Реферат: Химическая связь
Лекция № 4и 5
Химическаясвязь
I. Ионная
II. Ковалентная.
III. Координационная.
IV. Металлическая.
V. Водородная.
VI. Межмолекулярная.
Химическая связь – этовзаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы,кристаллы.
Основным условиемобразования химической связи является понижением полной энергии многоатомнойсистемы по сравнению с энергией изолированных атомов, т.е. ЕАВ<ЕА+ЕВ в случаеобразования вещества АВ из А и В. Более точно химическую связь можно определитькак взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков,и сопровождается уменьшением полной энергии системы.
Основными параметрамихимической связи является её длина, прочность и валентные углы, характеризующиестроение веществ, которые образованы из отдельных атомов.
Длина связи – этомежъядерное расстояние между химическими связанными атомами.
Угол между воображаемымипрямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называетсявалентным углом. Энергия связи – энергия, необходимая для разрыва такой связи.
I. Дляобъяснения ионной связи необходимо уяснить себе следующие понятия:
Потенциал ионизации –энергия, которую необходимо затратить для удаления 1-го электрона с внешнейорбитали, при этом атом переходит из нейтрального в положительно заряженный ион(катион).
Чем меньше потенциалионизации, тем легче атом теряет электроны, тем сильнее выражены у электронаметаллические свойства. Потенциал ионизации растет в пределах периода слева направо,уменьшается сверху вниз.
Атом может не толькотерять электроны, но и присоединять. Энергия, которая выделяется приприсоединении электронов к атому, называется сродством к электрону. Чем большеэта энергия, тем более неметалл этот элемент. Сродство к электрону увеличиваетсяслева направо, уменьшается сверху вниз. Условная величина, характеризующаяспособность атома притягивать к себе электроны называетсяэлектроотрицательностью. Она равна полусумме потенциала ионизации и энергиисродства к электрону: /> (/>ядра). Электроотрицательностьрастет слева направо и уменьшается сверху вниз (увеличение числа электронныхоболочек). Наиболее электроотрицательный элемент – />.
В зависимости от величиныэлектроотрицательности все элементы делятся на:
1. электроположительные(элементы 1-3 группы)
2. электротрицательные(все остальные элементы)
Ионная связь образуетсямежду элементами сильно отличающимися по электроотрицательности, а именно DЭ>1,9.
Полинг ввел шкалуэлектроотрицательности.
Ионная связь образуетсяза счет перехода одного или нескольких электронов от одного атома на внешнююоболочку другого атома.
Атом, отдавший электронстановится положительно заряженным, а получивший – отрицательно заряженный./>
Связь между разноименнымиионами осуществляется за счет сил электростатического притяжения.
Образование ионной связипроисходит по октаэдрическому правилу. Согласно этому правилу атом принимает,теряет или разделяет электроны таким образом, чтобы электронное облако для негосоответствовало ближайшему инертному газу.
1S22S22P63S1 (/>) 1S22S22P63S23P5 (/>)
1S22S22P6 (/>) 1S22S22P63S23P6 (/>)
Ионная связь наиболеехарактерна для неорганических соединений.
II. Ковалентнаясвязь
Тип химической связимежду атомами, возникающей при обобществлении электронов, которые принадлежатэтим атомам.
Для объясненияковалентной связи используют 2 метода квантово-механического расчета:
1. метод валентныхсвязей (МВС)
2. методмолекулярных орбиталей (ММО)
Согласно методу валентныхсвязей ковалентная связь образуется не путем передачи, а путем обобществлениянеспаренных электронов с антипараллельными спинами по 1-му от каждого атома. Образовавшаясяв этом случае электронная пара принадлежит обоим атомам. /> />−/>– обозначение ковалентной связи.
Чем в большей степениперекрываются атомные орбитали, тем прочнее связь.
Перекрывание атомныхорбиталей возможно лишь при их определенной взаимной ориентации в пространстве.
Ковалентная связь вотличие от ионной имеет направленность.
Атомные орбитали могутперекрываться двумя способами:
1-ый способ: перекрываниев направлении главных осей (осей, связывающих ядра).
/>
/>
/>
Образовавшаяся при этомперекрывании ковалентная связь называется s-сигма связь.
2-ой способ: P-орбитали с параллельными осями.
/>
Боковоеперекрывание образует p-связь,менее прочную связь чем s-сигма. В соответствии с правилом Паули между двумя атомами может быть либо 1s-сигма связь, либо 1s-сигма и 1p-связь, либо 1s-сигма и 2p-связи.
/>Связи:
/> одинарная 1s −
/> двойная 1s+1p =
/> тройная 1s+2p ≡
Приувеличении кратности, длина уменьшается:
одинарная– 1,54 />
двойная– 1,34 />
тройная– 1,2 />
Так как нахождение 2-хэлектронов в поле действия 2-х ядер энергетически выгоднее, чем пребываниекаждого электрона в поле своего ядра, то в образовании ковалентной связипринимает участие все одноэлектронные орбитали внешнего энергетического уровня.Например, атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне и можетобразовывать за счет таких электронов 3 ковалентных связи:
N 2P
/>/>/>/>/> 2S ↑ ↑ ↑
/>/> ↓↑
/>
Числонеспаренных электронов может увеличиваться при переходе атома в возбужденное состояниеза счет “расспаривания”: у /> в этом случае атом способенобразовывать 4 связи. “Расспаривание” электрона требует затраты энергии,которая компенсируется при образовании связей.
При участии в образованииs-связей орбиталей разных типов,например, в молекуле /> следовало бы ожидатьформирование связей, отличающихся друг от друга по длине и прочности. Однаковсе связи />−/>равноценны ирасполагаются симметрично друг другу. В рамках МВС эти факты объясняются наоснове концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно ей ввалентных состояниях электроны распределяются не на чистых S и P орбиталях, а на смешанных (гибридных). Число гибридных равночислу атомных орбиталей. Гибридные орбитали одинаковы по форме и энергии. В отличииот атомных орбиталей гибридные более вытянуты в направлении образования химическойсвязи.
Типы гибридизаций:
SP3 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 3P орбиталей,
SP2 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 2P орбиталей,
SP – гибридизация – при взаимодействии1S и 1P орбиталей
/>
Доля s-орбитали составляет:
SP- гибридизации – 50%,
SP2 — гибридизации – 34%,
SP3 — гибридизации – 25%.
/>
МВС не всегда объясняетряд свойств веществ: спектральные, магнитные.
Метод молекулярныхорбиталей предполагает, что при образовании ковалентной связи атомные орбиталиобразуют молекулярные орбитали. С позиции ММО каждый электрон принадлежит всеймолекуле и движется в поле всех её ядер и электронов, т. е. находится наорбитали, охватывающей всю молекулу. Такая орбиталь называется молекулярной.Молекулярная орбиталь (МО) представляет собой линейную комбинацию атомных орбиталей:yAB=yA+yB.При сложении волновых функций атомных орбиталей образуется связывающаямолекулярная орбиталь. При вычитании образуется разрыхляющая молекулярнаяорбиталь. При переходе атомных орбиталей в связующую молекулярную орбитальпроисходит уменьшение энергии, а при разрыхляющих – энергия увеличивается.Связывающая молекулярная орбиталь характеризуется повышением электроннойплотности между двумя ядрами.
Образование связывающей иразрыхляющей МО из исходной АО:
/>
/>
/>
Согласно ММО образованиехимического соединения возможно только тогда, когда число электронов насвязывающей МО больше числа электронов на разрыхляющих.
Полуразность числаэлектронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях называется порядком связи.
/> />
/> - порядок связи (валентность)
/>
Ковалентная связьхарактеризуется длиной, энергией, полярностью, поляризуемостью и имеетопределённую направленность в пространстве.
С увеличением кратностисвязи, длина связи уменьшается:
/>−/>0,154 нм
/>=/>0,134 нм
/>≡/>0,12 нм
Энергия связи – энергия,которую надо затратить, чтобы разорвать химическую связь. Тоже количествоэнергии выделяется при образовании химической связи. С увеличением кратностисвязи, энергия увеличивается. Энергия p-связи меньше энергии s-связи.
Ковалентная связь можетбыть:
1. полярной (еслиатомы различаются по электроотрицательности, то электронная пара будетсмещаться к атому с большей электроотрицательностью) />
2. неполярной (междуатомами 1-го типа, с одинаковой электроотрицательностью) />−/>
Мерой полярности служит дипольныймомент:/>, где
/>−заряд электрона,
/>−расстояние между центрамизаряда.
С увеличениемэлектроотрицательности одного из атомов полярность молекулы увеличивается.
Процесс смещенияэлектронной пары к наиболее электроотрицательному атому называется поляризацией.
Поляризуемость –динамическая поляризация, способность молекулы изменять свою полярность поддействием внешнего электрического поля. Поляризуемость уменьшается суменьшением размера атома:
/>−/>>/>−/>>/>−/>>/>−/>
III. Координационнаясвязь – (донорно-акцепторная) может рассматриваться, как результат наложения ионныхи ковалентных связей
Координационная связь,как и ковалентная связь обладает определенной жесткостью, однако атомы,образующие эту связь несут на себе /> как в ионной связи. При образованиикоординационной связи атомы приобретают заряды. Образование координационнойсвязи происходит в результате обобщения пары электронов, принадлежащих только одномуатому – донору, в то время как второй является акцептором, имеющим свободнуюорбиталь.
Классический примеробразования иона аммония:
/>
2P
/>/>/>/>/> 2S ↑ ↑ ↑
/>/> ↓↑
/>
2S22Px12Py12Pz1
/>
/>
/>
/>
Разновидностьюдонорно-акцепторной связи является семиполярная связь. Она образуется, как идонорно-акцепторная, но донор заряжён положительно «+», а акцептор отрицательно«−».
/>
/>
IV. Металлическаясвязь
При обычных условияхметаллы, за исключением ртути Hg,существуют в виде кристаллов. Взаимодействие, удерживающее атомы металлов ведином кристалле, называется металлической связью.
Природа металлическойсвязи подобна ковалентной связи: оба типа связи основаны на обобществлениивалентных электронов. Однако в атомах металлов количество таких электроновменьше количества вакантных орбиталей. Электроны слабо удерживаются ядром. Поэтомуони могут переходить из одной орбитали в другую. Стремясь принять болееустойчивое состояние, а это структура инертного газа, атомы металлов довольнолегко отдают валентные электронные электроны, превращаясь в положительно заряжённыеионы. Внутри этой решётки находятся валентные электроны, которые не принадлежатконкретно какому-то атому. Благодаря малым размерам электроны более или менеесвободно перемещаются по всему объёму кристаллической решётки, поэтомувозникает большое число многоцентрированных орбиталей. Электроны на этихорбиталях обобщены сразу несколькими атомами.
Благодаря свободномуперемещению электронов металлы обладают высокой электрической проводимостью итеплопроводностью.
По прочностиметаллическая связь меньше ковалентной связи в 3-4 раза. Металлическая связь неимеет определённой направленности в пространстве. Электроны сталкиваясь сионами образуют нейтральные частицы, которые сразу теряют электроны: />. Электронныегазы отражают световые лучи.
В результате движениявнутри решётки электроны способны переносить тепловую энергию от нагретыхучастков к ненагретым, этим объясняется теплопроводность.
Если приложить нагрузку кметаллу, происходит деформация без разрушения решётки, металлам характернаковкость, пластичность.
V. Водороднаясвязь – одна из разновидностей межмолекулярного взаимодействия
Когда оченьэлектроотрицательный атом (/>, />, />) связан с атомом />, последний в результатесмещения электронной пары ковалентной связи к наиболее электроотрицательномуатому становится настолько электроно-дефицитным, что начинает проявлять остаточноесродство к электрону и поэтому он способен образовывать донорную связь:
/>
Различают водороднуюсвязь: межмолекулярную и внутримолекулярную.
/>
Энергия водородной связина 1, 2 порядка меньше энергии ковалентной связи.
VI. Межмолекулярноевзаимодействие
Взаимодействие междумолекулами без образования химической связи – это электростатическое взаимодействие(силы Ван-дер-Ваальса). Они обуславливают притяжение молекул и агрегациювещества, превращение газов в жидкое состояние и далее в твёрдое.
Различают 3 типа электростатическоговоздействия:
1. ориентационное (диполь-дипольное)– осуществляется в результате взаимодействия ориентированных полюсов полярныхмолекул при сближении
2. индукционное –электростатическое взаимодействие полярных и неполярных молекул (Допустим,встречаются полярная и неполярная молекулы. Под действием полярной молекулынеполярная деформируется и в ней возникает (индуцируется) диполь.Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы и всвою очередь усиливает электрический момент диполя полярной группы)
3. дисперсионное –возникает в результате взаимного притяжения так называемых мгновенных диполей внеполярных молекулах вследствие несовпадения центров тяжести электронногооблака и ядер: />.
Ван-дер-Ваальсововзаимодействие очень слабо по сравнению с ковалентной связью (если энергиядиссоциации /> наатомы = 243 кДж/моль, то энергия сублимации (возгонки) кристаллов /> = 25 кДж/моль).
Вопросыдля самоконтроля
1. Основныепараметры связи.
2. Типы связи.
3. Примерысоединений с различным типом связи.
4. Межмолекулярноевзаимодействие.