Chemija · Pamoka

Ryšio ilgis, stiprumas ir įvadiniai orbitalių modeliai

Susieti pasirinktus ryšių ilgius ir energijos įverčius su orbitalių modeliais. Vidutines ryšių energijas dujinėje fazėje ir modelių žymenis aiškiai skirti nuo tikslių kiekvienos molekulės matavimo rezultatų.

Grįžti į chemijos planą

Baigę pamoką, galėsite

Palyginti pasirinktus C–C ryšių duomenis, naudojant suderintus matavimo vienetus.
Vertinant entalpijos pokytį, taikyti ryšių nutraukimo ir susidarymo energijų ženklus.
Paaiškinti, ką vaizduoja hibridinių orbitalių ir molekulinių orbitalių aprašymai.

Ryšio ilgis ir energija – skirtingi dydžiai

Ryšio ilgis nusako būdingą atstumą tarp susijungusių atomų branduolių nurodytoje struktūroje ir nurodytomis sąlygomis. Pikometrai (pm) ir angstremai (Å) yra įprasti ilgio vienetai; 1 Å = 100 pm. Ryšio energijos duomenys nusako energiją, reikalingą konkrečiam disociacijos procesui, ir dažnai pateikiami vienam moliui. Šie matavimo dydžiai nėra tarpusavyje pakeičiami.

Pasirinktoje vadovėlinėje C–C ryšių sekoje vidutinis C–C ryšio ilgis yra apie 154 pm, C=C – 134 pm, o C≡C – 120 pm; vidutinės ryšių energijos yra atitinkamai 345, 611 ir 837 kJ/mol. Tai iliustruoja, kad šioje pasirinktoje sekoje trumpesni ryšiai yra stipresni. Tačiau tai nenustato tikslios vertės kiekvienai molekulei ir nesuteikia pagrindo universaliai palyginti visų skirtingų elementų viengubųjų ir kartotinių ryšių.

Pasirinktų anglies–anglies ryšių vidutinės vertės

Ryšio tipas	Vidutinis ilgis / pm	Vidutinė energija / (kJ/mol)
C–C	154	345
C=C	134	611
C≡C	120	837

„OpenStax“ vadovėlyje pateiktos pasirinktos C–C ryšių sekos vidutinės vertės. Ilgis ir energija yra atskiri dydžiai; šios vertės nėra tikslios universalios vertės, tinkančios kiekvienai molekulei.

Ryšiams nutraukti reikia energijos, jiems susidarant ji išsiskiria

Ryšio disociacijos metu ryšiu sujungtiems fragmentams atskirti reikia energijos. Iš šių fragmentų susidarant atitinkamam ryšiui, energija išsiskiria. Reakcijoje pakinta ir nutraukiami, ir susidarantys ryšiai, todėl bendras rezultatas priklauso tiek nuo energijos sąnaudų, tiek nuo jos išsiskyrimo. Klaidinga teigti, kad vien cheminio ryšio nutraukimas išlaisvina jame sukauptą energiją.

Naudojant vidutines ryšių energijas dujinėje fazėje, apytikslis reakcijos entalpijos pokytis apskaičiuojamas iš nutraukiamų ryšių energijų sumos atimant susidarančių ryšių energijų sumą. Reakcijai H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g), naudojant pateiktas vertes 436, 243 ir 432 kJ/mol, gaunama 436 + 243 − 2(432) = −185 kJ reakcijai pagal užrašytą lygtį. Šis skaičiavimas yra įvertis, o ne medžiagos gavimo procedūra ar tiksliai išmatuotas entalpijos pokytis.

Orbitalių deriniai naudojami modeliui

Valentinių ryšių aprašyme ryšiui nusakyti naudojamas orbitalių persiklojimas. σ sąveikai būdinga atitinkama simetrija branduolius jungiančios ašies atžvilgiu; π sąveikai būdinga kitokia orientacija ir mazgų struktūra šios ašies atžvilgiu. Banginės funkcijos fazė svarbi persiklojimui. Orbitalių schemoje fazes žyminčios spalvos nereiškia priešingų elektrinių krūvių.

Hibridinių orbitalių žymenys, tokie kaip sp³, nusako matematinius orbitalių bazinių funkcijų derinius pasirinktame cheminio ryšio modelyje. Jie gali padėti susisteminti lokalizuotas kryptis tetraedriniame apraše. Toks žymuo nėra nufotografuotas mechaninis persitvarkymas ar nepriklausomas įrodymas, kad konkretus bazės pasirinkimas yra vienintelis fizikinis molekulės aprašas.

Molekulinis aprašas gali apimti visą dalelę

Molekulinių orbitalių modeliai aprašo elektronines būsenas, apimančias visą molekulę. Rišančiųjų ir antirišančiųjų orbitalių užpildymas gali padėti paaiškinti cheminį ryšį ir magnetines savybes. Paprastame įvadiniame modelyje ryšio eilė yra (elektronų skaičius rišančiosiose orbitalėse − elektronų skaičius antirišančiosiose orbitalėse)/2, kai apibrėžtos konkrečios dalelės orbitalės ir jų užpildymas.

H₂ atveju du elektronai rišančiojoje orbitalėje ir nė vieno antirišančiojoje duoda ryšio eilę, lygią vienetui. Paprastame kovalentiniame He₂ modelyje du elektronai rišančiojoje ir du antirišančiojoje orbitalėje duoda nulį. Šis rezultatas taikomas būtent šiam kovalentiniam modeliui; jis neatmeta labai silpnai dispersinėmis sąveikomis susietų dimerų galimybės. Modelį naudokite tam klausimui, į kurį jis iš tiesų atsako.

Išnagrinėti pavyzdžiai

Dujinės fazės entalpijos pokyčio įvertinimas

Reakcijai H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g) naudokite D(H–H) = 436, D(Cl–Cl) = 243 ir D(H–Cl) = 432 kJ/mol.

Nutraukite po vieną molį H–H ir Cl–Cl ryšių: 436 + 243 = 679 kJ.
Sudarykite du molius H–Cl ryšių: išsiskiria apie 2 × 432 = 864 kJ.
Įvertinkite bendrą pokytį: 679 − 864 = −185 kJ reakcijai, užrašytai šia lygtimi.

Apie −185 kJ reakcijai, užrašytai pateikta lygtimi, arba −92.5 kJ vienam susidariusio HCl moliui. Čia naudojamos vidutinės dujinės fazės vertės, todėl tai nėra tiksliai išmatuota reakcijos entalpija.

Pabandykite patys

Paverskite 1.54 Å į pm.
Rodyti atsakymą ir paaiškinimą
154 pm.
Dauginkite iš tikslaus vienetų perskaičiavimo santykio: 100 pm vienam Å.
Ar, skaičiuojant ryšio disociacijos energiją, nutraukiant izoliuotą ryšį išsiskiria energija?
Rodyti atsakymą ir paaiškinimą
Ne. Tam reikia energijos.
Susidarant atitinkamam ryšiui energija išsiskiria; vertinant visą reakciją, įskaitomi abu indėliai.
Ar 345 kJ/mol yra tiksli kiekvieno C–C ryšio energija kiekvienoje molekulėje?
Rodyti atsakymą ir paaiškinimą
Ne.
Pateikta vertė yra vidurkis, kurio taikymo sritis apibrėžta vadovėlyje.
Kokia paprasta ryšio eilė gaunama, kai yra du rišantieji elektronai ir nė vieno antirišančiojo?
Rodyti atsakymą ir paaiškinimą
Vienas.
(2 − 0)/2 = 1 pagal nurodytą orbitalių modelį.

Ką verta įsidėmėti

Nepainiokite ryšio ilgio ir energijos vienetų.
Konkrečiame šaltinyje pateiktus vidurkius naudokite jų taikymo srityje.
Ryšiams nutraukti reikia energijos, o susidarant atitinkamiems ryšiams ji išsiskiria.
Orbitalių ir hibridinių orbitalių žymenys priklauso apibrėžtiems modeliams, o ne pažodžiui suprantamiems mechaniniams vaizdiniams.

Šaltiniai

Mokomoji medžiaga ir žinynai, kuriais remiasi pamokos paaiškinimai ir pavyzdžiai.