21. Химическая связь

Валентность - способность атомов образовывать химические связи. Валентные электроны - электроны, принимающие участие в образовании химических связей, они находятся на самых высоких по энергии орбиталях атома. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая, водородная связь. Ковалентная связь возникает за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов (вследствие образования общих электронных пар). Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая. Связь тем более прочна, чем более полно перекрываются электронные облака. Энергия ионизации J [кДж/моль] - это энергия, необходимая для отрыва электрона от электронейтрального атома или положительно заряженного иона (Э0 – e- >> Э +) – мера металлических свойств элемента, проявляет периодическую зависимость от порядкового номера элемента. Энергия сродства к электрону Е, [кДж/моль]- это энергия, которая выделяется при присоединении атомом электрона ( Э0 + e- >>Э - ), мера неметаллических свойств, проявляет периодическую зависимость от порядкового номера элемента. Электроотрицательность - полусумма величин энергии ионизации и энергии сродства к электрону. (Э.О.) = ½ [ J + E ]- характеризует способность атома смещать на себя электронную плотность, возникающую при образовании химической связи. Если ∆О.Э.О.= 0, то связь ковалентная неполярная (Н2, Сl2). Если 0>∆О.Э.О.< 1,7 то связь ковалентная полярная (НСl, СН4). Если ∆О.Э.О. > 1,7 то связь ионная (NaСl, LiF). На протяжении периода слева направо у элементов главных подгрупп ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства; сверху вниз металлич.св-сва возрастают, неметаллич – ослабевают.

Полярность связи определяется ассиметрией в распределении общего электронного облака вдоль оси связи. Направленность в пространстве - гибридизация атомных орбиталей. Гибридизация - превращение атомных орбиталей различных энергий и различной формы в одинаковые гибридные орбитали.

sp	Линейная	180°
sp2	Треугольная	120°
sp3	Тетраэдрическая	109,5°
sp3d	Тригонально-бипирамидальная	90°, 120°
sp3d2	Октаэдрическая	90°

Кратность химической связи определяется числом общих электронных пар, которые связывают атомы.(простая (одинарная) – Н-Н, Cl-Cl; двойная H2C=H2C, O=O; тройная N≡N CH≡CH)

Ковалентная связь может быть σ и π: σ связь возникает при перекрывании электронных облаков по оси, соединяющей центры атомов. Одинарная связь - σ связь (Н2, F2, HCl). π связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от оси, соединяющей центры aтомов (О=О или О::О).Энергия химической связи - это энергия, которая выделяется при образовании химической связи, или которую нужно затратить для разрыва существующей химической связи.

Степень окисления - условный заряд атома в молекуле, возникающий исходя из предположения, что электроны, образующие химическую связь, не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательного элемента.Два механизма образования ковалентной связи: Обычный механизм: каждый атом предоставляет по электрону для образования электронной пары. Донорно – акцепторный механизм : атом одного из элементов предоставляет электронную пару ( донор), а атом другого элемента – свободную орбиталь (акцептор). Межмолекулярные взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса): ориентационное взаимодействие (взаимодействие между полярными молекулами), индукционное взаимодействие (взаимодействие между полярными неполярными молекулами), дисперсионное взаимодействие (взаимодействие между двумя неполярными молекулами).

Ионная связь – возникает между катионом и анионом в рез.их электростатического взаимодействия. Является предельным случаем полярности ковалентной связи.

Ионная	Ковалентная		Металлическая	Водородная
	Полярная	Неполярная
Типичные металлы и неметаллы	Простые в-ва	Металлы, неметаллы в случае небольшой разницы из Э.О.	металлы	Водород+Эл-т имеющий большую Э.О.

Электрический дипольный момент – хар-ка поляности связи. μ=qℓ (вспомнить про диполь из физики)

Типы кристаллических решеток

Тип крист. решетки	молекулярная			атомная
Примеры	твердые СH4; N2; HCl; HClO4; SO3			Р-черный; алмаз
Особенности строения	В узлах - полярные и неполярные молекулы, связанные слабыми силами Ван-дер-Ваальса.			В узлах - атомы, связанные прочными ковалентными связями.
Свойства	Сравнительно низкая t пл., невысокая прочность и твердоть, но достаточно низкая тепло- и электропроводность.			Очень высокая твердость и t пл., хрупкость, нелетучесть.

ионная	металлическая
NaCl; NaNO3; Na2SO4	K; Li; Ca; Na; Mg…
В узлах чередуются положительные и отрицательные ионы. Образуются элементами с резко различающейся ЭО.	В узлах - нейтральные атомы и положительные ионы данного металла. Между ними свободно перемещаются валентные электроны электронный газ.
Достаточно высокая прочность, твердость, t пл. и хрупкость, расплав проводит эл. ток.	Металлический блеск; электро- и теплопроводность; ковкость; твердость(все металлы, кроме Hg).