Строение и свойства простейших молекул. Основы материаловедения - Чумаченко Ю.Т

Вы уже знаете, что атомы химических элементов стремятся завершить свои внешние электронные слои до устойчивого состояния. Так, атомы металлов отдают электроны с последнего электронного слоя атомам неметаллов , при этом образуются разноименно заряженные ионы , которые притягиваются. Именно так в соединениях образуется ионная связь .

Образование химической связи между одинаковыми неметаллами

Рис. 1. Атом водорода

Если в состав молекулы вещества входят атомы одного химического элемента, например, два атома водорода Н 2 , то, очевидно, связь между ними не может образовываться по ионному механизму. Механизм образования связи в молекулах простых веществ-неметаллов отличается от образования ионной связи.

В соответствии с моделью Нильса Бора, атом подобен солнечной системе - электроны вращаются вокруг ядра атома по строго определенным орбитам. Например, в соответствии с этой моделью, атом водорода будет выглядеть, как показано рис.1. Заряд ядра атома водорода равен +1. Вокруг ядра вращается всего один электрон.

Электронное облако

Рис. 2. Электронная орбиталь атома водорода

Модель атома была уточнена немецким физиком Гейзенбергом.

Он выдвинул принцип неопределенности, в соответствии с которым можно говорить лишь о вероятности нахождения электрона в околоядерном пространстве. Таким образом, электрон не вращается вокруг ядра, а находится около него с определенной вероятностью.

Область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком , или электронная орбиталь . Например, электронная орбиталь водорода имеет форму сферы. (см. Рис. 2.)

Образование связи между двумя атомами водорода в молекуле водорода Н 2

Рис. 3. Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода

Рассмотрим образование связи между двумя атомами водорода. Рис.3. Химическая связь образуется в результате перекрывания атомных орбиталей. В этом случае между ядрами двух атомов образуется область повышенной электронной плотности. Такое состояние энергетически выгодно для обоих атомов, так как в данном случае оба электрона в равной степени принадлежат обоим атомам.

Образование связи в молекуле водорода можно показать как с помощью перекрывания атомных орбиталей , так и с помощью формул Льюиса. Два электрона стали общими для обоих атомов водорода.

Так как в атоме водорода всего один электронный слой, и он завершен, если на нем два электрона, такое состояние выгодно для обоих атомов - образовалась химическая связь .

Химическая связь, образующаяся в результате перекрывания атомных орбиталей, при котором пара электронов становится общей для обоих атомов, называется ковалентной связью

Обратите внимание: при ковалентной связи пара электронов становится общей для обоих атомов. Образование молекулы водорода - это пример ковалентной связи. При этом область повышенной электронной плотности находится посередине относительно центров ядер атомов, то есть пара электронов в равной степени принадлежит обоим атомам водорода. Такая связь называется ковалентной неполярной связью.

Химическую связь между атомами элементов, в результате которой электроны в равной степени принадлежат обоим атомам, называют ковалентной неполярной связью .

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле хлора Cl 2

Рис. 4. Образование связи в молекуле хлора

Атом хлора находится в седьмой группе, главной подгруппе периодической системы. Значит, на внешнем электронном слое у него семь электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния ему не хватает всего одного электрона. Таким образом, образовав одну общую электронную пару, два атома хлора получат в свое распоряжение так необходимый каждому из них электрон.

Если заменить общую электронную пару черточкой, а электроны, не участвующие в образовании связи, не учитывать, то получим графическую формулу хлора. В молекуле хлора атомы соединены одинарной ковалентной неполярной связью. Рис.4.

Образование ковалентной неполярной связи в молекуле азота N 2

Рис. 5. Образование связи в молекуле азота

Азот находится в пятой группе, главной подгруппе таблицы Менделеева. Значит, на внешнем электронном слое каждого атома азота находится пять электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния каждому атому азота не хватает трех электронов. Если каждый из этих атомов предоставит по три электрона на образование общих электронных пар, то приобретет энергетически выгодное состояние. Рис.5. Таким образом, в молекуле азота образуется тройная ковалентная неполярная связь.

