Химическая связь

Разные вещества имеют различное строение. Среди них только благородные газы – гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон – существуют в виде свободных (изолированных) атомов. Это обусловлено высокой устойчивостью их электронных структур (электронный дублет 1s2 у Не и электронный октет ns2np6 на внешнем слое в атомах остальных благородных газов).

Все другие вещества состоят из связанных атомов. Силы, которые обусловливают связь между атомами, получили название «химическая связь». По своей природе эти силы являются электростатическими. Они представляют собой различные виды взаимодействия электрических зарядов (электронов и ядер взаимодействующих атомов).

Результатом связывания атомов является образование более сложных структур — молекул, молекулярных ионов, свободных радикалов, а также ионных, атомных и металлических кристаллических решеток.

Существование этих структур обусловлено различными типами химической связи. Важнейшие из них: ковалентная, ионная, металлическая, водородная связи.

Ковалентная связь является причиной образования большинства молекул, молекулярных ионов, свободных радикалов и атомных кристаллических решеток.

Ионная связь обусловливает существование молекул ионных соединений и ионных кристаллических решеток.

Металлическая связь существует в простых веществах — металлах.

Водородная связь существует внутри молекул отдельных веществ, а также возникает между молекулами некоторых веществ.

Ковалентная связь

При образовании химической связи между атомами главную роль играют их валентные электроны, т. е. электроны, которые находятся на внешнем электронном слое и наименее прочно связаны с ядром атома.

Как уже было отмечено, самыми устойчивыми являются внешние электронные оболочки благородных газов (1s2 и ns26 ). Атомы других элементов при образовании молекул стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболочки. Каким образом это происходит?

В 1916 г. Г. Н. Льюис (США) высказал мысль о том, что химическая связь возникает в результате образования общих электронных пар между взаимодействующими атомами. Эта идея легла в основу теории ковалентной связи.

Рассмотрим сущность этой теории на примере образования простейшей молекулы — молекулы водорода Н2.

Электронная формула атома водорода — 1s1 . При взаимодействии двух атомов водорода их неспаренные электроны объединяются и образуют общую электронную пару, т. е. пару, которая принадлежит обоим атомам. Схематично образование общей электронной пары можно показать следующим образом:

Ковалентная связь

Таким образом, в образующейся молекуле каждый атом водорода имеет два электрона, следовательно, приобретает устойчивую электронную структуру ls2 (как у атома гелия). Общую электронную пару в графических формулах молекул показывают в виде черточки: Н—Н.

Любая молекула является устойчивой только в том случае, если при ее образовании из атомов происходит уменьшение полной энергии системы. Поэтому образование химической связи — это процесс, который сопровождается выделением энергии.

Энергия системы из двух сближающихся атомов водорода, которые имеют электроны с параллельными спинами, при уменьшении расстояния между атомами увеличивается, т. е. образования устойчивой молекулы не происходит. Если же атомы имеют электроны с антипараллельными спинами, то при сближении атомов энергия понижается и достигает минимума при расстоянии между ядрами атомов r0  = 0, 74Å. Следовательно, таково расстояние между ядрами атомов водорода в образующейся устойчивой молекуле H2. Эта величина меньше суммы двух атомных радиусов (0,53Å +  0,53Å = l,06Å).

Отсюда был сделан вывод о том, что при образовании ковалентной связи происходит перекрывание облаков электроинов, имеющих антипараллельные спины.

Область перекрывания электронных облаков — это область высокого отрицательного заряда, который притягивает положительно заряженные ядра атомов.

Схематично перекрывание электронных облаков в молекуле Н2 можно изобразить так:

Рассмотрим образование ковалентной связи в молекуле хлора Cl2 . Электронная формула внешнего слоя атома хлора: 3s23p5 электронно-графическая формула:

Один из р-электронов в атоме хлора является неспаренным. При образовании молекулы неспаренные электроны двух атомов хлора образуют одну общую электронную пару; в результате каждый атом хлора приобретает электронную структуру 3s2 3p6 (октет):

Перекрывание электронных облаков показано на этом рисунке:

Если между двумя атомами образуется только одна общая электронная пара, то такая ковалентная связь называется одинарной (простой) связью.

Следовательно, связи в молекулах Н2 и Сl2 являются одинарными (простыми) связями.

Как видно из рисунков области перекрывания электронных облаков в молекулах Н2 и Сl2 находятся на линии, которая соединяет ядра атомов.

Ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов, называются σ-связями (сигма-связями).

Следовательно, связи в молекулах Н2 и Cl2 представляют собой σ-связи.

Одинарные связи всегда являются σ-связями.

Другой разновидностью ковалентных связей являются π-связи.

π-Связи — это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

s-облака не могут образовывать π-связи. В образовании π-связей могут участвовать р- и d-облака.Например, π-связь образуется при перекрывании двух р-облаков, как это показано на этом рисунке.

π-Связи образуются в тех случаях, когда между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары.

Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.

Если связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами, то такая связь называется двойной связью. Любая двойная связь состоит из одной σ-связи и одной π-связи: А = В.

Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью. Любая тройная связь состоит из одной σ-связи и двух π-связей: А≡В.

Двойные и тройные связи имеют общее название: кратные связи.

Образование кратных связей рассмотрим на примере молекулы азота N2.

Электронная формула внешнего слоя атома азота: 2s2 2p3 электронно-графическая формула:

Три р-электрона в атоме азота являются неспаренными и участвуют в образовании трех общих электронных пар:

Ковалентная связь

В результате образования трех общих электронных пар каждый атом азота приобретает устойчивую электронную структуру 2s22p. На данном рисунке показано перекрывание электронных облаков в молекуле азота.

Важной характеристикой ковалентной связи является полярность связи.

Полярность связи зависит от электроотрицательности элементов, атомы которых участвуют в образовании связи.

Напомним, что электроотрицательность (ЭО) элемента характеризует способность его атома в молекуле притягивать к себе общую электронную пару.

Если ковалентная связь образуется между атомами с одинаковой ЭО, то общая электронная пара (область перекрывания электронных облаков) находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов. Такая связь называется неполярной связью. Неполярные связи существуют в молекулах простых веществ: Н2, N2, Cl2, О2 и т. д.

Молекулы с неполярными связями являются неполярными молекулами.

Если ковалентная связь образуется между атомами с различной ЭО, то общая электронная пара (область перекрывания электронных облаков) смещается в сторону атома с большей ЭО:

В результате смещения электронной плотности на атоме с большей ЭО возникает избыточный отрицательный заряд (—δ), а на атоме с меньшей ЭО — положительный заряд (+δ).

Ковалентная связь с неравномерным распределением электронной плотности между взаимодействующими атомами называется полярной связью.

Если молекула состоит из двух атомов, которые связаны полярной связью, то такая молекула является полярной молекулой, т. е. представляет собой диполь.

Диполь — это электронейтральная система, в которой центры положительного и отрицательного зарядов находятся на определенном расстоянии друг от друга.

Схематично диполь изображается следующим образом:

Расстояние между центрами зарядов называется длиной диполя (l).

Количественной характеристикой полярности связей и молекул является дипольный момент.

Дипольный момент равен произведению заряда 5 на длину диполя l:

μ = δ∙l

Чем больше дипольный момент, тем больше полярность связи и молекулы. Дипольный момент является векторной величиной. Вектор дипольного момента направлен от центра положительного заряда к центру отрицательного заряда.

Примером полярной молекулы является молекула хлороводорода НCl.

В результате перекрывания s-облака атома водорода и р-облака атома хлора образуется одинарная σ-связь:

Так как ЭО хлора больше ЭО водорода, связь в молекуле НCl является полярной связью. Следовательно, молекула HCl представляет собой диполь.

Чем больше разность ЭО связанных атомов, тем сильнее смещается электронная плотность к атому более электроотрицательного элемента, тем больше дипольный момент молекулы. Например, в ряду молекул НI→HBr→HCl разность ЭО и полярность связей и молекул увеличиваются:

Если молекула состоит из трех или большего числа атомов, дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов всех связей в этой молекуле.

Для определения дипольного момента молекулы необходимо знать расположение в пространстве векторов дипольных моментов связей, которое зависит от геометрического строения молекулы.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему:» Основные типы химической связи»  Основные-типы-химической-связи.docx (9 Загрузок)

Рефераты по другим темам можно скачать здесь

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *