Строение молекул. Типы химической связи

В 1916 г. были предложены первые предельно упрощенные теории строения молекул, в которых использовались электронные представления: теория американского физикохимика Г.Льюиса (1875-1946) и немецкого ученого В.Косселя. По теории Льюиса в образовании химической связи у двухатомной молекулы участвуют валентные электроны сразу двух атомов. Поэтому, например, в молекуле водорода вместо валентного штриха стали рисовать электронную пару, образующую химическую связь:

Химическую связь, образованную электронной парой, называют ковалентной связью. Молекулу фтористого водорода изображают так:

Отличие молекул простых веществ (H2, F2, N2, O2) от молекул сложных веществ (HF, NO, H2O, NH3) состоит в том, что первые не имеют дипольного момента, а вторые - имеют. Дипольный момент m определяется как произведение абсолютной величины заряда q на расстояние между двумя противоположными зарядами r:

Дипольный момент m двухатомной молекулы можно определить двумя способами. Во-первых, поскольку молекула электронейтральна, то известен суммарный положительный заряд молекулы Z' (он равен сумме зарядов ядер атомов: Z' = ZA + ZB). Зная межъядерное расстояние re, можно определить местоположение центра тяжести положительного заряда молекулы. Значение m молекулы находят из эксперимента. Поэтому можно найти r' - расстояние между центрами тяжести положительного и суммарного отрицательного заряда молекулы:

Во-вторых, можно считать, что при смещении электронной пары, образующей химическую связь, к одному из атомов, на этом атоме появляется некоторый избыточный отрицательный заряд -q" и заряд +q" возникает у второго атома. Расстояние между атомами равно re:

Поэтому зная m можно рассчитать заряд q".

Дипольный момент молекулы HF равен 6.4Ч 10-30 КлЧ м, межъядерное расстояние H-F равно 0.917Ч 10-10 м. Расчет q" дает: q" = 0.4 элементарного заряда (т.е. заряда электрона). Раз на атоме фтора появился избыточный отрицательный заряд, значит электронная пара, образующая химическую связь в молекуле HF, смещена к атому фтора. Такая химическая связь называется ковалентной полярной связью. Молекулы типа A2 дипольного момента не имеют. Образующие эти молекулы химические связи называются ковалентными неполярными связями.

Теория Косселя была предложена для описания молекул, образованных активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и активными неметаллами (галогенами, кислородом, азотом). Внешние валентные электроны у атомов металлов наиболее далеко удалены от ядра атома и поэтому сравнительно слабо удерживаются атомом металла. У атомов химических элементов, расположенных в одном и том же ряду Периодической системы, при переходе слева направо заряд ядра все время возрастает, а дополнительные электроны располагаются в том же самом электронном слое. Это приводит к тому, что внешняя электронная оболочка сжимается и электроны все более прочно удерживаются в атоме. Поэтому в молекуле MeX появляется возможность слабо удерживаемый внешний валентный электрон металла переместить с затратой энергии, равной потенциалу ионизации, в валентную электронную оболочку атома неметалла с выделением энергии, равной сродству к электрону. В результате образуются два иона: Me+ и X-. Электростатическое взаимодействие этих ионов и является химической связью. Такой тип связи назвали ионной.

Если определить дипольные моменты молекул MeX в парах, то окажется, что заряд с атома металла не переходит полностью к атому неметалла, и химическая связь в таких молекулах лучше описывается как ковалентная сильно полярная связь. Положительные катионы металлов Ме+ и отрицательные анионы атомов неметаллов Х- обычно существуют в узлах кристаллической решетки кристаллов этих веществ. Но в этом случае каждый положительный ион металла прежде всего электростатически взаимодействует с ближайшими к нему анионами неметаллов, потом с катионами металлов и т.д. То есть в ионных кристаллах химические связи делокализованы и каждый ион в конечном итоге взаимодействует со всеми остальными ионами, входящими в кристалл, который и представляет собой гигантскую молекулу.

Наряду с четко определенными характеристиками атомов, такими как заряды ядер атомов, потенциалы ионизации, сродство к электрону, в химии используются и менее определенные характеристики. Одной из них является электроотрицательность. Она была введена в науку американским химиком Л.Полингом. Сначала рассмотрим для элементов первых трех периодов данные о первом потенциале ионизации и о сродстве к электрону.

Закономерности в потенциалах ионизации и сродство к электрону полностью объясняются структурой валентных электронных оболочек атомов. Cродство к электрону у изолированного атома азота гораздо меньше, чем у атомов щелочных металлов, хотя азот - это активный неметалл. Именно в молекулах при взаимодействии с атомами других химических элементов азот доказывает, что он - активный неметалл. Это и пытался сделать Л.Полинг, вводя "электроотрицательность" как способность атомов химических элементов смещать к себе электронную пару при образовании ковалентных полярных связей. Шкала электроотрицательности для химических элементов была предложена Л.Полингом. Наибольшую электротрицательность в условных безразмерных единицах он приписал фтору - 4,0 кислороду - 3.5, хлору и азоту - 3.0, брому - 2.8. Характер изменения электроотрицательности у атомов полностью отвечают тем закономерностям, которые выражены в Периодической системе. Поэтому применение понятия "электроотрицательность" просто переводит на другой язык те закономерности в изменении свойств металлов и неметаллов, которые уже отражены в Периодической системе.

Многие металлы в твердом состоянии представляют собой почти идеально образованные кристаллы. В узлах кристаллической решетки в кристалле расположены атомы или положительные ионы металлов. Электроны тех атомов металлов, из которых образовались положительные ионы, в виде электронного газа находятся в пространстве между узлами кристаллической решетки и принадлежат всем атомам и ионам. Именно они определяют характерный металлический блеск, высокую электропроводность и теплопроводность металлов. Тип химической связи, которую осуществляют обобществленные электроны в кристалле металла, называется металлической связью.

В 1819 г. французские ученые П.Дюлонг и А.Пти экспериментально установили, что мольная теплоемкость почти всех металлов в кристаллическом состоянии равна 25 Дж/моль. Сейчас мы легко можем объяснить, почему это так. Атомы металлов в узлах кристаллической решетки все время находятся в движении - совершают колебательные движения. Это сложное движение можно разложить на три простых колебательных движения в трех взаимно перпендикулярных плоскостях. Каждому колебательному движению соответствует своя энергия и свой закон ее изменения с ростом температуры - своя теплоемкость. Предельное значение теплоемкости для любого колебательного движения атомов равняется R - Универсальной газовой постоянной. Трем независимым колебательным движениям атомов в кристалле будет соответствовать теплоемкость, равная 3R. При нагревании металлов, начиная с очень низких температур, их теплоемкость растет от нулевого значения. При комнатной и более высокой температуре значение теплоемкости большинства металлов выходит на свое максимальное значение - 3R.

При нагревании кристаллическая решетка металлов разрушается и они переходят в расплавленное состояние. При дальнейшем нагревании металлы испаряются. В парах многие металлы существуют в виде молекул Me2. В этих молекулах атомы металла способны образовывать ковалентные неполярные связи.

 

другие статьи:

  1. Агрегатные состояние вещества
  2. Строение атома - развитие моделей
  3. Квантовая механика и строение атома водорода
  4. Электронные конфигурации атомов и периодический закон
  5. Ядра атомов. Радиоактивность и изотопы
  6. Строение молекул. Типы химической связи
  7. Квантовая механика молекул и теория химической связи. Метод молекулярных орбиталей. Теория спин-валентности
  8. Окислительно-восстановительные реакции
  9. Химическая термодинамика
  10. Химическая кинетика и катализ
  11. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции
  12. Электрохимия. Свойства электролитов. Электролиз