Подведение итога урока

Сегодня вы разобрали состав молекулы вещества, узнали, что электрон может находиться в пространстве около ядра с определенной вероятностью. Область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком или электронная орбиталь. При перекрывании электронных облаков образуется ковалентная связь.

1. Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Попель П.П.Химия:8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений/П.П. Попель, Л.С.Кривля. -К.: ИЦ «Академия»,2008.-240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 9 класс. Учебник. Издательство: Дрофа.:2001. 224с.

1. №№ 1-3 (с.145) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Приведите примеры веществ с ковалентной неполярной связью и ионной? Объясните различие в физических свойствах веществ с разным типом связи.

3. Как определить количество общих электронных пар в веществе??

Предыдущая 1 .. 3 > .. >> Следующая
Атом. Молекула. Химическая связь
Всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень маленьких частиц. Различия между веществами обусловлены различием между их частицами; частицы одного вещества одинаковы, частицы различных веществ различны. При всех условиях частицы вещества находятся в движении; чем выше температура тела, тем интенсивнее это движение.
Для большинства веществ частицы представляют собой молекулы. Молекулы в свою очередь состоят из атомов.
10

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
Атом - наименьшая частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами.
В состав молекулы может входить различное число атомов. При этом атомы могут соединяться друг с другом не только в различных соотношениях, но и различным образом. Поэтому при сравнительно небольшом числе химических элементов число различных веществ очень велико.
Атом, вступив во взаимодействие с атомами другого простого вещества, нарушает свое стабильное строение и утрачивает химические свойства исходного простого вещества. Он образует с другими атомами молекулу нового химического вещества с новым комплексом химических и физических свойств. Молекулы сложных веществ состоят из различных атомов, вступивших в химическое взаимодействие. Молекулы прочных веществ состоят из одинаковых атомов, также взаимодействующих между собой.
Не во всех случаях частицы, образующие вещество, представляют собой молекулы. Многие вещества в твердом и жидком состоянии, например, большинство солей, имеют не молекулярную, а ионную структуру. Многие простые вещества имеют атомное строение, т. е. состоят не из молекул, а из атомов. К таким простым веществам относятся инертные газы и металлы.
В веществах, имеющих ионное или атомное строение, носителем химических свойств являются не молекулы, а те комбинации ионов и атомов, которые образуют данное вещество.
К образованию устойчивой многоатомной системы (молекулы, молекулярного иона, кристалла) приводит химическая связь между атомами, которая может возникать при их взаимодействии.
11
Раздел 1. Основы материаловедения
Атом представляет собой сложную систему из отрицательно заряженных электронов и положительно заряженного ядра. Благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла, возникает химическая связь.
Ковалентная химическая связь образуетсядвумя электронами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.
Образование химической связи между атомами является результатом взаимопроникновения («перекрывания») электронных облаков, происходящего при сближении взаимодействующих атомов. Вследствие такого взаимопроникновения плотность отрицательного электрического заряда в межъядерном пространстве возрастает. Положительно заряженные ядра атомов притягиваются к области перекрывания электронных облаков, что и приводит к образованию устойчивой молекулы.
Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, как, например, молекулы Н2, С12 и т. п., то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. В подобном случае ковалентная связь называется неполярной. Если двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов, так что возникает асимметрия в распределении заряда. В таких случаях ковалентная связь называется полярной.
Например, в молекуле НС1 общая электронная пара смещена в сторону атома хлора. Следовательно, моле-
12
Глава 2. Структура материалов
кула хлористого водорода является полярной молекулой.
Полярность молекул оказывает заметное влияние на свойства образуемых ими веществ. Вещества, образованные полярными молекулами, обладают, как правило, более высокими температурами плавления и кипения, чем вещества, молекулы которых неполярны.
Ионная связь осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.
Во время химических реакций атомы присоединяют электроны атомов других элементов или отдают электроны другим атомам.
Атомы, отдавшие часть электронов, приобретают положительный заряд и становятся положительно заряженными ионами. Атомы, присоединившие электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Разноименно заряженные ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения.
Электрическое поле иона обладает сферической симметрией и одинаково убывает с расстоянием в любом направлении. Поэтому два разноименных иона, притянувшись друг к другу, сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. Данный ион может координировать вокруг себя еще некоторое число ионов противоположного знака. Ионные молекулы способны соединяться друг с другом.

