Цель: изучить виды и характеристики химических связей

Лекция
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Цель: изучить виды и характеристики химических связей
Учебные вопросы:
1. Химическая связь. Образование молекул из атомов. Основные виды и
характеристики химической связи.
2. Ковалентная связь. Теория Льюиса. Метод валентных связей. Механизм образования химической связи.
3. Ионная связь. Теория Косселя.
4. Взаимодействие между молекулами.
5. Донорно-акцепторнная связь. Комплексные соединения.
6. Водородная связь. Металлическая связь.
7. Химическая связь в кристаллах.
8. Гибридизация атомных орбиталей.
9. Пространственная конфигурация молекул.
Учебная информация:
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Все вещества образуются в результате возникновения между атомами,
входящими в состав молекул химических связей. Химические процессы сопровождаются разрывом старых связей между атомами и образованием новых. Изучение химической связи, ее природы позволяет понять механизм образование химических соединений, их строение, реакционную способность.
Химическая связь это взаимодействие, которое связывает частицы
вещества в единое целое. По современным представлениям химическая связь
объясняется взаимодействием электрических полей, образуемых электронами и ядрами атомов, участвующих в создании молекул. В основе теории химической связи лежит представление о том, что устойчивым является состояние атома, при котором конфигурация его внешнего энергетического уровня
имеет вид ns2np6, т.е. на внешнем уровне находится 8 электронов. Завершенные внешние уровни имеют инертные газы. Остальные атомы имеют незавершенные внешние уровни и в процессе химических реакций стремятся их
завершить, т.е. перейти в состояние, характеризующееся наименьшим запасом энергии, т.е. энергетически наиболее выгодным.
Основные виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная) ионная, донорно-акцепторная, металлическая, водородная.
Характеристики химической связи:
1) Энергия химической связи – энергия, необходимая для разрыва
всех связей в молекуле; чем больше энергия и меньше длина связи,
тем прочнее эта связь.
2) Длина связи –
расстояние меду ядрами в молекуле, когда силы
притяжения уравновешены силами отталкивания.
Энергия длина связи являются мерой ее прочности: чем больше
энергия и меньше длина связи, тем прочнее эта связь.
3) Валентный угол – угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра атомов.
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ
Дж. Льюис ( Америка,1916 г.) объяснил возникновение ковалентной
химической связи образованием общей электронной пары между двумя атомами, в которую входит по одному электрону от каждого атома.
При сближении взаимодействующих атомов водорода происходит взаимопроникновение электронных облаков, которое называется перекрыванием электронных облаков. Электронная плотность между ядрами атомов возрастает. Ядра притягиваются друг к другу, энергия системы снижается. При
очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Когда силы
притяжения уравновешены силами отталкивания;Оптимальное расстояние
между ядрами соответствует длине связи. Химическая связь осуществляется
за счет образования общей электронной пары, в который каждый атом дает
по одному электрону. Химическая связь в молекуле водород является двухэлектронной и двухцентровой.
В 1927г. В. Гейтлер и Ф. Лондон ( Англия) выполнили квантово-механический расчет молекулы водорода и показали, что при сближении двух
атомов водорода происходит уменьшение энергии системы. Представления
об образовании молекулы водорода, развитые В. Гейтлером и Ф. Лондоном
были распространены на более сложные молекулы. На основе этой теория
разработан метод валентных связей.
В основе данного метода лежат следующие положения:
1)
ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположными (антипараллельными) спинами,
причем электронная пара принадлежит двум атомам;
2)
при образовании ковалентной связи атомные орбитали, на
которых располагаются данные электроны, перекрываются;
3)
ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Образование химических связей между атомами осуществляется за
счет валентных неспаренных s- и p-электронов внешнего энергетического
уровня и реже
d- электронов предвнешнего электронного уровняв атоме элемента.
Особенности ковалентной связи:
1) Насыщаемость – способность атомов образовывать определенное
число связей. При образовании химической связи атом может переходить в
возбужденное состояние в результате разъединении электронной пары и
перехода электрона с одного подуровня на другой. Возбуждение атомов возможно при условии, что на внешнем уровне имеются спаренные электроны и
свободные орбитали( квантовые ячейки).
У невозбужденного атома углерода 6С 1s22s22p2 - 2 неспаренных электрона;
У возбужденного атома углерода C* 1s22s12p3 - 4 неспаренных электрона.
2) Направленность обусловлена перекрыванием электронных облаков
по определенным направлениям:
σ - связь образуется при перекрывании электронных облаков вдоль
прямой, соединяющей центы атомов ( s-s, s-p, p-p, гибридных орбиталей)
π - связь образуется при перекрывании электронных облаков в плоскости перпендикулярной прямой, соединяющей центры атомов и проходящей через эти центры (p-p, p-d). Перекрывание орбиталей происходит по
обе стороны от прямой, соединяющей центры атомов.
Ковалентная связьмежду двумя атомами, образованная:
- одной парой электронов называется одинарной;
- двумя парами электронов – двойной;
- тремя парами электроном – тройной.
Валентные схемы:
H⋅+ ⋅H → H :H
⋅
⋅
⋅
⋅
: N ⋅ + ⋅ N :→ : N ::: N :
(Н-Н)
(N ≡ N)
4)Полярность. Если молекула образована одинаковыми атомами (О2,
Н2, N2, Cl2 и.т.п.), то общая электронная пара принадлежит обоим атомам в равной степени, т.е. находится «посередине» между атомами.
Связь в таких молекулах называется ковалентной неполярной.
Если молекула образованна атомами с различной электроотрицательностью, то общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому. Разность электроотрицательносте Например, в молекуле HCl электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного атома хлора (Hq+ → Clq-), атомы приобретают эффективные
заряды. В результате образуется диполь, представляющие электрически
нейтральную систему с двумя одинаковыми по величине положительным и отрицательным зарядами, находящими на определенном расстоянии ( длина диполя) друг от друга. Такая связь называется ковалентной полярной.
Мерой полярности связи является электрический момент диполя:
µ = q⋅ l
где: µ - электрический момент диполя;
q- эффективный заряд;
l- длина диполя.
ИОННАЯ СВЯЗЬ
Ионной связью называется связь, которая осуществляется за счет перехода электронов от одного атома к другому.
В. Коссель (Германия, 1916 г.) выдвинул идею о том, что ионная связь образуется при взаимодействии атомов с большой разницей электроотрицательности. Электронная пара практически полностью смещается к более электроотрицательному атому, в результате образуется отрицательный ион. Атом, с меньшей электроотрицательностью, теряет валентный электрон и переходит в положительный ион. Возникающие при этом ионы притягиваются за счет электростатических сил.
Связь ионного типа обычно возникает при взаимодействии атомов типичных металлов (щелочных, щелочно-земельных) с атомами типичных неметаллов: (кислород, хлор, азот). Движущей силой процесса образования ионной связи
является стремление каждого атома иметь устойчивые октетные электронные
конфигурации.
Атомы щелочных металлов имеют на внешнем энергетическом уровне 1
электрон (ns1), который легко теряется, при этом образуется положительный ион
с электронной конфигурацией как у предыдущего инертного газа
Атомы неметаллов главных подгрупп VI и VII групп периодической системы Д. И. Менделеева приобретают электронную конфигурацию инертного
газа
за
счет
присоединения электронов.
Например,
Na0 – e- → Na+
1s22s22p63s1 1s22s22p6
F0 +e- → F1s22s22p5
1s22s22p6
Ионы удерживаются друг около друга за счет сил электростатического притяжения.
[Na+] + [Cl-] → [NaCl]
Ионы Na+ и F- имеют завершенные (8-электронные) внешние оболочки.
Молекул с чистой ионной связью нет, поэтому говорят о степени ионности
связи. Длина ионной связи (расстояние r0 между центрами ионов) меняется в
зависимости от природы взаимодействующих атомов. Ионная связь является
ненаправленной и не насыщенной.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕЖДУ МОЛЕКУЛАМИ
Между молекулами, как и между атомами, действуют силы межмолекулярного взаимодействия, называемые силами Ван-дер-Ваальса (1873г.)
Силы, взаимодействия между молекулами имеют электрическую природу и характеризуются небольшими энергиями. Межмолекулярные силы являются короткодействующими. Межмолекулярные силы ослабляются с увеличением расстояния между частицами.
Различают три вида межмолекулярных сил:
1) Ориентационные силы обусловлены взаимодействие полярных молекул. Полярные молекулы (диполи) ориентируются относительно друг друга противоположно заряженными концами. Такое взаимодействие имеет наибольшую величину.
2) Индукционные силы обусловлены взаимодействие полярных и неполярных молекул. Если полярные молекулы взаимодействуют с неполярными, то в последних возможно возникновение «наведенного» или индуцированного дипольного момента. Индукционные силы взаимодействия меньше,
чем ориентационные.
3) Дисперсионные силы обусловлены взаимодействие неполярныхмолекул. Неполярные молекулы взаимодействуют между собой за счет «мгновенных диполей», связанных с мгновенным перераспределением зарядов в
неполярных молекулах, их взаимодействие значительно слабее. .
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНАЯ СВЯЗЬ
Если одна из молекул имеет атом со свободными орбиталями, а другая –
атом с неподеленной парой электронов, то между ними происходит донорноакцепторное взаимодействие. Атом, представляющий для образования связи
электронную пару, называется донором, а атом, обладающий свободной
орбиталью, - акцептором.
А: + В → А:В
донор
акцептор
Образование иона аммония. Атом азота, в молекуле аммиака, имеет неподеленную пару электронов, которая может взаимодействовать со свободной
атомной орбиталью иона водорода:
H


⋅⋅
H : N⋅ ⋅ : + H →  H : N⋅ ⋅ : H 
H
H


H
⋅
+
+
Четвертая связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, характеризуются теми же параметрами, что и стальные три ковалентные связи.
Аналогично образуются комплексные соединения.
ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
Водородной называется связь, образованная положительно поляризованным
атомом водорода молекулы А – Н и отрицательным атомом А другой молекулы.
В полярных молекулах атом водорода характеризуется: отсутствием внутренних электронных оболочек, значительным сдвигом электронной пары к
более электроотрицательному атому малым размером. Поэтому атом водоро-
да способен внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома.
Н–О ••• Н–О •••Н–О
|
|
|
Н
Н
Н
При возникновении водородной связи образуются димеры, триммеры или
полимерные структуры. Наличие водородных связей приводит к изменению
свойств веществ: повышению вязкости, температуры кипения и плавления.
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Металлическая связь проявляется при взаимодействии атомов металлов,
которые имеют свободные вакантные орбитали по отношению к валентным
электронам. При сближении атомов электроны способны свободно перемещаться от атома к атому, т.е. обобществляться и становиться общими для
всех атомов, образующих кристаллическую решетку металла. В решетке металла возникают свободные электроны ( «электронный газ») которые непрерывно перемещаются между положительными ионами, электростатически
их притягивая.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В КРИСТАЛЛАХ
Твердые тела называются кристаллами, а расположение частиц в них –
кристаллической структурой или кристаллической решеткой. В кристаллах
частицы расположены упорядоченно, соблюдая трехмерную периодичность
структуры, образуя кристаллическую решетку, в узлах которой расположены
частицы, которые можно соединить воображаемыми линиями. Энергия кристаллической решетки – это энергия, необходимая для разрушения одного
моля кристаллов. По характеру частиц находящихся в узлах кристаллических
решеток и по характеру связи между ними кристаллические решетки подразделяются на следующие типы: ионные, молекулярные, атомные и металлические.
Ионная кристаллическая решетка содержит в узлах катионы и анионы,
каждый из которых окружен определенным числом ионов с другим знаком (
NaCl). Ионные кристаллы характеризуются значительной твердостью, высокими температурами плавления. Разрушение ионной кристаллической решетки требует большой затраты энергии.
Молекулярная кристаллическая решетка содержит в узлах молекулы веществ, состоящие из атомов связанных ковалентной связью ( I2). Эти молекулы связаны собой слабыми ванн-дер-ваальсовами силами. Молекулярные
кристаллы характеризуются малой прочностью, низкими температурами
плавления.
Атомная кристаллическая решетка содержит в узлах атомы многовалентных элементов, которые связаны между собой прочными ковалентными свя-
зями ( алмаз). Атомные кристаллы характеризуются очень большой твердостью, очень высокими температурами плавления.
ГИБРИДИЗАЦИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
Американский ученный Л. Полинг выдвинул идею о гибридизации
атомных орбиталей. Если у атома, вступающего в химическую связь, имеются разные атомные орбитали (s-, p-,d-),то в процессе образования химической
связи происходит гибридизация (смешение) атомных орбиталей. Форма гибридной орбитали отличается от исходных атомных орбиталей. Гибридизация осуществляется при возбуждении атома. Атом углерода 6С 1s22s22p2 →
1s22s12p3
Для атома углерода возможны три вида гибридизации:
3
sр – происходит смешение одной 2s- и трех 2р – орбиталей. В результате образуются четыре гибридные орбитали, которые ориентированы в пространстве под углом 109028’, создавая утолщенными «лепестками» фигуру
тетраэдер ( СН4);
sр2 – происходит смешение одной 2s- и двух 2р – орбиталей и образование
трех гибридных орбиталей, расположенных в одной плоскости под углом
1200 друг к другу
(равносторонний треугольник) ( С2Н4);
sр – происходит смешение одной 2s- и одной 2р – орбиталей и образование
двух гибридных орбиталей, расположенных на одной прямой линии (С2Н2).
Возможны и другие виды гибридизации (sd3- , spd2-).
Образованные гибридными орбиталями связи прочнее, а молекула более
устойчива.
ПРОСТРАНСТВЕННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ МОЛЕКУЛ
Пространственная структура молекул определяется числом атомов в молекуле и числом электронных пар связей за счет неподеленных электронов.
Пространственную конфигурацию определяет гибридизация атомных орбиталей.
При sр- гибридизации образуются линейные молекулы. При sр2-гибридизации образуются плоские треугольные молекулы. При sр3 – гибридизации образуются тетраэдрические структуры.
Молекула образованная двумя атомами, линейна.
Если в образовании связи участвуют два неспаренных р-электрона, то при
перекрывании их атомных орбиталей с орбиталями других атомов образуются угловые молекулы ( Н2О, Н2S).
Резюме по теме:
Химическая связь это взаимодействие, которое связывает частицы
вещества в единое целое. В основе теории химической связи лежит представление о том, что устойчивым является состояние атома, при котором конфигурация его внешнего энергетического уровня имеет вид ns2np6, т.е. на внешнем уровне находится 8 электронов.
Основные виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная) ионная, донорно-акцепторная, металлическая, водородная. Между молекулами, как и между атомами, действуют силы межмолекулярного взаимодействия, называемые силами Ван-дер-Ваальса. Силы, взаимодействия между
молекулами имеют электрическую природу и характеризуются небольшими
энергиями. Связь между молекулами может быть донорно-акцепторная, водородная. Твердые тела называются кристаллами, а расположение частиц в
них – кристаллической структурой или кристаллической решеткой. По характеру частиц находящихся в узлах кристаллических решеток и по характеру
связи между ними кристаллические решетки подразделяются на следующие
типы: ионные, молекулярные, атомные и металлические.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Вопросы для самопроверки
Какие виды химической связи вы знаете?
Какими показателями характеризуется прочность химической связи?
Какая связь называется ковалентной, ионной?
Что называется гибридизацией?
Как назыавются силы межмолекулярного взаимодействия?
Как осуществляется водородная связь?
Что называется донором, акцептором?
Какие типы кристаллических решеток вы знаете?
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ:
1. Коровин Н.В.. Общая химия: Учебн. Для техн. Направл. и
спец.вузов–М.: Высш. 2004 -560
2. Глинка. Н.А. «Химия» -Л.:2006– 702 с.
3. Фролов В.В.Химия: Уч. пособ.для втузов. М.: Высш. Шк..2002 -527 с.