Повна версія

Головна arrow Природознавство arrow ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

  • Увеличить шрифт
  • Уменьшить шрифт


<<   ЗМІСТ   >>

МЕХАНІЗМИ УТВОРЕННЯ ХІМІЧНИХ ЗВ'ЯЗКІВ

Хімічна зв'язок в молекулі водню з'єднує між собою атоми, що не мають електричного заряду, тобто електронейтральні частки. Па перший погляд здається, що такі частинки не повинні проявляти взаємного тяжіння, якщо не враховувати мізерно малого гравітаційного тяжіння, за допомогою якого неможливо пояснити освіту стійких молекул. Однак, як показали квантово-механічні розрахунки, тяжіння між атомами все-таки є. Таке тяжіння можна охарактеризувати як залишкові сили електромагнітної взаємодії. Ці сили слабкіше, ніж тяжіння протилежно заряджених іонів, але набагато сильніше, ніж гравітаційне тяжіння.

Є ряд різновидів хімічних зв'язків. Зв'язок між атомами водню являє собою приклад ковалентного хімічного зв'язку.

Хімічна зв'язок, утворена електронної Нарою, загальною для двох атомів, називається ковалентним хімічним зв'язком.

Електронна пара, що зв'язує атоми і створює ковалентний зв'язок, виникає з неспарених електронів атомів. В результаті утворення спільної електронної пари атоми виявляються в стані безперервного обміну електронами. Тому розглянутий механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку називається обмінним механізмом.

Атоми наступного за воднем хімічного елемента гелію, які мають електронну пару Is 2 , не можуть утворити хімічний зв'язок. Два атома гелію є систему, що нагадує два атома водню з однаковими спінові квантовими числами електронів (див. Рис. 6.2). Якщо уявити собі на цьому малюнку атоми гелію, то буде потрібно визначити стан чотирьох електронів. Одна електронна пара змогла б утворити хмара в просторі між ядрами, створюючи силу тяжіння, але друга пара електронів була б витіснена на периферію, мала б підвищену енергію і викликала б розпад молекули. Як випливає з детальних розрахунків, сила відштовхування в цьому випадку перевищує силу тяжіння, в результаті чого молекула Чи не 2 утворитися не може.

Важливою умовою утворення ковалентного хімічного зв'язку є досить сильне перекривання (взаємне проникнення) електронних хмар, що утворюють електронну пару. У молекулі водню відстань між ядрами атомів 76 пм, звідки виходить ковалентний радіус водню 38 пм. При цьому вандерваальсов радіус водню 120 пм. Звідси очевидно наявність перекривання електронних хмар. Перекриття зачіпає тільки зовнішні електронні хмари атомів. Електрони на глибше розташованих орбиталях майже не змінюють свого стану. Тому зовнішні електрони називають валентними , так як їх взаємодія з електронами інших атомів веде до утворення хімічних зв'язків. Ковалентні зв'язки найбільш легко утворюють неспарені електрони. Їх числом і визначається валентність атома.

Валентність атома дорівнює числу його неспарених електронів в основному або збудженому стані.

Це питання вже було порушено в гл. 3 (див. Параграф 17). Валентність азоту, кисню і фтору збігається з числом несіаренних електронів. Вуглець в основному стані має тільки два неспарених електрона. Однак стійких з'єднань з двовалентним вуглецем існує дуже мало. Вуглець легко переходить в збуджений стан ls 2 2s 1 2p 3 з чотирма неспареними електронами і утворює чотири хімічні зв'язки, після чого вже не може повернутися в основний стан. Слід враховувати, що енергія збудження не повинна бути надмірно велика. Електрон може перейти на більш високий підрівень в межах заповнювати рівня у даного елемента, але перехід на наступний рівень зазвичай вимагає занадто великої витрати енергії, яка вже не може бути компенсована утворенням хімічних зв'язків.

Електронні пари, наявні на валентних орбіталях у атомів азоту, кисню і ряду інших елементів, називають пеподелеппимі. Ці електронні пари теж можуть брати участь в утворенні хімічного зв'язку, але за іншим механізмом. При наявності реагенту, в якому є атом з вільною орбиталью, неподіленого пара електронів утворює з ним додаткову зв'язок, так що сумарна кількість зв'язків даного атома може перевищити його валентність.

З енергетичної діаграми азоту очевидно, що це тривалентний атом. Він з'єднується з трьома атомами водню в молекулу аміаку NH 3 . Але азот утворює з воднем ще й іон амоній - Іщ. До молекулі аміаку приєднується іон водню Н 1 , що не має електронів. Отже, хімічний зв'язок створюється залишилася валентної електронної парою азоту. Це відбувається шляхом часткової передачі цієї пари від азоту до водню:

Розглянемо ще приклад. Негативний і позитивний іони водню H ~ (ls 2 ) і H ~ (ls °) не мають неспарених електронів, але при їх взаємодії електронна пара від Н ~ зміщується до Н + , частково переходячи на його вільну орбіталь Is:

З цих іонів утворюється така ж молекула водню, як і з атомів водню.

У двох розглянутих прикладах хімічний зв'язок утворюється за особливим механізмом, який називають донорно-акцепторні механізмом.

Атом (іон), що дав електронну пару для утворення хімічного зв'язку, називається донором, підставою або нуклеофілом.

Атом (іон), який прийняв електронну пару на свою вільну валентну орбіталь, називається акцептором, кислотою або електрофілом.

У наших прикладах акцептором електронної пари виступав ІОП Н + . Здатність звичайних кислот бути «постачальниками» цих іонів виявляється причиною прояву ними кислотних властивостей. Донором електронної пари в першому прикладі був атом азоту, а в другому - іон водню з негативним зарядом, або гідрид-іон. Основні властивості речовин завжди зводяться до наявності атома, що має неподеленную валентну електронну пару. Відповідно, кислотні властивості частинки обумовлені наявністю атома, що має вільну валентну орбіталь.

Донорно-акцепторная зв'язок іона водню, який приєднався до молекули аміаку, не відрізняється від інших зв'язків азоту з воднем в нинішньому йоні амонію. Це означає, що властивості хімічного зв'язку визначаються не механізмом її освіти, а тільки природою атомів, між якими виникла ця зв'язок.

 
<<   ЗМІСТ   >>