Представление о веществе в естествознании менялось в соответствии с уровнем развития знаний и использования веществ.

В Древней Греции появилась гениальная догадка - тела образованы различными комбинациями атомов (неделимых). Такое объяснение - сведение сложного к простому (редукции) не отражало многообразия сложного мира, но дало науке многое. Тенденция к поиску «элементарных кирпичиков» мироздания, порожденная атомистической концепцией, оказалась плодотворной в объяснении свойств тел. Но она не позволяет понять макроскопические свойства тел, ведь применительно к отдельному атому нельзя говорить ни о давлении, ни о температуре, ни о плотности. И «целое» не является суммой «частей», оно обладает более сложными свойствами. Это приводит к размышлениям о сущности редукционизма и методов познания. Ученые установили, что все вещества построены из молекул, которые, в свою очередь, состоят из устойчивых групп соединенных друг с другом атомов.

Молекула - наименьшая устойчивая частица вещества, сохраняющая его свойства. Понятие молекулы появилось в кинетической теории газов (см. гл. 4), и на основании развитой физической теории удалось путем исследования макроскопического поведения газов оценить размеры молекул. В жидкостях или твердых телах, где молекулы расположены достаточно плотно, их размеры можно оценить по плотности веществ. Прямое доказательство существования молекул было получено при изучении броуновского движения Ж. Перреном.

Установление связи между структурой и свойствами на молекулярном уровне строения веществ - одна из основных задач исследования. Молекула состоит из ядер атомов и электронной оболочки, образованной их внешними электронами. В зависимости от строения и состава молекулы обладают разной степенью устойчивости по отношению к внешним воздействиям, что определяет многие их свойства. Исследование устойчивости молекул раскрывает их природу и реакционную способность. Такими физическими методами, как спектроскопия, ядерный или парамагнитный резонанс и др., изучают разнообразные и сложные химические

процессы. Относительное расположение атомных ядер в молекулах может быть измерено методами рентгеноструктурного анализа, электронографии или нейтронографии и др. В основном свойства и строение молекул определяются при исследовании макроскопических образцов веществ.

Химия изучает процессы превращения молекул при взаимодействиях и при воздействии на них внешних факторов (теплоты, света, электрического тока, магнитного поля), во время которых образуются новые химические связи. Взаимодействие электронных оболочек атомов порождает химические связи, создающие определенные конфигурации атомов, отличающие один тип молекулы от другого. Если атомные конфигурации подходят друг к другу, возникает структура, несколько большая, чем до этого была совокупность из атомов по отдельности. Получается насыщенная молекула, присоединить к ней еще какой-то атом почти невозможно. Насыщаемость молекул определяет их постоянный состав для данного вещества и связана с валентностью - способностью атома образовывать химические связи. Инертные газы с трудом образуют химические соединения, так как имеют устойчивую электронную оболочку. Внешняя оболочка атома, которая содержит орбитали самых высоких энергий атома, называется валентной.

Понятие валентности, введенное в науку для описания свойства одного изолированного атома, постепенно стало отражать свойства связанного атома, т.е. атома, находящегося в молекуле и изменившего свои свойства под влиянием других атомов. Его впервые использовал (1853) английский химик Э.Франкленд. Тогда валентность элемента выражалась числом атомов водорода, которое может присоединить или которым можно заменить один атом рассматриваемого элемента. Вместе с немецким химиком А. Кольбе он установил трехвалентность азота, фосфора, мышьяка и четырехвалентность углерода. Они отметили, что валентность зависит как от состояния атомов рассматриваемого элемента, так и от химической природы другого реагента: углерод в соединении с кислородом может образовывать и СО, и СO 2 . Значит, валентность позволяет оценить формулу химического соединения. Так пришли к понятию стехиометрической валентности.

Немецкий химик Кекуле заключил (1857), что одни элементы могут замещать в ряде соединений три атома водорода, а другие - только один или два. Он ввел понятие химического сродства, означающее число атомов водорода, которое может заменить данный элемент. Число единиц сродства и есть валентность. Под валентностью понимали целочисленную величину, отражающую количество единиц сродства свободного атома любого элемента. Считалось, что атом водорода имеет одну единицу сродства, атом кислорода - две и т.д. Поэтому говорили, что атом углерода при образовании диоксида связывает все четыре единицы сродства, а при образовании оксида - только две: O=С=O и =С=O. Шотландский химик А. Купер предложил обозначать химические связи между атомами в соединениях с помощью черточек (1858). Теории Ке-

куле и Купера объясняли строение и сложных радикалов, и органических соединений - молекула представлялась целостным образованием, которое складывается из атомов за счет полного взаимного насыщения единиц сродства. Они практически одновременно обнаружили способность атомов углерода соединяться друг с другом в длинные молекулы-цепочки, это свойство углерода и породило огромное разнообразие его соединений. Простота и наглядность объяснений вели к аддитивному мышлению.

Современные представления о химической связи основаны на современной теории валентности. Термин «связь» оказался очень точен. Случайных связей не бывает - существуют правила их возникновения. При образовании связи атомы приближаются к достижению наиболее устойчивой электронной конфигурации, т. е. имеющей более низкую энергию. Они могут терять (приобретать) электроны или обобществлять их до достижения такой же конфигурации, как у благородного газа этого же периода, т.е. до значения 2 или 8. Существуют и взаимодействия между атомами, когда электронная оболочка не локализована в отдельных связях - сопряженные.

Ионная связь, основанная на переносе валентных электронов от одного атома к другому и электростатическом притяжении этих образовавшихся ионов, - самый распространенный вид связи. Молекула представляется электрическим диполем, а центры ионов в нем расположены на определенном расстоянии друг от друга, называемом длиной связи. Простейшая кристаллическая структура молекулы NaCl показана на рис. 7.1, а схема ее ионной связи NaCl - на рис. 7.2, а. Для хлорида калия, например, длина связи равна 1,3 10 -10 м.

При ковалентной связи прочное соединение нейтральных атомов достигается за счет более глубокого взаимодействия между ними (рис. 7.2, б), например связь атомов углерода в кристалле алмаза или в молекуле Н 2 . Прочность такой связи обусловлена обменным резонансом - атомы колеблются с одинаковой собственной частотой, и при связывании их суммарная энергия становится меньше, чем в изолированном состоянии. Электрон 1 притягивается ядром 2, и электрон 2 притягивается ядром 1. Электроны должны иметь противоположно направленные спины, тогда (по принципу Паули) они находятся в наинизшем состоянии и орбиты отдельных атомов сливаются в одну орбиталь, охватывающую пространство обоих атомов водорода и имеющую почти эллиптическую форму. Говорят, что происходит «перекрытие» собственных функций обоих электронов, это становится энергетически выгодно - системы удерживаются вместе.

В молекулах газов сохраняется 5 %-я вероятность того, что электрон несколько смещен к одному из атомов. Молекулы щелочно-галоидных соединений имеют небольшой дипольный момент, их

центры тяжести расположены на некотором расстоянии. В молекуле воды две однократно занятые -орбитали атома кислорода частично сливаются с -орбиталью атома водорода, но из-за электростатического отталкивания между обоими ядрами водорода валентный угол не 90, а 105°. Форма молекул с ковалентными связями определяется формой электронных орбиталей. Большинство органических соединений существуют благодаря ковалентной связи.

Металлическая связь проявляется, когда атомы металла обобществляют валентные электроны, слабо связанные с атомными остовами. Эти электроны образуют электронный газ, перемещающийся по кристаллической решетке (рис. 7.2, в).

Молекулярная связь отражает слабое взаимодействие между соседними атомами, например взаимодействие между атомами водорода в твердом Н 2 (рис. 7.2, г). Силы электростатического притяжения могут возникнуть и между нейтральными атомами: при сближении их возникает отталкивание из-за отрицательно заряженных электронных оболочек, но при этом смещается центр

масс отрицательных зарядов относительно положительных. И каждый из атомов индуцирует в другой электрический диполь, что ведет к взаимному притяжению. Это притяжение связывают с действием сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван-дер-Ваальса), которые на порядок меньше по величине, но имеют радиус действия, превосходящий размеры молекул.

