Тема 4. Химическая связь

При взаимодействии атомов между ними возникает химическая связь (ХС), при­водящая к образованию устойчивой многоатомной системы – молекулы, моле­кулярного иона, кристалла. Причина возникновения химической связи обусловлена тем, что образова­ние молекул сопровождается выигрышем энергии. ХС определяет свойства веществ в конденсированном состоянии.

Различают ковалентную, ионную и металлическую связи. Для описания ХС в настоящее время наибольшее распространение получили упрощенные полуэмпирические методы – метод валентных связей (ВС) и ме­тод молекулярных орбиталей (МО). Связь, образованную общими электронными парами, называют ковалент­ной. Эта связь двухцентровая, двухэлектронная. Основные свойства ковалент­ной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Насыщаемость ковалентной связи объясняется наличием у атома того или иного Тема 4. Химическая связь элемента определенного числа неспаренных электронов. Валентность, определяемую об­щим числом имеющихся в атоме неспаренных электронов или образующихся при его последовательном возбуждении, называют спин-валентностью.

У атомов большинства элементов число валентных электронов может изменяться в зависимости от того, находится атом в нормальном или возбужденном состоянии. Например, атом серы может проявлять переменную валентность (см. тему 3).

В отличие от атома серы у атомов кислорода как элемента второго пе­риода отсутствует d-подуровень, возбужденного состояния нет. Схема распре­деления электронов внешнего уровня атома кислорода:

3p
3s ­¯ ­ ­
­¯

Число неспаренных электронов: 2, валентность: 2.

Направленность ковалентной связи обусловливается тем, что электронные облака атома имеют определенную Тема 4. Химическая связь конфигурацию и расположение в прост­ранстве.

Метод ВС предполагает участие в образовании ковалентных связей не только «чистых» атомных орбиталей, но и «смешанных», так называемых гиб­ридных АО. При гибридизации первоначальная форма и энергии орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей равно числу исходных. Например, при смешивании одной s- и одной р-орбитали про­исходит sp-гибридизация, за счет которой образуются две так называемые q-орбитали, расположенные под углом 180°. При смешивании одной s-орбитали и двух р-орбиталей (sp2‑гибридизация) образуется три гибридных q-орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120°. При Тема 4. Химическая связь sp3-гибридизации четыре q‑орбитали расположены под углом 109°28'(тетраэдр), а при sp3d2-шесть q-орбиталей расположены под углом 90° (октаэдр).

Поляризуемость ковалентной связи объясняется различной электроотри­цательностью образующих молекулу атомов. Электронное облако связи (элект­ронная пара) сдвигается к более электроотрицательному атому, и в молекуле образуется смещение центров тяжести положительных и отрицательных заря­дов. Такие молекулы называют диполями. Расстояние между центрами тяже­сти положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной ее дипольного момента, представляющего собой произведение длины диполя на абсолютное значение заряда электрона: µ=le.



Относительная электроотрицательность атомов

Н 2,1
Li 0,98 Be 1,5 B Тема 4. Химическая связь 2,0 C 2,5 N 3,1 O 3,5 F 4,0
Na 0,93 Mg 1,2 Al 1,6 Si 1,8 P 2,2 S 2,6 Cl 3,0
K 0,91 Ca 1,04 Ga 1,8 Ge 1,8 As 2,1 Se 2,5 Br 2,8
Rb 0,89 Sr 0,99 In 1,5 Sn 1,8 Sb 1,8 Te 2,1 I 2,6

Чем больше различие в электроотрицательности двух элементов, тем более полярна химическая связь между их атомами. Ионный тип связи можно рас­сматривать как крайний случай полярной ковалентной связи. Так, при взаимо­действии щелочных и щелочно-земельных металлов с типичными неметаллами (например, с галогенами) образующиеся соединения (галогениды) относятся к соединениям с ионным типом связи (NaCl, CsF и т. д.). Связь такого типа осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения про­тивоположно заряженных ионов. Но при этом следует иметь Тема 4. Химическая связь в виду, что даже в этих соединениях не происходит полного разделения отрицательного и поло­жительного зарядов, т. е. полного перехода электрона от одного атома к дру­гому.

По способу перекрывания электронных облаков различают σ-, π- и б‑связи. Если перекрывание электронных облаков идет по линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, то такую связь называют σ-связью. Если перекрывание электронных облаков идет перпендикулярно линии, соединяю­щей ядра атомов по обе стороны от нее, то связь называют π-связью. Если d-электронные облака, расположенные в параллельных плоскостях, перекрываются всеми четырьмя лепестками, то такую связь называют б‑связью.

Ковалентная связь может образовываться также по донорно-акцепторному механизму за Тема 4. Химическая связь счет неподеленной электронной пары одного из атомов (донора) и свободной квантовой ячейки другого (акцептора). Такой тип связи определяет строение и свойства комплексных (координационных) соединений.

Водородная связь (ВС) образуется атомом водорода, связанным с атомом с выокой ОЭО (F, O, N). Атом H может образовывать дополнительные связи с атомами этих элементов. ВС обозначают пунктиром, например, H–F ··· H–F ··· H–F. ВС менее прочна, чем обычная химическая связь, но определяет свойства многих веществ (H2O, HF, CH3COOH и т.д.), что затрудняет отрыв атомов друг от друга и служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения этих веществ.

Пример. Составьте Тема 4. Химическая связь электронную схему молекулы HCl. Как изменяется полярность связи в ряду HCl, HBr, HI?

Решение. Электронная схема молекулы:

® ..
H : Cl :
..

В ряду HCl, HBr, HI полярность связи уменьшается в связи с уменьшением разности электроотрицательности атомов.

ΔОЭО(HCl) = 3,0 – 2,1 = 0,9;

ΔОЭО(HBr) = 2,8 – 2,1 = 0,7;

ΔОЭО(HI) = 2,6 – 2,1 = 0,5.


documentbedgkwf.html
documentbedgsgn.html
documentbedgzqv.html
documentbedhhbd.html
documentbedholl.html
Документ Тема 4. Химическая связь