Химические связи в молекулах

Содержание

Введение
1. Природа химической связи
2. Способы перекрывания атомных орбиталей
3. Ковалентная связь
4. Ионная и металлическая связи
5. Тип химической связи и свойства молекул
Заключение
Список литературы

Химические связи в молекулах

2. Способы перекрывания атомных орбиталей
Существуют два способа перекрывания атомных орбиталей. В одном случае их перекрывание происходит вдоль лини связи, образованная таким образом связь называется - связью. Этот способ реализуется при перекрывании одноэлектронных атомных орбиталей любой формы, ориентированных вдоль линии связи. - связь обладает свойством подвижности, т.к. вокруг этой линии связи может осуществляться вращение.
Примеры:
Другой способ реализуется при перекрывании атомных орбиталей вдоль оси, перпендикулярной к линии связи. Такая связь называется - связью. Примеры:
- связь, - это жесткая связь. При вращении вокруг линии связи она разрушается. Этот вид связи реализуется, когда общая кратность связи больше единицы. В этом случае в молекуле одна из связей будет -связью, а другая или две другие - - связями.3
3. Ковалентная связь
Ковалентная связь - это химическая связь, осуществляемая обобществленными электронами. Для этой связи важной характеристикой является насыщаемость, т.е. способность атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей, которое зависит, в свою очередь, от числа электронов внешнего энергетического уровня.
В учении о химической связи одно из ключевых понятий – валентность элемента. Это – мера способности атома к образованию химических связей. Валентность элемента определяется, как правило, числом содержащихся в атоме неспаренных электронов. для s – и p – элементов – это электроны внешнего уровня, для d – элементов – внешнего и предвнешнего уровней. Находясь в нормальном состоянии, атомы могут и не проявлять характерные для них валентности. Часто они для этого должны быть переведены в возбужденое состояние. Этот процесс называют иногда "расспариванием", т. е. переходом одного из спаренных электронов с внутреннего на внешний уровень, предоставляя возможность образования еще одной связи и повышая валентность атома.
Образование ковалентной связи возможно и при взаимодействии атомов, один из которых имеет пару электронов, часто называемую "неподеленной, а другой – свободную орбиталь. Атом, предоставляющий электронную пару для образования связи, называют "донором", а участвующий в обобществлении связи за счет свободной орбитали – "акцептором". Этот механизм образования ковалентной связи называется "донорно – акцепторным". Классический пример образования донорно – акцепторной связи – образование иона аммония , где три связи азота с водородом образуются по обменному механизму, а одна – по донорно-акцепторному., в результате чего достигается максимальная валентность азота, равная четырем.
Важным свойством ковалентной связи является её направленность, т.к. ковалентная связь располагается между двумя атомами таким образом, чтобы обеспечить максимально возможное перекрывание электронных облаков. Часто направленность ковалентной связи характеризуют также определенным выше валентным углом.
Увеличение кратности ковалентной связи приводит к уменьшению межъядерного расстояния и увеличению прочности связей в молекуле.
Ковалентная связь характеризуется также полярностью. В молекуле, образованной из атомов одного элемента, общее электронное облако расположено симметрично в межъядерном пространстве, и связь неполярна. Примеры: Н2, О2, Cl2, N2. При образовании двухатомной молекулы из атомов, имеющих различную электроотрицательность, электронная плотность будет обязательно смещена в сторону более электроотрицательного элемента. Такая связь называется полярной. Так, в полярной молекуле НCl электронная плотность на 18% смещена к атому хлора. Важной характеристикой связи является её поляризуемость, т.е. способность становиться более полярной под воздействием внешних сил (этими силами могут быть внешнее электрическое поле или поле других молекул). Поляризуемость связи в значительной степени характеризует её реакционную способность, т.к. результатом поляризации может быть разрыв связи и возможность последующего взаимодействия с другой частицей. В случае сложных молекул полярность определяется полярностью связей и их геометрическим расположением.
Часто в образовании химических связей участвуют различные атомные орбитали одного и того же атома. Например, в образовании молекулы метана СН4 участвуют орбитали двух видов: одна – s и три – з – орбитали.
Тем не менее, молекула метана – тетраэдр с атомом С в центре, и все четыре связи абсолютно идентичны. Для объяснения этого факта введено понятие гибридизации, т.е. выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии. При образовании химической связи гибридными орбиталями выигрыщ энергии больше, а молекула более устойчива.
4. Ионная и металлическая связи
Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи между атомами с сильно отличающимися значениями электроотрицательности. Фактически она реализуется только между щелочными металлами и галогенами. По причине сферической симметрии электрического поля кулона, ионная связь, в отличие от ковалентной, не имеет направленности. Ионная связь отличается от ковалентной еще и тем, что не обладает насыщаемостью, т.к. взаимодействие полей противоположно заряженных ионов не компенсируется полностью и молекула сохраняет способность притягивать другие ионы. Так, в хлориде натрия положительно заряженный ион натрия притягивает к себе отрицательно заряженный ион хлора не только своей молекулы, но и других молекул . Такое взаимодействие приводит к тому, что фактически молекулы существуют только лишь в газе, когда вероятность столкновения между молекулами мала. В твердом веществе не существует отдельных молекул , так как силы взаимодействия каждого иона со всеми ионами, которые его окружают, одинаковы. В таких случаях говорят, что данное твердое вещество состоит из ионов.
В кристалле металла общее число валентных электронов меньше, чем число свободных орбиталей, и электроны свободно переходят с одной орбитали на другую, т.е. являются общими для всех атомов в кристалле и участвуют в образовании связи между всеми этими атомами. Такая химическая связь, основанная на обобществлении электронов практически всеми атомами в кристалле, называется металлической.4
5. Тип химической связи и свойства молекул
Разные типы химической связи между атомами в молекулах определяют их разные физические свойства. Если соединение имеет ковалентную неполярную связь, т.е. симметричные относительно ядер атомов общие электронные облака небольшого размера, взаимодействие молекул между собой мало. Вещества, образованные такими молекулами, имеют низкие температуры кипения и плавления. Например, свободный хлор, в молекуле которого ковалентная неполярная связь, газообразен.
В большинстве случаев при непосредственном соединении элементов I и II групп периодической системы с элементами VI и VII групп получаются ионные соединения с высокими температурами плавления и кипения, расплавы которых проводят электрический ток.
Если в состав молекулы входят не 2, а большее число атомов, то связь между ними может быть различной. Например, в молекуле сульфата натрия :
связь между атомами натрия и кислорода - ионная, а между и - ковалентная полярная. Наличие ионной связи в таких молекулах определяет физические свойства веществ - сульфат натрия при обычной температуре твердое вещество.