![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •В.М. Васюков
- •Курс лекций
- •Часть I. Теоретическая химия
- •Глава 1. Основные понятия и законы химии
- •Основные понятия химии
- •Основные положения атомно-молекулярной теории
- •Газовые законы
- •Глава 2. Строение атома и периодический закон Модели строения атома
- •Квантовые числа электронов
- •Электронные конфигурации атомов
- •Ядро атома и радиоактивные превращения
- •Периодический закон
- •Глава 3. Химическая связь Валентность и степень окисления
- •Ковалентная связь
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •Межмолекулярные взаимодействия
- •Глава 4. Комплексные соединения
- •Глава 5. Состояние вещества
- •Глава 6. Физико-химические закономерности протекания химических реакций Химическая термодинамика
- •Химическая кинетика и катализ
- •Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия
- •Глава 7. Физико-химическая теория растворов электролитов и неэлектролитов Механизм образования растворов и их классификация
- •Идеальные и реальные растворы. Растворение как физико-химический процесс
- •Зависимость растворимости различных веществ от природы растворителя, температуры и давления
- •Законы разбавленных растворов
- •Способы выражения концентрации (состава) растворов
- •Электролиты и электролитическая диссоциация
- •Гидролиз солей
- •Глава 8. Дисперсные системы
- •Классификации дисперсных систем
- •Оптические и молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем
- •Поверхностные и адсорбционные явления
- •Коллоидные (коллоидно-дисперсные) системы
- •Глава 9. Теория окислительно-восстановительных процессов Окислительно-восстановительные реакции
- •Химические источники электрической энергии. Электродные потенциалы
- •1) Металлы, обладающие более электроотрицательным потенциалом, способны вытеснить менее активные металлы (с более положительным потенциалом) из водных растворов их солей;
- •Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Восстанавливается вода Восстанавливается вода и катионы металла Восстанавливается катионы металла
- •Глава 10. Качественный и количественный анализ веществ
- •Качественный анализ
- •Классификация катионов на аналитические группы
- •Классификация анионов на аналитические группы
- •Количественный анализ
- •Химические методы анализа
- •Физические и физико-химические методы анализа
- •Часть II. Неорганическая химия
- •Глава 11. Важнейшие классы неорганических соединений
- •Основания (гидроксиды металлов)
- •Кислоты
- •Глава 12. Элементы I группы
- •Водород
- •Глава 13. Элементы II группы
- •Бериллий
- •Глава 14. Элементы III группы
- •Алюминий
- •Лантаноиды
- •Актиноиды
- •Глава 15. Элементы IV группы
- •Углерод
- •Кремний
- •Глава 16. Элементы V группы
- •Глава 17. Элементы VI группы
- •Кислород
- •Глава 18. Элементы VII группы
- •Глава 19. Элементы VIII группы
- •Часть III. Органическая химия Глава 20. Общая характеристика органических соединений
- •Теория строения органических соединений
- •Атомы в молекулах соединены между собой в определенном порядке химическими связями согласно их валентности; углерод во всех органических соединениях четырехвалентен.
- •Свойства вещества определяются не только качественным составом, но и его строением, взаимным влиянием атомов, как связанных между собой химическими связями, так и непосредственно не связанных.
- •Строение молекул может быть установлено на основе изучения их химических свойств.
- •Формулы органических соединений
- •Классификация органических соединений
- •Номенклатура органических соединений
- •Изомерия органических соединений
- •Взаимное влияние атомов в молекуле и реакционная способность органических соединений
- •Общая характеристика органических реакций
- •Промышленное производство органических соединений
- •Глава 21. Алканы Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 22. Циклоалканы Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Глава 23. Алкены (олефины) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 24. Алкадиены (диеновые углеводороды) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 25. Алкины (ацетилены) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 26. Ароматические углеводороды (арены) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Правила ориентации (замещения) в бензольном кольце
- •Применение
- •Глава 27. Гидроксильные соединения (спирты)
- •Одноатомные спирты (алкоголи) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Многоатомные спирты
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 28. Карбонильные соединения (оксосоединения) Номенклатура и изомерия
- •Метаналь этаналь
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 29. Карбоновые кислоты Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 30. Сложные эфиры. Жиры Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Жиры и масла
- •Глава 31. Углеводы (сахара)
- •Моносахариды Номенклатура и изомерия
- •Физические и химические свойства глюкозы
- •Дисахариды
- •Полисахариды
- •Глава 32. Амины
- •Предельные алифатические амины Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Ароматические амины
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 33. Аминокислоты, пептиды и белки
- •Аминокислоты Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Пептиды
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Биологическое значение белков
- •Глава 34. Гетероциклические соединения
- •Шестичленные гетероциклы
- •Пятичленные гетероциклы
- •Нуклеиновые кислоты Строение нуклеиновых кислот
- •Биологическая роль нуклеиновых кислот
- •Глава 35.Синтетические высокомолекулярные соединения
- •Общая характеристика полимеров
- •Пластмассы
- •Волокна
- •Каучуки
- •Литература
- •Приложения Растворимость неорганических веществ в воде при 25°c
Ковалентная связь
Ковалентная связь – связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам.
Н· + ·Н Н : Н или Н – Н
Ковалентная связь между одинаковыми атомами называется неполярной. Электрический момент диполя равен нулю.
Ковалентная связь возникающая при взаимодействии атомов разных элементов называется полярной, при этом общая электронная пара (или электронные пары) несколько смещаются в сторону более полярного атома.
Ковалентная связь самый распространенный тип химической связи. Теоретическое обоснование важнейших свойств ковалентной связи и развитие представлений о строении большинства молекул получено способом приближенного расчета систем из ядер и электронов, называемого метод валентных связей (МВС).
Главные положения МВС:
- ковалентную связь образуют два электрона с антиполярными спинами;
- ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Способы образования ковалентной связи:
- обменный способ – образование общей пары электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам (H2, Cl2, HCl).
- донорно-акцепторный способ – образование связи в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и другого атома – акцептора, предоставляющего для этой пары свободную орбиталь (NH4+, С≡O).
В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов (так, у азота одна неподеленная пара, у кислорода две неподеленные пары, у фтора три неподеленные пары).
Свойства ковалентной связи:
Насыщаемость ковалентной связи – способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей.
Поляризация ковалентной связи – смещение связывающего электронного облака под влиянием одного из атомов, результатом чего является полярная связь.
Полярность связи количественно оценивается дипольным моментом μ, который является произведением длины диполя l на абсолютную величину заряда q: μ = lq.
Для оценки степени полярности связи часто используют электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов.
По шкале Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) принята равной 4,0; на втором месте находится кислород, на третьем – хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы; значения их ЭО близки к 2. Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1,7 или меньше.
Связи с разностью ЭО больше 1,7 могут считаться ионными, связи с меньшей разностью относят к ковалентным.
Направленность ковалентной связи – главное свойство, от которого зависит структура химических соединений.
Нередко электроны, участвующие в образовании химической связи находятся в различных состояниях, например один на s-орбитали, другой на р-орбитали. Так, в BeCl2 две связи теоретически должны быть неравноценны, в то же время экспериментально показано, что обе связи эквивалентны (др. пример – СН4).
Для объяснения подобных фактов Полинг ввел представление о гибридизации электронных облаков – выравнивание электронных облаков по форме и энергии. При образовании молекулы вместо исходных s, p, d-электронных облаков образуются гибридные электронные облака (рис.).
Рис. Форма sp-гибридной орбитали |
Рис. Схема образования sp3-гибридных орбиталей: а – негибридизированные орбитали атома углерода. б – орбитали атома углерода в состоянии sp3-гибридизации |
Если в гибридизации участвуют 1 s- и 2 p-орбитали, образуются три sp2-орбитали (sp2 – гибридизация). Если в гибридизации участвуют 1 s- и 1 p-орбитали, образуются 2 sp-орбитали (sp – гибридизация).
Геометрическая форма гибридных облаков способствует более эффективному перекрыванию с орбиталями других атомов, в результате чего образуются более прочные химические связи.
Рассмотрим образование молекулы метана СН4. Атом углерода в возбужденном состоянии обладает четырьмя неспаренными электронами: одним s-электроном и тремя р-электронами –2s12p3. Теоретически следовало ожидать, что три связи С–Н в СН4 окажутся направленными р-связями и совершенно одинаковыми, а четвертая связь есть ненаправленная s-связь и отличается от первых трех. Однако экспериментальные данные показали, что все четыре связи С–Н в молекуле метана СН4 одинаковы и направлены к вершинам тетраэдра (угол между ними составляет 109,5°).
Электроны могут взаимодействовать между собой в ходе образования химической связи с электронами другого атома, давая четыре новых равноценных гибридных электронных облака. Это обусловливает более сильное перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями электронов других атомов и приводит к образованию более прочных связей.
Гибридизация орбиталей происходит всегда, когда в образовании связей участвуют электроны, принадлежащие к различным типам орбиталей.
Рассмотрим примеры различных видов гибридизации s- и р-орбиталей. Гибридизация одной s- и одной р-орбиталей (sр-гибридизация) происходит при образовании молекул галогенидов элементов II группы (Ве, Mg, Zn и др.). Атомы этих элементов в основном состоянии имеют на внешнем слое два спаренных s-электрона. В результате возбуждения один из электронов s-орбитали переходит на близкую по энергии p-орбиталь. При возникновении химической связи эти две различные орбитали превращаются в две одинаковые гибридные орбитали (тип гибридизации - sр), направленные под углом 180° друг к другу, т.е. эти две связи имеют противоположное линейное направление.
В молекуле ацетилена С2Н2 каждый атом углерода находится в sp-гибридном состоянии, образуя две гибридные связи, направленные под углом 180° друг к другу. Как в случае связей С–С, так и в случае связей С–Н возникает общее двухэлектронное облако, образующее σ-связи.
σ-связью называют связь, возникающую при обобществлении электронных облаков двух атомов, если облака перекрываются по линии, соединяющей атомы.
Но в молекуле ацетилена в каждом из атомов углерода содержится еще по два р-электрона, которые не принимают участия в образовании σ-связей. Молекула ацетилена имеет плоский линейный «скелет», поэтому оба р-электронных облака в каждом из атомов углерода выступают из плоскости молекулы в перпендикулярном к ней направлении. В итоге, в молекуле ацетилена образуются еще две ковалентные С–С связи, называемые π-связями.
π-связью можно назвать ковалентную связь, образованную при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей атомы.
σ-связи являются более прочными, чем π-связи, чем объясняется большая реакционная способность непредельных углеводородов по сравнению с предельными.
Еще один вид гибридизации s- и р-орбиталей осуществляется в соединениях бора, алюминия или углерода (этилен, бензол). Возбужденный атом бора имеет три неспаренные электрона – один s- и два р-электрона. В этом случае при образовании соединений происходит sp2-гибридизация, при этом образуются три одинаковые sp2-гибридные орби-тали, расположенные под углом 120° друг к другу. Так, соединения ВF3, АlСl3, а также этилен и бензол имеют плоское строение, и все три связи В–F, например, в молекуле ВF3 расположены под углом 120° друг к другу.
Посредством образования sp2-гибридных орбиталей объясняются структуры непредельных углеводородов с двойными связями. Так, для молекулы этилена схематично можно изобразить следующую структуру.
Двойные углерод–углеродные связи состоят из одной σ- и одной π-связи.
Энергия связи – энергия, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества. Энергии ковалентных и ионных связей обычно велики и составляют величины порядка 100-800 кДж/моль.
Метод молекулярных орбиталей (ММО)– наиболее универсальный методом описания химической связи, в нем описывается состояние электрона в многоатомной системе, рассматривая молекулу как «многоядерный атом» в котором электроны заселяются по молекулярным орбиталям (рис.).
|
Рис. Энергетическая схема образования молекулы водорода |