Ионные соединения

Правила Фаянса

Билет 25.

1. Основные виды химической связи. Количественные характеристики химической связи. Длина связи между атомами, энергия связи, валентные углы. Электронная теория валентности Льюиса – Косселя. Ионный и ковалентые характер связи.

Химическая связь – это сила удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую комбинацию из них. Главное при образовании связи - минимум энергии.

Количесвтенные характеристики связи: длина связи, валентный угол, энергия связи.

Длина сязи – расст. между центрами атомов, образующих данную связь.

Энергия связи – это энергия, необходимая для того чтобы разделить два связанных между собой атома и удалить их друг от друга на расстояние на котором они уже не испытывают силы притяжения друг к другу. Для двухатомных молекул энергия связи равна энергии диссоциации молекулы. Для многоатомных молек (АВ_n) средняя энергия связи равна 1/n энергии распада молекулы на атомы (энергии атомизации).

Кратность хим. связи опр-ся числом общих электр. пар, которые связ-ют атомы. Простая (одинарная): H-H

Валентный угол – это угол образованный линиями соединяющими центры атомов в направлении действия между ними химической связи. (Валентность – способность атома образовывать химические связи)

Электронная теория валентности Льюиса – Косселя

Согласно ЭТВ атомы образуя связи приближаются к наиболее устойчивой (с низкой Е) электр. конф. Два пути:1) атомы могут терять или приобретать е, образуя ионы: +е=анион, -е=катион. Между анионами и катионами возникает хим. св.,представляющая собой электрическую силу притяжения - ионная связь.

2) атомы могут приобретать устойчивые внешние электронные конфигурации путем обоществления е, образуя ковалентную связь.

Правило октета – при образовании атомами к-л эл-та хим связи его электронная конф становится как у атомов благородных газов либо в окнце того же периода либо предыдущего.

Формулы Льюиса: H-Cl электроот. Н=2.1, Сl= 3, ∆Е= 3-2.1=0.9 => связь ковалентная полярная. ∆Е > 2.1 (или 1.7) – ионный характер связи, 2.1(или 1.7)>∆Е>0 – коавлентная полярная связь, ∆Е = 0 - ковалентная неполярная связь.

Степень коваленттности велика в случае:1) больших зарядов на ионах С⁴⁺ - ков, Nа⁺ - ио; 2) малых размеров катиона С⁴⁺ - 0,015 нм – ков, Nа⁺ - 0,095 нм – ио; 3) больших размеров аниона I^- - 0,216 нм ков; F^- - 0,136нм ио.

тв в-ва с высокой температурой плавления >400*С, многие растворяются в полярных р-лях, большинство не растворяется в неполярных растворителях; расплавы соединений проводят эл ток, т к состоят из заряженных частиц; водные растворы проводят Эл ток; большинство ионных соединений устойчивы в виде кристаллических решеток.

Дата добавления: 2015-04-24