Ковалентний зв'язок між. Ковалентний полярний зв'язок: формула, властивості, особливості

Вперше про таке поняття як ковалентний зв'язоквчені-хіміки заговорили після відкриття Гілберта Ньютона Льюїса, який описав як узагальнення двох електронів. Пізніші дослідження дозволили описати і сам принцип ковалентного зв'язку. Слово ковалентнийможна розглядати у рамках хімії як здатність атома утворювати зв'язки з іншими атомами.

Пояснимо на прикладі:

Є два атоми з незначними відмінностями в електронегативності (С та CL, С та Н). Як правило, це максимально близьке до будови електронної оболонки благородних газів.

За виконання цих умов виникає тяжіння ядер цих атомів до електронної пари, спільної їм. При цьому електронні хмари не просто накладаються одна на одну, як при Ковалентний зв'язокзабезпечує надійне з'єднання двох атомів за рахунок того, що перерозподіляється електронна щільність та змінюється енергія системи, що викликано "втягуванням" в між'ядерний простір одного атома електронної хмари іншої. Чим ширше взаємне перекриття електронних хмар, тим зв'язок вважається міцнішою.

Звідси, ковалентний зв'язок- це освіта, що виникла шляхом взаємного усуспільнення двох електронів, що належать двом атомам.

Як правило, речовини з молекулярною кристалічною решіткоюутворюються за допомогою саме ковалентного зв'язку. Характерними є плавлення і кипіння при низьких температурах, погана розчинність у воді і низька електропровідність. Звідси можна дійти невтішного висновку: основу будівлі таких елементів, як германій, кремній, хлор, водень - ковалентная зв'язок.

Властивості, характерні для цього виду сполуки:

1. Насичуваність.Під цією властивістю зазвичай розуміється максимальна кількістьзв'язків, які можуть встановити конкретні атоми. Визначається ця кількість загальною кількістю тих орбіталей в атомі, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. Валентність атома, з іншого боку, може бути визначена кількістю вже використаних із метою орбіталей.
2. Спрямованість. Усі атоми прагнуть утворювати максимально міцні зв'язки. Найбільша міцність досягається у разі збігу просторової спрямованості електронних хмар двох атомів, оскільки вони перекривають один одного. Крім того, саме така властивість ковалентного зв'язку як спрямованість впливає на просторове розташування молекул, тобто відповідає за їх "геометричну форму".
3. Поляризованість.В основі цього положення лежить уявлення про те, що ковалентний зв'язок існує двох видів:

• полярна чи несиметрична. Зв'язок цього виду можуть утворювати лише атоми різних видів, тобто. ті, чия електронегативність значно різниться, або у випадках, коли загальна електронна пара несиметрично розділена.
• виникає між атомами, електронегативність яких практично дорівнює, а розподіл електронної густини рівномірно.

Крім того, існують певні кількісні:

• Енергія зв'язку. Цей параметр характеризує полярний зв'язок з погляду її міцності. Під енергією розуміється та кількість тепла, яке було необхідно для руйнування зв'язку двох атомів, а також кількість тепла, що було виділено при їх з'єднанні.
• Під довжиною зв'язокі в молекулярної хіміїрозуміється довжина прямої між ядрами двох атомів. Цей параметр також характеризує міцність зв'язку.
• Дипольний момент- Величина, яка характеризує полярність валентного зв'язку.

План лекції:

1. Поняття ковалентного зв'язку.

2. Електронегативність.

3. Полярний та неполярний ковалентний зв'язок.

Ковалентна зв'язок утворюється рахунок загальних електронних пар, що у оболонках зв'язуваних атомів.

Вона може бути утворена атомами одного всього елемента і тоді вона неполярна; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує в молекулах одноелементних газів H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 та ін.

Ковалентний зв'язок може бути утворений атомами різних елементів, подібних за хімічним характером, і тоді він полярний; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує в молекулах H 2 O, NF 3 CO 2 .

Необхідно запровадити поняття електронегативності.

Електронегативність - це здатність атомів хімічного елементавідтягувати себе загальні електронні пари, що у освіті хімічного зв'язку.

ряд електронегативностей

Елементи з більшою електронегативністю відтягуватимуть загальні електрони від елементів із меншою електронегативністю.

Для наочного зображення ковалентного зв'язку в хімічних формулах використовуються точки (кожна точка відповідає валентному електрону, а також характеристика відповідає загальній електронній парі).

приклад.Зв'язки в молекулі Cl 2 можна зобразити так:

Такі записи формул є рівнозначними. Ковалентні зв'язки мають просторову спрямованість. В результаті ковалентного зв'язування атомів утворюються або молекули, або атомні кристалічні грати зі строго певним геометричним розташуванням атомів. Кожній речовині відповідає своя структура.

З позиції теорії Бора освіта ковалентного зв'язку пояснюється тенденцією атомів перетворювати свій зовнішній шар в октет (повне заповнення до 8 електронів).
приклад. Утворення молекули хлору.

Крапками позначені електрони. При розстановці слід дотримуватися правила: електрони ставляться у певній послідовності - зліва, зверху, справа, знизу по одному, потім додають по одному, неспарені електрони і беруть участь в утворенні зв'язку.

Нова електронна пара, що виникла з двох неспарених електронів, стає загальною для двох атомів хлору. Існує кілька способів утворення ковалентних зв'язків рахунок перекривання електронних хмар.

σ – зв'язок значно міцніший π-зв'язку, причому π-зв'язок може бути тільки з σ-зв'язком, За рахунок цього зв'язку утворюються подвійні та потрійні кратні зв'язки.

Полярні ковалентні зв'язки утворюються між атомами із різною електронегативністю.

За рахунок усунення електронів від водню до хлору атом хлору заряджається частково негативно, водню-частково позитивно.

Полярний та неполярний ковалентний зв'язок

Якщо двоатомна молекула складається з атомів одного елемента, то електронна хмара розподіляється у просторі симетрично щодо ядер атомів. Такий ковалентний зв'язок називається неполярним. Якщо ковалентний зв'язок утворюється між атомами різних елементів, то загальна електронна хмара зміщена у бік одного з атомів. У цьому випадку ковалентний зв'язок є полярним. Для оцінки здатності атома притягувати себе загальну електронну пару використовують величину електронегативності.

У результаті утворення полярного ковалентного зв'язку більш електронегативний атом набуває часткового негативного заряду, а атом з меншою електронегативністю - частковий позитивний заряд. Ці заряди прийнято називати ефективними зарядами атомів у молекулі. Вони можуть мати дрібну величину. Наприклад, у молекулі HСl ефективний заряд дорівнює 0,17e (де - заряд електрона Заряд електрона дорівнює 1,602 . 10 -19 Кл.):

Система з двох рівних за величиною, але протилежних за знаком зарядів, розташованих на певній відстані один від одного, називається електричним диполем. Вочевидь, що полярна молекула є мікроскопічним диполем. Хоча сумарний заряд диполя дорівнює нулю, в навколишньому просторі існує електричне поле, напруженість якого пропорційна дипольному моменту m:

В системі СІ дипольний момент вимірюється в Кл×м, але зазвичай для полярних молекул як одиниця виміру використовується дебай (одиниця названа на честь П. Дебая):

1 D = 3,33×10 –30 Кл×м

Дипольний момент є кількісною мірою полярності молекули. Для багатоатомних молекул дипольний момент є векторною сумою дипольних моментів хімічних зв'язків. Тому, якщо молекула симетрична, то вона може бути неполярною, навіть якщо кожен з її зв'язків має значний дипольний момент. Наприклад, у плоскій молекулі BF 3 або лінійній молекулі BeCl 2 сума дипольних моментів зв'язків дорівнює нулю:

Аналогічно, нульовий дипольний момент мають тетраедричні молекули CH4 і CBr4. Однак, порушення симетрії, наприклад, у молекулі BF 2 Cl, обумовлює дипольний момент, відмінний від нуля.

Граничним випадком ковалентного полярного зв'язку є іонний зв'язок. Вона утворюється атомами, електронегативності яких значно різняться. При утворенні іонного зв'язку відбувається майже повний перехід сполучної електронної пари до одного з атомів, і утворюються позитивний та негативний іони, що утримуються поблизу один одного електростатичними силами. Оскільки електростатичне тяжіння до даного іону діє на будь-які іони протилежного знака незалежно від напрямку, іонний зв'язок, на відміну від ковалентного, характеризується неспрямованістюі ненасичення. Молекули з найбільш вираженим іонним зв'язком утворюються з атомів типових металів та типових неметалів (NaCl, CsF тощо), тобто. коли відмінність в електронегативності атомів велика.

Ковалентна, іонна та металева – три основні типи хімічних зв'язків.

Познайомимося докладніше з ковалентним хімічним зв'язком. Розглянемо механізм її виникнення. Як приклад візьмемо освіту молекули водню:

Сферично симетрична хмара, утворена 1s-електроном, оточує ядро ​​вільного атома водню. Коли атоми зближуються до певної відстані, відбувається часткове перекривання їх орбіталей (див. рис.), внаслідок чого з'являється молекулярна двоелектронна хмара між центрами обох ядер, яка має максимальну електронну щільність у просторі між ядрами. При збільшенні щільності негативного заряду відбувається сильне зростання сил тяжіння між молекулярною хмарою і ядрами.

Отже, бачимо, що ковалентний зв'язок утворюється шляхом перекриття електронних хмар атомів, що супроводжується виділенням енергії. Якщо відстань між ядрами у атомів, що зблизилися до торкання, становить 0,106 нм, тоді після перекривання електронних хмар воно становитиме 0,074 нм. Чим більше перекривання електронних орбіталей, тим міцніше хімічний зв'язок.

Ковалентноїназивається хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами. З'єднання з ковалентним зв'язком називають гомеополярнимиабо атомними.

Існують два різновиди ковалентного зв'язку: полярнаі неполярна.

При неполярній ковалентного зв'язку утворена загальною парою електронів електронна хмара розподіляється симетрично щодо ядер обох атомів. Як приклад можуть виступати двоатомні молекули, які складаються з одного елемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 та інші, електронна пара в яких належить обом атомам в однаковій мірі.

При полярній ковалентного зв'язку електронна хмара зміщена до атома з більшою відносною електронегативністю. Наприклад молекули летких неорганічних сполук, таких як H 2 S, HCl, H 2 O та інші.

Утворення молекули HCl можна у наступному вигляді:

Т.к. відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома водню (2,1), електронна пара зміщується до атома хлору.

Крім обмінного механізму утворення ковалентного зв'язку – за рахунок перекривання також існує донорно-акцепторниймеханізм її утворення. Це механізм, при якому утворення ковалентного зв'язку відбувається за рахунок двоелектронної хмари одного атома (донора) та вільної орбіталі іншого атома (акцептора). Давайте розглянемо приклад механізму утворення амонію NH 4 +. У молекулі аміаку атом атома має двоелектронну хмару:

Іон водню має вільну 1s-орбіталь, позначимо це як .

У процесі утворення іону амонію двоелектронна хмара азоту стає загальною для атомів азоту і водню, тобто вона перетворюється на молекулярну електронну хмару. Отже, з'являється четвертий ковалентний зв'язок. Можна уявити процес утворення амонію такою схемою:

Заряд іона водню розосереджений між усіма атомами, а двоелектронна хмара, що належить азоту, стає спільною з воднем.

Залишились питання? Чи не знаєте, як зробити домашнє завдання?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Утворення хімічних сполук зумовлено виникненням хімічного зв'язку між атомами в молекулах та кристалах.

Хімічний зв'язок- це взаємне зчеплення атомів у молекулі та кристалічній решітці внаслідок дії між атомами електричних сил тяжіння.

КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ'ЯЗОК.

Ковалентна зв'язок утворюється рахунок загальних електронних пар, що у оболонках зв'язуваних атомів. Вона може бути утворена атомами одного всього ж елемента і тоді вона неполярна; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує в молекулах одноелементних газів H2, O2, N2, Cl2 та ін.

Ковалентний зв'язок може бути утворений атомами різних елементів, подібних за хімічним характером, і тоді він полярна; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує у молекулах H2O, NF3, CO2. Ковалентний зв'язок утворюється між атомами елементів,

Кількісні властивості хімічних зв'язків. Енергія зв'язку. Довжина зв'язку. Полярність хімічного зв'язку. Валентний кут. Ефективні заряди на атомах у молекулах. Дипольний момент хімічного зв'язку. Дипольний момент багатоатомної молекули. Чинники, що визначають величину дипольного моменту багатоатомної молекули.

Характеристики ковалентного зв'язку . Важливими кількісними характеристиками ковалентного зв'язку є енергія зв'язку, його довжина та дипольний момент.

Енергія зв'язку- Енергія, що виділяється при її утворенні, або необхідна для роз'єднання двох зв'язаних атомів. Енергія зв'язку характеризує її міцність.

Довжина зв'язку- Відстань між центрами зв'язаних атомів. Чим менше довжинатим міцніший хімічний зв'язок.

Дипольний момент зв'язку(m) - Векторна величина, Що характеризує полярність зв'язку

Довжина вектора дорівнює добутку довжини зв'язку l на ефективний заряд q, який набувають атоми при зміщенні електронної густини: | m | = lЧ q. Вектор дипольного моменту спрямований від позитивного заряду негативного. При векторному додаванні дипольних моментів всіх зв'язків отримують дипольний момент молекули.

На характеристики зв'язків впливає їх кратність:

Енергія зв'язку збільшується до ряду;

Довжина зв'язку зростає у зворотному порядку.

Енергія зв'язку(Для даного стану системи) - різниця між енергією стану, в якому складові системи нескінченно віддалені один від одного і знаходяться в стані активного спокою і повною енергією пов'язаного стану системи: ,

де E - енергія зв'язку компонентів у системі з N компонентів (часток), Еi - повна енергія i-го компонента в незв'язаному стані (нескінченно віддаленої частинки, що відпочиває) і E - повна енергія зв'язаної системи. Для системи, що складається з нескінченно віддалених частинок, що відпочивають, енергію зв'язку прийнято вважати рівною нулю, тобто при утворенні зв'язаного стану енергія виділяється. Енергія зв'язку дорівнює мінімальній роботі, яку необхідно витратити, щоб розкласти систему на її частинки.

Вона характеризує стабільність системи: що вища енергія зв'язку, тим система стабільніше. Для валентних електронів (електронів зовнішніх електронних оболонок) нейтральних атомів переважно стані енергія зв'язку збігається з енергією іонізації, для негативних іонів — із спорідненістю електрону. Енергії хімічного зв'язку двоатомної молекули відповідає енергія її термічної дисоціації, що становить близько сотень кДж/моль. Енергія зв'язку адронів атомного ядра визначається переважно сильною взаємодією. Для легких ядер вона становить ~0,8 МеВ на нуклон.

Довжина хімічного зв'язку- Відстань між ядрами хімічно пов'язаних атомів. Довжина хімічного зв'язку фізична величина, Яка визначає геометричні розміри хімічного зв'язку, її протяжність у просторі. Для визначення довжини хімічного зв'язку використовують різноманітні методи. Газову електронографію, мікрохвильову спектроскопію, спектри комбінаційного розсіювання та ІЧ спектри високого дозволузастосовують для оцінки довжини хімічних зв'язків ізольованих молекул у паровій (газовій) фазі. Вважається, що довжина хімічного зв'язку є адитивною величиною, яка визначається сумою ковалентних радіусів атомів, що становлять хімічний зв'язок.

Полярність хімічних зв'язків- Характеристика хімічного зв'язку, що показує зміну розподілу електронної щільності в просторі навколо ядер у порівнянні з розподілом електронної щільності у нейтральних атомах, що утворюють дану зв'язок. Можна кількісно оцінити полярність зв'язку у молекулі. Трудність точної кількісної оцінкиполягає в тому, що полярність зв'язку залежить від декількох факторів: від розмірів атомів та іонів молекул, що з'єднуються; від числа і характеру зв'язку вже наявних у атомів, що з'єднуються, до їх даної взаємодії; від типу структури і навіть особливостей дефектів їх кристалічних ґрат. Такі розрахунки проводяться різними методами, які загалом дають приблизно однакові результати (величини).

Наприклад, для HCl встановлено, що у кожному з атомів у цій молекулі є заряд, рівний 0,17 заряду цілого електрона. На водневому атомі +0,17, але в атомі хлору −0,17. Як кількісної міри полярності зв'язку найчастіше використовуються звані ефективні заряди на атомах. Ефективний заряд визначається як різниця між зарядом електронів, що знаходяться в деякій області простору поблизу ядра, і зарядом ядра. Однак цей захід має лише умовний і приблизний [відносний] зміст, оскільки неможливо однозначно виділити в молекулі область, що відноситься виключно до окремого атома, а за кількох зв'язків — до конкретного зв'язку.

Валентний кут- Кут, утворений напрямками хімічних (ковалентних) зв'язків, що виходять з одного атома. Знання валентних кутів необхідне визначення геометрії молекул. Валентні кути залежать як від індивідуальних особливостейприєднаних атомів, і від гібридизації атомних орбіталей центрального атома. Для простих молекул валентний кут, як інші геометричні параметри молекули, можна розрахувати методами квантової хімії. Експериментально їх визначають із значень моментів інерції молекул, одержаних шляхом аналізу їх обертальних спектрів. Валентний кут складних молекул визначають методами дифракційного структурного аналізу.

ЕФЕКТИВНИЙ ЗАРЯД АТОМА, характеризує різницю між числом електронів, що належать даному атому в хім. з'єдн., та числом електронів вільн. атома. Для оцінок Е. з. а. використовують моделі, в яких брало експериментально обумовлені величини представляють як функції точкових неполяризованих зарядів, локалізованих на атомах; напр., дипольний момент двоатомної молекули розглядають як добуток Е. з. а. на міжатомну відстань. У рамках подібних моделей Е. з. а. можна розрахувати, використовуючи дані оптич. чи рентгенівської спектроскопії.

Дипольні моменти молекул.

Ідеальний ковалентний зв'язок існує лише у частках, що складаються з однакових атомів (Н2, N2 тощо). Якщо утворюється зв'язок між різними атомами, то електронна щільність зміщується одного з ядер атомів, тобто відбувається поляризація зв'язку. Характеристикою полярності зв'язку є її дипольний момент.

Дипольний момент молекули дорівнює векторній сумі дипольних моментів її хімічних зв'язків. Якщо полярні зв'язки розташовані в молекулі симетрично, то позитивні та негативні заряди компенсують один одного і молекула в цілому є неполярною. Так відбувається, наприклад, з молекулою діоксиду вуглецю. Багатоатомні молекули з несиметричним розташуванням полярних зв'язків є загалом полярними. Це стосується, зокрема, молекули води.

На результуюче значення дипольного моменту молекули може вплинути неподілена пара електронів. Так, молекули NH3 та NF3 мають тетраедричну геометрію (з урахуванням неподіленої пари електронів). Ступені іонності зв'язків азот – водень та азот – фтор складають 15 та 19%, відповідно, а їх довжини – 101 та 137 пм, відповідно. Виходячи з цього, можна було б зробити висновок про більший дипольний момент NF3. Проте експеримент показує протилежне. При більш точному передбаченні дипольного моменту слід враховувати напрямок дипольного моменту неподіленої пари (рис. 29).

Концепція гібридизації атомних орбіталей та просторова будова молекул та іонів. Особливості розподілу електронної густини гібридних орбіталей. Основні типи гібридизації: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Гібридизація за участю неподілених електронних пар.

ГІБРИДИЗАЦІЯ АТОМНИХ ОРБІТАЛІВ.

Для пояснення будови деяких молекул у методі ЗС застосовується модель гібридизації атомних орбіталей (АТ). У деяких елементів (берилій, бор, вуглець) в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь як s-, так і p-електрони. Ці електрони розташовані на АТ, що розрізняються за формою та енергією. Незважаючи на це зв'язки, утворені за їх участю, виявляються рівноцінними та розташовані симетрично.

У молекулах ВеС12, ВС13 і СС14, наприклад, валентний кут С1-Е-С1 дорівнює 180, 120 і 109.28 о. Значення та енергії довжин зв'язків Е-С1 мають для кожної з цих молекул однакове значення. Принцип гібридизації орбіталей у тому, що вихідні АТ різної формита енергії при змішуванні дають нові орбіталі однакової форми та енергії. Тип гібридизації центрального атома визначає геометричну форму молекули чи іона, утвореного ним.

Розглянемо з позицій гібридизації атомних орбіталей будову молекули.

Просторова форма молекул.

Формули Льюїса багато говорять про електронну будову і стійкість молекул, але поки що нічого не можуть сказати про їхню просторову будову. У теорії хімічного зв'язку існують два добрі підходи до пояснення та передбачення геометрії молекул. Вони добре узгоджуються між собою. Перший підхід називається теорією відштовхування валентних електронних пар (ОВЕП). Незважаючи на "страшну" назву, суть цього підходу дуже проста і зрозуміла: хімічні зв'язки та неподілені електронні пари в молекулах прагнуть розташуватися якнайдалі один від одного. Пояснимо на конкретних прикладах. У молекулі BeCl2 є два зв'язки Be-Cl. Форма цієї молекули повинна бути такою, щоб обидві ці зв'язки та атоми хлору на їх кінцях розташовувалися якнайдалі один від одного:

Це можливо лише за лінійної форми молекули, коли кут між зв'язками (кут ClBeCl) дорівнює 180о.

Інший приклад: у молекулі BF3 є 3 зв'язку B-F. Вони розташовуються якнайдалі один від одного і молекула має форму плоского трикутника, де всі кути між зв'язками (кути FBF) рівні 120 про:

Гібридизація атомних орбіталей.

У гібридизації беруть участь як зв'язувальні електрони, а й неподілені електронні пари . Наприклад, молекула води містить два ковалентні хімічні зв'язки між атомом кисню та рисунок 21 двома атомами водню (рис. 21).

Крім двох пар електронів, спільних з атомами водню, атом кисню має дві пари зовнішніх електронів, що не беруть участі в утворенні зв'язку ( неподілені електронні пари). Усі чотири пари електронів займають певні області у просторі навколо атома кисню. Оскільки електрони відштовхуються один від одного, електронні хмари розташовуються на більшій відстані один від одного. При цьому в результаті гібридизації змінюється форма атомних орбіталей, вони витягнуті та спрямовані до вершин тетраедра. Тому молекула води має кутову форму, а кут між зв'язками кисень-водень дорівнює 104,5 o.

Форма молекул та іонів типу АВ2, АВ3, АВ4, АВ5, АВ6. d-АТ, що беруть участь у освіті σ-зв'язків у плоских квадратних молекулах, в октаедричних молекулах і молекулах, побудованих у формі тригональної біпіраміди. Вплив відштовхування електронних пар на просторову конфігурацію молекул (концепція участі неподілених електронних пар КНЕП).

Форма молекул та іонів типу АВ2, АВ3, АВ4, АВ5, АВ6. Кожному виду гібридизації АТ відповідає певна геометрична форма, підтверджена експериментально. Її основу створюють σ-зв'язки, утворені гібридними орбіталями, в їхньому електростатичному полі рухаються справакалізовані пари π-електронів (у разі кратних зв'язків) (табл. 5.3). sp-гібридизація. Подібний тип гібридизації виникає при утворенні атомом двох зв'язків за рахунок електронів, що знаходяться на s-і p-орбіталях і мають близьку енергію. Цей тип гібридизації характерний для молекул типу АВ2 (рис. 5.4). Приклади таких молекул та іонів наведені в табл. 5.3 (рис. 5.4).

Таблиця 5.3

Геометричні форми молекул

Е – неподілена електронна пара.

Структура молекули BeCl2. Атом берилію має в нормальному стані в зовнішньому шарі два спарених s-електрона. В результаті збудження один з s електронів переходить у p-стан - з'являються два неспарені електрони, що відрізняються формою орбіталі та енергією. При утворенні хімічного зв'язку вони перетворюються на дві однакові sp-гібридні орбіталі, спрямовані під кутом 180 градусів один до одного.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - збуджений стан атома

Рис. 5.4. Просторове розташування sp-гібридних хмар

Основні види міжмолекулярних взаємодій. Речовина у конденсованому стані. Чинники, що визначають енергію міжмолекулярних взаємодій. Водневий зв'язок. Природа водневого зв'язку. Кількісні характеристики водневого зв'язку. Між- та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.

МІЖМОЛЕКУЛЯРНІ ВЗАЄМОДІЇ- Взаємод. молекул між собою, що не призводить до розриву чи утворення нових хім. зв'язків. М. в. визначає відмінність реальних газів від ідеальних, існування рідин та мовляв. кристалів. Від М. ст. залежать багато. структурні, спектральні, термодинамічні. та ін. св-ва в-в. Поява поняття М. в. пов'язано з ім'ям Ван-дер-Ваальса, який для пояснення св-в реальних газів і рідин запропонував в 1873 ур-ня стану, що враховує М. в. Тому сили М. в. часто називають ван-дер-ваальсовими.

Основу М. в.становлять кулонівські сили взаємодій. між електронами та ядрами однієї молекули та ядрами та електронами іншої. В експериментально визначених св-вах в-ва проявляється усереднене взаємод., яке залежить від відстані R між молекулами, їх взаємної орієнтації, будови та фіз. характеристик (дипольного моменту, поляризуемості та ін). При великих R значно перевершують лінійні розміри самих молекул, внаслідок чого електронні оболонки молекул не перекриваються, сили М. ст. можна досить обґрунтовано поділити на три види-електростатичні, поляризаційні (індукційні) та дисперсійні. Електростатичні сили іноді називають орієнтаційними, проте це неточно, оскільки взаємна орієнтація молекул може зумовлюватися також і поляризація. силами, якщо молекули анізотропні.

При малих відстанях між молекулами (R ~ l) розрізняти окремі види М. в. можна лише приблизно, причому, крім названих трьох видів, виділяють ще два, пов'язані з перекриттям електронних оболонок, - обмінна взаємодія та взаємодії, зобов'язані перенесення електронного заряду. Незважаючи на нек-ру умовність, такий поділ у кожному конкретному випадку дозволяє пояснювати природу М. в. та розрахувати його енергію.

Будова речовини у конденсованому стані.

Залежно від відстані між частинками, що становлять речовину, і від характеру та енергії взаємодії між ними речовина може перебувати в одному з трьох агрегатних станів: у твердому, рідкому та газоподібному.

При досить низькій температурі речовина знаходиться у твердому стані. Відстані між частинками кристалічної речовини становлять близько розміру самих частинок. Середня потенційна енергія частинок більша за їх середню кінетичну енергію. Рух частинок, що становлять кристали, дуже обмежений. Сили, що діють між частинками, утримують їх поблизу рівноважних положень. Цим пояснюється наявність у кристалічних тіл власних форм і обсягу і великий опір зсуву.

При плавленні тверді речовинипереходять у рідину. По структурі рідка речовина відрізняється від кристалічного тим, що не всі частинки знаходяться один від одного на тих же відстанях, що і в кристалах, частина молекул віддалена одна від одної на великі відстані. Середня кінетична енергія частинок для речовин у рідкому стані приблизно дорівнює їхній середній потенційній енергії.

Твердий і рідкий стани часто прийнято об'єднувати загальним терміном- конденсований стан.

Типи міжмолекулярних взаємодій внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.Зв'язки, при утворенні яких перебудова електронних оболонок не відбувається, називаються взаємодією між молекулами . До основних видів взаємодії молекул слід віднести ван-дер-ваальсові сили, водневі зв'язки та донорно-акцепторну взаємодію.

При зближенні молекул з'являється тяжіння, що зумовлює виникнення конденсованого стану речовини (рідкого, твердого з молекулярними кристалічними гратами). Сили, які сприяють тяжінню молекул, отримали назву ван-дер-ваальсових.

Вони характеризуються трьома видами міжмолекулярної взаємодії :

а) орієнтаційна взаємодія, яка проявляється між полярними молекулами, які прагнуть зайняти таке положення, при якому їх диполі були б звернені один до одного різноіменними полюсами, а вектори моментів цих диполів були б орієнтовані по одній прямій (по-іншому воно називається диполь-дипольною взаємодією );

б) індукційне, що виникає між індукованими диполями, причина утворення яких є взаємна поляризація атомів двох молекул, що зближуються;

в) дисперсійне, що виникає в результаті взаємодії мікродиполів, що утворюються за рахунок миттєвих зсувів позитивних та негативних зарядів у молекулах під час руху електронів та коливань ядер.

Дисперсійні сили діють між будь-якими частинками. Орієнтаційна та індукційна взаємодія для часток багатьох речовин, наприклад: He, Ar, H2, N2, CH4, не здійснюється. Для молекул NH3 на дисперсійну взаємодію припадає 50 %, на орієнтаційну – 44,6 % та на індукційну – 5,4 %. Полярна енергія вандерваальсових сил тяжіння характеризується невисокими значеннями. Так, для льоду вона становить 11 кДж/моль, тобто. 2,4% енергії ковалентного зв'язку H-O (456 кДж/моль). Вандерваальсові сили тяжіння – це фізичні взаємодії.

Водневий зв'язок- це фізико-хімічний зв'язок між воднем однієї молекули та ЕО елементом іншої молекули. Утворення водневих зв'язків пояснюється тим, що в полярних молекулах або групах поляризований атом водню має унікальними властивостями: відсутністю внутрішніх електронних оболонок, значним зрушенням електронної пари до атома з високою ЕО та дуже малим розміром. Тому водень здатний глибоко впроваджуватись в електронну оболонку сусіднього негативно поляризованого атома. Як показують спектральні дані, у освіті водневого зв'язку істотну роль відіграє також і донорно-акцепторна взаємодія ЕО атома як донора та атома водню як акцептора. Водневий зв'язок може бути міжмолекулярної або внутрішньомолекулярний.

Водневі зв'язки можуть виникати між різними молекулами, так і всередині молекули, якщо в цій молекулі є групи з донорною і акцепторною здібностями. Так, саме внутрішньомолекулярні водневі зв'язки відіграють основну роль у освіті пептидних ланцюгів, що визначають будову білків. Одним з найбільш відомих прикладівВплив внутрішньомолекулярного водневого зв'язку на структуру є дезоксирибонуклеїнова кислота (ДНК). Молекула ДНК згорнута як подвійний спіралі. Дві нитки цієї подвійної спіралі пов'язані одна з одною водневими зв'язками. Водневий зв'язок має проміжний характер між валентною та міжмолекулярною взаємодією. Вона пов'язана з унікальними властивостями поляризованого атома водню, його малими розмірами та відсутністю електронних шарів.

Міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.

Водневі зв'язки виявлені у багатьох хімічних сполук. Вони виникають, як правило, між атомами фтору, азоту та кисню (найбільш електронегативні елементи), рідше – за участю атомів хлору, сірки та інших неметалів. Міцні водневі зв'язки утворюються в таких рідких речовинах, як вода, фтороводород, кисневмісні неорганічні кислоти, карбонові кислоти, феноли, спирти, аміак, аміни. При кристалізації водневі зв'язки у цих речовинах зазвичай зберігаються. Тому їх кристалічні структури мають вигляд ланцюгів (метанол), плоских двовимірних шарів (борна кислота), просторових тривимірних сіток (лід).

Якщо водневий зв'язок поєднує частини однієї молекули, то говорять про внутрішньомолекулярної водневий зв'язок. Це особливо притаманно багатьох органічних сполук (рис. 42). Якщо ж водневий зв'язок утворюється між атомом водню однієї молекули та атомом неметалу іншої молекули (міжмолекулярний водневий зв'язок), то молекули утворюють досить міцні пари, ланцюжки, кільця. Так, мурашина кислота і в рідкому і газоподібному стані існує у вигляді димерів:

а газоподібний фтороводород містять полімерні молекули, що включають до чотирьох HF частинок. Міцні зв'язки між молекулами можна знайти у воді, рідкому аміаку, спиртах. Необхідні для утворення водневих зв'язків атоми кисню та азоту містять усі вуглеводи, білки, нуклеїнові кислоти. Відомо, наприклад, що глюкоза, фруктоза та сахароза чудово розчиняються у воді. Не останню роль у цьому відіграють водневі зв'язки, що утворюються у розчині між молекулами води та численними OH-групами вуглеводів.

періодичний закон. Сучасне формулювання періодичного закону. Періодична система хімічних елементів – графічна ілюстрація періодичного закону. Сучасний варіантПеріодична система. Особливості заповнення електронами атомних орбіталей та формування періодів. s-, p-, d-, f- Елементи та їх розташування в періодичній системі. Групи, періоди. Головні та побічні підгрупи. Межі періодичної системи.

Відкриття періодичного закону.

Основний закон хімії – Періодичний закон був відкритий Д.І. Менделєєвим у 1869 році в той час, коли атом вважався неподільним і про його внутрішній будовінічого не було відомо. В основу Періодичного законуД.І. Менделєєв поклав атомні маси (раніше - атомні ваги) та Хімічні властивостіелементів.

Розташувавши 63 відомих на той час елемента в порядку зростання їх атомних мас, Д.І. Менделєєв отримав природний ряд хімічних елементів, в якому він виявив періодичну повторюваність хімічних властивостей.

Наприклад, властивості типового металу літій Li повторювалися у елементів натрій Na і калій K, властивості типового неметалу фтор F - у елементів хлор Cl, бром Br, йод I.

У деяких елементів Д.І. Менделєєв не виявив хімічних аналогів (наприклад, алюміній Al і кремнію Si), оскільки такі аналоги на той час були ще невідомі. Він залишив у природному ряду порожні місця і з урахуванням періодичної повторюваності передбачив їх хімічні властивості. Після відкриття відповідних елементів (аналогу алюмінію – галію Ga, аналогу кремнію – германію Ge та ін) передбачення Д.І. Менделєєва повністю підтвердились.

Визначення

Ковалентним зв'язком називається хімічна зв'язок, що утворюється рахунок узагальнення атомами своїх валентних електронів. Обов'язковою умовою утворення ковалентного зв'язку є перекриття атомних орбіталей (АТ), на яких розташовані валентні електрони. У найпростішому випадку перекриття двох АТ призводить до утворення двох молекулярних орбіталей (МО): зв'язуючої МО і антизв'язуючої (розпушує) МО. Узагальнені електрони розташовуються на нижчій за енергією зв'язуючої МО:

Освіта зв'язку

Ковалентний зв'язок (атомний зв'язок, гомео полярний зв'язок) - зв'язок між двома атомами за рахунок усуспільнення (electron sharing) двох електронів - по одному від кожного атома:

A. + В. -> А: В

Тому гомеополярний зв'язок має спрямований характер. Пара електронів, що здійснює зв'язок, належить одночасно обом зв'язуваним атомам, наприклад:

Види ковалентного зв'язку

Існують три види ковалентного хімічного зв'язку, що відрізняються механізмом її утворення:

1. Простий ковалентний зв'язок. Для її утворення кожен із атомів надає по одному неспареному електрону. При утворенні простого ковалентного зв'язку формальні заряди атомів залишаються незмінними. Якщо атоми, що утворюють простий ковалентний зв'язок однакові, то справжні заряди атомів в молекулі також однакові, оскільки атоми, що утворюються зв'язок однаково володіють узагальненою електронною парою, такий зв'язок називається неполярним ковалентним зв'язком. Якщо атоми різні, тоді ступінь володіння узагальненою парою електронів визначається різницею в електронегативності атомів, атом з більшою електронегативністю більшою мірою володіє парою електронів зв'язку, і тому його справжній заряд має негативний знак, атом з меншою електронегативністю набуває відповідно такий же за величиною заряд, але із позитивним знаком.

Сигма (σ)-, пі (π)-зв'язку - наближений опис видів ковалентних зв'язків у молекулах органічних сполук, σ-зв'язок характеризується тим, що щільність електронної хмари максимальна вздовж осі, що з'єднує ядра атомів. При утворенні π-зв'язку здійснюється так зване бічне перекриття електронних хмар, і щільність електронної хмари максимальна над і під площиною зв'язку. Наприклад візьмемо етилен, ацетилен і бензол.

У молекулі етилену С 2 Н 4 є подвійний зв'язок СН 2 = СН 2 його електронна формула: Н:С::С:Н. Ядра всіх атомів етилену розташовані в одній площині. Три електронні хмари кожного атома вуглецю утворюють три ковалентні зв'язки з іншими атомами в одній площині (з кутами між ними приблизно 120 °). Хмара четвертого валентного електрона атома вуглецю знаходиться над і під площиною молекули. Такі електронні хмари обох атомів вуглецю, частково перекриваючись вище і нижче за площину молекули, утворюють другий зв'язок між атомами вуглецю. Першу, міцнішу ковалентну зв'язок між атомами вуглецю називають σ-зв'язком; другий, менш міцний ковалентний зв'язок називають π-зв'язком.

У лінійній молекулі ацетилену

Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

є σ-зв'язки між атомами вуглецю і водню, одна σ-зв'язок між двома атомами вуглецю і дві π-зв'язку між цими ж атомами вуглецю. Два π-зв'язку розташовані над сферою дії σ-зв'язку у двох взаємно перпендикулярних площинах.

Всі шість атомів вуглецю циклічної молекули бензолу 6 H 6 лежать в одній площині. Між атомами вуглецю в площині кільця діють зв'язку; такі ж зв'язки є у кожного атома вуглецю з атомами водню. На здійснення цих зв'язків атоми вуглецю витрачають по три електрони. Хмари четвертих валентних електронів атомів вуглецю, що мають форму вісімок, розташовані перпендикулярно площині молекули бензолу. Кожна така хмара перекривається однаково з електронними хмарами сусідніх атомів вуглецю. У молекулі бензолу утворюються не три окремі π-зв'язку, а єдина π-електронна система із шести електронів, загальна для всіх атомів вуглецю. Зв'язки між атомами вуглецю у молекулі бензолу абсолютно однакові.

Ковалентний зв'язок утворюється в результаті усуспільнення електронів (з утворенням загальних електронних пар), яке відбувається під час перекриття електронних хмар. У освіті ковалентного зв'язку беруть участь електронні хмари двох атомів. Розрізняють два основні різновиди ковалентного зв'язку:

• Ковалентна неполярний зв'язокутворюється між атомами неметалу одного і того ж хімічного елемента. Такий зв'язок мають прості речовини, наприклад, Про 2; N 2; C 12 .
• Ковалентний полярний зв'язок утворюється між атомами різних неметалів.

Див. також

Література

• "Хімічний енциклопедичний словник", М., " Радянська енциклопедія», 1983, с.264.

Wikimedia Foundation. 2010 .

• Велика політехнічна енциклопедія

ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК, механізм, за рахунок якого атоми з'єднуються та утворюють молекули. Є кілька типів такого зв'язку, заснованих або на тяжінні протилежних зарядів, або утворенні стійких змін шляхом обміну електронами.… … Науково-технічний енциклопедичний словник

Хімічний зв'язок- ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК, взаємодія атомів, що зумовлює їх з'єднання в молекули та кристали. Чинні при утворенні хімічного зв'язку сили мають переважно електричну природу. Утворення хімічного зв'язку супроводжується перебудовою. Ілюстрований енциклопедичний словник

Взаємне тяжіння атомів, що призводить до утворення молекул та кристалів. Прийнято говорити, що в молекулі або кристалі між сусідніми атомами існують Х. с. Валентність атома (про що докладніше сказано нижче) показує кількість зв'язків. Велика Радянська Енциклопедія

хімічний зв'язок- Взаємне тяжіння атомів, що призводить до утворення молекул та кристалів. Валентність атома показує кількість зв'язків, утворених цим атомом із сусідніми. Термін « хімічна будова» ввів академік А. М. Бутлеров в ... Енциклопедичний словникз металургії

Іонний зв'язок міцний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з великою різницею електронегативності, при якій загальна електронна пара повністю переходить до атома з більшою електронегативністю. Прикладом може бути з'єднання CsF … Вікіпедія

Хімічний зв'язок - явище взаємодії атомів, обумовлене перекриттям електронних хмар, частинок, що зв'язуються, яке супроводжується зменшенням повної енергії системи. Термін «хімічна будова» вперше ввів А. М. Бутлеров у 1861… … Вікіпедія