Кратные связи

Кратные связи, тип химической связи, осуществляемой двумя или тремя парами электронов, общими для двух непосредственно соединённых атомов, как, например, в этилене H₂C = CH₂, формальдегиде H₂C = О, ацетилене HC º CH, синильной кислоте Н—С º N . Кратные связи являются сочетанием σ- и π-связей. Двойная связь состоит из одной σ- и одной π-связей и осуществляется 4-мя общими электронами. Тройная связь является комбинацией из одной σ- и двух π-связей и включает в себя шесть электронов.

ОДИНАРНЫЕ

примеры молекул, каждая химическая связь в которых образована только одной электронной парой. Связь такого типа называется одинарной. Иногда ее называют ординарной, т. е. обычной. Этот тип связи принято обозначать одной черточкой, соединяющей символы взаимодействующих атомов. Связь, образованная продольным перекрыванием электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей два ядра), есть -связь (сигма-связь). Одинарная связь в большинстве случаев является одновременно и -связью. Связь, образованная поперечным перекрыванием р-электронных облаков (в противоположных плоскостях от прямой, соединяющей два ядра), есть -связь (пи-связь).

СПОСОБЫ

1) перекрыванием  АО по линии, соединяющей ядра взаимо-

действующих атомов

2)  перекрыванием  АО по обе стороны от линии, соединяю-

щей ядра атомов (боковые  перекрывания )

3)  перекрыванием  d-орбиталей всеми четырьмя лепестка-

ми одновременно

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергией химической связи Е_св. Она имеет единицу измерения кДж/моль. Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекулы.

Важной характеристикой химической связи является ее длина l_св, равная расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и соответственно устойчивость молекул.

Сумма энергии ионизации и сродства к электрону называется электроотрицательностью.

№17

 Количественные характеристики химической связи

Химическая связь характеризуется рядом параметров. Чаще всего говорят об ее энергии и длине. Если молекула состоит из трех и более атомов, то к перечисленным пара­метрам добавляют еще один — валентные углы.

Насыщаемость ковалентной  связи  - это способность атомов образовывать

строго ограниченное число ковалентных  связей .

Направленность - это способность атомов образовывать ковалентные  связи 

только в направлении максимального  перекрывания  АО.

а) Насыщаемость ковалентной  связи  объясняется строго ограниченным числом ва-

лентных электронов у каждого конкретного атома, а также числом его валентных атомных

 орбиталей , что и определяет число образуемых им ковалентных  связей . Кратность  связи  ато-

мов в изначальном первом приближении МВС совпадает с химической трактовкой валентно-

сти и определяется, в первую очередь, числом неспаренных валентных электронов

б) Направленность ковалентной  связи  определяет взаимное пространственное распо-

ложение атомов в молекуле и её геометрическую форму или конфигурацию. Следует отме-

тить, что первоначальные представления МВС о неизменности формы АО часто не могли

предсказать геометрическую конфигурацию реальных молекул, поэтому их пришлось пере-

смотреть с учётом имеющихся экспериментальных данных. Опыт свидетельствовал о том,

что чаще всего молекулы обладают теми или иными типами симметрии, а ковалентные свя-зи, образовавшиеся с участием АО разного типа, становятся неразличимыми.

№18

Согласно этой теории химическая связь образуется за счет перекрывания не чистых, а так называемых ⌠гибридных■, смешанных орбиталей. Иначе говоря, при гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей изменяется и образуются новые орбитали одинаковой формы и энергии. Гибридное электронное облако асимметрично, имеет большую вытянутость по одну сторону от ядра, что приводит к большему перекрыванию и большей прочности связи. Гибридная орбиталь представлена на рис. 3.7.

Таким образом, гибридизация связана с энергетическим выигрышем за счет:

а) образования более прочной связи,

б) более симметричного распределения электронной плотности внутри молекулы.. Число гибридных орбиталей всегда равно числу исходных орбиталей. Гибридные орбитали образуются только в случае, если исходные орбитали не очень сильно отличаются по энергии. Так 1s-орбитали не могут гибридизироваться с 2р, так как у них разное значение главного квантового числа, следовательно, большая разница в энергиях орбиталей.

sр-гибридизация. Гибридизация 1s- и 1р- облака приводит к образованию двух sр (q²) гибридных облаков, расположенных под углом 180°. Поэтому молекулы с таким типом гибридизации линейные. sр-гибридизацию рассмотрим на примере молекулы ВеСl₂ (рис. 3.8).

Для образования химической связи атом бериллия должен перейти в возбужденное состояние. Образующийся возбужденный атом имеет 2 неспаренных электрона s и р, образуются две гибридные орбитали. Атомы хлора дают для образования связи по р-электронному облаку.

sр²-гибридизация. 1s + 2р = q³. Рассмотрим этот тип гибридизации на примере молекулы ВСl3. Гибридные облака, их три, располагаются в пространстве под углом 120°, образуется плоская треугольная молекула (рис. 3.9).

sр³-гибридизация. Комбинация четырех орбиталей 1s + 3р = q⁴. Четыре гибридные орбитали располагаются в пространстве под углом 109°28' т. е, такие молекулы имеют тетраэдрическую форму (рис. 3.10).

Валентный угол — угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Для простых молекул валентный угол, как и другие геометрические параметры молекулы, можно рассчитать методами квантовой химии. Экспериментально их определяют из значений моментов инерции молекул, полученных путем анализа их вращательных спектров (смотри Инфракрасная спектроскопия, Молекулярные спектры, Микроволновая спектроскопия). Валентный угол сложных молекул определяют методами дифракционного структурного анализа.

№19

Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами.

Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.

Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому "молекулой" ионного соединения следует считать весь кристалл.

Для возникновения ионной связи необходимо, чтобы сумма значений энергии ионизации Ei (для образования катиона) и сродства к электрону Ae (для образования аниона) должна быть энергетически выгодной. Это ограничивает образование ионной связи атомами активных металлов (элементы IA- и IIA-групп, некоторые элементы IIIA-группы и некоторые переходные элементы) и активных неметаллов (галогены, халькогены, азот).

СВОЙСТВА…

Свойства ионных со-

единений. При обычных условиях ионные соединения существуют в виде твердых кристаллических

веществ, имеющих высокие температуры плавления и кипения, поэтому считаются нелетучими. На-

пример, температуры плавления и кипения N aCl составляют соответственно 801oC и 1413oC, CaCl2 --

136oC

и 2500oC. В твердом состоянии ионные соединения не проводят электрический ток. Они хорошо

растворяются в воде и слабо или совсем не растворяются в неполярных растворителях (керосин, бен-

зин). В полярных растворителях ионные соединения диссоциируют (распадаются) на ионы, что объ-

ясняется выделением большого количества энергии при сольватации ионов, компенсирующей расход

энергии на диссоциацию

В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает насыщаемостью. Так, в кристалле поваренной соли каждый ион натрия взаимодействует с шестью ионами хлора . Валентность элементов в ионных соединениях может быть положительной и отрицательной.

№20

ОСОБЕННОСТИ

Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность[1], её распространенность и важность, особенно в органических соединениях[2], а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ (Н-связь) – особый тип взаимодействия между реакционно-способными группами, при этом одна из групп содержит атом водорода, склонный к такому взаимодействию. Водородная связь – глобальное явление, охватывающее всю химию. В отличие от обычных химических связей, Н-связь появляется не в результате целенаправленного синтеза, а возникает в подходящих условиях сама и проявляется в виде межмолекулярных или внутримолекулярных взаимодействий.

Особенности водородной связи. Отличительная черта водородной связи – сравнительно низкая прочность, ее энергия в 5–10 раз ниже, чем энергия химической связи. По энергии она занимает промежуточное положение между химическими связями и Ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, теми, что удерживают молекулы в твердой или жидкой фазе.

21

Скорость химической реакции

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Скорость химической реакции — изменение количества вещества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.

Например для реакции:

выражение для скорости будет выглядеть так:

В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году Гульдбергом и Вааге был сформулирован закон действующих масс:

Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в некоторые степени.

17