Основные типы химической связи. Характеристики химической связи. Энергия связи. Длина связи

Водородные связи могут образовываться между атомом водорода, связанным с атомом электроотрицательного элемента, и электроотрицательным элементом, имеющим свободную пару электронов(О,F,N). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением, которому способствуют малые размеры атома водорода, и отчасти, донорно-акцепторным взаимодействием. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Связи 0-Н имеют выраженный полярный характер: Водородная связь гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная, но более сильная, чем межмолекулярное взаимодействие. Водородные связи обуславливают некоторые физические свойства веществ (например, высокие температуры кипения). Особенно распространены водородные связи в молекулах белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений, обеспечивая им определенную пространственную структуру (организацию).

Энергия связи(Eсв). Кол-во энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией химической связи[кДж/моль]. Для многоатомных соединений принимают среднее её значение. Чем больше Eсв тем устойчивее молекула.

Длина связи(lсв). Расстояние между ядрами в соединении. Чем больше длина связи — тем меньше энергия связи.

Метод валентных связей.

А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрытия АО с образованием электронных пар.

Б) атомы вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами(энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц.

В) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с разными спинами.

Г)характеристики химической связи(энергия, длина, полярность) определяются типом перекрывающихся АО.

Метод валентных связей. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

Валентность. Способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов с образованием химических связей.

При переходе в возбуждённое состояние, один из спаренных электронов переходит в свободную орбиталь той же оболочки.

Донорно-акцепторный механизм: образуется общая электронная пара за счёт неподелённой пары электронов одного атома и вакантной орбитали другого атома.

Метод молекулярных орбиталей. Электроны в молекуле распределены по МО, которые подобно АО характеризуются определённой энергией и формой. МО охватывают всю молекулу. Молекула рассматривается как единая система.

1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируется МО.

2. Энергия одних МО оказывается выше, других — ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО, полученная из набора АО, приблизительно совпадает с средней энергией этих АО.

3. Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энергии, при это соблюдается принцип запрета Паули и правило Гунда.

4. Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей симметрией.

5. Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания атомных орбиталей.

Порядок и энергия связи. Порядок связи n=(Nсв-Nр)/2. Nсв — число e на связывающих молекулярных орбиталях, Nр — число e на разрыхляющих молекулярных орбиталях.

Если Nсв = Nр, то n=0 и молекула не образуется. С увеличением n в однотипных молекулах растёт энергия связи. В отличии от метода АО, в методе МО допускается, что связь может быть образована одним электроном.