Главная страница

Химическая связь


НазваниеХимическая связь
АнкорKhimicheskaya_svyaz.doc
Дата26.06.2018
Размер40 Kb.
Формат файлаdoc
Имя файлаKhimicheskaya_svyaz.doc
ТипДокументы
#42183
Каталогira.kuznetsova2014

С этим файлом связано 24 файл(ов). Среди них: Биохимия. Лекция 4. Биологическое окисление 1. 2016.ppt.ppt, Kontsentratsia_rastvorov.doc, Klassifikatsia_veschestv.doc, Khimicheskaya_svyaz.doc, Galvanichesky_element.doc, Elektroliz.doc, Ekvivalent.doc, MODUL_7_-_teoria__testy.pdf, MODUL_6_-_teoria__testy.pdf, MODUL_5_-_teoria__testy.pdf и ещё 14 файл(а).
Показать все связанные файлы

Химическая связь

Характеристики химической связи: 1.Энергия связи (образования/разрыва – определяет прочность связи – больше Е→прочнее связь) 2.Длина связи(расстояние между центрами атомов, к-е образуют данную связь) 3.Валентные углы(пространственная структура образуемой молекулы)

Ковалентная связь – образована объединением пары валентных электронов с антипараллельными спинами, находящимися между двумя ядрами атомов, в общую электронную пару, к-я является связующей между взаимодействующими атомами. Характерна–насыщаемость(в соответствии с принципом Паули)–одна орбиталь принимает участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Каждый атом стремится перейти в устойчивое состояние, в котором неспаренные электроны отсутствуют.

Особенности ковалентной связи:

Насыщаемость – способность образовывать хим.связь в определенном направлении в зависимости от формы и взаимной ориентации электронных облаков. По направленности: 1.σ(сигма) – при перекрывании эл.облаков, где область максимальной Эл.плотности располагается на линии соединяющей ядра атомов. Максимальная прочность и энергия – выгодна для молекул. Возникает в первую очередь. 2.π(пи) – область максимального перекрывания электронных облаков лежит по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Менее прочная – возникает, если связь двойная или тройная. 3.δ(дельта) – возникает при взаимодействии d электронных орбиталей всеми 4мя частями.

Кратность(порядок связи) – кол-во общих электронных пар между взаимодействующими атомами. Н-Н(1), О=О(2), N≡N(3), Н-С-Н(1). Чем больше кратность связи, тем больше её энергия→прочнее.

Валентный угол – обусловлен направленностью ковалентной связи и представляет собой угол между воображаемыми линиями, соединяющими ядра атомов.

Полярность – степень смещения общей электронной пары к одному из взаимодействующих атомов( к более электроотрицательному). Н-Н неполярна – одинаковые атомы, связь симметрична, общ.эл.пара посередине между ядрами атомов,дипольный момент связи=0. Н→Cl хлор более электроотрицателен, на Cl частичный отрицательный заряд(δ-), на Н частичн.положит. (δ+) – полюсы связи. Диполь. Полярная молекула. Полярность количественно характеризуется дипольным моментом (μ=Δǽ), изм-ся в Дб – дибайтах.

Поляризуемость – возможность изменения частичного заряда на взаимодействующих атомах в следствии еще большего смящения общей Эл.пары под действием внешних электростатических сил.

Разновидности: 1. Неполярная 2. Полярная – атомы с разной электроотрицательностью Δǽ≤1,8 – ковал. полярн. связь, Δǽ≥1,8 – ионная связь. 3. Донорно-акцепторная связь – отличается от обычной ковалентной тем, что связующая эл.пара до образования свзи целиком принадлежала одному из взаимодействующих атомов. Атом, предоставляющий неподеленную эл.пару – донор, атом, предоставляющий свободную орбиталь(вакантную) – акцептор. Связь комплексообразователя(акц) с лигандами(дон) в комплексных соединениях – всегда донорно-акцепторная. Связи должны быть равноценны, поэтому происходит гибридизация.
Ионная связь – возникает между противоположно заряженными ионами путем их электростатического притяжения. Сами ионы образуются в результате полного смящения общей эл.пары к одному из взаимодействующих атомов. Связь между типичными металлами и типичными неметаллами. Ненасыщаемость. Ненаправленность связи. Легко разрывается→в-ва сильные электролиты, легко диссоциируют.
Металлическая связь – между положительно заряженными катионами металла в узлах кристаллической решетки и электронным газом(общие электроны между узлами решетки), возникающим в результате отдачи металлом валентных электронов. Обуславливает свойства металлов – электропроводность.

Межмолекулярные взаимодействия - ММВ(Силы Ван-дер-Ваальса).

Ориентационное взаимодействие(эффект В.Кеезома) – (диполь-дипольное) между полярными молекулами, при к-м диполи притягиваются друг к другу (ориентируются) противоположными полюсами.

Индукционное взаимодействие(эффект Дебая) – между полярными и неполярными молекулами. Заключается в предварительном появлении диполя неполярные молекулы при поляризации связей в ней.

Дисперсионное взаимодействие(эффект Лондона) – взаимодействие между неполярными частицами. Обусловлено – в любом атоме в каждый момент времени существует неравномерность электронной плотности. Мгновенные диполи взаимодействуют друг с другом – самое слабое взаимодействие.

Водородная связь – особый вид ММВ – между положительно поляризованным(заряж+) атомами водорода в составе 1й молекулы и отрицательно поляризованным(заряж–) гетероатомом(др.атомом) другой молекулы. Энергия водородн.связи невелика, но т.к. таких связей очень много их суммарная энергия достаточно большая, чтобы влиять на свойства веществ. Чем больше электроотрицательность гетероатома, тем сильнее водородные связи.
Комплексные соединения(КС) – сложные соединения, в к-х наряду с обычными ионными и ковалентными связями присутствуют связи, образованные по донорно-акцепторному принципу.

Строение:

КС включает внутреннюю сферу(комплексный ион) и ионы внешней сферы. Центром внутренней сферы является комплексообразователь. Как правило это ион металла(d-элемента).Вокруг комплексообразователя координируются (располагаются) лиганды – частицы, к-е имеют хотя бы одну неподеленную электронную пару.

Лиганды бывают – нейтральные NH3-амин,СО-карбонил,Н2О-аква.

– отрицательно заряженные: ОН--гидроксо,Cl--хлоро,F--фторо,Br--бромо,CN--циано. Связь комплексообразователя с лигандами всегда донорно-акцепторная. Донор-атом в составе лиганда, акцептор-комплексообразователь. Число лигандо во внутренней сфере – координационное число. Часто равно удвоенной валентности комплексообразователя. Заряд комплексного иона складывается из зарядов комплексообразователя и лигандо. Комплексный ион связывается с ионами внешней сферы ионной связью.

Гибридизация

В случае, если атом образует несколько химических связей с др. атомами, образуемые им связи по возможности должны быть равноценные, т.к. симметрия увеличивает устойчивость молекулы. Однако, валентные электроны часто бывают различны по форме и энергии. В момент образования связи происходит гибридизация валентных орбиталей центрального атома, т.е. их выравнивание по форме и энергии. Гибридные орбитали располагаются в пространстве так, чтобы свести к минимуму силы отталкивания между ними(разойтись дальше). Если молекула симметричная→неполярная. Дипольный момент молекулы рассчитывается, как векторная сумма дипольных моментов всех связей μМОЛЕКУЛЫ=∑μСВЯЗИ

s-p – гибридизация характерна для элементов IIгр А подгруппы(главной) и для всех d-элементов и для f-элементов-линейная.

s-p2 - гибридизация хар-на для элементов IIIгр А подгруппы(гл) – тригональная(плоская)

s-p3 - гибридизация хар-на для элементов IV,V,VIгр А подгруппы(главной) – тетраэдр.

s-p3-d2 – побочные подгруппы, н-р, S – форма молекулы в пространстве – октаэдр.
перейти в каталог файлов
связь с админом