Лекция.
“Ионная связь. Водородная связь. Металлическая связь. Молекулярные и внутримолекулярные связи”
План лекции:
Центральный объект изучения в химии – это выделенные совокупности атомов, называемые молекулами. Понятие химической связи, как причины образования молекул сформировалось еще до создания квантовой химии, когда при изображении структурных формул взаимодействия между атомами стали изображать валентными штрихами. Многообразие молекул привело и к многообразию типов химической связи, характерных для определенных классов молекул: появились такие термины, как связь ионная, ковалентная, донорно-акцепторная и др.
В квантовой химии молекула рассматривается как система, состоящая из ядер и электронов и понятие химической связи имеет в ней иной смысл, чем валентный штрих в теории химического строения. Сила действующая на отдельное ядро в молекуле представляет собой суммарный результат проявления классических сил куллоновского отталкивания со стороны других ядер и сил притяжения со стороны непрерывно распределенного в пространстве вокруг ядер электронного облака.
Точный расчет сил внутримолекулярного взаимодействия является сложной задачей,
поэтому рассмотрим качественную теорию молекулярных орбиталей. Она позволяет объяснить как структуру, так и наблюдаемые свойства всех типов молекул. Существует два приближения:
1) метод валентных связей;
2) молекулярные орбитали как линейные комбинации атомных орбиталей (МОЛКАО).
Классические представления о химической связи
Особенности электронной структуры атомов различных элементов находят отражение в таких энергетических характеристиках атомов, как энергия ионизации и сродство к электрону.
Их значения отнесенные к атому принято измерять в килоджоулях на моль (кДж/моль). Энергия ионизации - минимальная энергия необходимая для полного удаления электрона из нейтрального несвязанного (газообразного) атома: находящегося в основном состоянии. Наибольшими значениями энергии ионизации обладают атомы благородных газов, имеющие полностью заселенный электронами энергетический уровень. Наименьшее значение энергий ионизации имеют атомы щелочных металлов, у которых имеется один электрон, надежно экранированный от сильного воздействия ядра предыдущей заполненной электронной оболочкой.
Сродство к электрону - энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона к нейтральному несвязанному атому, находящемуся в газообразном состоянии, с образованием отрицательного заряженного иона. Наибольшим сродством к электрону обладают галогены. Существенной характеристикой химической связи является её полярность, которая зависит от величин электроотрицательностей связанных атомов.
Электроотрицательность - это способность атома удерживать свои валентные p - и sэлектроны. Эту способность можно оценить по значению первого потенциала ионизации. По мере его увеличения растет энергия, которую надо приложить для отрыва электрона от атома. С другой стороны, по мере уменьшения ковалентного радиуса атома растет электростатический потенциал, действующий со стороны ядра на электрон. В соответствии с этим существуют два основных подхода к определению электроотрицательности: энергетический (по энергиям ионизации) и геометрический (по ковалентным радиусам).
Экспериментально можно определить только межъядерные расстояния (длины связей). Для их определения используется рентгеноструктурный анализ или метод электронографии, основанный на дифракции электронов. Радиус полагают равным половине межъядерного расстояния. На основе анализа литературных источников можно выделить пять различных:
Типы химических связей.
Литература:
