektri), električna (dipolni moment, naboji na atomima) i magnetska svojstva koja se moraju objasniti u smislu njihove strukture.
Ideje o prirodi sila privlačenja između atoma pratile su velika otkrića u fizici: otkriće zakona univerzalne gravitacije - teorija gravitacijske interakcije atoma (Bergman i Berthollet); otkriće električnih fenomena - elektrohemijska teorija (Berzelius); otkriće elektrona dovelo je do razvoja takozvanih elektronskih teorija hemijskih veza (Morozov, Kossel, Lewis, Pisarzhevsky, Mikhailenko, Heitler i London, Mulliken i Hund, itd.).
Moderna teorija strukture hemijskih veza zasniva se na kvantnom mehaničkom konceptu kretanja elektrona u atomima, molekulima i drugim CE supstancama; dokazano je da se privlačenje između atoma može predstaviti kao elektrostatička interakcija elektronskih oblaka i pozitivno nabijenih jezgara.
Osnovne karakteristike hemijske veze
Hemijska veza je smanjenje energije atoma tokom formiranja molekula ili CE. Energija Hemijska veza se može definirati kao energija potrebna za prekid te veze. Za dvoatomsku molekulu jednaka je energiji (entalpiji) disocijacije, na primjer:
H 2 = 2H, ΔH 0 = En-n = 432 kJ.
U slučaju poliatomskih molekula, energija vezivanja ovisi o stanju reaktanata i proizvoda. Zbog toga energije sekvencijalnog kidanja identičnih veza nisu jednake jedna drugoj, na primjer u molekuli metana:
CH 4 ® CH 3 + H, E 1 = 427 kJ/mol;
CH 3 ® CH 2 + H, E 2 = 368 kJ/mol;
CH 2 ® CH + H, E 3 = 519 kJ/mol;
CH ® C + H, E 14 = 335 kJ/mol;
CH 4 ® C + 4H, 4Ec-n = 1649 kJ/mol.
Međutim, njihov zbir jednak je energiji istovremenog kidanja svih veza. Prosječna energija ove četiri veze, Ec-n = 1649/4 » 412 kJ, značajno se razlikuje od svake od četiri veze. S druge strane, postoji približan obrazac: hemijske veze između istih atoma u različitim molekulima su približno iste, ako su atomi u istim valentnim stanjima. Valentno stanje atoma podrazumijeva se kao broj i tip (vidi dolje) kemijskih veza koje formira u spoju o kojem je riječ. Zbog toga se energije sekvencijalnog prekida veze u metanu razlikuju.
Tabela 4.1 prikazuje prosječne vrijednosti energija hemijskih veza, koje su približno iste za različita jedinjenja.
Mogu se primijetiti i drugi uzorci. Na primjer, energije kemijskih veza između ista dva atoma mogu se razlikovati otprilike 2 do 3 puta. To je dovelo do uvođenja ideja o jednostrukim (jednostrukim), dvostrukim i trostrukim vezama (E c-c » 350, E c=c » 600, E cºc » 820 kJ/mol). Ova karakteristika se zove višestrukost komunikacije.
Takođe je pokazano da se u nizu jedinjenja istog tipa energija vezivanja prirodno menja: E n-F > E H-Cl > E n-Br > E n-I.
Međutim, u drugim serijama energija vezivanja se mijenja nepravilno:
E F-F< E Cl-Cl >E Br-Br > E I-I, što zahtijeva objašnjenje sa stanovišta strukture molekula.
Dužina veze. Za razliku od veličine atoma, ona se može precizno odrediti: jednaka je udaljenosti između centara susjednih atoma u molekulu. Dužine veza su istog reda veličine (» 100 pm) kao i prečnici atoma - ovo je trivijalan zaključak, budući da se uslovni (efektivni) radijusi atoma nalaze dijeljenjem međunuklearnih udaljenosti na dva dijela. Odnosno, dužina veze može se približno odrediti dodavanjem odgovarajućih polumjera atoma ili iona:
d A-B » r A + r B » (d A-A + d B-B) /2
Dužine veze zavise od valentnog stanja atoma, odnosno, na primjer, od višestrukosti veze: d c-c » 154 pm, d c=c » 134 pm i
d sºs » 120 pm.
