В большинстве случаев при образовании связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой тип химической связи называют ковалентной связью (приставка "ко-" в латинском языке означает совместность, "валенс" - имеющий силу). Связывающие электроны находятся преимущественно в пространстве между связываемыми атомами. За счет притяжения ядер атомов к этим электронам образуется химическая связь. Таким образом, ковалентная связь - это химическая связь, возникающая за счет увеличения электронной плотности в области между химически связанными атомами.
Первая теория ковалентной связи принадлежит американскому физикохимику Г.-Н. Льюису . В 1916 г. он предположил, что связи между двумя атомами осуществляется парой электронов, при этом вокруг каждого атома обычно формируется восьмиэлектронная оболочка (правило октета).
Одно из существенных свойств ковалентной связи - ее насыщаемость. При ограниченном числе внешних электронов в областях между ядрами образуется ограниченное число электронных пар вблизи каждого атома (и, следовательно, число химических связей). Именно это число тесно связано с понятием валентности атома в молекуле (валентностью называют общее число ковалентных связей, образуемых атомом). Другое важное свойство ковалентной связи - ее направленность в пространстве. Это проявляется в примерно одинаковом геометрическом строении близких по составу химических частиц. Особенностью ковалентной связи является также ее поляризуемость.
Для описания ковалентной связи используют преимущественно два метода, основанных на разных приближениях при решении уравнения Шредингера: метод молекулярных орбиталей и метод валентных связей. В настоящее время в теоретической химии используется почти исключительно метод молекулярных орбиталей. Однако метод валентных связей, несмотря на большую сложность вычислений, дает более наглядное представление об образовании и строении химических частиц.
Параметры ковалентной связи
Совокупность атомов, образующих химическую частицу, существенно отличается от совокупности свободных атомов. Образование химической связи приводит, в частности, к изменению радиусов атомов и их энергии. Происходит также перераспределение электронной плотности: повышается вероятность нахождения электронов в пространстве между связываемыми атомами.
Длина химической связи
При образовании химической связи всегда происходит сближение атомов - расстояние между ними меньше, чем сумма радиусов изолированных атомов:
r (A−B) r(A) + r (B)
Радиус атома водорода составляет 53 пм, атома фтора − 71 пм, а расстояние между ядрами атомов в молекуле HF равно 92 пм:
Межъядерное расстояние между химически связанными атомами называется длиной химической связи.
Во многих случаях длину связи между атомами в молекуле вещества можно предсказать, зная расстояния между этими атомами в других химических веществах. Длина связи между атомами углерода в алмазе равна 154 пм, между атомами галогена в молекуле хлора - 199 пм. Полусумма расстояний между атомами углерода и хлора, рассчитанная из этих данных, составляет 177 пм, что совпадает с экспериментально измеренной длиной связи в молекуле CCl 4 . В то же время это выполняется не всегда. Например, расстояние между атомами водорода и брома в двухатомных молекулах составляет 74 и 228 пм, соответственно. Среднее арифметическое этих чисел составляет 151 пм, однако реальное расстояние между атомами в молекуле бромоводорода равно 141 пм, то есть заметно меньше.
Расстояние между атомами существенно уменьшается при образовании кратных связей. Чем выше кратность связи, тем короче межатомное расстояние .
Длины некоторых простых и кратных связей
Валентные углы
Направление ковалентных связей характеризуется валентными углами - углами между линиями, соединяющими связываемые атомы. Графическая формула химической частицы не несет информации о валентных углах. Например, в сульфат-ионе SO 4 2− валентные углы между связями сера−кислород равны 109,5 o , а в тетрахлоропалладат-ионе 2− − 90 o . Совокупность длин связей и валентных углов в химической частице определяет ее пространственное строение. Для определения валентных углов используют экспериментальные методы изучения структуры химических соединений. Оценить значения валентных углов можно теоретически, исходя из электронного строения химической частицы.Энергия ковалентной связи
Химическое соединение образуется из отдельных атомов только в том случае, если это энергетически выгодно. Если силы притяжения преобладают над силами отталкивания, потенциальная энергия взаимодействующих атомов понижается, в противном случае − повышается. На некотором расстоянии (равном длине связи r 0) эта энергия минимальна.
Таким образом, при образовании химической связи энергия выделяется, при ее разрыве − поглощается. Энергия E 0 , необходимая для того, чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, на котором они не взаимодействуют, называется энергией связи . Для двухатомных молекул энергия связи определяется как энергия диссоциации молекулы на атомы. Она может быть измерена экспериментально.
В молекуле водорода энергия связи численно равна энергии, которая выделяется при образовании молекулы Н 2 из атомов Н:
Н + Н = Н 2 + 432 кДж
Эту же энергию нужно затратить, чтобы разорвать связь Н-Н:
H 2 = H + H − 432 кДж
Для многоатомных молекул эта величина является условной и отвечает энергии такого процесса, при котором данная химическая связь исчезает, а все остальные остаются без изменения. При наличии нескольких одинаковых связей (например, для молекулы воды, содержащей две связи кислород−водород) их энергию можно рассчитать, используя закон Гесса . Величины энергии распада воды на простые вещества, а также энергии диссоциации водорода и кислорода на атомы известны:
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2 ; 484 кДж/моль
Н 2 = 2Н; 432 кДж/моль
О 2 = 2О; 494 кДж/моль
Учитывая, что в двух молекулах воды содержится 4 связи, энергия связи кислород-водород равна:
Е (О−Н) = (2 . 432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 кДж/моль
В молекулах состава AB n последовательный отрыв атомов В сопровождается определенными (не всегда одинаковыми) затратами энергии. Например, значения энергии (кДж/моль) последовательного отщепления атомов водорода от молекулы метана существенно различаются:
| 427 | 368 | 519 | 335 | |||||
| СН 4 | → | СН 3 | → | СН 2 | → | СН | → | С |
При этом энергия связи А−В определяется как средняя величина затраченной энергии на всех стадиях:
СН 4 = С + 4Н; 1649 кДж/моль
Е (С−Н) = 1649 / 4 = 412 кДж/моль
Чем выше энергия химической связи, тем прочнее связь . Связь считается прочной, или сильной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N 2), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO 2). Если при взаимодействии атомов выделяется энергия менее 15 кДж/моль, то считают, что химическая связь не образуется, а наблюдается межмолекулярное взаимодействие (например, 2 кДж/моль для Xe 2). Прочность связи обычно уменьшается с увеличением ее длины.Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи - двойная и тройная - между теми же атомами.
