в е в

в а а

в

а

а е

НI HII

Рис.4.1. Возникновение сил притяжения «а» и сил отталки–

вания «в» при сближении двух атомов водорода.

Между электронной оболочкой первого водорода НI и ядром второго водорода HII, так же и между ядром HI и оболочкой HII возникает сила притяжения. Их обозначим буквой а. В результате притяжения двух атомов водорода энергия между ними (энергия системы из двух атомов) начинает уменьшаться. На энергетической диаграмме (рис.4.2.) это уменьшение энергии показано кривой “а”. Но наряду с притяжением между двумя атомами водорода возникают силы отталкивания, обусловленные отталкиванием как между одноименно заряженными ядрами обоих атомов водорода, так и между электронными оболочками. Эти силы отталкивания на рис.3.1. показаны стрелками и обозначены буквой “в”. В результате сил отталкивания энергия системы Н2 будет возрастать. На рисунке 4.2. увеличение энергии системы, вызванное силами отталкивания показано кривой “в”.

Для получения реальной обобществленной картины изменение энергии системы необходима силы притяжения “а” и силы отталкивания “в”, т.е. сложить кривую “а” и кривую “в”.

При складывании сил “а” с силами “в” получаем результирующую силу “р”.

р=а+в

На графике (рис.4.2.) результирующая сила даст новую кривую “р”, показывающую характер изменения энергии системы Н2 в процессе сближения двух атомов водорода. На этой кривой “р” имеется впадина(r0) которую обычно называют потенциальной ямой. После точки r0 кривая “р” резко идет вверх, т.е. энергия системы начинает стремительно возрастать. Притяжение двух атомов водорода заканчивается, когда между ними имеется расстояние rс, соответствующее минимальному значению энергии.

Е

в

НI HII

HII

E0 r

DE p

a

Emin r0

rc

Рис.4.2. Изменение потенциальной энергии системы Н2 при сближении

двух атомов.

Расстояние rc, является расстоянием между двумя центрами двух атомов в молекуле, называют длинной связи.

Из рисунка 4.2. видно, что расстояние меньше rc, чем сумма двух радиусов атомов водорода 2R.

rc<2R

R R

2R rc

Рис.4.3.

Cледовательно, в системе двух атомов водорода, т.е. в молекуле водорода произошло перекрывание электронных оболочек взаимодействующих атомов.

Минимальному расстоянию между ядрами атомов водорода в молекуле Н2, т.е. значению rc, соответствует и минимальное значение энергии Emin. В процессе сближения двух атомов водорода происходит уменьшение энергии системы на величину DE. Эта величина может считаться энергией химической связи DE=Есв, т.к. для разрушения молекулы водорода на отдельные атомы необходимо затратить такое же количество энергии.

Из рассмотренного видно, что химическая связь основана на электрическом взаимодействии атомов. Следовательно, природа химической связи носит электростатический характер. В том случае, когда в результате образования молекулы, происходит перекрывание электронных оболочек взаимодействующих атомов (молекула Н2 и др.) на электрические силы химической связи накладываются силы квантового характера, обусловленные увеличением электронной плотности в области перекрывания электронных оболочек взаимодействующих атомов.

Основными характеристиками связи являются: энергия связи (Есв) и длина связи(rc).

Для многоэлектронных атомов и при взаимодействии не двух, а более атомов кривая “р” не всегда имеет такой вид, как для одноэлектронных атомов. В этом случае энергетические кривые как-то изменяют свои очертания, но ход их сохраняет типичные признаки: остаются нисходящие и восходящие ветви, а так же точки устойчивого равновесия с минимумом потенциальной энергии.

Так как при химических реакциях, а взаимодействие атомов и образование молекулы тоже химическая реакция, заряд ядра атома не меняется и устойчивыми остаются внутриэлектронные уровни, то химическая связь образуется, как правило, посредством так называемых валентных электронов – электронов, принимающих участие в образовании связи.

Из сказанного видно, что природа химической связи едина, имеет электрическое происхождение. Однако сама химическая связь в зависимости от характера соединения атомов друг с другом, … валентных электронов в веществе бывает различных типов.

4.2. Типы химической связи.

Все виды химической связи можно разделить на три группы связей:

–Валентные связи

–Дополнительные

–Металлические.

К валентным связям относят ковалентную и ионную. Эти связи определяют валентность атомов в соединениях. В группу дополнительных связей входят донорно-акцепторная и водородная связи.

Эти типы связей приводят к образованию более сложных молекул из простых или к укреплению прочности молекулы за счет образования дополнительных внутремолекулярных связей без изменения валентности атомов.

Металлическая связь стоит особняком, она имеет место в твердых металлах и их сплавах.

Все типы связей можно объединить в такую диаграмму:

Ковалентная

Валентные

Химическая связи Ионная

связь

Межмолекулярные Донорно-

Дополнительные акцепторная

связи

Внутримолекулярные Водородная

Металлическая

связь

4.3. Характеристика ковалентной связи.

В том случае, когда при взаимодействии двух атомов происходит перекрывание электронных оболочек (как это имеет место в молекуле водорода) химическая связь обеспечивается суммарными электрическими и квантовыми силами. Такая химическая связь называется ковалентной.

Для описания ковалентной связи применяют два метода: метод валентных связей (метод В.С.) и метод молекулярных орбиталей (метод М.О.). Каждый из этих методов дополняет друг друга. Если метод ВС хорошо объясняет полярность связи, насыщаемость, направленность геометрическую конфигурацию молекул, то метод МО более полно объясняет такие особенности молекул, как их магнитные свойства, спектральные характеристики и др.

4.3.1. Метод валентных связей.

Этот метод базируется на двух идеях:

1). Химическая ковалентная связь возникает в результате перекрывания валентных орбиталей взаимодействующих атомов. Каждая область перекрывания дает одну ковалентную связь. Получающаяся связь является двухцентровой , так как обобществленная электронная пара обслуживает центры (ядра) обоих атомов.

2). Молекула, образованная посредством такой связи, представляет собой конфигурацию, состоящую из двух практически неизменных фиксированных остовов. Под атомным остовом подразумевают ту основную часть атома, которая не принимает участия в образовании связи (т.е. атом без валентных электронов).