Размещено на http://www.allbest.ru/

Молекула. Физическая природа химической связи

Молекула - это устойчивое образование, состоящее из нескольких атомов. Молекула - наименьшая частица вещества, являющаяся носителем основных химических и физических свойств и состоящая из атомов, соединённых между собой химическими связями.

Существуют четыре вида химических связей атомов и молекул:

1. Ван-дер-Ваальсова;

2. ионная;

3. ковалентная;

4. металлическая.

Связь Ван-дер-Ваальса наиболее универсальна и характерна для электрически нейтральных атомов, не обладающих дипольным моментом (неполярные молекулы). При взаимодействии инертных газов она является единственной, объясняющей существование жидкого и твёрдого состояния этих веществ. Возникновение Ван-дер-Ваальсового взаимодействия объясняется следующим образом. Рассмотрим два атома водорода достаточно удалённых друг от друга, когда их электронные облака не перекрываются. Т. к. в основном состоянии эти облака сферически симметричны (представляют из себя сферы, s - состояние) дипольный момент атома (в среднем) равен нулю. За счёт движения электронов в атомах в каждый момент времени расположение электронов не симметрично и атом обладает дипольным моментом, величина которого с течением времени непрерывно меняется. При достаточном сближении такие диполи либо притягиваются (если в данный момент времени сближены их разноимённые полюса), либо отталкиваются. Такие диполи называются наведёнными. Для возникновения постоянно действующей силы притяжения необходимо согласованное движение электронов во взаимодействующих атомах. Такая сила называется дисперсионной, она носит квантовую природу и объясняется уменьшением энергии взаимодействующих осцилляторов, которыми являются в данном случае атомы.

Для полярных систем характерен ориентационный механизм связи Ван-дер-Ваальса. Если молекулы обладают дипольным моментом, то между ними возникает электростатическое взаимодействие, стремящееся расположить молекулы в строгом порядке (рис.1), так как при таком расположении энергия системы уменьшается.

У молекул, обладающих высокой поляризуемостью может возникать индуцированный дипольный момент, если молекулы сближены на достаточно малое расстояние. Такие молекулы притягиваются друг к другу. Возникающее при этом взаимодействие называется индукционным.

В общем случае возникают все три типа взаимодействий и энергия взаимодействия складывается из энергий дисперсионного, ориентационного и индукционного взаимодействий. Связь Ван-дер-Ваальса на два-три порядка слабее остальных трёх видов химической связи и её необходимо учитывать, если не реализуются остальные.

Химические связи обусловлены взаимодействием внешних, валентных электронов атомов. Энергии связи электронов атома (за исключением легчайших атомов) имеют порядок тысяч эВ, в то время как энергии связи в молекулах и твёрдых телах имеют порядок лишь нескольких эВ. Поэтому при сближении атомов и образовании молекулы большинство электронов можно считать прочно связанными с одним (собственным) единственным ядром и только у внешних, наиболее слабо связанных электронов, волновые функции сильно изменяются при образовании из изолированных атомов молекулы. Эти изменения таковы, что приводят к уменьшению общей энергии сближающихся атомов и, следовательно, к возникновению между ними химической связи. Наиболее часто в молекулах встречаются два типа связи: ионная (или гетерополярная) и ковалентная (или гомеополярная).

Ионная (гетерополярная) связь осуществляется при переходе части электронов от одного атома к другому, в результате этого электроны в молекуле можно разделить на две группы, каждая из которых всё время находится около одного из ядер. У одного из ядер избыток электронов, у другого - их недостаток. Молекула состоит, поэтому, из двух разноимённо заряженных ионов, между которыми осуществляется электростатическое взаимодействие. Примером молекул с ионной связью могут служить молекулы Na⁺C?^-, K⁺Br - и др.

Ковалентная (гомеополярная или атомная) связь осуществляется при обобществлении валентных электронов двумя соседними атомами (спины валентных электронов должны быть антипараллельны). Ковалентная связь объясняется на основе принципа неразличимости тождественных частиц, например, электронов в молекуле водорода. Неразличимость тождественных частиц приводит к специфическому взаимодействию между ними, называемому обменным взаимодействием. Это - чисто квантовый эффект, не имеющий классического объяснения. В этом случае можно считать, что часть электронов движется около обоих ядер одновременно. Примером молекул с ковалентной связью могут служить молекулы H2, N2, CN и др.

Обменное взаимодействие эффективно возникает в тех случаях, когда "перекрываются" волновые функции отдельных частиц системы, т. е. когда существуют области пространства, в которых с отличной от нуля вероятностью могут находиться частицы (электроны), принадлежащие различным ядрам (атомам) (Рис.2). Обменное взаимодействие эффективно возникает в системе тождественных частиц даже в том случае, когда прямыми силовыми взаимодействиями частиц можно пренебречь.

Рис.2

химический связь ионный ковалентный

Состояния электронов в отдельных изолированных атомах рассмотрены ранее. При образовании из отдельных атомов молекулы состояния внешних валентных электронов изменяются.

Молекула водорода

Простейшей молекулой с гомеополярной связью является молекула водорода. Рассмотрим два атома водорода, входящих в состав молекулы Н₂

Рис.3

Запишем стационарное уравнение Шредингера для этой системы. Потенциальная энергия взаимодействия различных частей этой системы будет:

(1)

Ядра можно считать неподвижными, т.к. их масса ~ в 2000 раз больше массы электрона, а поэтому они будут двигаться значительно медленнее электронов (адиабатическое приближение). Уравнение Шредингера будет иметь вид:

 , (2)

здесь - оператор Лапласа, содержащий координаты первого электрона

- оператор Лапласа, содержащий координаты второго электрона

В обще случае решение этого уравнения представляет из себя сложную математическую задачу, поэтому воспользуемся качественными результатами такого решения.

Для параллельных и антипараллельных спинов электронов получается существенно различная зависимость энергии молекулы Е от расстояния между атомами R. Эта зависимость показана на рис.4.

Рис.4

Видно, что связь между атомами возникает только когда спины электронов отдельных атомов антипараллельны (в этом случае энергия системы уменьшается - устойчивое состояние). R₀ соответствует равновесному расстоянию между атомами в молекуле.

Собственные значения энергии молекулы Е, полученные из решения этого равнения, оказываются зависящими, в основном, от изменения электронной конфигурации, образующей периферическую часть молекулы. Однако при заданной электронной конфигурации ядра могут колебаться и вращаться относительно общего центра масс. С этими видами движения связана колебательная и вращательная энергия молекулы. Поэтому можно считать:

(3)

где - энергия движения электронов относительно ядер (с ней мы уже знакомы),

- энергия колебания ядер (в результате которых периодически изменяется относительное положение ядер),

- энергия вращения ядер (в результате которых периодически изменяется ориентация молекулы в пространстве).

Решение уравнения Шредингера показывает, что:

,

где - частота колебаний гармонического осциллятора, которым является молекула,

= 0, 1, 2, … - колебательное квантовое число.

,

где = 0, 1, 2, … - вращательное квантовое число, - момент инерции молекулы.

В первом приближении можно считать, что эти энергии не зависят друг от друга (эти виды движения независимы). В формуле (3) не учтены энергия поступательного движения центра масс молекулы и энергия атомов в молекуле. Первая из них не квантуется (свободная частица) и поэтому её изменения не могут привести к возникновению молекулярного спектра, а вторую можно не учитывать, если не рассматривать сверхтонкую структуру спектральных линий. Отношения

УУ= 1УУ,

где m - масса электрона. M - величина, имеющая порядок массы ядер атомов в молекуле (). Поэтому

>> >> . ?1? 10эВ, ?

10^-2?10^-1эВ, ?10^-5?10^-3эВ.

Для изменения колебательного и вращательного квантовых чисел правила отбора дают:

для изменения колебательного квантового числа ,

для изменения вращательного квантового числа .

Из приведённых соотношений видно, что возможны переходы только между соседними колебательными и соседними вращательными уровнями энергии.

Таким образом, окончательно энергия молекулы сможет быть записана в виде:

. (4)

В общем случае изменение энергии молекулы . Расстояние между соседними энергетическими уровнями >> >> , поэтому уровни энергии молекулы будут иметь вид, показанный на рис.5.

Рис.5

Атомные спектры состоят из отдельных линий, молекулярные спектры, при наблюдении в прибор средней разрешающей силы, представляют из себя полосы (линии колебательных и вращательных переходов перекрываются). Поэтому спектры молекул - это полосатые спектры.

В зависимости от того, изменение каких видов энергии (электронной. Колебательной или вращательной) обусловливает испускание молекулой фотона, различают три вида полос:

1. вращательные (лежат в далёкой инфракрасной или микроволновой области спектра);

2. колебательные (или колебательно-вращательные) (лежат в ближней инфракрасной области спектра);

3. электронные (или электронно-колебательные) (лежат в видимой или ближней ультрафиолетовой области спектра).

Частота испущенного фотона в общем случае будет:

 . (5)

На рис.6 схематически показаны энергетические уровни и спектр изолированного атома и молекулы.

Даже для простейшей молекулы - молекулы водорода, решение уравнения Шредингера представляет сложную математическую задачу. Для более сложных молекул эта задача будет ещё сложнее. В принципе уравнение Шредингера позволяет рассчитать любую молекулу, однако трудности математического решения такой задачи заставляют прибегать к различным приближённым методам решения. Впрочем, эти приближённые методы решения достигли в настоящее время такого совершенства, что дают вполне точные результаты, пригодные для сравнения с экспериментом.

Размещено на Allbest.ru