Основные виды связей

Атомы

Представления о химических связях: ковалентные, металлические, ионные связи, связи Ван-дер-Ваальса. Химическая связь в комплексных соединениях

Строение молекул и химическая связь.

Лекция 5

Нет такой избитой темы, которую

нельзя было бы избить еще раз.

Академик А.Л.Бучаченко

- Молекулы – нейтральные частицы с химическими свойствами

- Ионы – заряженные частицы (катионы, анионы);

- Свободные радикалы – частицы со свободной валентностью

·NH₂

·CH₂

Химическая связь – вид межатомного взаимодействия в молекулах, ионах и кристаллах. Она характеризуется длиной связи, валентным углом и энергией связи.

1. Длиной связи называется расстояние между центрами атомов, образующих данную связь (межядерное расстояние)

А В

○----------------------○

межъядерное расстояние

Обычно длина связи составляет ~ 100 пм

Для молекул Н₂ – 74, N₂ –110, O₂ – 121,

H-F–100; H–Cl – 127; H–Br – 141; H-J – 162 пм соответственно.

2. Валентный угол – определяет геометрическое строение молекул

3. Энергия связи – является мерой прочности, это количество энергии, затрачиваемой на ее разрыв.

При разрыве связи энергия затрачивается, т.е. энергия разрыва – всегда положительна; при образовании энергия выделяется, т.е. энергия образования – отрицательна.

СН₄ С + 4Н

Энергия разрыва = 1649 кДж/моль

Ес-н = 1649/4 = 412 кДж/моль

Последовательный отрыв атомов водорода от молекулы метана связан с затратой энергии, равной соответственно 427; 368; 519; 335 кДж/моль, но среднее арифметическое значение энергии отрыва совпадает со средней энергией связи:

Е(с-н) = (427 + 368 + 519 + 335)/4 = 412кДж/моль

1. Ионная связь

Структурной единицей являются катионы и анионы.

Связь образуется за счет электростатических сил притяжения между противоположно заряженными ионами (между атомами с резко отличающейся электроотрицательностью).

Электроотрицательность (χ) - способность атома элемента смещать к себе электронную плотность химической связи и равна:

χ = 1\2(I +Е)

I – энергия ионизации;

E – сродство к электрону (с положительным знаком)

Свойства ионной связи: не имеет направленности и ненасыщаема, так как сила притяжения между ионами зависит только от расстояния между ними и не зависит от их взаимной ориентации.

2. Ковалентная связь

Связь образуется за счет электронной пары, принадлежащей обоим связываемым атомам.

Виды ковалентной связи: неполярная и полярная и донорно-акцепторная.

Неполярная ковалентная связь (общие электроны в равной степени принадлежат обоим связываемым атомам) образуется между атомами одного элемента, например, связь в молекулах Н₂, Сl₂:

Н: Н:Сl:Cl:

Точками обозначены электроны наружного электронного слоя.

Полярная ковалентная связь образуется между атомами элементов с различной электроотрицательностью (сложных веществ). При этом общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома и молекула поляризуется, одна ее часть несет частичный положительный заряд (+δ), другая – отрицательный (-δ).

Например, связь в молекулах LiH и HF:

..

Li:H H:F:

^..

+δ -δ +δ -δ

Полярность связи характеризуется дипольным моментом μ = q∙l, где q –абсолютное значение положительного и отрицательного зарядов, l – расстояние между зарядами. Полярность (степень ионности) связи зависит от разности электроотрицательности атомов, составляющих молекулу.

Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)

H 2,1

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,1

Cl 3,0

K 0,8

Ca 1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,9

Ni 1,9

Cu 1,9

Zn 1,6

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 2,8

Rb 0,8

Sr 1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

Cd 1,7

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,8

Te 2,1

I 2,5

Cs 0,7

Ba 0,9

La –Lu 1,0 1,2

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Hg 1,9

Tl 1,8

Pb 1,9

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

и зависимость степени ионности связи от разности электротрицательности элементов:

Донорно-акцепторная связь образуется при предоставлении донором электронов в общее пользование с акцептором электронной пары, например, связь в ионе аммония, образованном из аммиака (NH₃, в котором азот с неподеленной парой электронов является донором) и иона водорода (Н⁺ - акцептор):

Н

^..

Н:N:Н⁺

^..

Н

Свойства ковалентной связи: направленность и насыщаемость.

Связь направленная, так как она образуется по направлениям, которые имеют орбитали валентных электронов, между направлениями связи – валентные углы.

Связь насыщаема, так как образуется одной парой электронов.

3. Водородная связь

Связь частично электростатического, частично ковалентного характера, осуществляемая атомом водорода, соединенным в молекулу с атомом сильно электроотрицательного элемента (фтор, кислород, азот), с другими электроотрицательными атомами, например, между атомами водорода и кислорода в воде.

Н^+δ Н^+δ

^-δО ^{……………...+δ}Н ^-δО

Н^+δ

4. Металлическая связь

Для металлов характерен особый тип связи: валентные электроны всех атомов объединяются в так называемый электронный газ и свободно двигаются в кристаллической решетке, образованной ионами. Каждый электрон принадлежит всем атомам одновременно, и кристалл металла можно рассматривать как одну гигантскую молекулу.

Дата добавления: 2014-01-06