Вода энергия ковалентной связи
§7.4 Вода. Водородная связь.
Ни одна из планет Солнечной системы не содержит на своей поверхности такого большого количества воды, как наша Земля. Моря и океаны, средняя глубина которых около 6 км, покрывают 71 % поверхности Земли. Огромное количество воды в виде снега и льда сосредоточено в приполярных районах.
Этот удивительный факт пока не нашел однозначного объяснения. Безусловно, вода играет огромную роль в возникновении и существовании жизни на нашей планете. Во многом это связано со свойствами, которых нет у ее ближайших соседей и аналогов (H 2 S, H 2 Se и т.д. – см. таблицу 7-1 в предыдущем параграфе). Прежде всего нужно разобраться, почему вода может находиться в жидком и даже в твердом состоянии (лед) в условиях, в которых похожие соединения водорода с более тяжелыми элементами (серой, селеном и т.д.) газообразны.
Молекула воды имеет следующее строение:
Две поделенные электронные пары участвуют в образовании двух полярных ковалентных связей, а оставшиеся две неподеленные пары электронов тоже играют важную роль в свойствах воды. Все заместители у атома кислорода, включая неподеленные пары, стремятся расположиться как можно дальше друг от друга (вспомните §3.6). Это приводит к тому, что молекула приобретает форму искаженного тетраэдра с атомом кислорода в центре. В четырех вершинах этого «тетраэдра» находятся два атома водорода и две неподеленные пары электронов. Но если смотреть только по центрам атомов, то получается, что молекула воды имеет угловое строение, причем угол Н–О–Н составляет примерно 105 градусов.
Для возникновения водородных связей важно, чтобы в молекулах вещества были атомы водорода, связанные с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Это создает заметный частичный положительный заряд на атомах водорода. С другой стороны, важно, чтобы у электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Когда обедненный электронами атом водорода одной молекулы (акцептор) взаимодействует с неподеленной электронной парой на атоме N, O или F другой молекулы (донор), то возникает связь, похожая на полярную ковалентную.
Рис. 7-1а. Водородные связи между молекулами воды (обозначены пунктиром).
Рис. 7-1б. Объемная модель, показывающая расположение молекул воды, связанных водородными связями.
Учитывая заметную разницу зарядов на атомах Н и О соседних молекул, дополнительную прочность этой межмолекулярной связи придает притяжение разноименных зарядов. Водородные связи характерны для таких веществ, как вода H 2 O, аммиак NH 3 , фтороводород HF.
В водных растворах аммиака или HF эти молекулы образуют водородные связи не только между собой, но и с молекулами воды. Благодаря водородным связям аммиак NH 3 имеет фантастическую растворимость: в 1 л воды может растворяться 750 л газообразного аммиака! В органических веществах встречаются также внутримолекулярные водородные связи, сильно влияющие на пространственную форму этих молекул.
Энергия связи водородной связи Н—О в димере воды (H 2 O) 2 составляет 21,5 кДж/моль, а ее длина 2,04 А. Таким образом, эти связи более длинные и примерно в 10-20 раз менее прочные, чем обычные ковалентные, но именно они заставляют воду быть жидкостью или льдом (а не газом) в обычных условиях. Водородные связи разрушаются только тогда, когда жидкая вода переходит в пар.
При температурах выше 0 °С (но ниже температуры кипения) вода уже не имеет такую упорядоченную межмолекулярную структуру, как показано на рисунках 7-1а и 7-1б. Поэтому в жидкой воде молекулы связаны между собой лишь в отдельные агрегаты из нескольких молекул. Эти агрегаты могут свободно двигаться рядом друг с другом, образуя подвижную жидкость. Но при понижении температуры упорядоченность становится все больше и больше, а агрегаты – все крупнее. Наконец, образуется лед, который имеет примерно такую упорядоченную структуру, как на рис. 7-1б и 3-15 из §3.8.
Кстати, на этих рисунках хорошо видно, что в кристалле льда между молекулами остаются пустоты. Объем пустот чуть больше, чем размер отдельной молекулы Н 2 О. Поэтому лед имеет меньшую плотность, чем жидкая вода и плавает на поверхности. Большинство же других веществ при замерзании увеличивает свою плотность.