Энергии некоторых простых и кратных связей
Полярность ковалентной связи
Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов.
Электроотрицательность − условная величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны. Если в двухатомной молекуле А−В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным.
Шкала электроотрицательности была использована Л. Полингом для количественной характеристики способности атомов к поляризации ковалентных связей. Для количественного описания электроотрицательности, помимо термохимических данных, используют также данные о геометрии молекул (метод Сандерсона) или спектральные характеристики (метод Горди). Широко используют также шкалу Олреда и Рохова, в которой при расчете используют эффективный заряд ядра и атомный ковалентный радиус. Наиболее ясный физический смысл имеет метод, предложенный американским физикохимиком Р. Малликеном (1896-1986). Он определил электроотрицательность атома как полусумму его сродства к электрону и потенциала ионизации. Значения электроотрицательности, базирующиеся на методе Малликена и распространенные на широкий круг разнообразных объектов, называют абсолютными.
Самое высокое значение электроотрицательности имеет фтор. Наименее электроотрицательный элемент - цезий. Чем выше значение разности электроотрицательностей двух атомов, тем более полярной является химическая связь между ними.
В зависимости от того, как происходит перераспределение электронной плотности при образовании химической связи, различают несколько ее типов. Предельный случай поляризации химической связи - полный переход электрона от одного атома к другому. При этом образуются два иона, между которыми возникает ионная связь. Для того чтобы два атома смогли создать ионную связь, необходимо, чтобы их электроотрицательности очень сильно различались. Если электроотрицательности атомов равны (при образовании молекул из одинаковых атомов), связь называют неполярной ковалентной . Чаще всего встречается полярная ковалентная связь - она образуется между любыми атомами, имеющими разные значения электроотрицательности.
Количественной оценкой полярности ("ионности") связи могут служить эффективные заряды атомов. Эффективный заряд атома характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в химическом соединении, и числом электронов свободного атома. Атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее. Поэтому электроны оказываются ближе к нему, и он получает некоторый отрицательный заряд, который называют и эффективным, а у его партнера появляется такой же положительный заряд. Если электроны, образующие связь между атомами, принадлежат им в равной степени, эффективные заряды равны нулю. В ионных соединениях эффективные заряды должны совпадать с зарядами ионов. А для всех других частиц они имеют промежуточные значения.
Лучший метод оценки зарядов атомов в молекуле - решение волнового уравнения. Однако это возможно лишь при наличии малого числа атомов. Качественно распределение заряда можно оценить по шкале электроотрицательности. Используют также различные экспериментальные методы. Для двухатомных молекул охарактеризовать полярность связи и определить эффективные заряды атомов можно на основе измерения дипольного момента:
μ = q r ,
где q − заряд полюса диполя, равный для двухатомной молекулы эффективному заряду, r − межъядерное расстояние.
Дипольный момент связи является векторной величиной. Он направлен от положительно заряженной части молекулы к ее отрицательной части. На основании измерения дипольного момента было установлено, что в молекуле хлороводорода HCl на атоме водорода имеется положительный заряд +0,2 доли заряда электрона, а на атоме хлора отрицательный заряд −0,2. Значит, связь H−Cl на 20% имеет ионный характер. А связь Na−Cl является ионной на 90%.
Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Энергия связи - это энергия, которая поглощается при удалении двух атомов на бесконечно большое расстояние друг от друга. А энтальпия образования - это теплота, которая выделяется при получении вещества из простых веществ, то есть, если говорить на языке энергий связи, сначала атомы простых веществ разносятся на бесконечно большое расстояние (с поглощением энергии), потом соединяются с образованием нужного вещества (выделяется энергия). Разность - энтальпия образования.
Энергия связи отличается от ΔH обр. Теплота образования – это энергия, которая выделяется или поглощается при образовании молекул из простых веществ. Так:
N 2 + O 2 → 2NO + 677,8 кДж/моль – ∆H обр.
N + O → NO - 89,96 кДж/моль – Е св.
Для двухатомных молекул энергия связей равна энергии диссоциации, взятой с обратным знаком: например в молекуле F 2 энергия связи между атомами F-F равна - 150,6 кДж/моль.
Для многоатомных молекул с одним типом связи, например, для молекул АВ n , средняя энергия связи равна 1/n части полной энергии образования соединения из атомов. Так, энергия образования СН 4 = -1661,1 кДж/моль. Так как в молекуле СН 4 четыре связи, то энергия одной связи С – Н равна 415,3 кДж/моль. Исследование большого числа известных в настоящее время данных по энергиям связи показывает, что энергия связи между конкретной парой атомов часто оказывается величиной постоянной при условии, что остальная часть молекулы изменяется незначительно. Так, в насыщенных углеводородах Е св (C – Н) = 415,3 кДж/моль, Е св (C – С) = 331,8 кДж/моль.
Энергии связей в молекулах, состоящих из одинаковых атомов, уменьшаются по группам сверху вниз По периоду энергии связей растут. В этом же направлении возрастает и сродство к электрону
В прошлом параграфе мы привели пример вычисления теплового эффекта реакции:
С(тв) + 2 H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.
В данном случае 76 кДж - это не просто тепловой эффект данной химической реакции, но еще и теплота образования метана из элементов .
ЭНТАЛЬПИЯ - это тепловой эффект реакции, измеренный (или вычисленный) для случая, когда реакция происходит в открытом сосуде (т.е. при неизменном давлении). Обозначается как ΔH.
Когда объем, занимаемый продуктами реакции, отличается от объема, занимаемого реагентами, химическая система может совершить дополнительную работу PΔV (где P - давление, а ΔV - изменение объема). Поэтому ΔН и ΔЕ связаны между собой соотношением:
ΔН = ΔЕ + PΔV
Итак, если реакция проводится не в "бомбе", то ЭНТАЛЬПИЯ и ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ совпадают между собой. Энтальпию называют также "теплосодержанием". Если мы проводим реакцию получения воды в открытом сосуде, то 286 кДж/моль - это "тепло" ΔН, содержащееся в водороде и кислороде для случая, когда мы получаем из них воду. Поскольку исходные вещества (водород и кислород) находились в нашем опыте в стандартных условиях (25 о С и давлении 1 атм), а продукт реакции (воду) мы тоже привели к стандартным условиям, мы вправе сказать, что 286 кДж/моль - это СТАНДАРТНАЯ ТЕПЛОТА ОБРАЗОВАНИЯ ВОДЫ или, что то же - СТАНДАРТНАЯ ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ВОДЫ. Если мы будем получать из тех же элементов не воду, а перекись водорода H 2 O 2 , то "теплосодержание" такой химической системы будет иным (187,6 кДж/моль). Во время протекания реакций с образованием 1 моля воды или 1 моля H 2 O 2 освобождается разное количество энергии, чего и следовало ожидать. В дальнейшем стандартную теплоту образования веществ мы чаще будем называть именно стандартной энтальпией образования ΔН . Чтобы подчеркнуть справедливость этой величины только длястандартных условий, в таблицах её обозначают следующим образом: ΔН о 298
Маленький "нолик" рядом с ΔН по традиции символизирует некое стандартное состояние, а цифра 298 напоминает, что значения приведены для веществ при 25 о С (или 298 К). Стандартная энтальпия не обязательно должна быть энтальпией образования вещества из элементов . Можно получить значение стандартной энтальпии ΔН о 298 для любой химической реакции. Но в нашем случае с получением воды из водорода и кислорода мы получили именно стандартную энтальпию образования воды. Записывается это так: H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O (ΔН о 298 = -286 кДж/моль)
Откуда взялся знак "минус" перед значением теплового эффекта? Здесь автор со вздохом должен сообщить читателю о еще одной особенности представления теплоты (и энтальпии) в термодинамике. Здесь принято потерянную любой системой энергию представлять со знаком "минус" . Рассмотрим, например, уже знакомую нам систему из молекул метана и кислорода. В результате экзотермической реакции между ними происходит выделение теплоты: СH 4 (г) + 2 O 2 (г) = СO 2 (г) + 2 H 2 О(ж) + 890 кДж
Можно записать эту реакцию и другим уравнением, где выделившаяся ("потерянная") теплота имеет знак "минус": СH 4 (г) + 2 O 2 (г) – 890 кДж = СO 2 (г) + 2 H 2 О(ж)
По традиции энтальпию этой и других экзотермических реакций в термодинамике принято записывать со знаком "минус" : ΔН о 298 = –890 кДж/моль (энергия выделяется).
Наоборот, если в результате эндотермической реакции система поглотила энергию, то энтальпия такой эндотермической реакции записывается со знаком "плюс" . Например, для уже знакомой нам реакции получения CO и водорода из угля и воды (при нагревании): C(тв) + H 2 О(г) + 131,3 кДж = CO(г) + H 2 (г)
(ΔН о 298 = +131,3 кДж/моль)
К этой особенности термодинамического языка следует просто привыкнуть, хотя на первых порах путаница со знаками может изрядно досаждать при решении задач.
Давайте попробуем решить одну и ту же задачу сначала в термодинамической шкале (где выделяемая реакцией теплота имеет знак "минус"), а потом в термохимической шкале (которой мы пользовались в предыдущем параграфе и где выделяемая реакцией энергия имеет знак "плюс").
Итак, приведем пример расчета теплового эффекта реакции: Fe 2 O 3 (тв) + 3 C(графит) = 2 Fe(тв) + 3 CO(г)
Эта реакция происходит в доменной печи при очень высокой температуре (около 1500 о С). В справочниках, где используется термодинамическая шкала, можно найти стандартные теплоты образования Fe 2 O 3 (ΔН о 298 = –822,1 кДж/моль) и СО (ΔН о 298 = – 110,5 кДж/моль). Два других вещества из этого уравнения - углерод и железо - являются элементами, то есть их теплота образования по определению равна нулю. Поэтому стандартная теплота рассматриваемой реакции равна:
ΔН о 298 = 3× (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 кДж
Итак, реакция восстановления оксида железа (III) углерода является эндотермической (ΔН о 298 положительна!), причем на восстановление одного моля Fe 2 O 3 тремя молями углерода надо было бы затратить 490,6 кДж, если исходные вещества до начала реакции и продукты после окончания реакции находятся в стандартных условиях (то есть при комнатной температуре и атмосферном давлении). Не имеет значения, что исходные вещества пришлось сильно нагреть для того, чтобы реакция произошла. ВеличинаΔН о 298 = +490,6 кДж отражает "чистый" тепловой эффект эндотермической реакции, в которой реагенты сначала разогревались внешним источником тепла от 25 до 1500 о С, а в конце реакции продукты опять остывали до комнатной температуры, отдав все тепло в окружающую среду. При этом отданного тепла будет меньше, чем пришлось потратить на разогрев, потому что часть тепла поглотилась в реакции.
Проведем тот же расчет, используя термохимическую шкалу. Допустим, известны теплоты сгорания углерода и железа в кислороде (при неизменном давлении):
1) C + 1/2 O 2 = CO + 110,5 кДж
2) 2 Fe + 3/2 O 2 = Fe 2 O 3 + 822,1 кДж
Чтобы получить тепловой эффект интересующей нас реакции, умножим первое уравнение на 3, а второе перепишем в обратном порядке:
1) 3 C + 3/2 O 2 = 3 CO + 331,5 кДж
2) Fe 2 O 3 + 822,1 кДж = 2 Fe + 3/2 O 2
Теперь почленно сложим оба уравнения:3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 кДж = 3 CO + 331,5 кДж + 2 Fe + 3/2 O 2
После сокращения в обоих частях уравнения кислорода (3/2 O 2) и переноса 822,1 кДж в правую часть получим: 3 C + Fe 2 O 3 = 3 CO + 2 Fe – 490,6 кДж
кинетика химических реакций - раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений Химическая кинетика – наука о скоростях и закономерно-стях протекания химических процессов во времени.
Химическая кинетика изучает механизм протекания процесса, т.е. те промежуточные стадии, состоящие из элементарных актов, через которые система переходит из начального состояния в конечное.
Химическая кинетика изучает скорости этих стадий и факторы, влияющие на их скорость.
Уравнение химической реакции показывает начальное состояние системы (исходные вещества) и её конечное состояние (продукты реакции), но не отражает механизма процесса.
Гибридизация атомных орбиталей. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей для бинарных гомоядерных молекул. При образовании химической связи изменяются свойства взаимодействующих атомов и прежде всего энергия и заполненность их внешних орбиталей.
Поделитесь работой в социальных сетях
Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск
PAGE 13
Лебедев Ю.А. Лекция 0 2
Лекция №0 2
Химическая связь. Характеристики химической связи: энергия, длина, валентный угол. Типы химической связи. Полярность связи. Квантово-механические представления о природе ковалентной связи. Понятие о методе валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей.
- (c
игма) и
(пи)-связи. Геометрическая конфигурация молекул. Электрический момент диполя молекулы. Понятие о методе молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей для бинарных гомоядерных молекул. Сигма (
) и Пи(
)-молекулярные орбитали. Диа- и парамагнитные молекулы.
НАПОМИНАНИЕ
Уравнение Шредингера. - волновая функция.
Е= f (n , l , m , s ).
Химическая связь. Характеристики химической связи: энергия, длина, валентный угол.
Мы рассмотрели структуру электронных уровней изолированных атомов. Это весьма редкие в практике объекты. Единственное исключение это инертный газ аргон с электронной формулой 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . И хотя его в атмосфере «только» 0,93% об, каждый из вас за один вдох буквально «заглатывает» около трехсот квинтиллионов штук атомов аргона.
Все остальные вещества и материалы, с которыми мы имеем дело, содержат химически связанные атомы. Взаимодействие свободных атомов друг с другом приводит к образованию молекул, ионов и кристаллов. Это «классические» химические объекты. Однако в последнее время важную роль приобрели такие объекты, как наноструктуры, поверхностные соединения, бертоллиды и ряд других, практически важных «неклассических» химическх объектов.
Химическая связь обусловлена взаимодействием электронов внешних электронных оболочек атомов. Те орбитали, которые принимают участие в образовании химической связи, называются валентными орбиталями, а находящиеся на нах электроны валентными электронами.
При образовании химической связи изменяются свойства взаимодействующих атомов и, прежде всего, энергия и заполненность их внешних орбиталей.
При образовании химической связи суммарная энергия электронов на валентных орбиталях меньше, чем их энергия в свободных атомах. Эта разница в энергиях называется энергией химической связи.
Типичная величина энергии химической связи это сотни кДж/моль.
Важной количественной характеристикой химической связи является ее длина. Длина связи это расстояние между ядрами химически связанных атомов в стабильном состоянии молекулы.
Типичная длина химической связи это десятые доли нанометра. 1
Если в образовании молекулы при взаимодействии с данным атомом принимают участие два и более других атомов, то возникает вопрос о её геометрической структуре или химическом строении. Основы теории химического строения молекул положил А.М.Бутлеров 2
Одной из важнейших количественных характеристик строения сложных молекул является валентный угол - угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома.
Типы химической связи. Полярность связи.
По характеру взаимодействия валентных электронов и типу образующихся в ходе взаимодействия орбиталей, химические связи подразделяются на следующие основные типы: ковалентные (полярные и неполярные), ионные, донорно-акцепторные, водородные и межмолекулярные (называемые также ван-дер-ваальсовскими).
Ещё в 1916 году американский химик Г.Н.Льюис 3 высказал идею о том, что химическая связь образуется электронной парой, которая графически изображается валентной чертой:
F + F = F 2 (F-F).
Если электроотрицательности атомов равны, то такая связь называется неполярной. Если различны полярной.
При образовании полярной ковалентной связи атомы приобретают дополнительный заряд отрицательный у атома с большей электроотрицательностью и положительный у атома с меньшей электроотрицательностью:
H+Cl = HCl (
)
В случае, когда разница электроотрицательностей взаимодействующих атомов велика, связь считается ионной:
Na + Cl = NaCl (Na + Cl - ).
Если электронная пара, образующая связь, до взаимодействия принадлежала одному из атомов, то такая связь называется донорно-акцепторной. Атом, который предоставил электронную пару называется донором, а принявший ее на свободную орбиталь акцептором.
Особенно характерно возникновение донорно-акцепторных связей d - металлами, имеющими свободные или частично заполненные d -орбитали с образованием комплексных соединений.
О других видах связи мы поговорим позже.
Квантово-механические представления о природе ковалентной связи.
С современной точки зрения ковалентная связь возникает при квантово-механическом взаимодействии всех электронов всех взаимодействующих атомов. Но, как мы уже говорили на лекции №1, точного решения уравнения Шредингера, описывающего орбитали многих электронов в молекулах, нет. Облегчает задачу квантово-механического описания химической связи то, что при ее образовании роль электронов, находящихся на внутренних и внешних электронных оболочках, существенно различна.
Поэтому удалось создать различные приближенные методы описания химической связи.
Квантовая химия имеет богатый арсенал прикладных программ, позволяющих проводить расчеты с большой точностью для широкого класса молекул и ионов. 4
Однако универсального и достаточно точного квантово-химического алгоритма пока нет.
Для качественного понимания структуры химических соединений используются два метода метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).
Понятие о методе валентных связей. Геометрическая конфигурация молекул. Электрический момент диполя молекулы.
Основными постулатами метода валентных связей являются:
1. Одинарная ковалентная химическая связь осуществляется двумя валентными электронами, которые занимают две орбитали по одной от каждого из взаимодействующих атомов. При этом у образующих валентную пару электронов спины должны быть противоположными (связь образуют электроны с антипараллельными спинами).
2. Исходные атомные орбитали (АО) сохраняют свой абрис и в составе молекулы.
3.Связь образуется за счет перекрытия орбиталей, приводящего к увеличению электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов в направлении, обеспечивающем максимальное перекрытие.
Рассмотрим образование химической связи по МВС в молекуле водяного пара H 2 O .
Молекула состоит из одного атома кислорода O и двух атомов водорода H . Электронная формула атома кислорода 1 s 2 2 s 2 2 p 4 . На внешнем энергетическом уровне находятся 6 электронов. Подуровень 2 s является заполненным. На подуровне 2 p на одной из p -орбиталей (положим, p y ,) находится электронная пара, а на двух других ( p x и p z ) по одному неспаренному электрону. Именно они и будут участвовать в образовании химической связи.
Электронная формула атома водорода 1 s 1 . У водорода один s -электрон, абрис орбитали которого сфера, и он будет участвовать в перекрытии с p -орбиталью кислорода, образуя химическую связь. Всего таких sp -перекрытий в молекуле воды будет два. И структура молекулы будет выглядеть так:
Как видно из рисунка, в молекуле воды имеется две ковалентные химические связи, направленные по осям Z и X . Следовательно, валентный угол в этой модели равен 90 о . Эксперимент свидетельствует этот угол равен 104,5 o .
Совсем неплохое совпадение для простейшей качественной модели без всяких расчетов!
Электроотрицательность кислорода по Малликену 3,5, а водорода 2,1. Следовательно, каждая из связей будет полярной, причем заряд
- будет на кислороде, а
+ - на водороде, т.е. образуются три центра электрического заряда. В молекуле образуются два электрических диполя.
Диполь это два равных по величине заряда, расположенные на конечном расстоянии
l
друг от друга. Диполь характеризуется дипольным моментом
=
Диполь является вектором, направленным от отрицательного полюса к положительному. В молекуле воды образуются два дипольных момента связей, которые при сложении дают общий дипольный момент молекулы. Схема дипольных моментов молекулы воды по модели МВС имеет вид:
Важно подчеркнуть, что дипольные моменты связей складываются векторно и суммарный дипольный момент зависит от геометрии молекулы. Как видим, в данном случае, из-за того, что связи направлены под прямым углом друг к другу, молекула в целом оказывается полярной. И эксперимент подтверждает это дипольный момент молекулы воды равен 1,84 Дебая. (1 Дебай равен 0,33*10 -29 Кл*м)
Геометрическая структура связей в молекулах может быть весьма разнообразной. Связи могут располагаться как на плоскости, так и в пространстве, образуя молекулы в виде объемных тел различной конфигурации (тригональные, тетрагональные, гексагональные пирамиды, бипирамиды, кольца, составленные из пирамид и т.д.)
Подробнее о взаимосвязи структуры химических связей и геометрией молекул нужно прочитать в учебнике на стр. 119 128).
- (c
игма) и
(пи)-связи.
Вернемся к перекрытию орбиталей при образовании связей. В нашем примере
область максимального перекрытия
s
и
p
-орбиталей
лежит на линии, соединяющей центры атомов. Такой вид перекрытия получил название
-связи.
Рассмотрим другой случай молекулу кислорода
O
2
. Как мы уже видели, атом кислорода имеет две
p
-орбитали, на которых находятся электроны, способные образовать химическую связь. Хорошо известная структурная формула кислорода
O
=
O
. В молекуле кислорода двойная связь. Одна из них это только что рассмотренная
-связь. А вторая? Оказывается, что вторая связь образуется за счет другого типа перекрытия орбиталей, которое называется
-связью.
Понятие о
и
связях выдвинул Ф.Хунд.
При образовании
-связи орбитали перекрываются таким образом, что образуются две области перекрытия, причем располагаются они симметрично относительно плоскости, на которой лежат ядра взаимодействующих атомов.
Геометрически это выглядит так:
Обратите внимание на то, что
-связь образована меньшими по объему частями
p
-орбиталей, в которых плотность «электронного облака» больше, а потому эта связь прочнее
-связи. Действительно, эксперимент показывает, что в соединениях углерода этане С
2
H
6
(CH
3
-
CH
3
одна
-связь), этилене
C
2
H
4
(CH
2
=
CH
2
- одна
-связь и одна
-связь) и ацетилене С
2
H
2
(C
НС
H
- одна
-связь и две
-связи) энергия их разрыва соответственно равна 247, 419 и 515 кДж/моль.
Теперь мы можем дополнить список постулатов МВС:
4.
Если в молекуле образуются кратные (двойные и тройные) связи, то одна из них будет
-связью, а другие -
-связями).
Отметим, что в соединениях
d
- и
f
-металлов возможно образование ещё одного типа связей -
-связей, когда перекрытие происходит в четырех пространственных областях и плоскость симметрии перпендикулярна линии, соединяющей ядра атомов.
Гибридизация атомных орбиталей.
При образовании химических связей может происходить важное явление, которое называется гибридизацией орбиталей.
Рассмотрим атом бериллия Be . Его электронная формула 1 s 2 2 s 2 . Судя по тому, что все электроны бериллия являются спаренными, такой атом должен вести себя химически подобно инертным газам не вступать в химические взаимодействия.
Однако, посмотрим внимательно на электронографическую диаграмму атома бериллия:
Из диаграммы видно, что атом бериллия имеет кроме заполненной 2
s
-орбитали ещё три свободных 2
p
-орбитали! Правда, энергия этих орбиталей больше, чем энергия 2
s
-орбитали на величину
E
. Но эта энергия невелика и меньше той, которая высвобождается при образовании химической связи. Поэтому атом стремится перестроить свои орбитали в ходе взаимодействия для достижения энергетически выгодного конечного состояния. Для такой перестройки используется кинетическая энергия взаимодействующих с данным атомом частиц. Подробнее об этом источнике энергии мы будем говорить при обсуждении вопросов химической кинетики.
5
Такая перестройка получила название гибридизации орбиталей, поскольку в ходе этого процесса из «двух сортов» орбиталей возникает новый.
На языке волновых функций это описывается уравнением, связывающим гибридную волновую функцию получившихся орбиталей с исходными волновыми функциями.
Количество образовавшихся гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, принявших участие в процессе гибридизации.
Графически этот процесс может быть изображен следующей диаграммой:
Отметим, что энергия, необходимая для гибридизации E гибр меньше, чем разница энергий гибридизирующихся орбиталей E .
В обозначении гибридных орбиталей сохраняются обозначения исходных орбиталей. Так, в данном случае (атом Be ), гибридизируются одна s и одна p -орбиталь, и обе гибридные орбитали обозначаются как sp -орбитали. Необходимость гибридизации только двух орбиталей связана с тем, что у атома бериллия на внешнем энергетическом уровне только два электрона.
В других случаях, когда в гибридизации участвуют несколько одинаковых орбиталей, их количества отмечаются показателем степени. Например, при гибридизации одной s и двух p -орбиталей получаются три sp 2 -орбитали, а при гибридизации одной s и трех p -орбиталей четыре sp 3 орбитали.
В рассматриваемом случае в соответствии с правилом Хунда атом бериллия получает два неспаренных электрона и способность образовать две ковалентные химические связи.
Гибридные орбитали, образованные s , p и даже d -орбиталями мало отличаются по форме и выглядят так («несимметричная гантель»):
Отметим, что количество гибридных орбиталей равно количеству орбиталей, участвующих в их создании вне зависимости от количества и типа гибридизирующихся орбиталей.
Расположение гибридных орбиталей в пространстве определяется их количеством.
Конкретно у атома бериллия две гибридные sp -орбитали расположены вдоль одной прямой (под углом 180 o ), что соответствует стремлению занимающих их одноименно заряженных электронов максимально удалиться друг от друга:
Подробнее о методе валентных связей и гибридизации можно прочесть здесь:
http://center.fio.ru/method/resources/Alikberovalyu/2004/stroenie/gl_10.html#104
Часто в молекулах имеются орбитали, занятые электронной парой («неподеленная электронная пара»). Такие орбитали не принимают участия в образовании химических связей, но влияют на геометрическую структуру молекулы.
Модификация МВС, учитывающая влияние таких орбиталей, называется теорией отталкивания электронных пар валентных орбиталей (ОЭПВО) и познакомиться с ней можно по учебнику на стр.124 128.
Понятие о методе молекулярных орбиталей.
Мы рассмотрели явление гибридизации АО в рамках МВС. Оказалось, что идея гибридизации является плодотворной и при более глубоком моделировании химических связей. Она является основой второго метода их описания, который рассматривается в нашем курсе метода молекулярных орбиталей (МО).
Главным постулатом этого метода является утверждение о том, что АО взаимодействующих друг с другом атомов утрачивают свою индивидуальность и образуют обобщенные МО, т.е. что электроны в молекулах «принадлежат» не какому-то конкретному атому, а квантово-механически движутся по всей молекулярной структуре.
Существует несколько разновидностей метода МО, учитывающих б о льшее или меньшее число факторов и, соответственно, более или менее сложных математически. Наиболее простым является приближение, которое учитывает только линейные эффекты взаимодействия электронов. Это приближение называется методом МО ЛКАО (линейной комбинации атомных орбиталей).
На языке квантовой механики это утверждение для простейшего случая взаимодействия двух орбиталей записывается так:
Где
- волновая функция МО,
- волновая функция АО первого атома,
- волновая функция АО второго атома,
a
и
b
численные коэффициенты, характеризующие вклад данной АО в общую структуру МО.
Поскольку в правой части записан линейный многочлен, эта модификация метода МО и получила название ЛКАО.
Из уравнения видно, что при взаимодействии двух АО получаются две МО . Одна из них называется связывающей МО, а другая разрыхляющей МО.
Почему они получили такое название, ясно из рисунка, на котором изображена энергетическая диаграмма орбиталей в молекуле:
Как видно из рисунка, связывающая МО имеет энергию меньшую, чем энергии исходных АО, а разрыхляющая большую. (Соответственно,). Естественно, в соответствии с принципом минимальной энергии электроны в молекуле будут при образовании связи в первую очередь занимать связывающую орбиталь.
В общем случае, при взаимодействии N AO получается N MO .
Сигма (
) и пи(
)-молекулярные орбитали.
В результате количественных расчетов по методу МО ЛКАО выяснилось, что введенные в методе МВС понятия о
и
видах симметрии орбиталей сохраняются и в методе МО ЛКАО.
Вот как выглядят абрисы
-связывающих (обозначаются как
или) и
-разрыхляющих (обозначаются как или) орбиталей в методе МО ЛКАО:
А вот как выглядят абрисы
- связывающих (
) и
-разрыхляющих (
*
) орбиталей методе МО ЛКАО:
Энергетические диаграммы образования молекулярных орбиталей для бинарных гомоядерных молекул.
Расчет энергии молекулярных орбиталей для сложных молекул, в состав которых входят ядра различных элементов (гетероядерных молекул) является сложной вычислительной задачей даже для современных компьютеров. Поэтому каждый расчет индивидуальных молекул является отдельной творческой работой.
Тем не менее оказалось, что энергетическая диаграмма для бинарных гомоядерных молекул элементов второго периода Периодической системы Д.И.Менделеева является универсальной и имеет вид:
Иногда в литературе приводятся разные диаграммы для элементов B ,C,N и последующих O , F , Ne , однако исследования магнитных свойств молекулы B 2 при сверхнизких температурах не подтверждают однозначно необходимости усложнения вида энергетических диаграмм для B ,C,N.
Диа- и парамагнитные молекулы. Кратность связей по МО ЛКАО.
Одним из серьезных преимуществ метода МО ЛКАО по сравнению с методом ВС является более правильное описание магнитных свойств молекул и, в частности, объяснение парамагнетизма молекулярного кислорода. 6
Вспомним структуру молекулы кислорода по МВС, рассмотренную нами ранее. В соответствии с этой структурой все валентные электроны и
и
-связей в молекуле
O
2
образуют электронные пары и суммарный спин молекулы равен нулю.
Структура орбиталей этой молекулы по методу МО ЛКАО, полученная заполнением электронами МО в соответствии с приведенной выше энергетической диаграммой имеет вид:
Как видно из этой диаграммы, в молекуле кислорода присутствуют два неспаренных электрона на разрыхляющих
и
орбиталях. Их магнитные моменты складываются и дают суммарный магнитный момент молекулы. Эксперимент показывает, что магнитный момент молекулы кислорода равен 2,8
(Собственный магнитный момент электрона 1
). Учитывая, что полный магнитный момент кроме собственного электронного включает в себя и орбитальный, количественное совпадение весьма убедительно свидетельствует в пользу справедливости именно метода МО.
При наличии магнитного момента вещество становится парамагнетиком оно «притягивается магнитом». 7 При отсутствии магнитного момента вещество диамагнитно оно «выталкивается» магнитным полем . 8
Кроме магнитных свойств анализ энергетических диаграмм МО ЛКАО дает возможность определить кратность (или порядок) химической связи (КС или ПС).
КС= ½(N связ N разр )
где N связ общее число электронов на связывающих орбиталях; N разр общее число электронов на разрыхляющих орбиталях).
Мы рассмотрели различные случаи проявления и описания ковалентных химических связей. Это основной вид химической связи, поскольку причина ее возникновения наличие валентных электронов есть у подавляющего большинства химических элементов.
Однако в некоторых случаях взаимодействия атомов возникают особые условия, которые порождают особые виды связи, которые мы рассмотрим на следующей лекции.
Химическая связь и строение молекул
По мере изучения свойств веществ возникала необходимость их объяснения и описания. Прежде всего требовал объяснения сам факт образования молекул и структурных единиц (СЕ) из атомов, т.е. приро да и величина энергии притяжения атомов в веществах - энергия химической связи .
Было установлено также особое свойство химической связи, кото-
рое можно определить как насыщаемость:
атом в молекуле или СЕ обладает определенной валентностью
и он может иметь небольшое число валентностей. Для свойств молекул и СЕ важно не только число тех или иных атомов в них, но и порядок расположения (теория строения
А.М. Бутлерова), расстояние между атомами и геометрия молекул и СЕ (стереохимия
- Вант-Гофф и Ле Бель).
Наконец, вещества обладают определенными оптическими (цвет, спектры), электрическими (дипольный момент, заряды на атомах) и магнитными свойствами, которые должны быть объяснены с точки зрения их строения.
Представления о природе сил притяжения между атомами следовали за великими открытиями в физике: открытие закона всемирного тяготения - теория гравитационного взаимодействия атомов (Бергман и Бертолле); открытие электрических явлений - электрохимическая теория (Берцелиус); открытие электронов привело к развитию так называемых электронных теорий химических связей (Морозов, Коссель, Льюис, Писаржевский, Михайленко, Гейтлер и Лондон, Малликен и Хунд и др.).
Современная теория строения химических связей основана на квантово-механических представлениях о движении электронов в атомах, молекулах и других СЕ веществ; в ней доказано, что притяжение между атомами можно представить как электростатическое взаимодействие электронных облаков и положительно заряженных ядер.
Основные характеристики химической связи
Химическая связь - это понижение энергии атомов при образовании молекулы или СЕ. Энергия химической связи может быть определена как энергия, необходимая для разрыва этой связи. Для двухатомной молекулы она равна энергии (энтальпии) диссоциации, например:
Н 2 = 2Н, ΔН 0 = Ен-н = 432 кДж.
В случае многоатомных молекул энергия связи зависит от состояния реагентов и продуктов. Поэтому энергии последовательного разрыва одинаковых связей не равны между собой, например в молекуле метана:
СН 4 ® СН 3 + Н, Е 1 = 427 кДж/моль;
СН 3 ® СН 2 + Н, Е 2 = 368 кДж/моль;
СН 2 ® СН + Н, Е 3 = 519 кДж/моль;
СН ® С + Н, Е 14 = 335 кДж/моль;
СН 4 ® С + 4Н, 4Ес-н = 1649 кДж/моль.
Однако, их сумма равна энергии одновременного разрыва всех связей. Средняя энергия этих четырех связей, Ес-н = 1649/4 » 412 кДж, заметно отличается от каждой из четырех. С другой стороны, существует приближенная закономерность: химические связи между одними и теми же атомами в разных молекулах примерно одинаковы, если атомы находятся в одинаковых валентных состояниях. Под валентным состоянием атома понимают количество и вид (см. ниже) химических связей, образуемых им в рассматриваемом соединении. Именно поэтому отличаются энергии последовательного разрыва связей в метане.
В таблице 4.1 приведены средние значения энергий химических связей, которые примерно одинаковы для различных соединений.
Можно подметить также и другие закономерности. Например, энергии химических связей между одними и теми же двумя атомами могут различаться примерно в 2 и 3 раза. Это привело к введению представлений об ординарных (одиночных), двойных и тройных связях (Е с-с » 350, Е с=с » 600, Е сºс » 820 кДж/моль). Эта характеристика носит название кратность связи.
Было показано также, что в рядах однотипных соединений энергия связи изменяется закономерно: Е н-F > E H-Cl > Е н-Br > E н-I.
Однако в другом ряду энергия связи изменяется нерегулярно:
Е F-F < E Cl-Cl > Е Br-Br > E I-I , что требует объяснения с позиции строения молекул.
Длина связи. В отличие от размера атома, ее можно определить точно: она равна расстоянию между центрами соседних атомов в молекуле. Длины связей имеют тот же порядок величины (» 100 пм), что и диаметры атомов - это тривиальное заключение, так как условные (эффективные) радиусы атомов находят делением межъядерных расстояний на две части. То есть длину связи можно приближенно определять путем сложения соответствующих радиусов атомов или ионов:
d A-B » r A + r B » (d A-A + d B-B) /2
Длины связей зависят от валентного состояния атомов, то есть, например, от кратности связи: d c-c » 154 пм, d c=c » 134 пм и
d сºс » 120 пм.
Сравнение длин связей с их энергиями показывает, что между ними существует обратная зависимость: чем больше длина, тем меньше энергия связи (табл. 4.1). Имеет место также закономерное изменение длин однотипных связей в зависимости от положения элементов в Периодической системе, что обусловлено аналогичными изменениями размеров атомов и ионов.
Таблица 4.1
Средние энергии (Е св) и длины (d св) некоторых химических связей
Валентные углы - углы между связями, образуемыми одним атомом в молекуле или СЕ. Они зависят от природы атомов (их электронного строения) и характера химической связи (ковалентные, ионные, водородные, металлические, ординарные, кратные). Валентные углы определяют в настоящее время весьма точно теми же методами, что и длины связей. Например, показано, что молекулы состава AB 2 могут быть линейными (CO 2) или угловыми (H 2 O), AB 3 - треугольными (BF 3) и пирамидальными (NH 3), AB 4 - тетраэдрическими (CH 4), или квадратными (PtCl 4) - , или пирамидальными (SbCl 4) - , AB 5 - тригонально-бипирамидальными (PCl 5), или тетрагонально-пирамидальными (BrF 5), AB 6 - октаэдрическими (AlF 6) 3 - и т.д.
Валентные углы закономерно изменяются с увеличением порядкового номера в Периодической таблице. Например, угол H-Э-H для H 2 O, H 2 S, H 2 Se уменьшается (104,5; 92 и 90 0 , соответственно).
Энергии, длины и углы связей несут важную информацию о природе химической связи. Зависимость между электронным строением молекул и этими характеристиками рассмотрены далее.
Спектры молекул. Огромное значение для определения размеров, геометрии и электронного строения молекул и конденсированных веществ имеют их спектры. Они обычно представляют собой зависимость интенсивности (I) поглощения или излучения веществом энергии (в виде фотонов, электронов или ионов) от энергии внешнего воздействия на вещество. При этом I измеряется обычно количеством квантов в единицу времени с единицы поверхности или объема, а энергетическая шкала - в единицах энергии, частоты или длины волны.
В науке в настоящее время существует огромное количество спектральных методов исследования веществ, которые сильно отличаются видами воздействия (радиоволны, инфракрасный, видимый или ультрафиолетовый свет, рентгеновские и g-лучи, пучки элементарных частиц - электронов, позитронов, протонов, нейтронов.....), видами регистрируемых явлений, связанных с элементами строения вещества.
Методами электронной спектроскопии ультрафиолетовой и видимой области спектра регистрируют и изучают переходы валентных электронов из одних электронных состояний в другие (это соответствует переходам между валентными атомными орбиталями). Переходам соответствуют линии Е 1 , Е 2 и Е 3 , показанные на рисунке 3.1.
Методами инфракрасной колебательной спектроскопии изучают колебания атомов в молекулах и конденсированных веществах. Исследования показали, что эти колебания, как и электронные переходы, квантованы. Энергии переходов для одной связи закономерно изменяются (DЕкол. на рис. 3.1).
Измерение и изучение этих переходов, а также спектров вращения молекул, дает возможность определять энергию связей, размеры и форму молекул.
Магнитные свойства. Как известно из курса физики, все вещества взаимодействуют с магнитным полем. Существует два основных типа взаимодействия вещества с магнитным полем.
1. Парамагнитное взаимодействие - атомы и молекулы вещества имеют неспаренные электроны, вещество намагничивается в магнитном поле и втягивается между полюсами магнита.
2. Диамагнитное взаимодействие - в атомах и молекулах вещества все электроны спарены, магнитные моменты скомпенсированы, вещество не намагничивается, но испытывает слабое отталкивание из межполюсного пространства.
В первом случае силовые линии магнитного поля сгущаются, а во втором - разрежаются под действием вещества. К парамагнитным веществам относятся все атомы (Li, B, N, F и т.д.), а также молекулы (NO, NO 2 , CO + , N 2 + , 3+) с нечетным числом электронов. Некоторые молекулы и вещества, имеющие четное число электронов, также парамагнитны (O 2 , F 2 2+ , 2+ и т.д.) Очевидно, что эти факты связаны с электронным строением соответствующих веществ.
Другие типы взаимодействия - ферромагнитное и антиферромагнитное - являются результатом взаимодействия элементарных магнитов (неспаренных электронов) соседних атомов и молекул в веществе и в данном курсе рассматриваться не будут.
Энергия химической связи
равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Например, если рассматривается Э. х. с. H 3 C-H в молекуле метана, то такими частицами являются метильная группа CH 3 и атом водорода Н, если рассматривается Э. х. с. Н-Н в молекуле водорода, такими частицами являются атомы водорода. Э. х. с. - частный случай энергии связи (См. Энергия связи),
обычно ее выражают в кдж/моль
(ккал/моль
);
в зависимости от частиц, образующих химическую связь (См. Химическая связь), характера взаимодействия между ними (Ковалентная связь , Водородная связь
и другие виды химической связи), кратности связи (например, двойные, тройные связи) Э.
х. с. имеет величину от 8-10 до 1000 кдж/моль.
Для молекулы, содержащей две (или более) одинаковых связей, различают Э. х. с. каждой связи (энергию разрыва связи) и среднюю энергию связи, равную усредненной величине энергии разрыва этих связей. Так, энергия разрыва связи HO-H в молекуле воды, т. е. Тепловой эффект реакции H 2 O = HO + H равен 495 кдж/моль,
энергия разрыва связи Н-О в гидроксильной группе - 435 кдж/моль,
средняя же Э. х. с.
равна 465 кдж/моль.
Различие между величинами энергий разрыва и средней Э. х. с. обусловлено тем, что при частичной диссоциации (См. Диссоциация) молекулы (разрыве одной связи) изменяется электронная конфигурация и взаимное расположение оставшихся в молекуле атомов, в результате чего изменяется их энергия взаимодействия. Величина Э. х. с. зависит от начальной энергии молекулы, об этом факте иногда говорят как о зависимости Э. х. с. от температуры. Обычно Э. х. с. рассматривают для случаев, когда молекулы находятся в стандартном состоянии (См. Стандартные состояния) или при 0 К. Именно эти значения Э. х. с. приводятся обычно в справочниках. Э. х. с. - важная характеристика, определяющая реакционную способность (См. Реакционная способность)
вещества и использующаяся при термодинамических и кинетических расчетах реакций химических (См. Реакции химические). Э. х. с. может быть косвенно определена по данным калориметрических измерений (см. Термохимия),
расчетным способом (см. Квантовая химия),
а также с помощью масс-спектроскопии (См. Масс-спектроскопия) и спектрального анализа (См. Спектральный анализ).
Большая советская энциклопедия. - М.: Советская энциклопедия . 1969-1978 .
Смотреть что такое "Энергия химической связи" в других словарях:
Для двухат. молекул энергия удаления атомов на бесконечно большое расстояние друг от друга; для многоат. молекул, радикалов, ионов энергия диссоциации. Суммарная энергия удаления всех атомов многоат. молекулы друг от друга на бесконечно большое… … Физическая энциклопедия
энергия химической связи - энергия, равная работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов), удаленные на бесконечно большое расстояние. Энергия химической связи частный случай энергия связи, обычно ее… …
энергия химической связи - cheminio ryšio energija statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Energija, kurios reikia 1 molio medžiagos vieno tipo cheminiams ryšiams suardyti. atitikmenys: angl. chemical bond energy vok. chemische Bindungsenergie, f rus.… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas
энергия химической связи - cheminio ryšio energija statusas T sritis chemija apibrėžtis Energija, kurios reikia 1 molio medžiagos vieno tipo cheminiams ryšiams suardyti. atitikmenys: angl. chemical bond energy rus. энергия химической связи … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
энергия химической связи - cheminio ryšio energija statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. chemical bond energy vok. chemische Bindungsenergie, f rus. энергия химической связи, f pranc. énergie de liaison chimique, f … Fizikos terminų žodynas
Стандартной энергией разрыва химической связи называют изменение энтальпии при химической реакции, в которой происходит разрыв одного моля данной связи. При этом принимается, что исходное вещество и продукты реакции находятся в своих стандартных… … Википедия
Энергия связ. системы к. л. ч ц (напр., атома как системы из ядра и эл нов), равная работе, к рую необходимо затратить, чтобы разделить эту систему на составляющие её ч цы и удалить их друг от друга на такое расстояние, на к ром их вз ствием… … Физическая энциклопедия
энергия активации - разность между средней энергией частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергией всех частиц реагирующей системы. Энергия активации разных химических реакций… … Энциклопедический словарь по металлургии
энергия связи - энергия связующей системы каких либо частиц (например, атома), равная работе, которую необходимо затратить, чтобы разложить эту систему на бесконечно удаленные и не взаимодействующие между собой составляющие ее… … Энциклопедический словарь по металлургии
энергия кристаллической решетки - энергия, равная работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить и отделить на бесконечное расстояние частицы, образующие кристаллическую решетку. Энергия кристаллической решетки в значительной степени определяет прочность… … Энциклопедический словарь по металлургии