70216

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Лекция

Химия и фармакология

В 1852 году английский исследователь Франкланд ввел понятие валентности (атомности). Валентность выражает способность атома данного элемента вступать в соединение с определенным числом атомов другого элемента. Приняв валентность водорода за единицу, можно считать, что валентность...

Русский

2014-10-17

305 KB

0 чел.

22

PAGE  2

Государственное автономное образовательное учреждение

среднего профессионального образования

«Энгельсский медицинский колледж»

                     

Доктор технических наук, профессор Т.Г. Дмитриенко

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Л е к ц и я  № 4

Энгельс – 2014 г.

СОДЕРЖАНИЕ

Введение

  1.  Общие положения учения о химической связи. Ионная связь.
  2.  Метод валентных связей.
  3.  Металлическая и водородная связи.

Заключение

ЛИТЕРАТУРА

Основная литература:

  1.  Габриэлян О.С. Химия: учеб.  для студ. проф. учеб. заведений / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов. – М.,2013.
  2.  Габриэлян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб.  пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / О.С. Габриэлян, Г.Г.Лысова. – М.,2012.
  3.  Габриэлян О.С. Практикум по общей и неорганической  химии: учеб.  пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов, Дорофеева Н.М.– М.,2012.
  4.  Габриэлян О.С. Химия 10 класс. Профильный уровень: учеб.  для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриэлян, Ф.Н.Маскаев, С.Ю.Пономарёв, В.И.Теренин. – М.,2010.
  5.  Габриэлян О.С. Химия 10 класс. Базовый уровень: учеб.  для общеобразовательных учреждений  – М.,2009.

Дополнительная литература

  1.  Габриэлян О.С. Химия 11 класс. Профильный уровень: учеб.  для общеобразовательных учреждений / О.С. Габриэлян, Г.Г.Лысова – М.,2006.
  2.  Габриэлян О.С. Химия 11 класс. Базовый уровень: учеб.  для общеобразовательных учреждений.– М.,2006.
  3.  Габриэлян О.С. Химия: орган. Химия: учеб. для 10 кл.  общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии  / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов, А.А.Карпова. – М.,2005.
  4.  Габриэлян О.С. Общая химия: учеб. для 11 кл.  общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии  / О.С. Габриэлян, И.Г.Остроумов,С.Н.Соловьёв, Ф.Н.Маскаев. – М.,2005.

НАГЛЯДНЫЕ ПОСОБИЯ И ПРИЛОЖЕНИЯ:

Схемы № 1, 11 – 12

  1.  Периодическая система элементов Д.И. Менделеева.
  2.  Изменение потенциала энергии системы при образовании молекул водорода.
  3.   Характеристика химических связей.

ВВЕДЕНИЕ

Свойства веществ зависят не только от состава, но и от типа химической связи между атомами.

Химическая связь - взаимодействие между атомами в процессе образования веществ.

Вопрос о природе химической связи – один из основных в химии.

Первая попытка создания теории химической связи была предпринята в начале 19 века. Причина объединения атомов в молекулу – силы тяготения. Чем тяжелее атомы, тем прочнее связь Бергман (Швеция), Бертолле (Франция).

В 1810 г. появилась электрохимическая теория Я.Берцеллиус (Швеция). Каждый атом имеет два полюса (+) и (–), причем у одних атомов преобладает (+), у других – (–). Магний – электроположительный, кислород – электроотрицательный. Они притягиваются и образуют соединение – MgO. Если происходит только частичная компенсация зарядов, то продукт  реакционноспособен и возможна следующая реакция:

Мg + СО2  МgCO3

Эта теория существовала недолго, так как не объясняла существование прочных молекул Н2, Cl2 или интергалогенных соединений (JCl).

В 1852 году английский исследователь Франкланд ввел понятие валентности (атомности). Валентность выражает способность атома данного элемента вступать в соединение с определенным числом атомов другого элемента. Приняв валентность водорода за единицу, можно считать, что валентность других элементов является числом, показывающим, с каким числом атомов водорода (или другого одновалентного элемента) может соединяться атом данного элемента.

А.М.Бутлеров в 1861 году предложил теорию химического строения: соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью и в определенном порядке. Определенный порядок атом в молекуле называется химическим строением.

Купер (Шотландия) в 1868 году отождествил одну валентность с одинарной химической связью, которую атом может образовать, вступая в химическое соединение. Предложено обозначать ее в виде валентного штриха.

Однако вопрос о силах, которые ответственны за образование валентных связей между атомами, оставался невыясненным.

Перейти к рассмотрению этой важнейшей проблемы химии удалось лишь после того, как было установлено, сложное строение атомов элементов и была создана теория строения их электронных оболочек.

  1.  Общие положения учения о химической связи.

Ионная связь

Два ученых: Коссель (Германия) и Льюис (США) в 1916 г. независимо друг от друга обратили внимание на то, что

  •  электронные конфигурации s2 и s2p6 атомов инертных газов являются особенно прочными (дублет, октет) и энергетически выгодными;
  •  атомы элементов при взаимодействии стремятся построить свой внешний энергетический уровень аналогично инертным газам;
  •  электронная конфигурация s2 и s2p6 может быть построена путем перераспределения электронов взаимодействующих атомов, в результате чего образуется химическая связь.

Однако механизм электронных процессов при химическом взаимодействии атомов элементов может быть разным.

Ионная связь. Теория Косселя

Перераспределение электронов внешнего уровня атомов до конфигурации s2 или s2p6 в соответствии с представлениями Косселя, осуществляется путем передачи электронов (отрыв - присоединение):

  •  или потерей всех электронов внешнего уровня, при этом обнажается предпоследний электронный уровень, имеющий конфигурацию s2p6 или s2;
  •  или присоединением одного или нескольких электронов до завершения энергетического уровня (s2 или s2p6).

Какой из этих способов осуществляется определяется электроотрицательностью взаимодействующих атомов. Более электроотрицательный атом присоединяет электроны, а менее электроотрицательный атом отдает их.

После передачи электронов образуются противоположно заряженные ионы, которые притягиваются друг к другу за счет сил электростатического притяжения, образуя химическую связь.

Такая связь получила название: ионная, гетерополярная, электровалентная.

Пример образования связи в молекуле LiF.

Запишем БЦЭФ и ГЭФ атомов лития и фтора

Li0

1s22s1

F0

1s22s22p5

2

2

1

1

Запишем эти формулы после передачи электрона от лития ко фтору

Li

1s22s0

F

1s22s22p6

2

2

1

1

 

Образовавшиеся ионы притягиваются, образуя химическую связь.

2. Метод валентных связей

Застройка внешнего энергетического уровня до конфигурации s2 или s2p6, в соответствии с представлениями Льюиса, осуществляется путем обобществления электронов взаимодействующих атомов с образованием общих электронных пар.

Такую связь называют ковалентной, гомеополярной, атомной, парноэлектронной.

Пример образования молекул H2, Cl2, O2.  (На самоподготовке изобразить образование связей в молекулах N2 и HCl).  

Сначала записывают БЦЭФ и ГЭФ взаимодействующих атомов, а затем объединяют между собой орбитали, за счет которых образуются связи.

Н2

Н0      БЦЭФ      Н0

1s1                     1s1

                                                       Н    Н

Н2

Cl2

                                              Cl     БЦЭФ     Cl

                                                 1s22s22p63s235

3













3

2

















2

1





1

    

                                                          

                                                              ClCl

                                                                  Cl2

                                                        О2                                     

                                               O0   БЦЭФ  О0

                                                  1s22s22p4

2









2

1





1

 

                                                   

                                                         О = О

                                                   О2

Существует два способа (механизма) обобществления электронов:

  •  обменный механизм (см. примеры выше);
  •  донорно-акцепторный.

Во втором случае при образовании химической связи один атом представляет пару электронов (донор), а другой атом – свободную орбиталь. Например: образование молекулы водорода из гидрид-иона и протона водорода.

Н           Н

                                                  Н   +  Н = Н2

NH3 + Н  NH4

Современное учение о химической связи основано на квантовомеханических представлениях. Для описания химической связи в настоящее время широко используются два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

Таким образом, в соответствии с методом ВС ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит одновременно двум атомам. Сами же атомы сохраняют свою индивидуальность.

Ковалентная химическая связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

В широком смысле слова ковалентная связь – это химическая связь между атомами, осуществляемая путем обобществления электронов. Ковалентную связь можно рассматривать как универсальный, самый распространенный тип химической связи.

Для точного описания состояния электрона в молекуле необходимо решить уравнение Шредингера для соответствующей системы электронов и ядер, задавшись условием минимума энергии. Однако, в настоящее время решение уравнения Шреденгера возможно лишь для самых простых систем. Впервые приближенный расчет волновой функции электрона был произведен в 1927 году Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода. В результате проведенной работы они получили уравнение, связывающее потенциальную энергию системы с расстоянием между ядрами двух атомов водорода. При этом оказалось, что результаты расчетов зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины обоих электронов. При параллельных спинах сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. При противоположно направленных спинах сближение атомов до некоторого расстояния r0 сопровождается снижением энергии системы, после чего она вновь начинает возрастать (рисунок 1).

Рис. 1. Зависимость энергии системы из двух атомов водорода от

межядерного расстояния в случае электронов

с параллельными спинами (1) и антипараллельными (2) спинами

Таким образом, в первом случае образования химической связи по энергетическим причинам не происходит, в случае же противоположно направленных спинов электронов образуется молекула Н2 – устойчивая система из двух атомов водорода, расстояние между ядрами которых составляет r0.

Это расстояние r0 существенно меньше удвоенного атомного радиуса (для молекулы водорода – соответственно 0,074 и 0,106 нм), следовательно, при образовании химической связи происходит взаимное перекрывание электронных облаков, реагирующих атомов (рис. 2).

Рис. 2. Схема перекрывания электронных облаков при образовании

молекулы водорода

Вследствие перекрывания облаков электронная плотность между ядрами повышается, при этом возрастают силы притяжения между этой областью отрицательного заряда и положительно заряженными ядрами взаимодействующих атомов. Возрастание сил притяжения сопровождается выделением энергии, что и приводит к образованию химической связи.

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная химическая связь наиболее полно может быть охарактеризована по следующим параметрам:

  •  энергия связи;
  •  длина связи;
  •  направленность связи;
  •  полярность связи;
  •  поляризуемость связи;
  •  насыщенность связи.  

Некоторые параметры, в частности, энергия связи, используются для характеристики и других типов химической связи.

Энергия связи

Энергия связи служит мерой прочности любой химической связи. На разрыв химической связи необходимо затратить энергию, равную по величине той энергии, которая выделилась при образовании химической связи.

Количество энергии, выделяющейся при образовании молекулы из атомов, называют энергией образования связи или просто энергией связи.

Энергию связи выражают в кДж/моль, например:

Н + Н Н2 + 435 кДж.

Естественно, столько же энергии необходимо затратить и для разрыва химических связей в 1 моль водорода. Следовательно, чем больше энергия связи, тем связь прочнее. Например, ЕСВ2) = 435 кДж/моль, а ЕСВ(N2) = 942 кДж/моль. И, действительно, связь в молекуле азота (как показано ранее, тройная) значительно прочнее связи в молекуле водорода.

Разрыв связи может быть осуществлен гомолитически (с образованием нейтральных атомов) и гетеролитически (с образованием ионов), причем энергия разрыва может различаться.

NaCl(г) = Na(г) + Clг – 414 кДж

NaCl(г) = Na (г) + Cl (г) – 548 кДж

Следовательно, в каждом конкретном случае следует указывать, какой процесс имеется в виду.

Длина связи  - это расстояние между центрами атомов, образующих химическую связь. Обозначают ее d или ℓ и выражают в нанометрах (1 нм = 1 10-9 м) или ангстремах (1  = 1 10-10 м)

Для однотипных молекул длина химической связи также может служить характеристикой прочности связи: ведь чем меньше длина связи, тем больше степень перекрывания электронных облаков.

Так, длина связей ℓ (HF) = 0,092 нм и ℓ (HJ) = 0,162 нм свидетельствуют о большей прочности связи в молекуле фтороводорода, что подтверждается на практике.

Следует отметить, что экспериментально определяемые длины связей характеризуют лишь среднее расстояние между атомами, поскольку атомы в молекулах и кристаллах совершают колебания около положения равновесия.

Перекрывание электронных облаков, приводящее к образованию химической связи, возможно лишь при их определенной взаимной ориентации. Область перекрывания также расположена в определенном направлении к взаимодействующим атомам. Поэтому говорят, что ковалентная химическая связь обладает направленностью. При этом могут возникать связи 3 видов, которые называют - (сигма), - (пи) и - (дельта) связями.

В рассмотренных выше случаях образования молекул Н2 и Cl2 перекрывание электронных облаков происходит вдоль прямой, соединяющей центры атомов. Ковалентная связь, образующаяся в результате перекрывания электронных облаков вдоль линии, соединяющей центры атомов, называется -связью. -связь образуется (рис. 3) при перекрывании ss – облаков (например, Н2), рх – рх – облаков (Cl2), spx (HF).

        а                                           б                                                  в

Рис. 3. -связи в молекулах Н2 (а), Cl2 (б), HF (в)

При взаимодействии р-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси, соединяющей центры атомов (ру– и рz – облака) образуются две области перекрывания, расположенные по обе стороны от оси. Такое положение отвечает образованию - связи.

-связь – это связь, для которой связывающее электронное облако имеет плоскость симметрии, проходящую через атомные ядра.

-связь не существуют сами по себе: они образуются в молекулах, уже имеющих -связи, и приводит к появлению двойных и тройных связей.

Так, в молекуле N2 каждый атом азота обладает тремя неспаренными

2р – электронами. По одному облаку от каждого атома азота участвует в образовании -связи (рх – рх - перекрывание).

Облака же ру – и рz – направленные перпендикулярно линии -связи, могут перекрываться между собой лишь боковыми сторонами “гантелей“. Такое перекрывание приводит к образованию двух -связей, т.е. связь в молекуле N2 является тройной. Однако эти связи энергетически неравноценны: степень перекрывания рх – рх – облаков много выше, чем ру – ру и рz – рz. И, действительно, энергия тройной связи ниже, чем утроенная энергия одной - связи, а при химических реакциях в первую очередь происходит разрыв - связей.

