close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

3

код для вставкиСкачать
Химическая связь. Основные характеристики химической связи
Химической связью называют взаимодействие, удерживающее атомы в молекулах и обуславливающее стабильность молекул в
определенных условиях
. Основные характеристики химической связи:
Энергия связи (Е
СВ
)
– минимальная энергия, необходимая для разрушения связи.
Измеряется в электронвольтах (эВ) для одной связи или в кДж/моль для одного моля связей. Энергия связи является характеристикой
прочности связи – чем выше энергия связи, тем прочнее связь.
Длина связи (L
СВ
)
– расстояние между ядрами связанных атомов. Измеряется в нанометрах (нм) или в ангстремах (А). Чем короче связь,
тем она, как правило, прочнее.
Насыщаемость связи
– если атом образует конечное число связей с другими атомами (обычно не более 8) – связь насыщаема, если
бесконечно большое (больше 1000) – ненасыщаема.
Направленность связи
– если в пространстве существуют определенные направления, вдоль которых распространяется действие связи,
то связь направлена, если таких направлений нет – то ненаправлена.
Энергия и длина связи характерны для любой химической связи, насыщаемость и направленность зависят от вида связи.
Таблица.Типы химической связи и их основные отличительные признаки.
Хими
ческа
я
связь Связ
ывае
мые
атом
ы Характер
элементов Проце
сс в
электр
онной
оболо
чке Обра
зую
щие
ся
част
ицы Кристалли
ческая
решетка Характ
ер
вещест
ва Пр
им
ер
ы
Ионн
ая
Атом
метал
ла и
атом
немет
алла Электрополо
жительный и
электро
отрицательн
ый Перех
од
валент
ных
электр
онов Пол
ожит
ельн
ые и
отри
цате
льны
е
ион
ы Ионная
Солеоб
разный
Na
Cl
Ca
O
Na
OH
Кова
лентн
ая
Атом
ы
немет
аллов
(реже
-
атом
ы
метал
лов) Электроотри
цательный
реже
электрополо
жительный Образ
овани
е
общих
электр
онных
пар,
заполн
ение
молек
улярн
ых
орбит
алей Мол
екул
ы
Молекуляр
ная
Летучи
й или
нелету
чий Br
2
CO
2
C
6
H
6
------
---
Атомная
Алмаз
оподоб
ный
Ал
маз
Si
SiC
Мета
ллич
ес
кая
Атом
ы
метал
лов Электрополо
жительный
Отдач
а
валент
ных
электр
онов Пол
ожит
ельн
ые
ион
ы и
элек
трон
ный
газ Металличе
ская
Метал
лическ
ая
Ме
тал
лы
и
спл
ав
ы Полярность химических связей
— характеристика химической связи
, показывающая изменение распределения электронной плотности
в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах
.
Длина связи – это межъядерное расстояние между химическими связанными атомами.
Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется валентным углом. Энергия
связи – энергия, необходимая для разрыва такой связи.
Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. С
этой точки зрения валентность атома проще всего определять по числу атомов водорода, образующих с ним химические связи, или
числом Расчеты В. Гейтлера и Ф. Лондона показали, что пребывание двух электронов с антипараллельными спинами в поле двух ядер
энергетически более выгодно, чем нахождение одного электрона в поле своего ядра. Тогда объяснение ковалентности состоит в том, что
каждый атом для образования химической связи предоставляет один неспаренный электрон. Поскольку у атома водорода всего лишь
один электрон в нормальном и возбужденном состояниях, он функционирует как одновалентный элемент.
Квантово-механический подход к строению атома привёл к созданию принципиально новых представлений о природе химической связи.
Уже в 1927
В.
Г.
Гейтлер
и Ф. Лондон
начали разрабатывать квантовомеханическую теорию химической связи и выполнили
приближённый расчет молекулы водорода. Распространение метода Гейтлера-Лондона на многоатомные молекулы привело к созданию
метода валентных связей
, который создают в 1928
—
1931
гг. Л. Полинг
и Дж. К. Слэтер
. Основная идея этого метода заключается в
предположении, что атомные орбитали сохраняют при образовании молекулы известную индивидуальность. В 1928
Полинг предложил
теорию резонанса и идею гибридизации атомных орбиталей
, в 1932
— новое количественное понятие электроотрицательности
Метод валентных связей
(МВС)
иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит
предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар,
которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО, в котором простейшая химическая связь может быть как
двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей,
которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Так же, как и в ММО, в образовании химической связи принимают
участие валентные электроны. Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной
орбиталью (ЛО).
Валентных связей метод
(метод валентных схем), метод приближенного решения электронного уравнения Шрёдингера для
многоэлектронных молекулярных систем. Основан на представлениях о двухцентровых химических связях между атомами
в молекуле,
образуемых двумя электронами
. Эти представления являются обобщением на многоатомные молекулы приближения Гайтлера - Лондона,
позволившего впервые с помощью квантовомеханических методов объяснить химическую связь в молекуле
Н
2
.
Основная физическая идея метод валентных связей состоит в том, что волновая функция молекулы выражается через волновые функции
составляющих ее атомов. Образование хим. связи рассматривается как результат спаривания спинов
свободных электронов атомов. Тем
самым метод валентных связей обоснование одному из основных положений теории валентности
. Валентность нейтрального атома равна
числу свободных электронов в его валентной оболочке. Каждому валентному штриху, соединяющему атомы А и В в структурной
формуле молекулы, отвечает двухэлектронная функция валентной связи Х
АВ
(1,2), которая представляется в виде произведения двух
волновых функций: пространственной Ф(1,2), симметричной относительно перестановки координат электронов, и спиновой (1,2),
антисимметричной относительно такой перестановки и описывающей систему двух электронов с противоположными спинами; цифры 1
и 2 в этих обозначениях указывают пространственные координаты или спиновые переменные первого и второго электронов либо те и
другие одновременно
Валентные возможности атомов – это допустимые валентности элемента, весь спектр их значений в различных соединениях.
Степень окисления́ ́
(окислительное число, формальный заряд)
— вспомогательная условная величина для записи процессов окисления
,
восстановления
и окислительно-восстановительных реакций
, численная величина электрического заряда
, приписываемого атому
в
молекуле
в предположении, что электронные
пары, осуществляющие связь, полностью смещены
в сторону более электроотрицательных
атомов
.
Следует помнить, что степень окисления является сугубо условной величиной, не имеющей физического смысла, но характеризующей
образование химической связи межатомарного взаимодействия в молекуле.
Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью
.
Степень окисления зачастую не совпадает с фактическим числом электронов
, которые участвуют в образовании связей
.
Истинные заряды атомов в соединениях, определённые экспериментальным путём, также не совпадают со степенями окисления этих
элементов. Донорно-акцепторный механизм
(координационная связь) — химическая связь между двумя атомами
или группой атомов,
осуществляемая за счет неподеленной пары электронов
одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора).
Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании
за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до
образования связи) только одному атому (донору) и обобществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь отличается от
обычной ковалентной
только происхождением связующих электронов. Например, реакция аммиака
с кислотой
состоит в присоединении
протона, отдаваемого кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота): В ионе
NH
4
+
все четыре связи азота
с водородом
равноценны, хотя отличаются происхождением. Донорами могут быть атомы азота
, кислорода
, фосфора
, серы
и др. Роль акцепторов
может выполнять протон
, а также атомы с незаполненным октетом
(напр., атомы элементов III группы таблицы Д. И. Менделеева
, а
также атомы-комплексообразователи, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое).
Направленность связи
- определяется величиной угла между направлениями связей в пространстве (направленностью в пространстве
перекрывающихся атомных орбиталей). Это свойство проявляется в примерно одинаковом строении родственных по составу
молекулярных фрагментов (например, фрагмент СН
2
в различных углеводородах имеет примерно одно и то же строение). Перекрывание
электронных облаков может осуществляться двумя путями: а) Если электронные облака перекрываются по линии, соединяющей центры этих облаков, то образующаяся при этом связь называется
(сигма)-связью. Чем больше перекрывание облаков, тем прочнее связь:
б) Если электронные облака перекрываются по обе стороны от линии, соединяющей центры облаков, то такая связь называется (пи)
связью.
Ионная
(или электровалентная
) связь
- это химическая связь, обусловленная образованием электронных пар за счет перехода
валентных электронов от одного атома (металла) к другому атому (неметаллу) в результате электростатического притяжения. Атомы,
отдающие свои электроны, превращаются в положительно заряженные ионы (катионы) и проявляют положительную валентность.
Атомы, принимающие электроны, превращаются в отрицательно заряженные анионы. Такая связь возникает между ионами и является
частным случаем полярной ковалентной связи: электронная пара, образующая связь, полностью смещена к одному из атомов.
Металлическая связь
- это связь между атомами (положительными ионами) в кристаллической решетке металла, осуществляемая за
счет свободно перемещающихся обобществленных электронов. Металл легко отдает свои внешние электроны, например: "Fe" - "2e" <==> Fe
+2
Ее свойства напоминают собой как ионную, так и ковалентную полярную связь. Электроны металлов достаточно слабо связаны со
своими ядрами и небольшая часть атомов (3-5%) теряют свои валентные электроны (обычно с "s"-подуровня). Облака свободных
электронов перекрываются, образуя одно общее электронное облако ("электронный газ", определяющий электропроводность металла),
занимающее весь объем кристалла.
Геометрия молекул
Любая молекула в основном состоянии имеет ту геометрическую форму, которая соответствует минимуму
полной энергии и, соответственно, максимуму суммарной энергии всех химических связей В основе метода Гиллеспи: минимизация
ослабления химической связи при минимализации отталкиванияэлектронных пар (связвающих и неподеленных)
Автор
zimin
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
253
Размер файла
32 Кб
Теги
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа