Простые и кратные углерод - углеродные связи

Cтроение вещества в рамках метода валентных связей

Цель работы: рассмотреть основные типы взаимодействий между атомами, определяющие макросвойства веществ; научиться определять преимущественное взаимодействие и описывать строение соединений с позиции метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей.

Основные понятия теории химической связи

Теория строения вещества начиналась как теория строения органических соединений А. М. Бутлерова, т.е. относилась к веществам, имеющим молекулярную структуру. Теория Бутлерова утверждает: свойства молекулы определяются природой составляющих ее атомов, их количеством и химическим строением.

Поскольку строение веществ определяется характером связи междучастицами, основу теории строения вещества составляет учение о химической связи.

С развитием квантовомеханических представлений о химической связи, теория Бутлерова превращается в фундаментальную теорию.

Многообразие химических соединений свидетельствует о сложности явления химического взаимодействия, осуществляемого электронами.

Химическую связь образуют электроны (один или несколько), которые могут находиться вблизи 2-х или большего числа ядер одновременно.

Характер (тип) химической связи определяется валентными электронами, обобществлёнными между валентными орбиталями.

Основным понятием теории химической связи является понятие валентности, которое развивалось от Франкланда, впервые попытавшегося объяснить, как образуются молекулы, до Бутлерова, который объяснил причину образования молекул научно.

В настоящее время валентность определяется числом валентных орбиталей, участвующих в образовании связей и не имеет знака.Природа связи едина, но для упрощения сложной модели

по типу взаимодействия электронов и орбиталей различают ковалентную, ионную, металлическую, водородную связи и межмолекулярные силы взаимодействия.

Прочность связи зависит от числа электронов, находящихся в совместном владении обоих атомов и определяется энергией разрыва связей в кДж ·моль^-1 .

Связь между атомами может быть одинарной (σ -связь), двойной (σ - и π -связи) и тройной (σ - и 2π -связи) – кратной.

Напоминаем, что σ -связь образуется перекрыванием s- и p- электронных орбиталей в пространстве между ядрами и обеспечивает наибольшее «стяжение» ядер (рис. 1.); π -связь образуется перекрыванием р -орбиталей в двух областях пространства над плоскостью, соединяющей ядра и обеспечивает дополнительное взаимодействие, увеличивающее прочность связи.

Рис.1. Перекрывание орбиталей при образовании σ - и π -связей

Связь, образованная перекрыванием d- орбиталей, называется δ -связью (дельта -).

При образовании связей разными орбиталями одного атома среди них происходит гибридизация – энергия орбиталей перераспределяется в сторону перекрывания, благодаря чему связь упрочняется и её энергия распределяется равномерно по всем валентным орбиталям:

- при смешении одной s- и одной p- орбиталей наблюдается гибридизация sp - типа, образуются две гибридных орбитали:

- при смешении одной s- и двух p- орбиталей наблюдается гибридизация

sp² - типа, образуются три гибридных орбитали:

- при смешении одной s- и трёх p- орбиталей наблюдается гибридизация sp³ - типа, образуются четыре гибридных орбитали.

У элементов 4-го периода в гибридизации участвуют и d – орбитали, конфигурации которых будут рассмотрены в лабораторной работе 4.

Гибридизация – это не физическое явление, а математический приём, объясняющий равноценность химических связей, образованных разными орбиталями. Чем лучше перекрывание, тем прочнее должна быть связь и только при максимальном перекрывании достигается минимум энергии системы.

Химическая связь может быть полярной и неполярной (типично ковалентной). Полярность связи оценивают по разности электроотрицательностей взаимодействующих атомов (∆ ЭО).

Принято считать при ∆ ЭО > 2, 5 связь преимущественно ионной;

при 1 < ∆ ЭО < 2, 5 – ковалентной с ионным вкладом (ковалентной полярной);

при ∆ ЭО < 1 – малополярной ковалентной связью; при ∆ ЭО = 0 типично ковалентной, неполярной связью.

Полярная химическая связь приводит к образованию электрических диполей, количественно оцениваемых дипольным моментом – векторной величиной, которая рассчитывается по формуле: m = δ × ℓ, где δ × - эффективный (реальный) заряд в кулонах (Кл), ℓ - длина диполя в метрах (м) – вектор, направленный от центра отрицательного заряда к центру положительного (иногда электрический момент диполя измеряют в Дебаях; 1D = 3, 33× 10^-30 Кл× м). Дипольные моменты HCl, HBr, HI равны соответственно 1, 04, 0, 79, 0, 36 D, что связано с уменьшением разности электроотрицательностей атомов галогенов и уменьшением длины связи (табл. 2, 3), а дипольные моменты дипольных молекул CsI и KCl гораздо больше и равны 12, 0 и 10, 5 D, соответственно.

Полярность молекулы определяют сложением векторов связей. При этом симметричные молекулы при полярных связях будут неполярными, а несимметричные – полярными:

а) линейная молекула и плоский треугольник – связи компенсируют друг друга;

б) угловое строение и пирамида, m - вектор суммарного дипольного момента молекулы.

Во всех случаях образование химической связи приводит к понижению энергии системы (этим и объясняется огромное многообразие химических соединений и практически отсутствие одноатомного состояния).

К количественным характеристикам химической связи относятся энергии связей, длины связей, валентные углы и частота колебаний.

Энергией связи (Е_св) называется энергия, которая выделяется при образовании одного моль связей и выражается в кДж/моль (или ккал/моль) (табл. 1, 3).

Таблица 1.

 

Простые и кратные углерод - углеродные связи

Связь	Средняя длина связи, ℓ 4·10-12 м	Средняя энергия связи Есв. ( 5) ккал· моль-1	Средняя частота колебаний связи n ( 1)·1013 , с-1
C C	1, 54
С═ С	1, 33
С ≡ С	1, 20

 

Длиной связи (l) называется равновесное расстояние между ядрами атомов вещества, которое остается практически постоянным для данной пары атомов в сходных соединениях (табл.1, 2).

Длины связей лучше коррелируют с частотами колебаний связей, чем с углами, и дают важную информацию об относительной прочности связей. Длина связи зависит от размеров взаимодействующих атомов и степени перекрывания орбиталей.

 

Таблица 2.

123456Следующая ⇒