Водородная связь слабее ковалентной или ионной связи в 15 - 20 раз. Она возникает, если атом водорода помещен между

двумя электроотрицательными атомами (рис. 7.2, д). Водородная связь определяет ассоциацию молекул типа димеров воды - (Н 2 0) 2 . На слабой водородной связи «держатся» полимеры, входящие в состав биомолекул, т. е. и жизнь.

Ионная и ковалентная связи - это предельные случаи химических связей. Чаще всего встречаются молекулы с промежуточными типами связей. Более полное представление о типах связей дают карты электронных плотностей, получаемые из расчетов на ЭВМ. Так квантовая механика атома объяснила проблемы химической связи молекул с позиции физики.

Существуют и очень короткие связи - одинарные, двойные, тройные и даже четверные (в них участвуют сразу 8 электронов), которые обнаруживают между атомами рения, молибдена или хрома. Расстояния между атомами в молекулах очень малы - порядка (1 - 4) 10 -10 м. Так, молекула Н 2 состоит из двух связанных между собой атомов, расстояние между ядрами которых, или длина связи, составляет 7,5 10 -11 м. У молекулы кислорода, также состоящей из двух атомов, длина связи равна 1,2 10 -10 м. Молекулы различаются и размерами: молекула O 2 с 16 электронами больше молекулы Н 2 с двумя. Более сложные молекулы имеют и более сложные форму и строение. При образовании молекулы перекрытие электронных облаков ведет к возникновению между ядрами некоторого отрицательного заряда, которое цементирует молекулу и стягивает ядра к области перекрытия. Энергия этого взаимодействия - порядка 1000 кДж/моль (у N 2 - 940 кДж/моль, Cs - 42 кДж/моль). Для сравнения: энергия межмолекулярного взаимодействия составляет порядка 100 кДж/моль, так что отличить их по энергии трудно. Важно выделить главную черту химической связи - обобществление валентных электронов и перенос заряда, если связь образуется между разными атомами.

Опыт У.Никольсона и А.Карлейна (1800) по разложению воды с помощью электрического тока впервые показал связь химических и электрических взаимодействий, но только через столетие появилась теория, описывающая природу химической связи. Теория Й. Берцелиуса (1819), основанная на электростатическом взаимодействии зарядов, не могла объяснить образование молекул из двух одинаковых атомов и фактически касалась лишь ионной связи, поскольку электрическая природа других видов химической связи не столь очевидна. Сокрушительный удар по теории Берцелиуса нанесла неведомая ему тогда наука - органическая химия.

Химические связи можно рассматривать с точки зрения превращения энергии: если при создании молекулы ее энергия меньше, чем сумма энергий составляющих ее изолированных атомов, то она может существовать, т. е. ее связь устойчива. Для измерения энергии связи одной молекулы используют энергию, отнесенную к одному молю (числу граммов, равному относительной

молекулярной массе) и деленную на число Авогадро N. Эта величина для O 2 равна 487,2 кДж/моль, а для Н 2 - 432,6 кДж/моль, т. е. меняется незначительно.

Устойчивым считается состояние, в котором потенциальная энергия минимальна, поэтому при образовании молекулы атомы находятся в потенциальной яме, совершая небольшие тепловые колебания около положения равновесия. Расстояние от вертикальной оси до дна ямы соответствует равновесию - на этом расстоянии находились бы атомы, если бы прекратилось тепловое движение. Точки левее дна соответствуют отталкиванию, правее - притяжению. Крутизна кривой тоже информативна: чем круче кривая, тем больше сила взаимодействия между атомами. Для разных пар атомов различны не только расстояния от вертикальной оси до дна ямы, но и глубина ям. Это просто объяснить: ведь для того чтобы выбраться из ямы, нужна энергия, равная ее глубине. Поэтому глубину ямы можно назвать энергией связи частиц.