Poređenje dužina veza sa njihovim energijama pokazuje da između njih postoji inverzna veza: što je dužina duža, to je niža energija vezivanja(Tabela 4.1). Postoji i prirodna promena dužine veza istog tipa u zavisnosti od položaja elemenata u periodnom sistemu, što je posledica sličnih promena u veličinama atoma i jona.
Tabela 4.1
Prosječne energije (Ebv) i dužine (dbv) nekih hemijskih veza
Spojni uglovi- uglovi između veza koje formira jedan atom u molekuli ili CE. Zavise od prirode atoma (njihove elektronske strukture) i prirode hemijske veze (kovalentne, jonske, vodikove, metalne, jednostruke, višestruke). Uglovi veze se sada određuju vrlo precizno koristeći iste metode kao i dužine veze. Na primjer, pokazalo se da molekuli sastava AB 2 mogu biti linearni (CO 2) ili ugaoni (H 2 O), AB 3 - trokutasti (BF 3) i piramidalni (NH 3), AB 4 - tetraedarski (CH 4), ili kvadratni (PtCl 4) -, ili piramidalni (SbCl 4) -, AB 5 - trigonalni bipiramidalni (PCl 5), ili tetragonalni piramidalni (BrF 5), AB 6 - oktaedarski (AlF 6) 3 - itd.
Uglovi veze se prirodno menjaju sa povećanjem atomskog broja u periodnom sistemu. Na primjer, H-E-H ugao za H 2 O, H 2 S, H 2 Se opada (104,5; 92 i 90 0, respektivno).
Energije, dužine i uglovi veze daju važne informacije o prirodi hemijske veze. Odnos između elektronske strukture molekula i ovih karakteristika je razmatran u nastavku.
Spektri molekula. Njihovi spektri su od velikog značaja za određivanje veličine, geometrije i elektronske strukture molekula i kondenzovanih supstanci. Obično predstavljaju ovisnost intenziteta (I) apsorpcije ili emisije energije tvari (u obliku fotona, elektrona ili jona) o energiji vanjskog djelovanja na supstancu. Gde I se obično mjeri brojem kvanta u jedinici vremena po jedinici površine ili volumena, a energetska skala se mjeri u jedinicama energije, frekvencije ili talasne dužine.
U nauci trenutno postoji ogroman broj spektralnih metoda za proučavanje supstanci koje se jako razlikuju po vrstama uticaja (radio talasi, infracrveno, vidljivo ili ultraljubičasto svetlo, rendgenski i g-zraci, snopovi elementarnih čestica - elektrona, pozitrona , protoni, neutroni..... ), vrste zabilježenih pojava povezanih sa strukturnim elementima materije.
Metode ultraljubičaste i vidljive elektronske spektroskopije koriste se za snimanje i proučavanje prijelaza valentnih elektrona iz jednog elektronskog stanja u drugo (ovo odgovara prijelazima između valentnih atomskih orbitala). Prijelazi odgovaraju linijama E 1, E 2 i E 3, prikazanim na slici 3.1.
Vibracione vibracije atoma u molekulima i kondenzovanim supstancama proučavaju se metodama infracrvene vibracijske spektroskopije. Istraživanja su pokazala da su te vibracije, poput elektronskih prijelaza, kvantizirane. Energije prijelaza za jednu vezu mijenjaju se prirodno (DEcol. na slici 3.1).
Mjerenje i proučavanje ovih prijelaza, kao i spektra rotacije molekula, omogućava određivanje energije veze, veličine i oblika molekula.
Magnetna svojstva. Kao što znamo iz kurseva fizike, sve supstance su u interakciji sa magnetnim poljem. Postoje dva glavna tipa interakcije materije sa magnetnim poljem.
1. Paramagnetski interakcija - atomi i molekuli tvari imaju nesparene elektrone, supstanca je magnetizirana u magnetskom polju i povučena između polova magneta.
2. Diamagnetic interakcija - u atomima i molekulima tvari, svi elektroni su upareni, magnetski momenti su kompenzirani, tvar nije magnetizirana, ali doživljava slabu odbojnost od interpolarnog prostora.
U prvom slučaju, linije magnetskog polja su kondenzirane, au drugom se razrjeđuju pod utjecajem tvari. Paramagnetne supstance uključuju sve atome (Li, B, N, F, itd.), kao i molekule (NO, NO 2, CO +, N 2 +, 3+) sa neparnim brojem elektrona. Neki molekuli i supstance sa parnim brojem elektrona su takođe paramagneti (O 2 , F 2 2+, 2+ itd.) Očigledno, ove činjenice su povezane sa elektronskom strukturom odgovarajućih supstanci.
Druge vrste interakcija - feromagnetske i antiferomagnetne - rezultat su interakcije elementarnih magneta (nesparenih elektrona) susjednih atoma i molekula u supstanciji i neće se razmatrati u ovom predmetu.
Energija komunikacije je energija koja se oslobađa kada se molekul formira od pojedinačnih atoma. Energija vezivanja je energija koja se apsorbira kada se dva atoma udalje jedan od drugog na beskonačnoj udaljenosti. A entalpija formiranja je toplina koja se oslobađa kada se supstanca dobije iz jednostavnih supstanci, odnosno, ako govorimo jezikom vezanih energija, prvo se atomi jednostavnih supstanci rašire na beskonačno veliku udaljenost (uz apsorpciju energije), zatim se kombinuju i formiraju željenu supstancu (energija se oslobađa). Razlika je u entalpiji formiranja.
Energija vezivanja se razlikuje od ΔH arr. Toplota formiranja je energija koja se oslobađa ili apsorbuje tokom formiranja molekula iz jednostavnih supstanci. dakle:
N 2 + O 2 → 2NO + 677,8 kJ/mol – ∆H arr.
N + O → NO - 89,96 kJ/mol – E St.
Za dvoatomske molekule energija veze je jednaka energiji disocijacije, uzetoj sa suprotnim predznakom: na primjer, u molekuli F 2, energija veze između F-F atoma je jednaka - 150,6 kJ/mol.
Za poliatomske molekule s jednom vrstom veze, na primjer, za molekule AB n, prosječna energija veze jednaka je 1/n dio ukupne energije formiranja spoja iz atoma. Dakle, energija formiranja CH 4 = -1661,1 kJ/mol. Pošto u molekulu CH 4 postoje četiri veze, energija jedne C – H veze je 415,3 kJ/mol. Ispitivanje velikog broja trenutno poznatih podataka o energijama vezivanja pokazuje da je energija vezivanja između određenog para atoma često konstantna, pod uslovom da se ostatak molekula malo mijenja. Dakle, u zasićenim ugljovodonicima Eb (C – H) = 415,3 kJ/mol, Eb (C – C) = 331,8 kJ/mol.
Energije veze u molekulima koji se sastoje od identičnih atoma smanjuju se u grupama od vrha do dna. Energije veze rastu tokom perioda. Afinitet elektrona se takođe povećava u istom pravcu.
U zadnjem pasusu dali smo primjer izračunavanja toplotnog efekta reakcije:
C(tv) + 2 H 2 (g) = CH 4 (g) + 76 kJ/mol.
U ovom slučaju, 76 kJ nije samo toplotni efekat ove hemijske reakcije, već takođe toplota stvaranja metana iz elemenata .
ENTALPIJA je toplotni efekat reakcije, izmeren (ili izračunat) za slučaj kada se reakcija odvija u otvorenom sudu (tj. pri konstantnom pritisku). Označava se kao ΔH.
Kada je zapremina koju zauzimaju produkti reakcije različita od zapremine koju zauzimaju reaktanti, hemijski sistem može da izvrši dodatni rad PΔV (gde je P pritisak, a ΔV promena zapremine). Stoga su ΔH i ΔE međusobno povezani odnosom:
ΔH = ΔE + PΔV
Dakle, ako se reakcija ne izvede u "bombi", onda se ENTALPIJA i TERMIČKI EFEKAT međusobno poklapaju. Entalpija se još naziva i "sadržaj toplote". Ako izvedemo reakciju za proizvodnju vode u otvorenoj posudi, tada je 286 kJ/mol “toplina” ΔH sadržana u vodiku i kisiku za slučaj kada iz njih dobijemo vodu. Budući da su polazne supstance (vodik i kiseonik) u našem eksperimentu bile u standardnim uslovima (25 o C i pritisak od 1 atm), a da smo i produkt reakcije (vodu) doveli u standardne uslove, imamo pravo reći da je 286 kJ/mol je STANDARDNA TOPLOTA STVARANJA VODE ili, što je isto - STANDARDNA ENTALPIJA NASTANKA VODE. Ako iz istih elemenata dobijemo ne vodu, već vodikov peroksid H 2 O 2, tada će “sadržaj topline” takvog kemijskog sistema biti drugačiji (187,6 kJ/mol). Tokom reakcija koje proizvode 1 mol vode ili 1 mol H 2 O 2, oslobađaju se različite količine energije, kako bi se i očekivalo. U nastavku ćemo češće označavati standardnu toplinu stvaranja tvari kao standardna entalpija formiranja ΔH. Da bi se naglasila valjanost ove vrijednosti samo za standard uslovima, u tabelama je označeno na sledeći način: ΔN oko 298
Mala “nula” pored ΔH tradicionalno simbolizira određeno standardno stanje, a broj 298 nas podsjeća da su vrijednosti date za tvari na 25 o C (ili 298 K). Standardna entalpija nije potrebno mora biti entalpija stvaranja supstance od elemenata. Možete dobiti standardnu vrijednost entalpije ΔH oko 298 za bilo koju kemijsku reakciju. Ali u našem slučaju, proizvodnjom vode iz vodika i kiseonika, dobili smo tačno standardnu entalpiju stvaranja vode. Piše se ovako: H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O (ΔH o 298 = -286 kJ/mol)
Odakle dolazi znak minus ispred vrijednosti termičkog efekta? Ovdje autor, uz uzdah, mora obavijestiti čitaoca o još jednoj osobini prikaza topline (i entalpije) u termodinamici. Ovdje je prihvaćeno izgubljen predstavljaju energiju bilo kojim sistemom sa znakom minus. Razmotrimo, na primjer, već poznati sistem molekula metana i kisika. Kao rezultat egzotermna između njih dolazi do reakcija alokacija toplota: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) = CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) + 890 kJ
Ova reakcija se može napisati i drugom jednačinom, gdje oslobođena („izgubljena“) toplota ima predznak minus: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) – 890 kJ = CO 2 (g) + 2 H 2 O (l )
Prema predanju, entalpija ovog i drugih egzotermna reakcije u termodinamici se obično pišu znakom "oduzeti": ΔH o 298 = –890 kJ/mol (oslobođena energija).
Naprotiv, ako kao rezultat endotermni reakcioni sistem apsorbuje energije, onda je entalpija takve endotermne reakcije zapisana predznakom "plus". Na primjer, za već poznatu reakciju proizvodnje CO i vodika iz uglja i vode (kada se zagrije): C(čvrsto) + H 2 O (g) + 131,3 kJ = CO (g) + H 2 (g)
(ΔH o 298 = +131,3 kJ/mol)
Samo se trebate naviknuti na ovu osobinu termodinamičkog jezika, iako u početku zabuna sa znakovima može biti prilično neugodna prilikom rješavanja problema.
Pokušajmo prvo riješiti isti problem termodinamički skali (gdje toplina oslobođena reakcijom ima predznak minus), a zatim in termohemijska skala (koju smo koristili u prethodnom pasusu i gdje energija oslobođena reakcijom ima znak plus).
Dakle, evo primjera izračunavanja toplotnog efekta reakcije: Fe 2 O 3 (s) + 3 C (grafit) = 2 Fe (s) + 3 CO (g)
Ova reakcija se odvija u visokoj peći na vrlo visokoj temperaturi (oko 1500 o C). U priručniku gdje se koristi termodinamički skali, možete pronaći standardne toplote formiranja Fe 2 O 3 (ΔH o 298 = –822,1 kJ/mol) i CO (ΔH o 298 = – 110,5 kJ/mol). Druge dvije tvari u ovoj jednadžbi, ugljik i željezo, su elementi, što znači da je njihova toplina formiranja po definiciji nula. Dakle, standardna toplota reakcije koja se razmatra je:
ΔH o 298 = 3× (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 kJ
Dakle, reakcija redukcije ugljika željezo(III) oksida je endotermni(ΔH o 298 je pozitivan!), te bi bilo potrebno potrošiti 490,6 kJ da se jedan mol Fe 2 O 3 reducira sa tri mola ugljika ako su početne tvari prije početka reakcije i produkti nakon završetka reakcije. reakcije su pod standardnim uslovima (tj. na sobnoj temperaturi i atmosferskom pritisku). Nema veze što su polazni materijali morali biti jako zagrijani da bi reakcija nastupila. Vrijednost ΔH o 298 = +490,6 kJ odražava “čisti” toplinski učinak endotermne reakcije, u kojoj su reaktanti prvo zagrijavani vanjskim izvorom topline od 25 do 1500 o C, a na kraju reakcije su se proizvodi ohladili. ponovo na sobnu temperaturu, otpuštajući svu toplotu u okolinu. U tom slučaju će oslobođena toplina biti manja od one koju je trebalo potrošiti na zagrijavanje, jer se dio topline apsorbirao u reakciji.
Uradimo isti proračun koristeći termohemijska skala. Pretpostavimo da su toplote sagorevanja ugljika i gvožđa u kiseoniku poznate (pri konstantnom pritisku):
1) C + 1/2 O 2 = CO + 110,5 kJ
2) 2 Fe + 3/2 O 2 = Fe 2 O 3 + 822,1 kJ
Da bismo dobili toplotni efekat reakcije koja nas zanima, prvu jednačinu pomnožimo sa 3, a drugu prepišemo obrnutim redom:
1) 3 C + 3/2 O 2 = 3 CO + 331,5 kJ
2) Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 2 Fe + 3/2 O 2
Sada dodajmo obje jednadžbe pojam po član: 3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 3 CO + 331,5 kJ + 2 Fe + 3/2 O 2
Nakon redukcije obe strane jednačine kiseonika (3/2 O 2) i prenošenja 822,1 kJ na desnu stranu, dobijamo: 3 C + Fe 2 O 3 = 3 CO + 2 Fe – 490,6 kJ
kinetika hemijskih reakcija- grana fizičke hemije koja proučava obrasce nastanka hemijskih reakcija tokom vremena, zavisnost ovih obrazaca od spoljašnjih uslova, kao i mehanizme hemijskih transformacija. Hemijska kinetika je nauka o brzinama i obrascima nastanka hemijskih procesa tokom vremena.
Hemijska kinetika proučava mehanizam procesa, tj. one međuetape koje se sastoje od elementarnih radnji kroz koje sistem prelazi iz početnog stanja u konačno stanje.
Hemijska kinetika proučava stope ovih koraka i faktore koji utiču na njihovu brzinu.
Jednačina hemijske reakcije pokazuje početno stanje sistema (početne supstance) i njegovo konačno stanje (produkti reakcije), ali ne odražava mehanizam procesa.