-связи образуются при перекрывании ру – ру, рz – рz, руd, рzd, dd – облаков (рисунок 4).

Рис. 4. Различные случаи образования -связей

-связь – это ковалентная связь, образованная при перекрывании

d – электронных облаков всеми четырьмя лепестками (рисунок 5). По прочности она также значительно уступает -связи.

Рис. 5. Схема образования -связи

Полярность связи

В двухатомных молекулах простых веществ, т.е. состоящих из атомов одного элемента (Н2, F2, N2, O2  и др.) область перекрывания электронных облаков располагается симметрично относительно ядер обоих атомов, на одинаковом расстоянии от них. Следовательно, центры положительных и отрицательных зарядов в молекуле совпадают, и такая связь называется неполярной.

Если же связь образована атомами различных элементов, электроотрицательность которых различается (но не очень резко), то область перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов обычно смещена  в сторону одного из атомов (обладающего, большей электроотрицательностью). В таком случае связь называют полярной. Электронное облако тем больше смещается к электроотрицательному атому, чем сильнее различаются электроотрицательности элементов. При этом атом более электроотрицательного элемента несет избыточный отрицательный заряд, а его партнер – избыточный положительный заряд:

Следовательно, в молекуле с полярной связью центры положительных и отрицательных зарядов не совпадают. Такие системы называются электрическими диполями.  Расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов ℓ называется длиной диполя (рисунок 6).

Рис. 6. Диполь молекулы HF

Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, из-за разделения зарядов в пространстве образуется электрическое поле, напряженность которого пропорциональна дипольному моменту молекулы.

Под дипольным моментом понимают произведение абсолютного значения заряда электрона q на длину диполя :

= q  ℓ.

Единица измерения дипольного момента – Дебай:

1Д = 3,33 10-30 КЛ м.

Именно величиной дипольного момента и характеризуется степень полярности связи. Естественно, для неполярных молекул дипольный момент равен нулю (поскольку  = 0). Для наиболее полярных молекул   4.

Следует различать полярность связи и полярность молекулы. В случае двухатомных молекул очевидно, что наличие полярной связи означает наличие диполя. В случае же многоатомных молекул в возникновении диполя играет роль и пространственное строение молекул.

Так, молекула оксида углерода (II)  линейна:

О = С = О

Обе связи С = О полярны, причем дипольный момент каждой отдельной связи весьма значителен (С=0 = 2,7 Д. Однако, вследствие симметричности молекулы, взаимная компенсация зарядов приводит к тому, что вся молекула оказывается неполярной: С=0 = 0. Если же молекула нелинейна (например, Н2О, угол Н – О – Н около 1050), то дипольные моменты связей не компенсируются, и вся молекула представляет диполь (С=0  = 1,84 Д).

Полярность молекул накладывает отпечаток на свойства веществ. Диполи ориентируются друг к другу разноименно заряженными полюсами, вследствие чего наблюдается взаимное притяжение между молекулами. Поэтому вещества, образованными полярными молекулами, обычно плавятся и кипят при более высоких температурах, чем неполярные вещества. Кроме того, полярность молекул сказывается и при растворении веществ в различных растворителях: вещество, состоящее из полярных молекул, лучше растворяется в полярном растворителе, и наоборот

Явление поляризации следует рассматривать как причину возникновения полярной связи. Рассмотрим суть этого явления.

В обычных условиях в неполярной молекуле центры положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке. При помещении такой молекулы в пространство между пластинами конденсатора заряды “расходятся“ – положительный смещается к отрицательно заряженной пластине и наоборот. Таким образом, возникает индуцированный диполь, характеризующийся величиной индуцированного дипольного момента i.

Полярная молекула сама по себе представляет постоянный диполь. Под влиянием электрического поля, помимо ориентации по направлению поля, у молекулы дополнительно создается индуцированный дипольный момент, поскольку молекула “растягивается“ (деформируется). Результирующий дипольный момент R складывается из постоянного и индуцированного:

R = + i.

Явление возникновения диполя в неполярной молекуле (и увеличения диполя в полярной) одновременно с ориентацией диполей называется поляризацией.

-связи поляризуются сильнее -связей.

Очевидно, внешнее электрическое поле может быть обусловлено не обязательно приложением извне, а и воздействием других диполей, окружающих рассматриваемую молекулу.

Следует учитывать и взаимную поляризацию атомов, составляющих полярную молекулу, т.е. влияние их друг на друга, которое приводит к деформации электронных оболочек.

Величина поляризации зависит от поляризуемости атомов:

i = Е  ,

где i – индуцированный дипольный момент; 

     Е  – напряженность электрического поля;

  •  – поляризуемость атомов (или ионов).   

    

Таким образом, поляризуемость – это мера способности частицы (и, естественно, химической связи) к поляризации под действием электрического поля.

Способность к поляризации определяется радиусами атомов (ионов) и величиной относительной электроотрицательности.

Заметной деформации подвергается только внешняя электронная оболочка. Причем, чем слабее связаны внешние электроны с ядром, тем легче поляризуется атом (ион).

Поляризация ионов (а, следовательно, и связей) – процесс двусторонний, в котором сочетается поляризующее действие ионов с их поляризуемостью, причем на практике можно считаться только с поляризующим действием катионов и поляризуемостью анионов.

Поляризация ионов оказывает существенное влияние на свойства образуемых им соединений. Так, ион водорода, вследствие крайне малых размеров, обладает особенно высоким поляризующим действием. Отсутствие у него электронов позволяет сблизиться с анионом до очень малого расстояния. Это приводит, в частности, к тому. что многие кислоты по ряду свойств (устойчивость, диссоциация, окислительно-восстановительные свойства) сильно отличаются от свойств образуемых ими солей.

При изучении предыдущего вопроса было показано, что ковалентная химическая связь, за счет которой образуется большинство простых и сложных веществ, обладает большой прочностью, геометрической направленностью, насыщаемостью.

Эти характеристики отличают ковалентную связь от ионной химической связи, механизм образования которой несколько иной.

При рассмотрении ковалентной полярной связи указывалось. что она образуется между атомами элементов, обладающих различной, но не очень резко различающейся электроотрицательностью. В случае резкого различия в электроотрицательностях элементов говорят уже об ионной связи.

Таким образом, представления Льюиса являются более общими и ионную связь (по Косселю) можно рассматривать как ковалент ную, сильно полярную (см. ионная связь в LiF).

Электроотрицательности лития и фтора существенно различаются (1,0 и 4,0 соответственно), и образующаяся химическая связь становится настолько полярной, что электронная плотность в молекуле практически нацело смещается к атому фтора. Образуются два иона, связанные между собой силами электростатического притяжения

В отличие от ковалентной, ионная связь не обладает направленностью. Ионы можно представить как точечные заряды, создающие электрические поля, которые равномерно распределяются по всем направлениям. Это означает, что два разноименных заряда, образовавшие ионную связь,  сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. В этом состоит еще одно различие между ковалентным и ионным типами связи: ионная связь характеризуется ненасыщяемостью. Поэтому к иону может притягиваться различное число ионов противоположного знака. Это число ограничивается относительными размерами ионов. Кроме того, ионная связь несколько менее прочна, чем ковалентная, что позволяет ей легко разрушаться в полярных растворителях.

Отсутствие у ионной связи направленности и насыщаемости обусловливает склонность ионно построенных молекул к ассоциации. Лишь в газообразном состоянии (при высоких температурах) ионные молекулы существуют в виде мономеров. При обычных температурах в жидком, а, тем более, в твердом состоянии происходит объединение этих молекул и их взаимная ориентация с образованием ионной кристаллической решетки, в которой каждый ион окружен несколькими ионами противоположного знака. При этом все связи можно рассматривать как единую гигантскую молекулу. Сам же термин “молекула“ в применении к ионным соединениям следует понимать как условный, отражающий лишь элементарный состав вещества.

Возникает закономерный вопрос: какая должна быть разница в электроотрицательностях элементов, когда следует говорить уже не о ковалентной полярной, а об ионной химической связи? Оказывается, что полностью ионных соединений не существует, а, значит, нет и истинной ионной связи. Прежде всего, об этом свидетельствуют экспериментально измеренные (или “эффективные“) заряды атомов, из которых построены ионные соединения. Оказывается, что даже в соединениях, образованных самыми электроотрицательными и самыми электроположительными элементами связь не на 100% ионная. Так, эффективные заряды ионов CsF не равны заряду электрона, а составляют 0,93 от его величины. Эффективный заряд на атоме магния в MgCl2 не +2, а лишь +1,50, а алюминия в его оксиде вместо +3 только +1,77.

Неполное разделение зарядов в ионных соединениях объясняют взаимной поляризацией, которая приводит к деформации электронных оболочек ионов. Различные ионы поляризуются в различной степени, следовательно, можно говорить о большей или меньшей доле ионной связи. Идеальная ионная связь (передача электронов) – абстрактное понятие.

Однако принято говорить о степени ионности связей. Чем дальше отстоят два элемнта один от другого по значению электроотрицательности, тем сильнее выражена степень ионности связи между ними. При разнице в 1,7 ионность связи достигает 50%.

Таблица 1 – Соотношение между разностью электроотрицательностей

и степенью ионности связи

ХА - ХБ

Степень ионности связи,

%

ХА - ХБ

Степень ионности связей,

%

0,2

0,4

1

4

1,8

2,0

55

63

0,6

0,8

9

15

2,2

2,4

70

76

1,0

1,2

22

30

2,6

2,8

82

86

1,4

1,6

39

47

3,0

3,2

89

92

Таким образом, существенного различия между ковалентной и ионной связью нет: эти виды связи отличаются лишь степенью поляризации электронного облака.

3. Металлическая и водородная связи

Металлическая связь

Металлы представляют собой простые вещества, и можно было бы полагать, что связь в металлах должна быть ковалентной неполярной. В действительности же валентные электроны металлов, как элементов с малыми значениями электроотрицательности слабо связаны с ядром, и при соединении двух атомов не может образовываться достаточно прочная ковалентная связь. Лишь в парообразном состоянии существуют ковалентно построенные двухатомные молекулы металлов, например, Li2, Nа2, K2, энергия связи, в которых в несколько раз меньше, чем, например, энергия связи в молекуле водорода.

В жидком же и твердом состоянии двухатомные молекулы в металлах отсутствуют. За счет чего же атомы металлов удерживаются между  собой?  Рассмотрим следующий тип связи – металлическую связь.

Предположения о природе металлической связи можно получить на основании двух отличий металлов от соединений с ковалентными и ионными связями. Во-первых, металлы отличаются от других веществ высокой электро- и теплопроводностью, и, во-вторых, являются в обычных условиях кристаллическими веществами с высокими координационными числами атомов (т.е. каждый атом окружен большим числом соседей, с ним связанных).

Из первого свойства следует, что по крайней мер, часть электронов может относительно свободно передвигаться по всему объему куска металла. Из второго свойства – что атомы не связаны друг с другом, так как валентных электронов в атомах металлов недостаточно для образования обычных ковалентных связей.

У атомов металлов имеется малое количество электронов и избыток свободных орбиталей. Следовательно, при сообщении небольшой энергии валентные электроны могут занимать не только “свои“, но и соседние орбитали, расположенные несколько выше по энергии и дальше от ядра. При сближении атомов в результате образования кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются, вследствие чего электроны свободно перемещаются из орбитали одного атома в орбиталь другого, осуществляя связь между всеми атомами кристалла.

При этом атом металла превращается в положительно заряженный ион, но другой электрон, подходя к иону, может образовывать с ним на мгновение атом. Если рядом с ним в этот момент окажется другой атом. то между этими атомами на некоторое время может образовываться обычная ковалентная неполярнаная связь.

Таким образом, в кристалле металла между атомами возникает ковалентная неполярная связь, перемещающаяся по объему металла, а между ионами металла и электронами – ионная связь, т.е. связь в металлах представляет собой нечто промежуточное между ионной и ковалентной связью. Кристалл металла можно представить как сочетание атомов и ионов металла, в промежутках между которыми перемещаются электроны, получившие название “электронного газа“.

Следует отметить, что поведение этих электронов практически полностью подчиняется законам, выведенным для идеальных газов.

Таки образом,  металлическая связь – это многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов, основанная на обобществлении внешних электронов атомов металлов в твердом и жидком состоянии.

Металлическая связь характерна только для конденсированного состояния вещества и представляет собой не связь между отдельными частицами, а связь целых агрегатов частиц.

По мере увеличения числа валентных электронов прочность металлической связи увеличивается.

Следует отметить, что метод валентных связей не может интерпретировать полностью металлическую связь: в металлах наблюдается недостаток валентных электронов по сравнению с числом межатомных связей. Отсюда и интерметаллические соединения, как правило, не подчиняются законам классической ковалентности, а на основании положения в Периодической системе невозможно предсказать истинный состав интерметаллидов.

Силы межмолекулярного взаимодействия

Очень слабые силы притяжения между нейтральными атомами и молекулами, проявляющиеся на расстояниях, превосходящих размеры частиц, называют межмолекулярным взаимодействием или силами Ван-дер-Ваальса (голландский физик, лауреат Нобелевской премии). Они действуют в газообразных и жидких веществах, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Межмолекулярное взаимодействие определяет возможность перехода вещества в жидкое и твердое агрегатное состояния (с выделением энергии) и играет важную роль в процессах адсорбции, катализа, растворения и сольватации. Ван-дер-Ваальсово притяжение имеет электрическую природу и определяется тремя эффектами - ориентационным, индукционным и дисперсным.

Е = Еор + Еинд. + Едисп.

Водородная связь

Водородная связь реализуется между положительно поляризовнными атомом водорода одной полярной молекулы и отрицательно поляризованным атомом неметалла (чаще – фтора, кислорода, азота, реже – хлора, серы) другой молекулы. Подобное взаимодействие не проявляется для других атомов, что обусловлено уникальными свойствами поляризованного атома водорода – его очень малыми размерами и отсутствием внутренних электронных оболочек. Эти особенности атома водорода позволяют партнеру приблизиться на столь малое расстояние, которое не может быть достигнуто при взаимодействии с другими частицами.

Возникновение водородной связи в очень грубом приближении можно объяснить действием электростатических сил. Так, например, в полярной молекуле фтороводорода общая электронная пара сильно смещена к атому фтора. В результате атом водорода приобретает положительный заряд и может электростатически взаимодействовать с отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы HF. Вследствие своих малых размеров атом водорода способен проникнуть в электронную оболочку соседнего атома фтора, вследствие чего и возникает водородная связь:

Это “проникновение“ свидетельствует о том, что вся полнота картины не может быть описана лишь электростатическим притяжением, в образование водородной связи вносит вклад и донорно-акцепторное взаимодействие.

Условием образования водородной связи является высокая электроотрицательность атома, связанного с атомом водорода. Только в таком случае электронное облако достаточно сильно смещается в сторону атома-партнера, и он приобретает высокий отрицательный заряд.

Энергия водородной связи невелика: она на порядок меньше энергии обычной ковалентной связи, но много выше энергии межмолекулярных взаимодействий. Несмотря на малую прочность, часто водородная связь определяет внутреннюю структуру вещества и существенно влияет на его физические и химические свойства. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в димеры и более сложные ассоциаты:

В кристалле льда каждый атом кислорода тетраэдрически связан с четырьмя атомами водорода: с двумя – полярной ковалентной связью (Н2О), а с двумя другими – водородной связью. В свою очередь, каждый атом водорода связан с двумя атомами кислорода.

Способностью к ассоциации обладают молекулы аммиака, спиртов, пероксида водорода, ряда кислот. Это приводит к повышению температур плавления и кипения, изменению взаимной растворимости. Ведь водородные связи могут образовываться и между двумя различными молекулами, например:

     

                  Н                                     Н

        

          Н – N      +   Н – О     Н – N  Н – О

                 Н                  Н                Н                Н

  

Так, смешение спиртов с водой сопровождается разогреванием и уменьшением объема, что объясняют образованием водородных связей:

СН3 – О  +  Н – О СН3 –  О … Н – О

За счет водородных связей образованы такие сложные вещества как белки, углеводы, различные ферменты.

Водородная связь влияет и на химические свойства веществ. Например,

HF – слабая кислота, в отличие от других галогеноводородных кислот: диссоциация HF на ионы осложнена способностью ее к образованию дифторид-иона  и других, более сложных частиц. Эти частицы столь прочны, что выделены кислые соли фтороводородной кислоты KHF2

Кроме межмолекулярной, встречается и внутримолекулярная водородная связь, например:

Характеристики связей разных типов приведены в таблице 2.

Таблица 2 - Характеристики связей

Характе-

рстика

связи

Природа

связи

Способ

образования

Энергия (кДж/моль)

Длина

(нм)

Полярность

Поляризуе-

мость

Направленность

Насыщаемость

Ковалентная

обменный или донорно-акцепторный

200 - 850

1-210-1

полярна HCl

неполярна Cl2

поляризуема

C-F C-J

направлена

насыщаема

Ионная

электростатическое притяжение ионов

80 - 130

2-310-1

полярна

поляризуема

ненаправ-

лена

ненасыщаема

Металлическая

объединение атомов и ионов свободными электронами

атомизация Nа-180

 Cu-540

многоцентровая

делокализована

ненаправ-лена

ненасыщаема

Водородная

взаимодействие атомов водороад с атомами F,O,N,Cl,S

8 - 45

2,4-3,210-1

полярна

поляризуема

направ-лена по линии

 Э-Н…Э

ненасыщаема

1 ккал = 4,184 кДж; 1 нм = 10-9; 1нм = 10

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

В лекции рассмотрены различные типы химических связей.

Неполярная ковалентная связь характеризуется тем, что электронное облако связи симметрично относительно ядер обоих атомов (дипольный момент связи равен нулю).

Полярная ковалентная связь отличается от неполярной тем, что облако полярной связи частично смещено к атому более электроотрицательного элемента, дипольный момент связи отличен от нуля.

В случае ионной связи электронное облако связи почти полностью смещено к более электроотрицательному атому, т.е. атомы практически становятся противоположно заряженными ионами (такая связь характеризуется высоким значением дипольного момента).

Электронное облако металлической связи неустойчиво, характер связи промежуточный между ковалентной и ионной, связь осуществляется в металлах.

Водородная связь осуществляется (в качестве дополнительной) связи между различными молекулами или фрагментами одной сложной молекулы, имеющими положительно поляризованный атом водорода и атомы наиболее электроотрицательных элементов – фтора, кислорода, азота и др.

Профессор, д.х.н.                                Т.Г. ДМИТРИЕНКО

«___» ____________2014 г.

