Химическая связь

момент.
3. Ионная связь. Оценка степени ионности связи.
4. Донорно-акцепторный механизм

образования ковалентной связи.
5. Водородная связь. 6. Силы межмолекулярного взаимодействия.

По выражению г-на Брайка Кроуфорда мл. « Вопрос о природе химической связи – сердце всей химии (1953)

+ энергия выделяется!!!
1 – расстояние большое, энергия взаимодействия близка к

0,
2 – слабое взаимодействие,
3 – взаимодействие сильное, сначала преобладает притяжение (3а), затем отталкивание (3б),
4 – сильное отталкивание до расстояния re

3а

3б

обобществляют эту пару. Обобществленные электроны находятся на орбитали, которая принадлежит

обоим атомам, и испытывают одновременное действие двух атомных ядер.

Одинаковые атомы

Электроотрицатель-ности равные

ковалентная неполярная связь

электронное облако, молекулярная орбиталь

Н ─ Н

ЗАРЯД – СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
ЭО(Li)=1,0 < ЭО(H)=2,2


Li+ → H─
МОЛЕКУЛА ПОЛЯРНАЯ

2H2O
ЭО=2,2
ЭО=3,5

еl,
е – величина заряда, l – расстоя-ние между центрами

зарядов

ПОЛЯРНАЯ МОЛЕКУЛА
(H2O, HCl, CaO, NH3)

электрический дипольный момент молекулы

1D = 0,33•10–29 Кл•м – 1 дебай

Аррениус:
вещества диссоциируют на ионы, увеличивая число заряженных частиц, способных

переносить электрические заряды: H2O ↔ H+ + OH–
NaCl ↔ Na+ + Cl–

В NaCl и других подобных соединениях молекул нет!
А есть положительные и отрицательные ионы

Дифракция рентгеновских лучей на кристаллах (1913 г.)доказала:

с каждым из шести своих соседей электростатической или ионной связью
Сила

взаимодействия между ионами:

q1, q2 – электрические заряды
взаимодействующих ионов; ε – диэлектрическая проницаемость среды; r – расстояние между зарядами.

случай ковалентной полярной связи
НЕТ четкой и резкой границы между ионной

связью и ковалентной полярной!!!

Приближенная оценка характера связи:
∆ ЭО ≥ 1,9 – связь ионная,
∆ ЭО = 1,9 ÷ 0,5 – ковалент-ная полярная,
∆ЭО ≤ 0,5 – ковалентная неполярная.
ΔЭО – разность электроотрицательностей связанных атомов

Карта распределения электронной плотности в кристалле LiF (кол-во ē в 1 Å3)

воде!
NaCl хорошо растворяется в воде!

FeS
∆ЭО=ЭО(S)–ЭО(Fe)= = 2,5 – 1,8 =

0,7

связь ковалентная полярная

NaCl
ΔЭО=ЭО(Cl)-ЭО(Na)= 3,0 – 0,9= 2,1

связь ионная

Сильно слабеет в
полярном растворителе

КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ

NH3 + H-OH = [NH4]OH

вакантная АО

неподелен-ная пара ē

комплек-сный ион

H2O: + H+-Cl− = [H3O]+Cl−

число
Комплексные соединения:
[NH4]OH, [Zn(NH3)4]SO4, Na[Al(OH)4], Na[CuCl4]
Сульфат тетраамминцинка, тетрахлорокупрат натрия

H→S
Н
О
Н
О
бутанол
Необходима определенная ориентация молекул: если не- поделенная пара электронов

удалена от протона, то водородная связь не образуется

раза больше,
чем у льда

плавлении сетка водородных связей сохраняется, но угол между ними меняется,

структура уплотняется

При нагревании воды тепловая энергия в большом количестве затрачивается на перестройки структур

плотность увеличивается

теплоемкость высокая

в водных растворах, например, [Na(H2O)x]+, [F(H2O)y]− в водном растворе NaF

Диполь-дипольное взаимодействие

осевое

боковое

электронные облака не перекрываются!!!

Энергия притяжения > кинетическая энергия

Только в жидкостях и твердых телах!!!

неполярной молекулой, то электронное облако молекулы искажается и связь в

некоторой степени поляризуется, т. е. происходит наведение диполя.

Индукционное взаимодействие:

– взаимодействие типа «мгновенный диполь – наведенный диполь».

Дисперсионное взаимодействие:

размерам молекул, например, Н2) или, в общем случае, отталкиванием внутренних

электронов. Эти силы действуют только на очень малых расстояниях.

Межмолекулярное отталкивание:

Энергия межмолекулярных взаимодействий очень мала и сильно зависит от расстояния между молекулами:

Ориентационное, индукционное, дисперсионное:

U ~ 1/(r6) , F ~ 1/(r7)

U ~ r12, F ~ r13

Межмолекулярное отталкивание:

Дипольный момент Температура кипения

H2 0 D t = -258,8 oC
N2 0 D t = - 195,8oC
HCl 1,03 D t = - 85,1 oC
H2O 1,84 D t = +100 oC

разнородных твердых и/или жидких тел.
Адгезия обусловлена межмолекулярным взаимодействием в поверхностном

слое:
вандерваальсовым, полярным,
иногда образованием химических связей или взаимной диффузией.

Характеризуется удельной работой, необходимой для разделения поверхностей: чем больше величина работы, тем сильнее адгезия.

угодно и как угодно. Гекконы не только взбираются по отвесным

стенам, они с такой же лёгкостью ходят по потолку или оконному стеклу, не падая!
Разгадка была поразительной: при движении геккон использует законы молекулярной физики. Учёные изучили лапку геккона под микроскопом. Выяснилось, что она покрыта мельчайшими волосками диаметр которых в 10 раз меньше диаметра человеческого волоса. На кончике каждого волоска находятся тысячи мельчайших подушечек размером двести миллионных долей см. Снизу подушечки прикрыты листочками ткани, а каждый листочек покрыт сотнями тысяч тонких щетинок. А щетинки, в свою очередь, делятся на сотни плоских кончиков, диаметр каждого из которых всего 200 нм.
Сотни миллионов этих волосков позволяют цепляться за малейшие неровности поверхности. Оказалось, здесь работают силы Ван-дер-Ваальса. Силы Ван-дер-Ваальса малы, но расположение волосков на пальчиках гекконов позволяет обеспечить достаточно большую поверхность взаимодействия, чтобы ящерица могла удержаться на потолке при помощи всего одного пальца своей пятипалой лапы или кончика хвоста.

поверхностям за счет специальной резины на ногах

поверхность резины под микроскопом