Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №10/2003

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение.
См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9/2003

§ 4.8. Химическая связь

Проявлением движения материи является химическая реакция, когда между атомами образуются химические связи либо разрываются связи в исходных веществах и возникают новые в продуктах реакции. Химическая связь – результат перекрывания электронных оболочек (орбиталей) атомов, электроны которых имеют противоположно направленные спины.
Образование химической связи сопровождается выделением энергии, а разрыв – поглощением того же количества энергии (теплоты). Молекула водорода образуется из атомов с выделением 432,1 кДж теплоты:

Н + Н = Н2 + 432,1 кДж/моль.

Это значение теплового эффекта соответствует энергии химической связи Н–Н. Такое количество энергии затрачивается на разрыв 1 моль связей (число Авогадро связей NA = 6,02•1023 моль–1). Энергия химической связи в молекуле водорода равна 432,1 кДж/моль:

Н2 = 2Н – 432,1 кДж/моль,

т. е. численно равна энергии, выделяемой при образовании той же связи.
Если рассмотреть движение электрона в атоме водорода, то окажется, что максимальная вероятность встретить электрон в некотором пространстве вблизи ядра будет соотноситься с поверхностью шара. Вместо выражения «вероятность нахождения электрона» принято пользоваться термином «электронная плотность». Когда два атома водорода образуют молекулу водорода Н2, вероятность встретить электрон на шаровой поверхности понижается, возрастая в пространстве между ядрами двух этих атомов. Образование химической связи происходит при увеличении электронной плотности между ядрами атомов, или, как говорят, в результате перекрывания электронных облаков (орбиталей) двух атомов.
Такое перекрывание приводит к понижению энергии системы реагирующих атомов и ее выделению в виде теплоты (излучения), и расстояние между ядрами атомов становится меньше суммы расстояний от ядер до внешних зон наибольшей электронной плотности в атомах (рис. 4.9). Образуется молекула, характеризующаяся кроме энергии связи длиной связи, или межъядерным расстоянием. Чем выше энергия связи и чем короче межъядерное расстояние, тем прочнее химическая связь и тем устойчивее соединение к распаду или воздействию других веществ.

Рис. 4.9. Схема образования химической связи между атомами водорода
Рис. 4.9.
Схема образования химической связи
между атомами водорода

Механизм образования химической связи путем объединения двух электронов двух атомов в электронную пару, занимающую одну орбиталь, называется ковалентным. Очень часто и саму такую химическую связь называют ковалентной.
Химическая связь в молекуле водорода образуется между двумя одинаковыми атомами, поэтому зона перекрывания электронных облаков в равной мере принадлежит обоим атомам и находится посредине между ядрами атомов. Такую связь принято называть неполярной.
Если молекула образована двумя разными атомами, то зона перекрывания электронных облаков (орбиталей) смещается в сторону одного из атомов, и такая связь называется полярной. При такой связи вероятность нахождения электронов возле ядра одного из атомов выше.
Теоретически можно представить крайний случай, когда область перекрывания электронных облаков полностью смещена к одному из ядер. Такую связь называют ионной. Вещества с чисто ионной связью не известны.

Правильнее было бы называть ионную связь сильно полярной, полного перехода одного электрона к другому атому не наблюдается; в самых «ионных» веществах доля ионности связи не превышает 90%.
Очень часто, особенно в учебной литературе, под ионной связью понимают связь между частицами в молекуле или кристалле, переходящими, находясь в воде, в состояние противоположно заряженных ионов (такой раствор проводит электрический ток).

Способность атома оттягивать к себе область перекрывания электронных облаков зависит от соотношения его способностей отдавать электрон (энергия ионизации) и принимать его (энергия сродства к электрону). Обычно способность отдавать электрон в несколько раз выше способности принимать электрон. Пользуясь значениями энергии ионизации двух взаимодействующих атомов, можно предсказать направление смещения области перекрывания электронных облаков и образование положительного и отрицательного зарядов на атомах.
Чем выше энергия ионизации атома, тем труднее оторвать от него электрон, тем сильнее он притягивает электрон другого атома и тем выше возникающий на нем отрицательный заряд.

Именно про такой атом (или элемент) говорят, что он обладает более высокой электроотрицательностью. В научной литературе имеется несколько способов количественного определения электроотрицательности атома, но чаще всего пользуются ее выражением в виде полусуммы энергий ионизации атома и его сродства к электрону. Энергия ионизации обычно в несколько раз больше энергии сродства к электрону, поэтому основной вклад в электроотрицательность атома вносит его энергия ионизации. В связи с этим в дальнейшем будем пользоваться энергиями ионизации атомов для характеристики полярности химической связи.

Энергия ионизации атома лития равна 13,3 кДж/моль, атома фтора – 1681 кДж/моль. Это позволяет предположить, что в газовой фазе в молекуле LiF область перекрывания электронных облаков будет смещена в сторону атома фтора (самого электроотрицательного элемента). Таким образом, из-за того, что способность оттягивать на себя электронную плотность у атома фтора больше, чем у атома лития, связь Li–F в молекуле LiF в газовой фазе и в кристалле сильно полярна (ее принято считать ионной связью).
Вдоль периода периодической системы химических элементов от щелочных металлов к галогенам способность ядер их атомов притягивать область перекрывания электронных облаков возрастает. Вниз по группе энергия ионизации атома и его способность оттягивать на себя область перекрывания электронных облаков понижаются.
Сравним молекулы F2, HF, LiF и CsF. На рис. 4.10 ядра атомов изображены точками, между которыми условно показаны области (зоны) перекрывания наружных электронных облаков (орбиталей). Молекула фтора F2, как состоящая из двух одинаковых атомов, характеризуется неполярной связью с зоной перекрывания, расположенной точно посредине между ядрами атомов фтора. В молекуле фтороводорода HF область перекрывания электронных облаков несколько смещена в сторону ядра атома фтора, т. е. химическая связь полярна.

Рис. 4.10. Cравнение молекул фтора F2, фтороводорода HF, фторида лития LiF и фторида цезия CsF по расположению областей перекрывания электронных орбиталей
Рис. 4.10.
Cравнение молекул фтора F2, фтороводорода HF,
фторида лития LiF и фторида цезия CsF
по расположению областей перекрывания
электронных орбиталей

В молекуле LiF в газовой фазе связь еще более полярна – зона перекрывания облаков находится гораздо ближе к ядру атома фтора, т. к. атом лития слабее удерживает электрон по сравнению с атомом водорода (энергия ионизации атома лития – 513,3 кДж/моль, атома водорода – 1313,8 кДж/моль). В молекуле фторида цезия CsF смещение области перекрывания в сторону ядра атома фтора еще сильнее, т. к. атом цезия по размеру больше атома лития и поэтому удерживает электрон намного слабее (энергия ионизации атома цезия равна 375,7 кДж/моль). Связь в молекуле CsF наиболее близка к чисто ионной.
Таким образом, чем сильнее различие в энергиях ионизации образующих молекулу атомов, тем полярнее химическая связь. Смещение области перекрывания электронных облаков происходит в сторону ядра того из атомов, который расположен выше и правее в периодической таблице элементов. Следует также иметь в виду, что полярность связи в соединении зависит от вида окружающих его молекул (например, в различных растворителях или кристаллах). Так, слабополярная связь может превратиться в сильнополярную в соответствующей окружающей среде.

Список новых и забытых понятий и слов

Химическая связь;
энергия химической связи;
электронная плотность;
перекрывание электронных облаков;
межъядерное расстояние, длина связи;
ковалентный механизм образования связи;
неполярная, полярная и ионная связи;
энергия ионизации;
сродство к электрону;
электроотрицательность.

ЗАДАЧИ И ВОПРОСЫ

1. Из шести спичек и пластилина соберите фигуру, представляющую собой четыре равносторонних треугольника, длина сторон которых равна длине спички. Как называется полученная фигура? Какое отношение к химии имеет этот вопрос? Психологи иногда дают учащимся это задание для оценки их творческих способностей.

2. Почему молекула SF6 существует, а молекула SH6 не существует (крайне неустойчива)? Ответ очень простой, но не относится к прочности химической связи. Какой атом больше – водорода или фтора?

3. Почему при взбалтывании бутылки с газированной водой давление в ней сильно повышается? Убедитесь в этом на примере пластмассовой бутылки. Почему после взбалтывания шампанское фонтаном вырывается из бутылки?

4. Переведите на русский язык.
A characteristic feature of the covalent bond is that it is formed by electrons, which belong in common to the two interacting atoms. A strict theoretical treatment of the covalent bond is possible only by the methods of quantum mechanics. We shall limit ourselves here to a qualitative description. The covalent bond is usually formed by a pair of electrons.
The formation of the covalent bond can be explained in outline as follows: each of the electrons involved in the bond is at some time located in the space between the nuclei of the two atoms, when it is attracted by them both and in turn attracts them, binding them into a single system. Although this is not the only factor causing the bonding of atoms, it is an essential one in the covalent bond.
Quantum mechanics shows that when the bond involves s-electrons, the magnetic moments of the electrons must be oppositely directed. This is expressed by the condition that the electrons must have opposite spins. In this case one speaks of anti-parallel spins, in the opposite case – of parallel spins.
In the case of anti-parallel spines the density of the electron cloud is greater in the space between the bound atomic nuclei. This approach to bonding in molecules is applied not only to diatomic molecules, but also to the covalent bonds in polyatomic molecules. In this case too, each simple bond corresponds to one electron pair.

О.С.ЗАЙЦЕВ