 


+

s

s

p

p

s

s

p

p

 Н   Н

s

p

p

s

         Cl    Cl

 О    О

р

р

s

s

протон

акцептор

гидрид-ион

донор пары  EMBED Equation.3  

r0

Е

Е0

0

1

2

r

EMBED ISISServer  

Н

Н

Н2

Н

Н

S

S

Cl

Cl2

Cl

px

px

H

HF

S

F

px

EMBED ISISServer  

EMBED ISISServer  

EMBED ISISServer  

EMBED ISISServer  

EMBED Equation.3  

EMBED ISISServer  

EMBED ISISServer  

EMBED ISISServer  

+

+

-

-

Н

Н

Н

+

+

-

-

EMBED ISISServer  

ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«ЭНГЕЛЬССКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

Экз. №

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ

по дисциплине ОДП.18 «ХИМИЯ»

по специальности среднего профессионального образования

060501 Сестринское дело

ЛЕКЦИЯ № 4

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

ЭНГЕЛЬС – 2014 г.


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

18476. ПРАВООХРАНИТЕЛЬНЫЕ ОРГАНЫ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 201.02 KB
  ТЕМА 22. ПРАВООХРАНИТЕЛЬНЫЕ ОРГАНЫ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 22.1. Понятие правоохранительной деятельности государства и роль высших органов Российской Федерации в ее осуществлении 22.2. Судебная система Российской Федерации Контрольные вопросы Темы рефератов ...
18477. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ГРАЖДАНСКОГО ПРАВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 377.08 KB
  ТЕМА 23. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ГРАЖДАНСКОГО ПРАВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 23.1. Предмет и принципы гражданского права 23.2. Гражданский кодекс Российской Федерации 23.3. Граждане физические лица 23.4. Общие положения о юридических лицах 23.5. Объекты гражданских прав ...
18478. ОСНОВЫ ТРУДОВОГО ПРАВА 221.77 KB
  ТЕМА 24. ОСНОВЫ ТРУДОВОГО ПРАВА 24.1. Понятие предмет метод источники принципы и финкции трудового права 24.2. Трудовые правоотношения 24.3. Коллективные договоры и соглашения 24.4. Трудовой договор. Порядок заключения и расторжения 24.5. Правовое регулирование ...
18479. ОСНОВЫ СЕМЕЙНОГО ПРАВА 187.99 KB
  ТЕМА 25. ОСНОВЫ СЕМЕЙНОГО ПРАВА 25.1.Общие положения. Отношения регулируемые семейным законодательством 25.2. Правовые вопросы заключения и прекращения брака 25.3. Права и обязанности супругов 25.4. Правоотношения родителей и детей Контрольные вопросы Темы ...
18480. ОСНОВЫ АДМИНИСТРАТИВНОГО ПРАВА 519.29 KB
  ТЕМА 26. ОСНОВЫ АДМИНИСТРАТИВНОГО ПРАВА 26.1. Административное право как отрасль российского права 26.2. Административноправовые нормы и отношения 26.3. Субъекты административного права 26.4. Правовые форма и методы государственного управления управленческий пр...
18481. МУНИЦИПАЛЬНОЕ ПРАВО. Понятие муниципального права России 147.59 KB
  ТЕМА 27. МУНИЦИПАЛЬНОЕ ПРАВО 27.1. Понятие муниципального права России 27.2. Принципы и основы местного самоуправления 27.3. Компетенция местного самоуправления 27.4. Формы осуществления местного самоуправления 27.5. Гарантии местного самоуправления Контроль...
18482. УГОЛОВНОЕ ПРАВО. Понятие уголовного права, его предмет и система 205.8 KB
  ТЕМА 28. УГОЛОВНОЕ ПРАВО 28.1. Понятие уголовного права его предмет и система 28.2. Уголовный закон 28.3. Преступление 28.4. Наказание Контрольные вопросы Темы рефератов 28.1. Понятие уголовного права его предмет и система Предметом уголовного права явл...
18483. ОСНОВЫ ЭКОЛОГИЧЕСКОГО ПРАВА 271 KB
  ТЕМА 29. ОСНОВЫ ЭКОЛОГИЧЕСКОГО ПРАВА 29.1. Понятие и определение экологического права 29.2. Экологическое право как отрасль права 29.3. Принципы экологического права 29.4. Источники экологического права 29.5. История развития экологического права 29.6. Экологиче...
18484. ОСНОВЫ ЗЕМЕЛЬНОГО ПРАВА 220.22 KB
  Тема 30. ОСНОВЫ ЗЕМЕЛЬНОГО ПРАВА 30.1. Общая характеристика земельного законодательства РФ 30.2. Предмет и система земельного права 30.3. Принципы земельного права 30.4. Земельные правоотношения 30.5. Правовой режим земель 30.6. Право собственности на землю и ины