Таким образом, водородные связи придают воде еще одно уникальное свойство, без которого вряд ли могла бы существовать разнообразная жизнь в тех районах Земли, где температура зимой понижается ниже 0 °С. Если бы лед тонул в воде, то зимой все водоемы промерзали бы до самого дна. Трудно ожидать, что рыбы согласились бы жить в таких условиях. Человек мог бы растапливать лед, превращая его в воду для своих нужд, но это потребовало бы огромных затрат дополнительной энергии.
** Еще одно красивое проявление водородных связей – голубой цвет чистой воды в ее толще. Когда одна молекула воды колеблется, она заставляет колебаться и связанные с ней водородными связями другие молекулы. На возбуждение этих колебаний расходуются красные лучи солнечного спектра, как наиболее подходящие по энергии. Таким образом, из солнечного спектра «отфильтровываются» красные лучи – их энергия поглощается и рассеивается колеблющимися молекулами воды в виде тепла.
В белом солнечном свете различные цвета как бы уравновешивают друг друга. Поэтому солнечный свет кажется глазу «белым» – лишенным цвета. Если «отфильтровать» лучи одного участка спектра, то начинает проступать другой – в данном случае голубой участок спектра. Он и окрашивает воду в красивый голубой цвет. Но для этого требуется, чтобы солнечный луч прошел не менее чем через 2-х метровую толщу чистой воды и «потерял» достаточно много красных лучей.
Понять механизм восприятия цвета нашими глазами может помочь «круг цветов», используемый художниками и показанный на рисунке. Цвета в нем расположены в следующем порядке (по часовой стрелке): красный, оранжевый, желтый, зеленый, синий, фиолетовый. Цвет, возникающий при поглощении какого-либо цвета из белого, называют дополнительным . В «круге цветов» дополнительными по отношению друг к другу являются, например, красный и зеленый. Или оранжевый и синий, то есть те цвета, которые находятся в секторах напротив друг друга.
Обычно человеческий глаз воспринимает свет с длиной волны от 800 нм (пурпурно-красный) до 400 нм (темно-фиолетовый) . «Круг цветов» достаточно условен, так как строгой границы между цветами нет. Существует множество оттенков и порой трудно определить, где заканчивается, например, желтый цвет и начинается зеленый. Но условно эти границы можно провести примерно так, как показано на следующем рисунке. Поэтому если какое-нибудь вещество (в нашем случае – вода) поглощает из солнечного спектра красные лучи, то поток света, прошедший через это вещество (или отраженный от его поверхности), обогащается дополнительным цветом – голубым. Разумеется, для этого необходимо, чтобы вода была чистой и не содержала веществ, поглощающих лучи из других участков спектра. Очень загрязненная вода поглощает практически весь видимый свет и выглядит черной.
Источник
Вода энергия ковалентной связи
Основы строения вещества
Глава 9. Ковалентная связь
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) Связь
Валентные углы
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 r0) эта энергия минимальна.
Таким образом, при образовании химической связи энергия выделяется, при ее разрыве − поглощается. Энергия E0, 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 Н2 из атомов Н:
Н + Н = Н2 + 432 кДж
Эту же энергию нужно затратить, чтобы разорвать связь Н-Н:
H2 = 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:
Н2 = 2Н; 432 кДж/моль
О2 = 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 ABn 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 | |||||
| СН4 | → | СН3 | → | СН2 | → | СН | → | С |
При этом энергия связи А−В определяется как средняя величина затраченной энергии на всех стадиях:
СН4 = 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 N2), слабой — если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO2). 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 Xe2). Прочность связи обычно уменьшается с увеличением ее длины.
| HF | HCl | HBr | HI | |
| Длина связи, пм | 92 | 128 | 141 | 160 |
| Энергия связи, кДж/моль | 565 | 431 | 364 | 217 |
Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи — двойная и тройная — между теми же атомами.
Энергии некоторых простых и кратных связей
| Связь | Энергия (кДж/моль) | Связь | Энергия (кДж/моль) |
| С-С | 343 | С-О | 351 |
| С=С | 615 | С=О | 711 |
| С≡С | 812 | С≡O | 1096 |
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:
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%.
Источник
