Типы химической связи. Электроотрицательность и степень окисления, полярность связей

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 17 Сентября 2014 в 18:19, лекция

Краткое описание

Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются
друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ электронной пары.
Существует два возможных механизма образования общей электрон-
ной пары:
 обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих ато-
мов предоставляет в пару по одному электрону,
 донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предос-
тавляет электронную ПАРУ, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.

Скачать полностью (736.43 Кб) Сколько стоит заказать работу?

Прикрепленные файлы: 1 файл

3.Stroenie_molekulreshetki.2011.pdf

— 778.76 Кб (Скачать документ)

Page 1

Теоретическая часть.
Часть 1. Типы химической связи. Электроотрицательность и степень
окисления, полярность связей.
Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются
друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ электронной пары.
Существует два возможных механизма образования общей электрон-
ной пары:

обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих ато-
мов предоставляет в пару по одному электрону,

донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предос-
тавляет электронную ПАРУ, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.
‼ По донорно-акцепторному механизму образованы связи в следую-
щих веществах:
1. Все комплексные соединения;
2. Соли аммония и аминов
3. Азотная кислота, оксид азота (V), нитраты
4. Газы СО- угарный газ, О
3
– озон.
Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать
электроны при образовании химической связи. Таким образом, электрон
сместится к атому того элемента, который имеет большую электроотрица-
тельность.
Возможно три случая для двух атомов А и В, образующих связь:
А  В
1) ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю).
Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не воз-
никает ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова.
Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь.
‼Примеры неполярной ковалентной связи: а) двухатомные простые
вещества: H–H, F–F,
б) симметричные молекулы типа Н
2
О
2
( Н-О-О-Н) – связь между двумя

Page 2

атомами кислорода и т.п.
2) ЭО (А) > ЭО(В).
При образовании ковалентной связи электронная пара смещена к
более электроотрицательному атому А, на нѐм возникает частичный отри-
цательный заряд, а на В – частичный положительный.
Такая связь называется ковалентной ПОЛЯРНОЙ.
‼ Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), со-
стоящих из двух и более неметаллов (HCl, H
2
O, СН
3
СООН).
Чем больше разность ЭО, тем выше полярность связи (при
этом электронная пара принадлежит обоим атомам). Например, в ряду
НСl  HBr  HI полярность связи уменьшается.
3) ЭО (А) >> ЭО(В).
Разность электроотрицательностей настолько велика, что атом В (ме-
талл) ОТДАЁТ свой электрон атому В (неметалл). Возникают ИОНЫ - кати-
он В
+
и анион А
-
.
Такая связь называется ИОННОЙ.
Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной свя-
зи.
‼Такой тип связи характерен для соединений металлов с неметалла-
ми, оксидов металлов, оснований и солей, в том числе солей ор-
ганических и солей аммония.
В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определен-
ным числом ионов другого знака.
Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщен-
ностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую ре-
шетку.
‼
Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых од-
новременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например,
NaOH, KNO
3
).
3. Металлическая связь возникает в простых веществах – металлов

Page 3

между положительно заряженными ионами металла и свободно движущи-
мися электронами («электронный газ»). Наличие такого свободного дви-
жения электронов является причиной хорошей тепло- и электропроводно-
сти металлов.
Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что
сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому эти
электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряжен-
ные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве
между катионами металлов и удерживают их вместе.
_________________________________________________________
Водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молеку-
лами или между независимыми частями молекул.
Водородная связь – возникает между сильно электроотрицательны-
ми атомами (обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода
другой молекулы или части молекулы:
(сплошной чертой обозначена ковалентная связь, точками – водородная
связь).
Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению
температур кипения у веществ, в которых она присутствует.
Температуры кипения водородных соединений неметаллов VIА
группы
H
2
Te
H
2
Se
H
2
S
H
2
O
t
кип
,
o
С
−2
−42
−60
+100
Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее
плавлению и испарению.
Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то гово-
рят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно харак-
терно для многих органических соединений, например, для салициловой
кислоты.

Page 4

Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной
молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная
водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, це-
почки, кольца.
Уксусная, муравьиная и другие карбоновые кислоты и в жидком, и в
газообразном состоянии существуют в виде димеров:
Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода
и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты.
Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно
растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи,
образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными
OH-группами углеводов.
‼ Вещества, между молекулами которых есть водородные связи:
1. Вода, лѐд.
2. Фтороводород, раствор фтороводорода (плавиковая кислота).
3. Растворы аммиака NH
3
и аминов – между азотом аммиака (амина) и
атомами водорода воды.
4. Органические вещества, имеющие гидроксильную группу: спирты,
фенолы, карбоновые кислоты.
5. Растворы углеводов – моносахаридов и дисахаридов.
6. Белки.
ВАЛЕНТНОСТЬ – число связей, образованных данным атомом в данной
молекуле.

Page 5

Например, в молекуле SO
3
у серы 6 связей, т.е. сера в этой молекуле
имеет валентность VI.
Валентные возможности атомов – весь набор возможных валент-
ностей.
Они определяются числом неспаренных электронов и возможных
донорно-акцепторных связей (ДАС).
Высшая возможная валентность элементов (без учѐта ДАС), как прави-
ло, равнa номеру группы. Это правило не выполняется:
А) у элементов второго периода, начиная с азота (у них отсутствуют d-
орбитали и нет возможности для распаривания электронов)
Б) у элементов 8 группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в по-
бочной подгруппе для элементов триад)
В) у элементов 1 группы побочной подгруппы (у них высшая валентность
больше номера группы).
Пример: у серы на третьем внешнем слое есть 6 электронов.
В невозбуждѐнном (основном) состоянии она имеет валентность II:
S…3s
2
3p
4
↑↓
↑↓ ↑ ↑
При переходе одного электрона на d – оболочку она становится четырѐх-
валентной:
S*…3s
2
3p
3
3d
1
↑↓
↑ ↑ ↑
↑
Максимально возможная валентность – VI:
S** …3s
1
3p
3
3d
2
↑
↑ ↑ ↑
↑ ↑
Степень окисления – гипотетический заряд у атома в молекуле, рас-
считанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и
из того, что в целом молекула электронейтральна.
Пример:
+1 +6 -2
K
2
Cr
2
O
7
(+1) ∙2 + (+6) ∙2 + (-2) ∙7 = 0

Page 6

Длина, энергия (прочность) и полярность связи.
Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении.
Она зависит:
А) от радиусов атомов, образующих связь
Б) от кратности связи (одинарная, двойная, тройная).
Обычно чем больше длина связи, тем меньше ее энергия (проч-
ность).
Связь считается прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (на-
пример, 942 кДж/моль для N
2
), слабой - если ее энергия меньше 100
кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO
2
).
HF
HCl HBr HI
Длина связи, пм
92
128 141 160
Энергия связи, кДж/моль 565 431 364 217
Одинарная связь всегда слабее, чем кратные связи - двойная и
тройная - между теми же атомами.
Энергии связей между атомами углерода.
Связь
Энергия (кДж/моль)
С-С
343
С=С
615
С≡С
812
Полярность ковалентной связи
Полярность химической связи зависит от разности электроотрицатель-
ностей связываемых атомов.
Чем больше разность ЭО двух атомов в связи, тем она более по-
лярная.
Для ионной связи существует понятие степень ионности, которое тоже
зависит от того, насколько велика разность электроотрицательностей
атомов.

Page 7

Часть 2. Характеристики ковалентной связи. Сигма и Пи-
связь, гибридизация.
По характеру перекрывания различают сигма σ- и пи- связи - π.
σ-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей про-
исходит вдоль оси, связывающей ядра атомов.
Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей.
Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-
связь.
При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей
перпендикулярно оси связи образуются π-связи.
Пи-связь: дополнительная к сигма связи.
Одинарная связь – всегда сигма-связь
Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи.
Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.
Одинарная (σ)
Двойная (σ+π)
Тройная
(σ + π + π)
С–С
С–Н
С–О
H–Cl
С=O
С=С
О=О
С≡С
С≡N
N≡N
Гибридизация
Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но
при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется
метод ГИБРИДИЗАЦИИ.
Пример: Молекула СН
4
имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4
связи имеют одинаковую длину, прочность, находятся под одинаковыми
углами друг к другу.
Однако у четырѐхвалентного атома углерода электроны расположены на
трѐх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и

Page 8

расположены в пространстве иначе.
Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:
из четырѐх атомных орбиталей образуются 4 новых,
гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются
НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный
тетраэдр, углы между связями равны 109° 29.
Так как в образовании четырѐх связей участвуют одна s и три р-
оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp
3
В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в
гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:
1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Мо-
лекула имеет линейную структуру, валентный угол – 180
0
.
2) sp
2
-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали.
Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей на-
правлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол –
120
0
.
3) sp
3
-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали.
Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,28
0
.
4) sp
3
d-гибридизация. Форма молекулы - тригональная БИПИРАМИДА.
5) sp
3
d
2
-гибридизация, пример – SF
6
. Форма молекулы - ОКТАЭДР.

Page 9

Как определить тип гибридизации?
1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПА-
РЫ.
2. Общее число участвующих орбиталей – определяет тип гибридизации.
Задание: определить тип гибридизации атома углерода в молекуле фос-
гена.
O=C – Cl
\
Cl
1) углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную
связь (сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих
связей.
2) таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это
sp
2
-гибридизация, молекула имеет форму плоского треугольника. Пи-
связь располагается перпендикулярно плоскости этого треугольника.

Page 10

Кристаллические решетки.
Строение вещества определяется не только взаимным расположени-
ем атомов в химических частицах, но и расположением этих химических
частиц в пространстве. Наиболее упорядочено размещение атомов, моле-
кул и ионов в кристаллах (от греческого "кристаллос" - лед), где химиче-
ские частицы (атомы, молекулы, ионы) расположены в определенном по-
рядке, образуя в пространстве кристаллическую решетку.
В зависимости от того, из каких частицы построена кристаллическая
решетка и каков характер химической связи между ними, выделяют раз-
личные типы кристаллических решеток:
 Атомная
 Молекулярная
 Металлическая
 Ионная
Ионные кристаллические решетки образованы ионами - катио-
нами и анионами. В узлах ионной решетки располагаются ИОНЫ – ка-
тионы и анионы, между которыми существует ЭЛЕКТРОСТАТИЧЕСКОЕ
притяжение.
Это достаточно прочный тип решетки.
‼
Характеристики веществ с ионной кристаллической решеткой:
 высокие температуры плавления(тугоплавкость)–ионные со-
единения всегда твѐрдые при обычных условиях;
 растворимость в воде большинства ионных соединений;
 растворы и расплавы проводят электрический ток.

‼
Ионная решетка характерна для веществ с ИОННЫМ ТИПОМ
связи (соли, основания, оксиды металлов, другие соединения,
содержащие металл и неметалл).

Page 11

Атомные кристаллические решетки состоят из отдельных атомов,
соединѐнных прочными ковалентными связями.
Кристалл графита
‼
Вещества с атомным типом связи:
1) простые вещества – бор, кремний, углерод (алмаз и графит).
2) оксид кремния (кремнезем), карбид кремния (карборунд).
‼
Характеристики веществ с атомной кристаллической решет-
кой:
 атомные кристаллы очень прочные и твердые
 плохо проводят теплоту и электричество.
 плавятся при высоких температурах.
 нерастворимы в каких-либо растворителях.
 низкая реакционная способность.
Молекулярные кристаллические решетки состоят из отдель-
ных молекул, внутри которых атомы соединены ковалентными связями.
Между молекулами действуют более слабые межмолекулярные (Ван-
дер-Ваальсовы) силы. Это очень слабый вид взаимодействия.
Молекула йода.
‼
Характеристики веществ с молекулярной кристаллической ре-
шеткой:
 вещества бывают газообразными, жидкими и твѐрдыми
 низкие температуры плавления
 малая прочность решетки
 высокая летучесть веществ
 не обладают электрической проводимостью
 их растворы и расплавы также не проводят электрический ток.
‼
Вещества с молекулярной решеткой:
 простые двухатомные вещества-неметаллы
 соединения неметаллов (кроме оксидов и карбидов бора и крем-
ния)
 все органические соединения, кроме солей.

Page 12

Металлическая кристаллическая решетка характерна для про-
стых веществ-металлов.
В ней имеется металлическая связь между атомами.
В узлах решетки – катионы металлов; между ними движутся обобществ-
лѐнные электроны («электронный газ»), которые удерживают катионы
металла, притягивая их к себе. Связь в таких кристаллах является дело-
кализованной и распространяется на весь кристалл.
В металлических кристаллах ядра атомов расположены таким обра-
зом, чтобы их упаковка была как можно более плотной.
‼
Характеристики веществ с металлической кристаллической
решеткой:
 высокая электропроводимость и теплопроводность
 металлический блеск и непрозрачность
 ковкость и пластичность
 легкая деформируемость.

Информация о работе Типы химической связи. Электроотрицательность и степень окисления, полярность связей