Η σύγκριση των δεδομένων σχετικά με τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα με τον αριθμό των χημικών δεσμών που μπορεί να σχηματίσει ένα δεδομένο άτομο έδειξε ότι οι αρχές του σχηματισμού χημικών δεσμών, που αποκαλύφθηκαν στη μελέτη του μορίου του υδρογόνου, ισχύουν και για άλλα άτομα. Αυτό συμβαίνει επειδή ο δεσμός είναι ηλεκτρικής φύσης και σχηματίζεται από δύο ηλεκτρόνια (ένα από κάθε άτομο). Επομένως, θα πρέπει να αναμένεται συσχέτιση μεταξύ της πρώτης ενέργειας ιονισμού (PEI) των ατόμων (που έχουν ηλεκτροστατική προέλευση) και της ενέργειας δέσμευσής τους σε διατομικά μόρια.
Πειραματικά δεδομένα για τον προσδιορισμό της ενέργειας δέσμευσης για έναν αριθμό διατομικών μορίων (στην αέρια φάση) που σχηματίζονται από άτομα της 2ης και 3ης περιόδου φαίνονται στον Πίνακα 4.2 και στο Σχήμα. 4.2.1.
Πίνακας 4.2
|
Μόριο Α 2 |
Ενέργεια δεσμού (kJ/mol) |
Μόριο |
Ενέργεια δεσμού (kJ/mol) |
||
Ρύζι. 4.2-1 Ενέργεια δέσμευσης σε μόρια από στοιχεία της δεύτερης και τρίτης περιόδου ανάλογα με το PEI του στοιχείου
Αυτά τα δεδομένα (βλ. Πίνακα 4.2, Εικ. 4.2-1) δείχνουν ότι η ενέργεια δέσμευσης μεταξύ των ατόμων είναι πρακτικά ανεξάρτητη από το SEI των συνδεδεμένων ατόμων.
Είναι δυνατόν στα διατομικά μόρια (όπου υπάρχουν περισσότερα από ένα ηλεκτρόνια) ο δεσμός να σχηματίζεται σύμφωνα με διαφορετικό μηχανισμό και υπάρχουν πρόσθετοςδυνάμεις που αγνοήθηκαν προηγουμένως από εμάς;
Πριν προχωρήσουμε στον εντοπισμό αυτών των δυνάμεων, ας προσπαθήσουμε να το εξηγήσουμε αυτό ανεξαρτησίαμε βάση τις υπάρχουσες αλληλεπιδράσεις.
Ας ξεκινήσουμε εξετάζοντας πρόσθετους παράγοντες που εξηγούν την έλλειψη αναμενόμενης συσχέτισης και ανεξαρτησίαπειραματικά δεδομένα για τη μέτρηση του PEI από την ενέργεια δέσμευσης σε διατομικά μόρια.
Χωρίζουμε τον πίνακα (4.2) σε τέσσερις ομάδες:
Ομάδα Απεριλαμβάνει μόρια που αποτελούνται από πανομοιότυπα άτομα με ενέργεια δέσμευσης κάτω από 40 kJ/mol. Στην αέρια φάση, αυτά τα μόρια διασπώνται σε άτομα.
Ομάδα Βπεριλαμβάνει διατομικά μόρια που αποτελούνται από πανομοιότυπα άτομα, η ενέργεια δέσμευσης στην οποία κυμαίνεται από 400 kJ/mol έως 1000 kJ/mol. Πράγματι, η ενέργεια δέσμευσης σε αυτά τα μόρια διαφέρει σημαντικά προς τα πάνω σε σύγκριση με την ενέργεια δέσμευσης στο μόριο υδρογόνου, που είναι 429 kJ/mol.
ΟμάδαΜΕπεριλαμβάνει διατομικά μόρια που αποτελούνται από διαφορετικά άτομα, η ενέργεια δέσμευσης των οποίων κυμαίνεται από 340 kJ/mol έως 550 kJ/mol.
Ομάδαρεπεριλαμβάνει διατομικά μόρια με πανομοιότυπα άτομα, η ενέργεια δέσμευσης των οποίων είναι 50-350 kJ/mol.
ΤΡΑΠΕΖΙ 4.4
ΕΠΙΚΟΙΝΩΝΙΑ ΕΝΕΡΓΕΙΑΣΤΑ ΜΟΡΙΑ
|
ομάδα Α |
ομάδα Β |
||
| μόριο | δεσμευτική ενέργεια | μόριο | δεσμευτική ενέργεια |
| να είναι 2 | 30 | Γ2 | 602 |
| Ne 2 | 4 | Ν 2 | 941 |
| 7.6 | Ο2 | 493 | |
| Ar 2 | 7 | P2 | 477 |
| S2 | 421 | ||
|
ομάδα Γ |
ομάδα Δ |
||
| μόριο | ενέργεια | μόριο | ενέργεια |
| LiF | 572 | Β2 | 274 |
| NaF | 447 | Br2 | 190 |
| LiCl | 480 | Cl2 | 239 |
| NaCl | 439 | F2 | 139 |
| Λι 2 | 110 | ||
| Na 2 | 72 | ||
Πριν ξεκινήσουμε την εξήγηση, ας διευκρινίσουμε τα θέματα που πρέπει να καλύψουμε.
Πρώταερώτηση:
Γιατί η ενέργεια δέσμευσης μεταξύ ατόμων πολλών ηλεκτρονίων είναι πολύ μικρότερη ή πολύ μεγαλύτερη (Πίνακας 4.2) από ό,τι σε ένα μόριο υδρογόνου (Η2)?
Για να εξηγήσουμε τη σημαντική απόκλιση της ενέργειας δέσμευσης στα πολυατομικά μόρια από την ενέργεια δέσμευσης στο μόριο του υδρογόνου, είναι απαραίτητο να εμβαθύνουμε την κατανόησή μας για τον λόγο για τον οποίο ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό περίβλημα είναι περιορισμένος.
Η σύνδεση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο συμβαίνει όταν υπάρχει κέρδος σε ενέργεια, ή, με άλλα λόγια, εάν απόλυτοςτην τιμή της δυναμικής ενέργειας του συστήματος άτομο + ηλεκτρόνιοαυξάνεται ως αποτέλεσμα του δεσμού μεταξύ του ηλεκτρονίου και του ατόμου. Τα δεδομένα για τη συγγένεια ενός ατόμου για ένα ηλεκτρόνιο, που υποδεικνύονται στον Πίνακα 4.3, μας δίνουν την αριθμητική τιμή του κέρδους σε ενέργεια όταν ένα ηλεκτρόνιο συνδέεται με ένα άτομο.
Τραπέζι 4.3
|
Συγγένεια |
|
Συγγένεια |
Όταν ένα ηλεκτρόνιο συνδέεται με ένα άτομο, η συνολική ενέργεια έλξης των ηλεκτρονίων στον πυρήνα αυξάνεται λόγω της αύξησης του αριθμού των ηλεκτρονίων που έλκονται στον πυρήνα. Από την άλλη πλευρά, η ενέργεια της απώθησης των διαηλεκτρονίων αυξάνεται λόγω της αύξησης του αριθμού των ηλεκτρονίων. Δηλαδή, η σύνδεση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο συμβαίνει εάν, ως αποτέλεσμα αυτής της σύνδεσης, το κέρδος σε ενέργεια έλξης είναι μεγαλύτερο από την απώλεια ενέργειας λόγω αύξησης της ενέργειας απώθησης.
Υπολογισμός της μεταβολής της ενέργειας όταν προστίθεται ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο υδρογόνοδίνει ενεργειακό κέρδος 3,4 eV. Δηλαδή, το άτομο υδρογόνου πρέπει να έχει θετική συγγένεια ηλεκτρονίων. Αυτό παρατηρείται στο πείραμα.
Παρόμοιος υπολογισμός της μεταβολής της δυναμικής ενέργειας όταν ένα ηλεκτρόνιο είναι συνδεδεμένο με ένα άτομο ήλιοδείχνει ότι η προσθήκη ενός ηλεκτρονίου δεν οδηγεί σε αύξηση της δυναμικής ενέργειας, αλλά σε μείωση της. Πράγματι, η συγγένεια του ατόμου ηλίου, σύμφωνα με το πείραμα, είναι μικρότερη από το μηδέν.
Ως εκ τούτου, η δυνατότητα σύνδεσης ή μη σύνδεσης ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο καθορίζεται από τις διαφορές στις απόλυτες τιμές της δυναμικής ενέργειας έλξης όλων των ηλεκτρονίων στον πυρήνα και την αμοιβαία διαηλεκτρονική απώθηση. Αν αυτή η διαφορά είναι μεγαλύτερη από το μηδέν, τότε το ηλεκτρόνιο θα ενωθεί, και αν είναι μικρότερη από το μηδέν, τότε όχι.
Τα δεδομένα για τη συγγένεια των ατόμων για το ηλεκτρόνιο που δίνονται στον Πίνακα 4.3 δείχνουν ότι για άτομα της 1ης, 2ης και 3ης περιόδου, εκτός από είναι,mg,Ne,Arη αύξηση της ενέργειας έλξης κατά την προσκόλληση ηλεκτρονίων στον πυρήνα είναι μεγαλύτερη από την αύξηση της ενέργειας απώθησης.
Στην περίπτωση των ατόμων είναι,mg,Ne,Αρ,η αύξηση της ενέργειας έλξης κατά τη σύνδεση των ηλεκτρονίων στον πυρήνα είναι μικρότερη από την αύξηση της ενέργειας της απώθησης των διαηλεκτρονίων. Μια ανεξάρτητη επιβεβαίωση αυτού του συμπεράσματος είναι οι πληροφορίες για PEI για άτομα της 2ης και 3ης περιόδου που δίνονται στον Πίνακα 4.2 (ομάδα Α).
Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων των ατόμων αυξάνεται κατά ένα ηλεκτρόνιο και σύμφωνα με τον υπολογισμό του μοντέλου μορίου υδρογόνου H 2,τα ενεργά φορτία των δεσμευμένων ατόμων αλλάζουν. Τα αποτελεσματικά φορτία των δεσμευμένων πυρήνων αλλάζουν λόγω της έλξης των φορτισμένων πυρήνων και λόγω της αύξησης του αριθμού των ηλεκτρονίων στα εξωτερικά κελύφη των δεσμευμένων ατόμων.
Σε ένα μόριο υδρογόνου, η προσέγγιση των πυρήνων οδηγεί σε αύξηση της δύναμης έλξης των ηλεκτρονίων που δεσμεύουν τους πυρήνες κατά 50%, που ισοδυναμεί με αύξηση του ενεργού φορτίου των δεσμευμένων πυρήνων κατά 0,5 μονάδες πρωτονίων (βλ. Κεφάλαιο 3). .
Όσον αφορά το ενεργειακό κέρδος, ο σχηματισμός δεσμού είναι κάτι σαν μια ενδιάμεση διαδικασία μεταξύ της προσάρτησης ενός ηλεκτρονίου σε ένα ουδέτερο άτομο (μετρούμενη συγγένεια ηλεκτρονίων) και της σύνδεσης ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο του οποίου το πυρηνικό φορτίο αυξάνεται κατά 1 μονάδα.
Σύμφωνα με τον Πίνακα 4.3, όταν μεταβαίνουμε από λίθιο (PEI - 519 kJ/mol) σε βηρύλλιο (PEI - 900 kJ/mol), το PEI αυξάνεται κατά 400 kJ/mol και όταν πηγαίνουμε από βηρύλλιο σε βόριο (PEI - 799 kJ/mol ) το κέρδος ενέργειας μειώνεται στα 100 kJ/mol.
Θυμηθείτε ότι το εξωτερικό περίβλημα ηλεκτρονίων του βορίου έχει 3 ηλεκτρόνια και το εξωτερικό περίβλημα του βηρυλλίου έχει 2 ηλεκτρόνια. Δηλαδή, όταν ένα ηλεκτρόνιο ενώνει το βηρύλλιο με ταυτόχρονη αύξηση του πυρηνικού φορτίου κατά μία μονάδα πρωτονίου, το δεσμευμένο ηλεκτρόνιο εισέρχεται στο εξωτερικό περίβλημα του βηρυλλίου, ενώ το ενεργειακό κέρδος θα είναι 100 kJ/mol μικρότερο από ό,τι όταν ένα ηλεκτρόνιο εισέρχεται στο εξωτερικό περίβλημα. του λιθίου (κατά τη μετάβαση από το λίθιο στο βηρύλλιο).
Τώρα, η απότομη μείωση της ενέργειας δέσμευσης των ατόμων με αρνητική συγγένεια ατόμου προς ηλεκτρόνιο, που υποδεικνύεται στον Πίνακα 4.3, είναι αρκετά κατανοητή. Ωστόσο, παρόλο που Ne,είναι,mg,Arδεν συνδέουν ηλεκτρόνια, δημιουργούν μόρια, γιατί το ενεργό πυρηνικό φορτίο αυξάνεται. Η ενέργεια δέσμευσης σε αυτά τα μόρια (ομάδα ΕΝΑ) είναι πολύ χαμηλότερο από ό,τι σε άλλα μόρια.
Τώρα ας απαντήσουμε δεύτεροςερώτηση: Γιατί η ενέργεια δέσμευσης στα διατομικά μόρια της ομάδας Β φαίνεται στον Πίνακα 4.2. 1,5-2 φορές μεγαλύτερη από την ενέργεια δέσμευσης στο μόριο του υδρογόνου;
Στα εξωτερικά κελύφη των ατόμων άνθρακα (ΝΤΟ)άζωτο (Ν)και οξυγόνο (ο)είναι, αντίστοιχα, 4, 5 και 6 ηλεκτρόνια. Ο αριθμός των δεσμών που σχηματίζουν αυτά τα άτομα περιορίζεται από τον αριθμό των επιπλέον ηλεκτρονίων που μπορούν να εισέλθουν στο εξωτερικό περίβλημα όταν σχηματιστεί ο δεσμός. Άρα άτομα άνθρακα (ΝΤΟ)άζωτο (Ν)και οξυγόνο (Ο) μπορεί να σχηματίσει 4, 3 και 2 χημικούς δεσμούς, αντίστοιχα. Κατά συνέπεια, μεταξύ των δύο ατόμων που φαίνονται στον Πίνακα 4.4, μπορούν να σχηματιστούν όχι ένας, αλλά πολλοί χημικοί δεσμοί, πράγμα που συνεπάγεται πολύ μεγαλύτερο κέρδος ενέργειας, σε σύγκριση με το σχηματισμό 1 δεσμού σε ένα διατομικό μόριο, όπου τα συνδεδεμένα άτομα έχουν 1 ηλεκτρόνιο στο εξωτερικό κέλυφος
Εάν τα άτομα συνδέονται με έναν χημικό δεσμό, τότε ένας τέτοιος δεσμός ονομάζεται απλός δεσμός. χημικός δεσμόςή κοινός χημικός δεσμός.Όταν τα άτομα συνδέονται με πολλούς χημικούς δεσμούς (διπλούς ή τριπλούς), αυτοί οι δεσμοί ονομάζονται πολλαπλούς δεσμούς. Πολλαπλοί δεσμοί, για παράδειγμα, σε μόρια αζώτου (Ν 2)και οξυγόνο (O2)περιγράφονται με δομικούς τύπους: N ≡ NΚαι Ο=Ο.
Τώρα σκεφτείτε την ομάδα ΜΕ: Γιατί η ενέργεια δέσμευσης σε ορισμένα από τα διατομικά μόρια που αποτελούνται από διαφορετικά άτομα είναι πολύ μεγαλύτερη από ότι σε άλλα μόρια που αποτελούνται από τα ίδια άτομα;
Ας αποσυναρμολογήσουμε το μόριο NaCl. Τα άτομα νατρίου και χλωρίου είναι πολύ διαφορετικά ως προς τη συγγένεια ηλεκτρονίων. Παρουσιάζουμε το σχηματισμό δεσμού ως διαδικασία δύο σταδίων. Στο πρώτο στάδιο, το κέρδος σε ενέργεια λαμβάνεται λόγω της συγγένειας των ατόμων για τα ηλεκτρόνια. Δηλαδή από αυτή την άποψη το κέρδος σε ενέργεια κατά το σχηματισμό ενός μορίου Cl2, πρέπει να είναι μεγαλύτερο από όταν σχηματίζεται ένα μόριο NaClαπό τη διαφορά στη συγγένεια ηλεκτρονίων τους.
Κατά τον υπολογισμό του μορίου του υδρογόνου (Κεφάλαιο 3), η ενέργεια δέσμευσης (η ενέργεια που απαιτείται για τον διαχωρισμό των μορίων σε άτομα) ήταν το άθροισμα δύο συστατικών:
τη διαφορά μεταξύ της ηλεκτρονικής ενέργειας ενός μορίου υδρογόνου και δύο ατόμων υδρογόνου·
πρόσθετη ενέργεια που δαπανάται για τη θέρμανση μη διαχωρισμένων μορίων.
Υπολογίζοντας την πρώτη συνιστώσα, υπολογίζουμε την ενέργεια του μορίου, η οποία ισούται με τη διαφορά μεταξύ της ενέργειας έλξης των πυρήνων των ατόμων υδρογόνου στο ζεύγος δέσμευσης ηλεκτρονίων και του αθροίσματος της απωστικής ενέργειας των διαηλεκτρονικών και διαπυρηνικών δυνάμεων.
Για να υπολογίσουμε την ενέργεια έλξης των πυρήνων σε δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων, καθώς και για να εκτιμήσουμε την ενέργεια της απώθησης των διαηλεκτρονίων, πρέπει πρώτα να μάθουμε την τιμή του ενεργού φορτίου των δεσμευμένων πυρήνων.
Δυναμικό ιοντισμού και ενέργεια δέσμευσης σε διατομικά μόρια
Στην οποία σπάει ένα mol ενός δεδομένου δεσμού. Θεωρείται ότι η αρχική ουσία και τα προϊόντα της αντίδρασης βρίσκονται στην τυπική τους κατάσταση ενός υποθετικού ιδανικού αερίου σε πίεση 1 atm και θερμοκρασία 25 0 C. Συνώνυμα της ενέργειας θραύσης ενός χημικού δεσμού είναι: ενέργεια δεσμού, ενέργεια διάστασης διατομικών μορίων, ενέργεια σχηματισμού χημικού δεσμού.
Η ενέργεια θραύσης ενός χημικού δεσμού μπορεί να οριστεί με διαφορετικούς τρόπους, για παράδειγμα
Από φασματοσκοπικά δεδομένα μάζας (φασματομετρία μάζας).
Η ενέργεια θραύσης των χημικών δεσμών σε διάφορες ενώσεις αντικατοπτρίζεται στο βιβλίο αναφοράς.
Η ενέργεια θραύσης των χημικών δεσμών χαρακτηρίζει τη δύναμη ενός χημικού δεσμού.
| Χημική ένωση | Χημική ένωση | Ενέργεια θραύσης δεσμών, kcal/mol | |
|---|---|---|---|
| H-H | 104,2 | CH3-H | 104 |
| HO-H | 119 | CH 3 CH 2 -H | 98 |
| CH 3 O-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 \u003d CH-H | 103 |
| Br-H | 87,5 | HC≡C-H | 125 |
| Ι-Η | 71,3 | Η2Ν-Η | 103 |
Η ενέργεια της διάσπασης του δεσμού C-C.
δείτε επίσης
Σημειώσεις
Ίδρυμα Wikimedia. 2010 .
Δείτε τι είναι το "Chemical Bond Breaking Energy" σε άλλα λεξικά:
Είναι ίσο με το έργο που πρέπει να δαπανηθεί για να χωριστεί ένα μόριο σε δύο μέρη (άτομα, ομάδες ατόμων) και να αφαιρεθούν το ένα από το άλλο σε άπειρη απόσταση. Για παράδειγμα, αν θεωρηθεί Ε. χ. Με. H3CH H σε ένα μόριο μεθανίου, τότε τέτοιο ... ... Μεγάλη Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια
Μια εξώθερμη αντίδραση είναι μια χημική αντίδραση που συνοδεύεται από απελευθέρωση θερμότητας. Το αντίθετο της ενδόθερμης αντίδρασης. Η συνολική ποσότητα ενέργειας σε ένα χημικό σύστημα είναι εξαιρετικά δύσκολο να μετρηθεί ή να υπολογιστεί... Wikipedia
Εικ. 1 Τριπλός δεσμός στο πλαίσιο της θεωρίας των δεσμών σθένους Ο τριπλός δεσμός είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός δύο ατόμων σε ένα μόριο μέσω τριών κοινών ζευγών ηλεκτρονίων σύνδεσης. Η πρώτη εικόνα της οπτικής δομής του τριπλού δεσμού δόθηκε στη ... Wikipedia
Ένα χαρακτηριστικό γνώρισμα των αλκοολών είναι η υδροξυλομάδα σε ένα κορεσμένο άτομο άνθρακα στο σχήμα που επισημαίνεται με κόκκινο (οξυγόνο) και γκρι (υδρογόνο). Αλκοόλ (από τα λατινικά ... Wikipedia
C (ανθρακικό), ένα μη μεταλλικό χημικό στοιχείο της υποομάδας IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) του Περιοδικού Πίνακα Στοιχείων. Εμφανίζεται στη φύση με τη μορφή κρυστάλλων διαμαντιών (Εικ. 1), γραφίτη ή φουλερενίου και άλλες μορφές και αποτελεί μέρος οργανικών ... ... Εγκυκλοπαίδεια Collier
Στις περισσότερες περιπτώσεις, όταν σχηματίζεται ένας δεσμός, τα ηλεκτρόνια των συνδεδεμένων ατόμων μοιράζονται. Αυτός ο τύπος χημικού δεσμού ονομάζεται ομοιοπολικός δεσμός (το πρόθεμα "co-" στα λατινικά σημαίνει συμβατότητα, "σθένος" - έχοντας δύναμη). Τα συνδετικά ηλεκτρόνια βρίσκονται κυρίως στο χώρο μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων. Λόγω της έλξης των πυρήνων των ατόμων σε αυτά τα ηλεκτρόνια, σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός. Έτσι, ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός που προκύπτει λόγω αύξησης της πυκνότητας ηλεκτρονίων στην περιοχή μεταξύ χημικά συνδεδεμένων ατόμων.
Η πρώτη θεωρία του ομοιοπολικού δεσμού ανήκει στον Αμερικανό φυσικοχημικό G.-N. Λουδοβίκος. Το 1916, πρότεινε ότι οι δεσμοί μεταξύ δύο ατόμων πραγματοποιούνται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, με ένα κέλυφος οκτώ ηλεκτρονίων να σχηματίζεται συνήθως γύρω από κάθε άτομο (ο κανόνας της οκτάδας).
Μία από τις βασικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι ο κορεσμός του. Με περιορισμένο αριθμό εξωτερικών ηλεκτρονίων στις περιοχές μεταξύ των πυρήνων, ένας περιορισμένος αριθμός ζευγών ηλεκτρονίων σχηματίζεται κοντά σε κάθε άτομο (και, κατά συνέπεια, ο αριθμός των χημικών δεσμών). Είναι αυτός ο αριθμός που σχετίζεται στενά με την έννοια του σθένους ενός ατόμου σε ένα μόριο (σθένος είναι ο συνολικός αριθμός ομοιοπολικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο). Μια άλλη σημαντική ιδιότητα ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι ο προσανατολισμός του στο διάστημα. Αυτό εκδηλώνεται με την ίδια περίπου γεωμετρική δομή χημικών σωματιδίων με παρόμοια σύνθεση. Ένα χαρακτηριστικό του ομοιοπολικού δεσμού είναι επίσης η πόλωσή του.
Για την περιγραφή ενός ομοιοπολικού δεσμού, χρησιμοποιούνται κυρίως δύο μέθοδοι που βασίζονται σε διαφορετικές προσεγγίσεις για την επίλυση της εξίσωσης Schrödinger: η μέθοδος των μοριακών τροχιακών και η μέθοδος των δεσμών σθένους. Προς το παρόν, η μέθοδος των μοριακών τροχιακών χρησιμοποιείται σχεδόν αποκλειστικά στη θεωρητική χημεία. Ωστόσο, η μέθοδος των δεσμών σθένους, παρά τη μεγάλη πολυπλοκότητα των υπολογισμών, δίνει μια πιο οπτική αναπαράσταση του σχηματισμού και της δομής των χημικών σωματιδίων.
Παράμετροι ομοιοπολικού δεσμού
Το σύνολο των ατόμων που σχηματίζουν ένα χημικό σωματίδιο διαφέρει σημαντικά από το σύνολο των ελεύθερων ατόμων. Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού οδηγεί, ειδικότερα, σε αλλαγή των ατομικών ακτίνων και της ενέργειάς τους. Υπάρχει επίσης μια ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων: η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίων στο χώρο μεταξύ των δεσμευμένων ατόμων αυξάνεται.
Μήκος χημικού δεσμού
Όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, τα άτομα πάντα πλησιάζουν το ένα το άλλο - η απόσταση μεταξύ τους είναι μικρότερη από το άθροισμα των ακτίνων των απομονωμένων ατόμων:
r(A−B) r(A) + r(ΣΙ)
Η ακτίνα ενός ατόμου υδρογόνου είναι 53 pm, αυτή ενός ατόμου φθορίου είναι 71 pm και η απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων σε ένα μόριο HF είναι 92 pm:
Η διαπυρηνική απόσταση μεταξύ των χημικά συνδεδεμένων ατόμων ονομάζεται μήκος χημικού δεσμού.
Σε πολλές περιπτώσεις, το μήκος δεσμού μεταξύ των ατόμων σε ένα μόριο μιας ουσίας μπορεί να προβλεφθεί γνωρίζοντας τις αποστάσεις μεταξύ αυτών των ατόμων σε άλλες χημικές ουσίες. Το μήκος δεσμού μεταξύ των ατόμων άνθρακα στο διαμάντι είναι 154 pm, μεταξύ των ατόμων αλογόνου σε ένα μόριο χλωρίου - 199 pm. Το μισό άθροισμα των αποστάσεων μεταξύ των ατόμων άνθρακα και χλωρίου που υπολογίζεται από αυτά τα δεδομένα είναι 177 pm, το οποίο συμπίπτει με το πειραματικά μετρημένο μήκος δεσμού στο μόριο CCl 4. Ταυτόχρονα, αυτό δεν συμβαίνει πάντα. Για παράδειγμα, η απόσταση μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και βρωμίου σε διατομικά μόρια είναι 74 και 228 pm, αντίστοιχα. Ο αριθμητικός μέσος όρος αυτών των αριθμών είναι 151 pm, αλλά η πραγματική απόσταση μεταξύ των ατόμων σε ένα μόριο υδροβρωμίου είναι 141 pm, δηλαδή αισθητά μικρότερη.
Η απόσταση μεταξύ των ατόμων μειώνεται σημαντικά με το σχηματισμό πολλαπλών δεσμών. Όσο μεγαλύτερη είναι η πολλαπλότητα των δεσμών, τόσο μικρότερη είναι η διατομική απόσταση.
Μήκη ορισμένων απλών και πολλαπλών δεσμών
Γωνίες σθένους
Η κατεύθυνση των ομοιοπολικών δεσμών χαρακτηρίζεται από γωνίες σθένους - τις γωνίες μεταξύ των γραμμών που συνδέουν τα συνδεδεμένα άτομα. Ο γραφικός τύπος ενός χημικού σωματιδίου δεν φέρει πληροφορίες για τις γωνίες δεσμού. Για παράδειγμα, στο θειικό ιόν SO 4 2−, οι γωνίες δεσμού μεταξύ των δεσμών θείου-οξυγόνου είναι 109,5 o , και στο τετραχλωροπαλλαδικό ιόν 2− 90 o . Ο συνδυασμός μηκών δεσμού και γωνιών δεσμού σε ένα χημικό σωματίδιο καθορίζει τη χωρική του δομή. Για τον προσδιορισμό των γωνιών δεσμών, χρησιμοποιούνται πειραματικές μέθοδοι για τη μελέτη της δομής των χημικών ενώσεων. Οι γωνίες σθένους μπορούν να εκτιμηθούν θεωρητικά με βάση την ηλεκτρονική δομή ενός χημικού σωματιδίου.Ενέργεια ομοιοπολικού δεσμού
Μια χημική ένωση σχηματίζεται από μεμονωμένα άτομα μόνο εάν είναι ενεργειακά ευνοϊκή. Εάν οι ελκτικές δυνάμεις υπερισχύουν των απωστικών δυνάμεων, η δυναμική ενέργεια των αλληλεπιδρώντων ατόμων μειώνεται, διαφορετικά αυξάνεται. Σε κάποια απόσταση (ίση με το μήκος του δεσμού r 0) αυτή η ενέργεια είναι ελάχιστη.
Έτσι, όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός, απελευθερώνεται ενέργεια και όταν σπάσει, απορροφάται ενέργεια. Ενέργεια μι 0 , που είναι απαραίτητο για να διαχωριστούν τα άτομα και να αφαιρεθούν το ένα από το άλλο σε απόσταση στην οποία δεν αλληλεπιδρούν, ονομάζεται δεσμευτική ενέργεια. Για τα διατομικά μόρια, η ενέργεια δέσμευσης ορίζεται ως η ενέργεια διάστασης ενός μορίου σε άτομα. Μπορεί να μετρηθεί πειραματικά.
Σε ένα μόριο υδρογόνου, η ενέργεια δέσμευσης είναι αριθμητικά ίση με την ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός μορίου H 2 από άτομα Η:
H + H \u003d H 2 + 432 kJ
Η ίδια ενέργεια πρέπει να δαπανηθεί για να σπάσει ο δεσμός H-H:
H 2 \u003d H + H - 432 kJ
Για τα πολυατομικά μόρια, αυτή η τιμή είναι υπό όρους και αντιστοιχεί στην ενέργεια μιας τέτοιας διαδικασίας κατά την οποία ένας δεδομένος χημικός δεσμός εξαφανίζεται, ενώ όλοι οι άλλοι παραμένουν αμετάβλητοι. Εάν υπάρχουν αρκετοί πανομοιότυποι δεσμοί (για παράδειγμα, για ένα μόριο νερού που περιέχει δύο δεσμούς οξυγόνου-υδρογόνου), η ενέργειά τους μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας Ο νόμος του Hess. Οι τιμές της ενέργειας της αποσύνθεσης του νερού σε απλές ουσίες, καθώς και οι ενέργειες της διάσπασης του υδρογόνου και του οξυγόνου σε άτομα είναι γνωστές:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2; 484 kJ/mol
H2 \u003d 2H; 432 kJ/mol
O 2 \u003d 2O; 494 kJ/mol
Δεδομένου ότι δύο μόρια νερού περιέχουν 4 δεσμούς, η ενέργεια του δεσμού οξυγόνου-υδρογόνου είναι:
μι(О−Н) \u003d (2. 432 + 494 + 484) / 4 \u003d 460,5 kJ / mol
Σε μόρια σύνθεσης ΑΒ nη διαδοχική αποκόλληση των ατόμων Β συνοδεύεται από ορισμένες (όχι πάντα ταυτόσημες) δαπάνες ενέργειας. Για παράδειγμα, οι ενεργειακές τιμές (kJ/mol) της διαδοχικής απομάκρυνσης των ατόμων υδρογόνου από ένα μόριο μεθανίου διαφέρουν σημαντικά:
| 427 | 368 | 519 | 335 | |||||
| CH 4 | → | CH 3 | → | CH 2 | → | CH | → | ΜΕ |
Σε αυτήν την περίπτωση, η ενέργεια του δεσμού Α-Β ορίζεται ως η μέση τιμή της ενέργειας που δαπανάται σε όλα τα στάδια:
CH4 \u003d C + 4H; 1649 kJ/mol
μι(С−Н) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol
Όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια ενός χημικού δεσμού, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός.. Ο δεσμός θεωρείται ισχυρός ή ισχυρός εάν η ενέργειά του υπερβαίνει τα 500 kJ/mol (για παράδειγμα, 942 kJ/mol για το N 2), αδύναμος - εάν η ενέργειά του είναι μικρότερη από 100 kJ/mol (για παράδειγμα, 69 kJ/mol για το ΝΟ 2). Αν κατά την αλληλεπίδραση ατόμων απελευθερωθεί ενέργεια μικρότερη από 15 kJ/mol, τότε θεωρείται ότι δεν σχηματίζεται χημικός δεσμός, αλλά παρατηρείται διαμοριακή αλληλεπίδραση (π.χ. 2 kJ/mol για το Xe 2). Η αντοχή του δεσμού συνήθως μειώνεται με την αύξηση του μήκους του δεσμού.Ένας απλός δεσμός είναι πάντα ασθενέστερος από πολλαπλούς δεσμούς -διπλούς και τριπλούς- μεταξύ των ίδιων ατόμων.
Ενέργειες κάποιων απλών και πολλαπλών δεσμών
Πολικότητα ομοιοπολικού δεσμού
Η πολικότητα ενός χημικού δεσμού εξαρτάται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων του δεσμού.
Ηλεκτραρνητικότηταείναι μια τιμή υπό όρους που χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να προσελκύει ηλεκτρόνια. Εάν, σε ένα διατομικό μόριο Α–Β, τα ηλεκτρόνια του δεσμού έλκονται στο άτομο Β πιο ισχυρά από ό,τι στο άτομο Α, τότε το άτομο Β θεωρείται πιο ηλεκτραρνητικό.
Η κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας χρησιμοποιήθηκε από τον L. Paulingγια ποσοτικά χαρακτηριστικά της ικανότητας των ατόμων να πολώνουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Για μια ποσοτική περιγραφή της ηλεκτραρνητικότητας, εκτός από τα θερμοχημικά δεδομένα, χρησιμοποιούνται επίσης δεδομένα για τη γεωμετρία των μορίων (μέθοδος Sanderson) ή τα φασματικά χαρακτηριστικά (μέθοδος Gordy). Η κλίμακα Allred και Rochov χρησιμοποιείται επίσης ευρέως, στην οποία χρησιμοποιείται το ενεργό πυρηνικό φορτίο και η ατομική ομοιοπολική ακτίνα στον υπολογισμό. Η μέθοδος που προτείνει ο Αμερικανός φυσικοχημικός R. Mulliken (1896-1986) έχει την πιο ξεκάθαρη φυσική σημασία. Όρισε την ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου ως το ήμισυ του αθροίσματος της συγγένειας ηλεκτρονίων και του δυναμικού ιοντισμού του. Οι τιμές ηλεκτροαρνητικότητας που βασίζονται στη μέθοδο Mulliken και επεκτείνονται σε ένα ευρύ φάσμα διαφόρων αντικειμένων ονομάζονται απόλυτες.
Το φθόριο έχει την υψηλότερη τιμή ηλεκτραρνητικότητας. Το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο είναι το καίσιο. Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά μεταξύ της ηλεκτραρνητικότητας δύο ατόμων, τόσο πιο πολικός είναι ο χημικός δεσμός μεταξύ τους.
Ανάλογα με το πώς συμβαίνει η ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού, διακρίνονται διάφοροι τύποι αυτού. Η περιοριστική περίπτωση της πόλωσης χημικού δεσμού είναι η πλήρης μετάβαση ενός ηλεκτρονίου από το ένα άτομο στο άλλο. Στην περίπτωση αυτή, σχηματίζονται δύο ιόντα, μεταξύ των οποίων εμφανίζεται ένας ιοντικός δεσμός. Για να σχηματίσουν δύο άτομα έναν ιοντικό δεσμό, η ηλεκτραρνητικότητα τους πρέπει να είναι πολύ διαφορετική. Εάν οι ηλεκτραρνητικότητες των ατόμων είναι ίσες (όταν τα μόρια σχηματίζονται από πανομοιότυπα άτομα), ο δεσμός ονομάζεται μη πολικό ομοιοπολικό. Τις περισσότερες φορές βρίσκεται πολικό ομοιοπολικόδεσμός - σχηματίζεται μεταξύ οποιωνδήποτε ατόμων που έχουν διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας.
Ποσοτικοποίηση πόλωσηΟι ("ιονικοί") δεσμοί μπορούν να χρησιμεύσουν ως αποτελεσματικά φορτία των ατόμων. Το ενεργό φορτίο ενός ατόμου χαρακτηρίζει τη διαφορά μεταξύ του αριθμού των ηλεκτρονίων που ανήκουν σε ένα δεδομένο άτομο σε μια χημική ένωση και του αριθμού των ηλεκτρονίων σε ένα ελεύθερο άτομο. Ένα άτομο ενός πιο ηλεκτραρνητικού στοιχείου έλκει τα ηλεκτρόνια πιο έντονα. Επομένως, τα ηλεκτρόνια είναι πιο κοντά του, και λαμβάνει κάποιο αρνητικό φορτίο, το οποίο ονομάζεται αποτελεσματικό, και ο σύντροφός του έχει το ίδιο θετικό φορτίο. Αν τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν δεσμό μεταξύ των ατόμων ανήκουν εξίσου σε αυτά, τα ενεργά φορτία είναι μηδενικά. Στις ιοντικές ενώσεις, τα ενεργά φορτία πρέπει να συμπίπτουν με τα φορτία των ιόντων. Και για όλα τα άλλα σωματίδια έχουν ενδιάμεσες τιμές.
Η καλύτερη μέθοδος για τον υπολογισμό των φορτίων των ατόμων σε ένα μόριο είναι η επίλυση της κυματικής εξίσωσης. Ωστόσο, αυτό είναι δυνατό μόνο με την παρουσία ενός μικρού αριθμού ατόμων. Ποιοτικά, η κατανομή φορτίου μπορεί να εκτιμηθεί χρησιμοποιώντας την κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας. Χρησιμοποιούνται επίσης διάφορες πειραματικές μέθοδοι. Για τα διατομικά μόρια, η πολικότητα του δεσμού μπορεί να χαρακτηριστεί και τα ενεργά φορτία των ατόμων μπορούν να προσδιοριστούν με βάση τη μέτρηση της διπολικής ροπής:
μ = q r,
Οπου qείναι το φορτίο του διπολικού πόλου, το οποίο είναι ίσο με το ενεργό φορτίο για ένα διατομικό μόριο, r− διαπυρηνική απόσταση.
Η διπολική ροπή δεσμού είναι διανυσματική ποσότητα. Κατευθύνεται από το θετικά φορτισμένο μέρος του μορίου στο αρνητικό του μέρος. Με βάση τη μέτρηση της διπολικής ροπής, διαπιστώθηκε ότι στο μόριο HCl, το άτομο υδρογόνου έχει θετικό φορτίο +0,2 κλάσματα του φορτίου ηλεκτρονίου και το άτομο χλωρίου έχει αρνητικό φορτίο −0,2. Ως εκ τούτου, ο δεσμός H–Cl είναι ιοντικός κατά 20%. Και ο δεσμός Na–Cl είναι 90% ιοντικός.
Χημικός δεσμός και μοριακή δομή
Καθώς μελετήθηκαν οι ιδιότητες των ουσιών, κατέστη αναγκαίο να εξηγηθούν και να περιγραφούν. Πρώτα απ 'όλα, το ίδιο το γεγονός του σχηματισμού μορίων και δομικών μονάδων (CE) από άτομα απαιτούσε μια εξήγηση, δηλ. η φύση και το μέγεθος της ενέργειας έλξης των ατόμων σε ουσίες - ενέργεια χημικού δεσμού.
Καθιερώθηκε επίσης ειδική ιδιότητα του χημικού δεσμού, η οποία
σμήνος μπορεί να οριστεί ως διαβρεκτό:ένα άτομο σε ένα μόριο ή CE έχει μια ορισμένη σθένοςκαι μπορεί να έχει μικρό αριθμό σθένους. Για τις ιδιότητες των μορίων και της SE, είναι σημαντικό όχι μόνο ο αριθμός ορισμένων ατόμων σε αυτά, αλλά και η σειρά διάταξης (δομική θεωρία
ΕΙΜΑΙ. Butlerov), η απόσταση μεταξύ των ατόμων και η γεωμετρία των μορίων και η SE ( στερεοχημεία- Van't Hoff και Le Bel).
Τέλος, οι ουσίες έχουν ορισμένες οπτικές (χρώμα, φάσματα), ηλεκτρικές (διπολική ροπή, φορτία στα άτομα) και μαγνητικές ιδιότητες, οι οποίες πρέπει να εξηγηθούν ως προς τη δομή τους.
Οι ιδέες για τη φύση των δυνάμεων έλξης μεταξύ των ατόμων ακολούθησαν τις μεγάλες ανακαλύψεις στη φυσική: η ανακάλυψη του νόμου της παγκόσμιας βαρύτητας - η θεωρία της βαρυτικής αλληλεπίδρασης των ατόμων (Bergman και Berthollet). ανακάλυψη ηλεκτρικών φαινομένων - ηλεκτροχημική θεωρία (Berzelius); η ανακάλυψη ηλεκτρονίων οδήγησε στην ανάπτυξη των λεγόμενων ηλεκτρονικών θεωριών των χημικών δεσμών (Morozov, Kossel, Lewis, Pisarzhevsky, Mikhailenko, Heitler and London, Mulliken και Hund, και άλλοι).
Η σύγχρονη θεωρία της δομής των χημικών δεσμών βασίζεται σε κβαντομηχανικές έννοιες της κίνησης των ηλεκτρονίων σε άτομα, μόρια και άλλες ουσίες CE. απέδειξε ότι η έλξη μεταξύ των ατόμων μπορεί να αναπαρασταθεί ως ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση νεφών ηλεκτρονίων και θετικά φορτισμένων πυρήνων.
Τα κύρια χαρακτηριστικά του χημικού δεσμού
Ένας χημικός δεσμός είναι η μείωση της ενέργειας των ατόμων κατά τον σχηματισμό ενός μορίου ή CE. ΕνέργειαΈνας χημικός δεσμός μπορεί να οριστεί ως η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει αυτός ο δεσμός. Για ένα διατομικό μόριο, είναι ίσο με την ενέργεια (ενθαλπία) της διάστασης, για παράδειγμα:
H 2 \u003d 2H, ΔH 0 \u003d En-n \u003d 432 kJ.
Στην περίπτωση των πολυατομικών μορίων, η ενέργεια δέσμευσης εξαρτάται από την κατάσταση των αντιδρώντων και των προϊόντων. Να γιατί οι ενέργειες της διαδοχικής ρήξης πανομοιότυπων δεσμών δεν είναι ίσες μεταξύ τους,Για παράδειγμα, σε ένα μόριο μεθανίου:
CH 4 ® CH 3 + H, E 1 \u003d 427 kJ / mol;
CH 3 ® CH 2 + H, E 2 \u003d 368 kJ / mol;
CH 2 ® CH + H, E 3 \u003d 519 kJ / mol;
CH ® C + H, E 14 \u003d 335 kJ / mol;
CH 4 ® C + 4H, 4Es-n \u003d 1649 kJ / mol.
Ωστόσο, το άθροισμά τους είναι ίσο με την ενέργεια της ταυτόχρονης θραύσης όλων των δεσμών. Η μέση ενέργεια αυτών των τεσσάρων δεσμών, Ec-n = 1649/4 » 412 kJ, διαφέρει σημαντικά από καθέναν από τους τέσσερις. Από την άλλη πλευρά, υπάρχει ένα κατά προσέγγιση μοτίβο: οι χημικοί δεσμοί μεταξύ των ίδιων ατόμων σε διαφορετικά μόρια είναι περίπου οι ίδιοι,αν τα άτομα βρίσκονται στις ίδιες καταστάσεις σθένους. Η κατάσταση σθένους ενός ατόμου νοείται ως ο αριθμός και ο τύπος (βλ. παρακάτω) των χημικών δεσμών που σχηματίζονται από αυτό στην υπό εξέταση ένωση. Γι' αυτό διαφέρουν οι ενέργειες της διαδοχικής διάσπασης των δεσμών στο μεθάνιο.
Ο Πίνακας 4.1 δείχνει τις μέσες τιμές των ενεργειών των χημικών δεσμών, οι οποίες είναι περίπου ίδιες για διάφορες ενώσεις.
Μπορούν επίσης να σημειωθούν και άλλες κανονικότητες. Για παράδειγμα, οι ενέργειες των χημικών δεσμών μεταξύ των ίδιων δύο ατόμων μπορεί να διαφέρουν κατά περίπου 2 και 3 φορές. Αυτό οδήγησε στην εισαγωγή της έννοιας των απλών (μονών), διπλών και τριπλών δεσμών (E c-c "350, E c=c" 600, E cºc "820 kJ/mol). Αυτό το χαρακτηριστικό ονομάζεται επικοινωνιακή πολλαπλότητα.
Φάνηκε επίσης ότι στη σειρά των ενώσεων του ίδιου τύπου, η ενέργεια δέσμευσης αλλάζει τακτικά: E n-F > E H-Cl > E n-Br > E n-I.
Ωστόσο, σε μια άλλη σειρά, η ενέργεια δέσμευσης αλλάζει ακανόνιστα:
E F-F< E Cl-Cl >E Br-Br > E I-I, που απαιτεί εξήγηση από την άποψη της δομής των μορίων.
Μήκος συνδέσμου.Σε αντίθεση με το μέγεθος ενός ατόμου, μπορεί να προσδιοριστεί με ακρίβεια: ισούται με την απόσταση μεταξύ των κέντρων των γειτονικών ατόμων σε ένα μόριο. Τα μήκη των δεσμών είναι της ίδιας τάξης μεγέθους (> 100 pm) με τις διαμέτρους των ατόμων - αυτό είναι ένα ασήμαντο συμπέρασμα, αφού οι υπό όρους (αποτελεσματικές) ακτίνες των ατόμων βρίσκονται διαιρώντας τις διαπυρηνικές αποστάσεις σε δύο μέρη. Δηλαδή, το μήκος του δεσμού μπορεί να προσδιοριστεί κατά προσέγγιση προσθέτοντας τις αντίστοιχες ακτίνες ατόμων ή ιόντων:
d A-B » r A + r B » (d A-A + d B-B) /2
Τα μήκη των δεσμών εξαρτώνται από την κατάσταση σθένους των ατόμων, δηλαδή, για παράδειγμα, από την πολλαπλότητα του δεσμού: d c-c » 154 pm, d c=c » 134 pm και
d ºc » 120 μ.μ.
Η σύγκριση των μηκών των δεσμών με τις ενέργειές τους δείχνει ότι υπάρχει αντίστροφη σχέση μεταξύ τους: Όσο μεγαλύτερο είναι το μήκος, τόσο μικρότερη είναι η ενέργεια δέσμευσης(Πίνακας 4.1). Υπάρχει επίσης μια τακτική αλλαγή στα μήκη των δεσμών του ίδιου τύπου ανάλογα με τη θέση των στοιχείων στο Περιοδικό σύστημα, η οποία οφείλεται σε παρόμοιες αλλαγές στα μεγέθη των ατόμων και των ιόντων.
Πίνακας 4.1
Μέσες ενέργειες (E St) και μήκη (d St) ορισμένων χημικών δεσμών
Γωνίες σθένους- γωνίες μεταξύ δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο σε ένα μόριο ή CE. Εξαρτώνται από τη φύση των ατόμων (την ηλεκτρονική τους δομή) και τη φύση του χημικού δεσμού (ομοιοπολικός, ιοντικός, υδρογόνος, μεταλλικός, συνηθισμένος, πολλαπλός). Οι γωνίες δεσμών προσδιορίζονται επί του παρόντος με μεγάλη ακρίβεια με τις ίδιες μεθόδους όπως τα μήκη δεσμών. Για παράδειγμα, έχει αποδειχθεί ότι τα μόρια AB 2 μπορεί να είναι γραμμικά (CO 2) ή γωνιακά (H 2 O), AB 3 - τριγωνικά (BF 3) και πυραμιδικά (NH 3), AB 4 - τετραεδρικά (CH 4), ή τετράγωνο (PtCl 4) -, ή πυραμιδικό (SbCl 4) -, AB 5 - τριγωνικό-διπυραμιδικό (PCl 5), ή τετραγωνικό-πυραμιδικό (BrF 5), AB 6 - οκταεδρικό (AlF 6) 3 - κ.λπ.
Οι γωνίες δεσμού αλλάζουν φυσικά με την αύξηση του σειριακού αριθμού στον Περιοδικό Πίνακα. Για παράδειγμα, η γωνία H-E-H για H 2 O, H 2 S, H 2 Se μειώνεται (104,5, 92 και 90 0, αντίστοιχα).
Οι ενέργειες, τα μήκη και οι γωνίες των δεσμών φέρουν σημαντικές πληροφορίες για τη φύση ενός χημικού δεσμού. Η σχέση μεταξύ της ηλεκτρονικής δομής των μορίων και αυτών των χαρακτηριστικών εξετάζεται παρακάτω.
Φάσματα μορίων.Μεγάλη σημασία για τον προσδιορισμό του μεγέθους, της γεωμετρίας και της ηλεκτρονικής δομής των μορίων και των συμπυκνωμένων ουσιών είναι τα φάσματα τους. Συνήθως αντιπροσωπεύουν την εξάρτηση της έντασης (Ι) της απορρόφησης ή της εκπομπής ενέργειας από μια ουσία (με τη μορφή φωτονίων, ηλεκτρονίων ή ιόντων) από την ενέργεια μιας εξωτερικής δράσης στην ουσία. Εν Εγώμετριέται συνήθως με τον αριθμό των κβαντών ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα επιφάνειας ή όγκου, και την κλίμακα ενέργειας - σε μονάδες ενέργειας, συχνότητας ή μήκους κύματος.
Στην επιστήμη, υπάρχει σήμερα ένας τεράστιος αριθμός φασματικών μεθόδων για τη μελέτη ουσιών που διαφέρουν πολύ στους τύπους έκθεσης (ραδιοκύματα, υπέρυθρο, ορατό ή υπεριώδες φως, ακτίνες Χ και ακτίνες g, δέσμες στοιχειωδών σωματιδίων - ηλεκτρόνια, ποζιτρόνια, πρωτόνια, νετρόνια ..... ), είδη καταγεγραμμένων φαινομένων που σχετίζονται με τα στοιχεία της δομής της ύλης.
Οι μέθοδοι φασματοσκοπίας ηλεκτρονίων στις υπεριώδεις και ορατές περιοχές του φάσματος καταγράφουν και μελετούν τις μεταβάσεις των ηλεκτρονίων σθένους από τη μια ηλεκτρονική κατάσταση στην άλλη (αυτό αντιστοιχεί σε μεταβάσεις μεταξύ ατομικών τροχιακών σθένους). Οι μεταβάσεις αντιστοιχούν στις γραμμές E 1, E 2 και E 3 που φαίνονται στο σχήμα 3.1.
Μέθοδοι φασματοσκοπίας δόνησης υπέρυθρης ακτινοβολίας μελετούν τις δονήσεις των ατόμων σε μόρια και συμπυκνωμένες ουσίες. Μελέτες έχουν δείξει ότι αυτές οι δονήσεις, όπως και οι ηλεκτρονικές μεταβάσεις, είναι κβαντισμένες. Οι ενέργειες μετάβασης για έναν δεσμό αλλάζουν τακτικά (DEcol. στο Σχ. 3.1).
Η μέτρηση και η μελέτη αυτών των μεταπτώσεων, καθώς και τα φάσματα περιστροφής των μορίων, καθιστά δυνατό τον προσδιορισμό της ενέργειας των δεσμών, του μεγέθους και του σχήματος των μορίων.
Μαγνητικές ιδιότητες.Όπως είναι γνωστό από την πορεία της φυσικής, όλες οι ουσίες αλληλεπιδρούν με ένα μαγνητικό πεδίο. Υπάρχουν δύο κύριοι τύποι αλληλεπίδρασης της ύλης με ένα μαγνητικό πεδίο.
1. Παραμαγνητικόαλληλεπίδραση - τα άτομα και τα μόρια μιας ουσίας έχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια, η ουσία μαγνητίζεται σε μαγνητικό πεδίο και τραβιέται μεταξύ των πόλων του μαγνήτη.
2. Διαμαγνητικόαλληλεπίδραση - στα άτομα και τα μόρια μιας ουσίας, όλα τα ηλεκτρόνια ζευγαρώνονται, οι μαγνητικές ροπές αντισταθμίζονται, η ουσία δεν μαγνητίζεται, αλλά βιώνει μια ελαφρά απώθηση από τον διαπολικό χώρο.
Στην πρώτη περίπτωση, οι γραμμές του μαγνητικού πεδίου παχύνονται και στη δεύτερη, σπανίζονται υπό τη δράση της ουσίας. Στις παραμαγνητικές ουσίες περιλαμβάνονται όλα τα άτομα (Li, B, N, F, κ.λπ.), καθώς και τα μόρια (NO, NO 2 , CO + , N 2 + , 3+) με περιττό αριθμό ηλεκτρονίων. Ορισμένα μόρια και ουσίες που έχουν ζυγό αριθμό ηλεκτρονίων είναι επίσης παραμαγνητικά (O 2 , F 2 2+ , 2+ κ.λπ.) Προφανώς, αυτά τα γεγονότα σχετίζονται με την ηλεκτρονική δομή των αντίστοιχων ουσιών.
Άλλοι τύποι αλληλεπίδρασης - σιδηρομαγνητικές και αντισιδηρομαγνητικές - είναι το αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης στοιχειωδών μαγνητών (μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων) γειτονικών ατόμων και μορίων σε μια ουσία και δεν θα εξεταστούν σε αυτό το μάθημα.
Ενέργεια δεσμούείναι η ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός μορίου από μεμονωμένα άτομα. Η ενέργεια δέσμευσης είναι η ενέργεια που απορροφάται όταν δύο άτομα χωρίζονται με άπειρη απόσταση μεταξύ τους. Και η ενθαλπία σχηματισμού είναι η θερμότητα που απελευθερώνεται όταν μια ουσία λαμβάνεται από απλές ουσίες, δηλαδή, μιλώντας στη γλώσσα των ενεργειών των δεσμών, πρώτα τα άτομα απλών ουσιών απλώνονται σε μια απείρως μεγάλη απόσταση (με την απορρόφηση ενέργειας ), στη συνέχεια συνδυάζονται για να σχηματίσουν την επιθυμητή ουσία (απελευθερώνεται ενέργεια). Η διαφορά είναι η ενθαλπία του σχηματισμού.
Η ενέργεια δέσμευσης διαφέρει από το ΔH arr. Η θερμότητα σχηματισμού είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά τον σχηματισμό μορίων από απλές ουσίες. Ετσι:
N 2 + O 2 → 2NO + 677,8 kJ / mol - ∆H arr.
N + O → NO - 89,96 kJ / mol - E St.
Για τα διατομικά μόρια, η ενέργεια του δεσμού είναι ίση με την ενέργεια διάστασης που λαμβάνεται με το αντίθετο πρόσημο: για παράδειγμα, στο μόριο F 2, η ενέργεια του δεσμού μεταξύ των ατόμων F-F είναι - 150,6 kJ / mol.
Για πολυατομικά μόρια με έναν τύπο δεσμού, για παράδειγμα, για μόρια AB n, η μέση ενέργεια δέσμευσης είναι 1/nμέρος της συνολικής ενέργειας σχηματισμού μιας ένωσης από άτομα. Έτσι, η ενέργεια σχηματισμού του CH 4 \u003d -1661,1 kJ / mol. Δεδομένου ότι υπάρχουν τέσσερις δεσμοί στο μόριο CH 4, η ενέργεια ενός δεσμού C-H είναι 415,3 kJ / mol. Μια μελέτη ενός μεγάλου όγκου γνωστών επί του παρόντος δεδομένων σχετικά με τις ενέργειες δέσμευσης δείχνει ότι η ενέργεια δέσμευσης μεταξύ ενός συγκεκριμένου ζεύγους ατόμων συχνά αποδεικνύεται σταθερή τιμή, υπό την προϋπόθεση ότι το υπόλοιπο μόριο αλλάζει ελάχιστα. Άρα, σε κορεσμένους υδρογονάνθρακες E st (C - H) = 415,3 kJ / mol, E st (C - C) = 331,8 kJ / mol.
Οι ενέργειες των δεσμών σε μόρια που αποτελούνται από πανομοιότυπα άτομα μειώνονται σε ομάδες από πάνω προς τα κάτω.Με την περίοδο, οι ενέργειες των δεσμών αυξάνονται. Στην ίδια κατεύθυνση, αυξάνεται και η συγγένεια ηλεκτρονίων.
Στην τελευταία παράγραφο, δώσαμε ένα παράδειγμα υπολογισμού της θερμικής επίδρασης μιας αντίδρασης:
C (tv) + 2 H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + 76 kJ / mol.
Σε αυτή την περίπτωση, τα 76 kJ δεν είναι μόνο η θερμική επίδραση αυτής της χημικής αντίδρασης, αλλά επίσης θερμότητα σχηματισμού μεθανίου από στοιχεία .
ΕΝΘΑΛΠΙΑ είναι η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης, μετρούμενη (ή υπολογισμένη) για την περίπτωση που η αντίδραση λαμβάνει χώρα σε ανοιχτό δοχείο (δηλαδή σε σταθερή πίεση). Αναφέρεται ως ∆H.
Όταν ο όγκος που καταλαμβάνουν τα προϊόντα αντίδρασης διαφέρει από τον όγκο που καταλαμβάνουν τα αντιδρώντα, το χημικό σύστημα μπορεί να κάνει πρόσθετη εργασία PΔV (όπου P είναι η πίεση και ΔV είναι η μεταβολή του όγκου). Επομένως, τα ΔΝ και ΔΕ αλληλοσυνδέονται με τη σχέση:
ΔH = ΔE + PΔV
Άρα, αν η αντίδραση δεν πραγματοποιηθεί σε «βόμβα», τότε η ΕΝΘΑΛΠΙΑ και το ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΘΕΡΜΟΤΗΤΑΣ συμπίπτουν μεταξύ τους. Η ενθαλπία ονομάζεται επίσης «περιεκτικότητα σε θερμότητα». Αν πραγματοποιήσουμε την αντίδραση λήψης νερού σε ανοιχτό δοχείο, τότε 286 kJ / mol είναι η «θερμότητα» ΔΗ που περιέχεται σε υδρογόνο και οξυγόνο για την περίπτωση που λαμβάνουμε νερό από αυτά. Δεδομένου ότι οι αρχικές ουσίες (υδρογόνο και οξυγόνο) ήταν στο πείραμά μας υπό τυπικές συνθήκες (25 ° C και πίεση 1 atm), και επίσης φέραμε το προϊόν αντίδρασης (νερό) σε τυπικές συνθήκες, έχουμε το δικαίωμα να πούμε ότι 286 Το kJ / mol είναι η ΤΥΠΙΚΗ ΘΕΡΜΟΤΗΤΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΝΕΡΟΥ ή, το ίδιο - ΤΥΠΙΚΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΝΕΡΟΥ. Εάν από τα ίδια στοιχεία δεν παίρνουμε νερό, αλλά υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2, τότε η «περιεκτικότητα σε θερμότητα» ενός τέτοιου χημικού συστήματος θα είναι διαφορετική (187,6 kJ / mol). Κατά τη διάρκεια των αντιδράσεων με το σχηματισμό 1 mol νερού ή 1 mol H 2 O 2, απελευθερώνεται διαφορετική ποσότητα ενέργειας, κάτι που ήταν αναμενόμενο. Στη συνέχεια θα αναφερθούμε συχνότερα στην τυπική θερμότητα σχηματισμού ουσιών ως τυπική ενθαλπία σχηματισμού ΔΝ. Για να τονιστεί η εγκυρότητα αυτής της τιμής μόνο για πρότυποσυνθήκες, στους πίνακες ορίζεται ως εξής: ΔΝ περίπου 298
Ένα μικρό "μηδέν" δίπλα στο ΔH συμβολίζει παραδοσιακά μια συγκεκριμένη τυπική κατάσταση και ο αριθμός 298 υπενθυμίζει ότι οι τιμές δίνονται για ουσίες στους 25 ° C (ή 298 K). Τυπική ενθαλπία όχι απαραίτητοπρέπει να είναι η ενθαλπία σχηματισμού της ουσίας από τα στοιχεία. Μπορείτε να πάρετε την τιμή της τυπικής ενθαλπίας ΔH περίπου 298 για οποιαδήποτε χημική αντίδραση. Στην περίπτωσή μας όμως, με την παραγωγή νερού από υδρογόνο και οξυγόνο, πήραμε ακριβώς την τυπική ενθαλπία σχηματισμού νερού. Γράφεται ως εξής: H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O (ΔH o 298 \u003d -286 kJ / mol)
Από πού προήλθε το σύμβολο μείον μπροστά από το θερμικό φαινόμενο; Εδώ ο συγγραφέας με έναν αναστεναγμό πρέπει να ενημερώσει τον αναγνώστη για ένα ακόμη χαρακτηριστικό της αναπαράστασης της θερμότητας (και της ενθαλπίας) στη θερμοδυναμική. Είναι αποδεκτό εδώ χαμένοςαντιπροσωπεύουν ενέργεια από οποιοδήποτε σύστημα με το σύμβολο μείον. Σκεφτείτε, για παράδειγμα, το ήδη γνωστό σύστημα μορίων μεθανίου και οξυγόνου. Σαν άποτέλεσμα εξώθερμηαντιδράσεις συμβαίνουν μεταξύ τους. επιλογήθερμότητα: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) + 890 kJ
Αυτή η αντίδραση μπορεί επίσης να γραφτεί με μια άλλη εξίσωση, όπου η απελευθερωμένη ("χαμένη") θερμότητα έχει πρόσημο μείον: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) - 890 kJ = CO 2 (g) + 2 H 2 O ( λ )
Κατά παράδοση, η ενθαλπία αυτού και άλλων εξώθερμηοι αντιδράσεις στη θερμοδυναμική γράφονται συνήθως με το πρόσημο "μείον": ΔН о 298 = –890 kJ/mol (απελευθερώνεται ενέργεια).
Αντίθετα, εάν ως αποτέλεσμα ενδόθερμοςσύστημα αντίδρασης κατάπιεενέργειας, τότε η ενθαλπία μιας τέτοιας ενδόθερμης αντίδρασης γράφεται με το πρόσημο "συν". Για παράδειγμα, για την ήδη γνωστή αντίδραση για τη λήψη CO και υδρογόνου από άνθρακα και νερό (όταν θερμαίνεται): C (tv) + H 2 O (g) + 131,3 kJ = CO (g) + H 2 (g)
(ΔΝ περίπου 298 = +131,3 kJ / mol)
Απλώς πρέπει να συνηθίσετε αυτό το χαρακτηριστικό της θερμοδυναμικής γλώσσας, αν και στην αρχή η σύγχυση με τα σημάδια μπορεί να είναι αρκετά ενοχλητική κατά την επίλυση προβλημάτων.
Ας προσπαθήσουμε πρώτα να λύσουμε το ίδιο πρόβλημα θερμοδυναμικόςκλίμακα (όπου η θερμότητα που απελευθερώνεται από την αντίδραση έχει πρόσημο μείον) και μετά μέσα θερμοχημικήκλίμακα (την οποία χρησιμοποιήσαμε στην προηγούμενη παράγραφο και όπου η ενέργεια που εκλύεται από την αντίδραση έχει πρόσημο συν).
Ας δώσουμε λοιπόν ένα παράδειγμα υπολογισμού της επίδρασης θερμότητας της αντίδρασης: Fe 2 O 3 (tv) + 3 C (γραφίτης) \u003d 2 Fe (tv) + 3 CO (g)
Αυτή η αντίδραση λαμβάνει χώρα σε υψικάμινο σε πολύ υψηλή θερμοκρασία (περίπου 1500°C). Σε βιβλία αναφοράς όπου θερμοδυναμικόςκλίμακα, μπορείτε να βρείτε τις τυπικές θερμότητες σχηματισμού Fe 2 O 3 (ΔH o 298 \u003d -822,1 kJ / mol) και CO (ΔH o 298 \u003d - 110,5 kJ / mol). Οι άλλες δύο ουσίες αυτής της εξίσωσης, ο άνθρακας και ο σίδηρος, είναι στοιχεία, που σημαίνει ότι η θερμότητα σχηματισμού τους είναι, εξ ορισμού, μηδέν. Επομένως, η τυπική θερμότητα της υπό εξέταση αντίδρασης είναι ίση με:
ΔΝ περίπου 298 = 3× (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 kJ
Έτσι, η αντίδραση αναγωγής του άνθρακα οξειδίου του σιδήρου (III) είναι ενδόθερμος(Το ΔΝ περίπου 298 είναι θετικό!), και η αναγωγή ενός mol Fe 2 O 3 με τρία γραμμομόρια άνθρακα θα απαιτούσε 490,6 kJ εάν τα αρχικά υλικά πριν από την έναρξη της αντίδρασης και τα προϊόντα μετά το τέλος της αντίδρασης είναι κάτω από τυπικές συνθήκες (δηλαδή σε θερμοκρασία δωματίου και ατμοσφαιρική πίεση). Δεν έχει σημασία ότι τα αρχικά υλικά έπρεπε να θερμανθούν έντονα για να συμβεί η αντίδραση. Η τιμή του ΔΝ о 298 = +490,6 kJ αντικατοπτρίζει την «καθαρή» θερμική επίδραση της ενδόθερμης αντίδρασης, στην οποία τα αντιδρώντα θερμάνθηκαν πρώτα από μια εξωτερική πηγή θερμότητας από 25 έως 1500 ° C και στο τέλος της αντίδρασης τα προϊόντα ψύχεται ξανά σε θερμοκρασία δωματίου, αφήνοντας όλη τη θερμότητα στο περιβάλλον. Σε αυτή την περίπτωση, η δεδομένη θερμότητα θα είναι μικρότερη από αυτή που έπρεπε να δαπανηθεί για θέρμανση, επειδή μέρος της θερμότητας απορροφήθηκε στην αντίδραση.
Ας κάνουμε τον ίδιο υπολογισμό χρησιμοποιώντας θερμοχημικήκλίμακα. Ας υποθέσουμε ότι γνωρίζουμε τις θερμότητες της καύσης άνθρακα και σιδήρου σε οξυγόνο (σε σταθερή πίεση):
1) C + 1/2 O 2 = CO + 110,5 kJ
2) 2 Fe + 3/2 O 2 = Fe 2 O 3 + 822,1 kJ
Για να λάβουμε το θερμικό αποτέλεσμα της αντίδρασης που μας ενδιαφέρει, πολλαπλασιάζουμε την πρώτη εξίσωση επί 3 και ξαναγράφουμε τη δεύτερη με αντίστροφη σειρά:
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
Τώρα προσθέστε και τις δύο εξισώσεις κατά όρο: 3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 3 CO + 331,5 kJ + 2 Fe + 3/2 O 2
Αφού μειώσουμε το οξυγόνο και στα δύο μέρη της εξίσωσης (3/2 O 2) και μεταφέρουμε 822,1 kJ στη δεξιά πλευρά, παίρνουμε: 3 C + Fe 2 O 3 \u003d 3 CO + 2 Fe - 490,6 kJ
κινητική των χημικών αντιδράσεων- ένας κλάδος της φυσικής χημείας που μελετά τα πρότυπα των χημικών αντιδράσεων στο χρόνο, την εξάρτηση αυτών των προτύπων από τις εξωτερικές συνθήκες, καθώς και τους μηχανισμούς των χημικών μετασχηματισμών Χημική κινητική είναι η επιστήμη των ταχυτήτων και των προτύπων των χημικών διεργασιών στο χρόνο.
Η χημική κινητική μελετά τον μηχανισμό της διαδικασίας, δηλ. εκείνα τα ενδιάμεσα στάδια, που αποτελούνται από στοιχειώδεις πράξεις, μέσω των οποίων το σύστημα περνά από την αρχική κατάσταση στην τελική.
Η χημική κινητική μελετά τους ρυθμούς αυτών των βημάτων και τους παράγοντες που επηρεάζουν τους ρυθμούς τους.
Η εξίσωση της χημικής αντίδρασης δείχνει την αρχική κατάσταση του συστήματος (αρχικές ουσίες) και την τελική του κατάσταση (προϊόντα αντίδρασης), αλλά δεν αντικατοπτρίζει τον μηχανισμό της διαδικασίας.