10. Типы химической связи: ионная, ковалентная, водородная, металлическая связь. Приведите примеры.
Химическая связь - сила, удерживающая вместе атомы, ионы, молекулы.
Типы химической связи
Ковалентная.
Ионная.
Металлическая.
Водородная.
Ковалентная связь образована общими парами электронов взаимодействующих атомов. В результате обобществления электронов каждый из атомов в молекуле приобретает устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную в случае атома водорода) внешнюю оболочку.
Ионная связь осуществляется в результате электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ионная связь является предельным случаем полярной ковалентной связи и возникает между атомами с большой разностью электроотрицательностей, например, литием (ЭО=1,0) и фтором (ЭО=4,1). При этом атом лития отдает свой электрон более электроотрицательному атому фтора, в результате чего возникают положительно заряженный ион лития Li" и отрицательно заряженный ион фтора F , которые удерживаются вместе за счет электростатического притяжения противоположных зарядов. В этом случае катион лития и анион фтора имеют стабильную электронную конфигурацию благородных газов гелия и неона, соответственно.
Li F -> Lit + F
Металлическая связь реализуется в металлах между катионами металла за счет обобшествления валентных электронов (электронный газ). Металлы обладают малой энергией ионизации, т.е. их валентные электроны слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Поэтому металл содержит ряд положительных нонов, расположенных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов. свободно перемещающихся по всему кристаллу. Электроны в металле осушествляют связь между всеми атомами металла.
Водородная связь возникает между положительно поляризованным атомом водорода молекулы или полярной группой и отрицательно поляризованным атомом с большой электроотрицательностью (F, O, N). Она может быть внутримолекулярной (например, в салициловом альдегиде, пептидах) и межмолекулярной
11. Типы химической связи. Ковалентная химическая связь. Ее свойства: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Приведите примеры.
Ковалентная связь образована общими парами электронов взаимодействующих атомов. В результате обобществления электронов каждый из атомов в молекуле приобретает устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную в случае атома водорода) внешнюю оболочку.
1) Насыщаемость ковалентной связи объяснятся наличием в атоме определенного числа неспаренных электронов. Два атома могут обобществлять несколько пар электронов.
В этом случае образуются кратные связи. Например, в молекуле азота N2 реализуется тройная ковалентная связь в результате обобществления трех пар электронов (по три от каждого атома). При этом у каждого атома азота возникает октет электронов.
2) Направленность ковалентной связи в пространстве обусловлена тем, что атомные орбитали имеют определенную форму и расположение в пространстве. При образовании химической связи может происходить смешивание (гибридизация) электронных орбиталей с образованием новых гибридных облаков.
3)Поляризация. Явление смещения электронной плотности к более электроотрицательному атому называется поляризацией. При этом более электроотрицательный атом получает частичный отрицательный заряд (δ-), а менее электроотрицательный - частичный положительный заряд (δ+)
Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной. Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной. Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.
12. Донорно-акцепторный
механизм образования химической связи.
Строение комплексных соединений.
Комплексообразователь, лиганды,
координационное число. Диссоциация
комплексных соединений. Константа
нестойкости.
Комплексные (координационные) соединения (А.Вернер, 1893г) образуются при координации ионов или молекул атомом (ионом) хим. элемента. Включают центральный атом (ион) (ком- плексоообразователь) и лиганды, образующие внутреннюю координационную сферу. Ионы, не вошедшие во внутреннюю координационную сферу, составляют внешнюю координаци- онную сферу.
Комплексообразователи - переходные металлы (d-элементы) и их ионы: Cu2+, Hg2+, Cd2+, Ag+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Cr, Mn.
Лиганды - молекулы с неподеленной парой электроннов (H2О, CO, NH3, NO), и анионы (CI, Br, I, OH', CN', SCN', NO2)
Координационное число - число мест во внутренней сфере комплекса, занятое лигандами. Характерные КЧ - 2,4,6,8 (обычно в 2 раза выше степени окисления комплексообразователя). Дентатность лиганда - число мест, занимаемое лигандом.
Монодентантные - NH3, H2O, HaI-, CN-
Бидентантные - CO22 , C2O42 , NH2C2H4NH2
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов, составляющих его ионов.
В р-рах ионные комплексы диссоциируют ступенчато. Первичная диссоциация с отщеплением внешнесферных ионов протекает практически нацело. Вторичная диссоциация с распадом внутренней сферы протекает обратимо.
[Ag(NH3)2]CI = [Ag(NH3)2]* + CI - первичная диссоциация [Ag(NH3)2]*Ag* + 2NH3 - вторичная диссоциация
Константа нестойкости комплекса - константа равновесия вторичной диссоциации Кнест = [Ag+][NH3]2/[[Ag(NH3)2]+] = 6,8* 10^-8
Двойные соли (комплексы с неустойчивой внутренней сферой) диссоциируют практически нацело:
K[AI(SO4)2] = K+ + Al2+ + 2SO42-