Способы образования ковалентной связи.

1 . обмен за счет неспаренных с антипараллельными спинами.

А + В А В

2. донорно-акцепторная образуется за счет неподеленной пары одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома – акцептора.

А + В А В

Ионная связь – вид хим. Связи за счет электростатического притяжения между ионами. Эта связь между атомами с большой разницей электроотрицательности.

Na ⁺Cl^-, CaO, Na OH

ОЭО металлов значительно меньше, чем ОЭО неметаллов.

Ионная связь имеет место в солях, основных оксидах, основаниях.

₁₁Na 1S² 2S² 2P⁶ 3S¹

Na⁰ – e = Na⁺

_{1 1}Na⁺ 1S² 2S² 2P⁶ 3S⁰

8 7

₁₇Cl 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁵

₁₇Cl⁰ + 1e = Cl^-

_{1 7}Cl^- 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶

8

Стопроцентной ионной связи как правило не бывает, она будет в том случае, когда Е срадства превышает Е ионизации.

Ионная связь имеет место в кристаллах.

Еср>Еи

CsCl E (Cs) = 3.89 эВ \ моль

E (Cl) = 3.83 эВ \ моль

Eи > Eср – ионная связь не равна 100%

Свойства связи.

Ионная связь ненасыщенная и ненаправленная.

Ненасыщенность проявляется в том, что при взаимодействии частиц противоположного заряда не происходит полной компенсации электрического поля.

Na⁺ NaCl

+11 +17

Насыщаются в том месте, где соприкасаются.

Ненаправленность состоит в том, что взаимодействие ионов может проходить с любой стороны.

№8/2

Na⁺ 6Cl^-

Cs^- 8Cl^-

NaOH

Na – O - H

Na – O - ионная

O – H – ковалентная полярная

NaOH = Na⁺ + OH^-

Ионная слабее ковалентной полярной связи

H(:)F K⁺F^-

+ -- + --

l₂>l₁

l₁

l₂

Ионная связь - это крайний случай ковалентной полярной связи.

Металлическая связь отличается от ковалентной неполярной тем, что электроны на наружном уровне обобществлены. Ковалентная связь – универсальный вид химической связи. Если ковалентная полярная связь имеет максимальную полярность, то она превращается в ионную. В случае ковалентной неполярной связи и при обобществлении электронов образуется металлическая связь.

Металлическая связь, ее особенности.

Металлическая связь – образуется в металлах за счет перекрытия электронных облаков электронов наружных уровнях кристаллической решетки это очень прочная связь. Все свойства металлов связаны с этим типом связи ( тепло, электропроводность, блеск).

Ag = Ag⁺ + e

Это очень прочная связь. Все свойства металлов связаны c этим типом связи.

е е

Ag⁺ Ag⁺ Ag⁺

Ag⁺ Ag⁺ Ag⁺

Ag⁺ Ag⁺ Ag⁺

Наружные электроны при положении разности потенциалов легко передвигаются по кристаллической решетке металлов, образуя электронный газ и являются переносчиками электричества и тепла.

Водородная связь – специфическая связь (межмолекулярное взаимодействие).

Силы Ван-Дер-Ваальса – это универсальные силы ММВ.

Водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы уже связанным с атомом, обладающим большой электроотрицательностью. F, О, N, реже S, Cl и другим атомом электроотрицательного элемента в другой молекуле.

HF

Механизм образования за счет электростатического напряжения.

- водородная связь по силе превосходит силы Ван - дер – Ваaльса, но слабее ковалентной.

№8/3

Ковалент. Связь > Водород. Связь > Силы Ван – дер - Вальса

40 – 1000 кДж\моль 8 – 40 кДж\моль до 8 кДж\моль

Ковалентная связь донорно – акцепторный

Обменный механизм 40 – 200 кДж\моль

120 – 1000 кДж\моль

Рассмотрим образование водородной связи в молекулах Н2О

Механизм донорно – акцепторный

8O 1S2 2S2 2P4

Кислород донор 2-х электронных пар, водород – акцептор.

Лед - твердое агрегатное состояние между молекулами воды образуется максимальное число водородных связей. Лед имеет неплотное строение. При таянии льда около половины водородных связей рвутся и вода находится в виде агрегатных (Н₂О)m

При переходе в пар все водородные связи разрываются.

Известно, что образование водородных связей приводит к изменению свойств веществ, повышению вязкости, температуры кипения, плавления и парообразования.

Аномальные явления в свойствах веществ наблюдаются при соединении водорода с такими элементами F, N, О. Обычно наблюдается увеличение температуры кипения, плавления при увеличении атомной массы

Однако HF и Н2О плавятся и кипят при аномально высоких температурах – это объясняется образованием водородных связей между HF и Н2О. если бы не было водородной связи между молекулами Н2О то t кипения Н2О = -66 ⁰С

Водородная связь имеет место при образовании белковой спирали.

Количественной характеристикой является: энергия связи, длина связи, валентный угол, кратность связи.

Энергия связи – это количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы разорвать все имеющиеся связи между атомами в 1 моле вещества.

Есв кДж\моль и ЭВ \ моль

Определяет прочность молекул. Величину средней энергии связи, определяют делением энергии образования молекулы соединения из атомов на число связей.

Н : N H₃

Энергия образования NH3 -1170 кДж \ моль

Величина средней энергии

Е связи = 1170\3 = 390 кДж

Н₂О Н-О-Н

Е образования = 928 кДж \ моль

Е связи = 928 \ 2 = 464 кДж

Длина связи (d) – расстояние между центрами ядер атомов образующих молекул.

d=СМ, НМ d(НМ) – определяют с помощью спектроскопии или дифракции или дифракции рентгеновских лучей.

Чем больше длина, тем меньше Есв

Валентный угол – это угол между химическими связями в молекуле или в кристаллической решетке.

Н₂О

_Н/О_\Н <104,5⁰

Кратность – это число связей, которыми связаны атомы.

1. Ковалентная связь насыщена, т.е. присоединение др. атомов по месту образования повышенной связи невозможно.

Н (: )Н

Присоединение 3 атома не возможно, т.к. спина совпадает со спиной электронной пары. Произойдет отталкивание.

1. Ковалентная связь бывает неполярная и полярная.

Неполярная ковалентная связь образуется за счет соединения атомов с одинаковой ЭО.

Атомная неполярная – электронная пара или пары находятся на одинаковом расстоянии от обоих атомов.

: N ( : ) ( : ) ( : ) N :

₇N 1S² 2S² 2P³

Полярная, ковалентная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью. Электронные пары перетянуты к более электроотрицательному атому.

HF H ( : ) F

+ -

l l>0 – диполь-полярная молекула

HF, HCl, HBr, HI, H₂O, NH₃ – ПОЛЯРНЫЕ

Н ( : ) О ( : ) Н

Количественной характеристикой полярности молекулы является дипольный момент.

 = L*G

Если L=d (диаметру молекулы) = 10 ^-10м

G = заряду электрона = 1,6 * 10^-19Кл

 = 10 ^{-10 *} 10^-19 = 10 ^-29 Кл * м

Дипольный момент  уменьшается, уменьшается полярность молекул, что связано с уменьшением значения электроотрицательности.

3. Поскольку электронные облака имеют различную форму S, Р, d, f их максимальное перекрытие возможно лишь при определенном пространственном расположении облаков, т.е. пространственной ориентации облаков. Возможны различные типы перекрытия электронных облаков.

 - перекрытие электронных облаков по линии соединяющей центры атомов. Этот тип перекрытия могут применять все облака

Происходит по оси X

H H Cl Cl Cl

H

S S S p

– перекрытие электронных облаков по обе стороны над и под линией соединяющей центры а томов. Принимают участие p, d, f.

y z

Прочнее  чем , т.к. больше площадь перекрытия.

- для d, f облаков

Px Py Pz

N ₂ N N N №8/5

CH₃ CH₃

P,t

C H CH CH₂ CH₂ +H₂ CH CH₃

ЭТИН ЭТЕН ЭТАН

Пояснение ковалентной связи привело к понятию гибридизации электронных облаков.

Ввел это понятие Полинг.

Гибридизация – заключается в том, что облака различной формы и энергии смешиваются и выравниваются по форме и энергии.

Первоначальная форма электронных облаков изменяется и возникает орбиталь промежуточной формы.

Гибридизация связана с затратой энергии. Химическая связь, образованная гибридным облаком прочная, т.к. увеличивается площадь перекрытия. Таким образом компенсируется затрата энергии на гибридизацию.

BeCl₂

₄Be 1S² 2S² 2P⁰ = Be* 1S¹ 2S² 2P¹ B = 2

Каждая молекула имеет определенную геометрическую форму.

BCl₃

₅B 1S² 2S² 2P¹ = B*1S² 2S¹ 2P² B = 3

CH₄

₆C 1S² 2S² 2P² = C* 1S² 2S¹ 2P³

Форма молекулы тетраэдр.

NH₃

₇N 1S² 2S² 2P³

Причина уменьшения угла, что электронная пара на 4 гибридном облаке оказывает сдавленность действующую – угол уменьшается, форма пирамидальная.

H₂O

₈O 1S² 2S² 2P⁴

Форма молекулы угловая.