Головна

Лекція 3. Основні типи хімічного зв'язку. ковалентний зв'язок

  1.  D. АТ називається перехід речовин крізь мембрану, що протікає з витратами хімічної енергії.
  2.  Event-менеджмент - поняття, основні методи.
  3.  I. Основні богословські положення
  4.  I. ОСНОВНІ Богословська ПОЛОЖЕННЯ
  5.  I. Основні завдання та напрямки роботи бібліотеки
  6.  I. Основні лінгвістичні джерела.
  7.  I. Основні права громадян

Ключові слова: типи хімічного зв'язку: іонна, металева, ковалентний, ? - і  - Зв'язку, властивості ковалентного зв'язку, механізми утворення зв'язку, валентність.

Під хімічним зв'язком розуміють сили тяжіння, які утримують атоми або (іони) один біля одного і створюють тим самим досить стабільний агрегат атомів (або іонів). За сучасними уявленнями, хімічний зв'язок має електростатичну природу. В її утворенні беруть участь валентні електрони зовнішніх і предвнешнего підрівнів атомів. Виділяють три основних типу хімічного зв'язку: ковалентний, іонна, металева.

іонна зв'язокздійснюється як електростатичне тяжіння протилежно заряджених іонів (простих або складних). Прийнято вважати зв'язок іонної, якщо різниця електронегативності елементів більше 1,9. Іонна зв'язок, як правило, утворюється між атомами типових металів і типових неметалів. Іонна зв'язок характеризується ненаправленим і ненасищаемості. З цієї причини за допомогою іонного зв'язку утворюються іонні кристали. Склад іонного з'єднання AnBm відображає лише співвідношення між числом катіонів Am+ і аніонів Bn-.

металева зв'язок виникає в металах, сплавах, інтерметалевих сполуках. Валентні електрони зовнішніх оболонок металу відносно легко видаляються, з атомів утворюються катіони металу. електрони делокалізованних і можуть вільно переміщатися по всьому кристалу. Решта катіони металів притягуються делокалізованних електронним хмарою ( «електронним газом »), Які заповнюють простір між ними. Утворену подібним чином хімічний зв'язок називають металевим зв'язком. Металева зв'язок характеризується ненаправленим і ненасищаемості. Будова металевих кристалів найбільш точно описується «структурами з дуже ретельним укладанням куль».

Для пояснення природи ковалентного зв'язку і механізму її утворення використовуються два методу - метод валентних зв'язків (ВС) і метод молекулярних орбіталей (МО). В основі методу ВС лежить теорія Льюїса про утворенні ковалентного зв'язку формуванням загальної пари електронів між взаємодіючими атомами. У 1927 р німецькі фізики Гейтлер і Лондон провели квантово-механічний розрахунок з використанням рівняння Шредінгера для з'ясування питання - як змінюється енергія в системі з двох атомів водню при їх зближенні. З розрахунків були отримані наступні висновки: 1. Для утворення хімічного зв'язку атоми повинні надати в загальне користування електрони з протилежними спинами. 2. Атомні орбіталі при утворенні хімічного зв'язку «перекриваються». 3. При утворенні хімічного зв'язку виділяється енергія, яка називається енергією зв'язку, що є рушійною силою протікання хімічної реакції. Зв'язок, утворену за допомогою перекривання електронних хмар, тобто здійснювану загальної парою електронів з протилежними спинами, називають ковалентним зв'язком. Якщо електронні хмари перекриваються вздовж лінії, що з'єднує ядра атомів, утворюється ?-зв'язок. Якщо електронні хмари перекриваються вище і нижче лінії, що з'єднує ядра атомів, утворюється ?-зв'язок. ?-Зв'язок міцніша, навколо неї можливо обертання без її розриву. ?-Зв'язок Менш міцна і утворюється як додаткова. Порядок (кратність) зв'язку визначається числом загальних електронних пар, які здійснюють зв'язок між ядрами атомів. Основні характеристики ковалентного хімічного зв'язку - Довжина зв'язку, енергія зв'язку. Зі збільшенням кратності зв'язку зменшується довжина зв'язку і збільшується сумарна енергія зв'язку. Ковалентного зв'язку притаманні такі особливості - насичуваності і спрямованість. насичуваністьвизначає стехіометрію молекулярних хімічних сполук (формульний склад, масові співвідношення елементів) і валентні можливості атомів (здатність утворити обмежене число ковалентних зв'язків). Загальна пара зв'язують електронів може утворитися в результаті об'єднання взаємодіючими атомами неспарених електронів з протилежними спинами (Обмінний механізм). У багатьох випадках число зв'язків, утворених атомом, виявляється більшою за кількість неспарених електронів в основному стані. Це пояснюється можливістю утворення зв'язків із збудженого стану: відбувається розпарювання однієї або декількох зовнішніх електронних пар з подальшим переходом одного електрона від кожної пари на вільну орбіталь вищого підрівні того ж зовнішнього рівня. Енергія, витрачена на збудження атома, з великим надлишком компенсується енергією, що виділяється при утворенні зв'язків збудженим атомом. Наприклад, для бору характерне утворення трьох зв'язків в сполуках (BF3) В результаті переходу в збуджений стан з трьома неспареними електронами: B ... 2s22p1 > B * ... 2s12p2.

Як правило, максимальна валентність елемента збігається з номером групи, в якій він знаходиться, виняток становлять N, O, F і деякі d - метали з майже заповненим предвнешнего d - подуровнем.

Другий механізм утворення ковалентного зв'язку - донорно-акцепторні: Один атом (донор) являє неподеленную пару електронів, а інший (акцептор) свою вакантну орбіталь.

Контрольні питання:

1. Іонна зв'язок. Металева зв'язок.

1. Ковалентний хімічний зв'язок, довжина, енергія зв'язку, ? - і  - Зв'язку.

2. Насичуваність ковалентного зв'язку, валентності атомів.

Список рекомендованої літератури:

1. Глінка Н. Л. Загальна хімія: навч. посібник для вузів / Н. Л. Глинка. - М .: КНОРУС, 2009. - С. 117 - 136, 145 - 154.

2. Коровін Н. В. Загальна хімія: підручник для технічних направл. і спец. вузів - 7-е изд., испр. - М .: Вища школа, 2006. - С. 34 - 65.


Н. М. Шаймарданов




 КОРОТКИЙ КУРС ЛЕКЦІЙ |  РГР (домашні завдання або контрольні роботи), залік - 0, іспит - 1 |  Для студентів нехімічних спеціальностей: ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ, ДС, ЕС, ГФ |  Лекція 1. Квантово-механічна модель будови атома |  Лекція 5. Міжмолекулярні взаємодії. воднева зв'язок |  Лекція 6. Хімічна термодинаміка |  Лекція 7. Хімічна кінетика |  Лекція 8. Хімічна рівновага |  Лекція 9. Розчини. Способи вираження концентрації розчинів. властивості розчинів |  Типи гетерогенних дисперсійних систем |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати