Лекция № 10 Химическая связь и строение химических соединений

ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу.
2. В образовании химической

связи между атомами главную роль играют валентные электроны.
3. При образовании связи атомы стремятся к более устойчивому энергетическому состоянию, которому соответствует завершенный восьми- (или двух-), электронный внешний уровень как у инертных элементов.

ионная, металлическая и водородная.
Природа химической связи единая – электростатическая.

Более универсальными для изучения химической связи являются квантовомеханические теории:
метод валентных связей – метод ВС (Гайтлер и Лондон) и метод молекулярных орбиталей – метод МО (Гунд, Леннард-Джонс и Малликен).

ими электронной пары, образующейся при перекрывании атомных орбиталей с образованием

молекулярных орбиталей, охватывающих оба атома

а) Ковалентная неполярная (H–H или Cl–Cl)

Алмаз (Cn)

Иод (I2)

б) Ковалентная полярная (HCl)

 μ = lq , где q - абсолютная величина заряда, l –расстояние между полюсами. Следует различать полярность связи и полярность молекул. Так, для 2-х атомных молекул μ-связи равен μ- молекулы. А в 3-х и более атомных молекулах μ может быть равен 0, несмотря на полярность связей. Например, СО2- неполярная молекула, хотя все связи С―О полярные.
Полярная связь является промежуточной между неполярной и ионной связью, или ионную связь можно представить как предельно поляризованную связь.

электронной пары)

в молекуле (нм – 10-9 м);

2. Энергия связи – определяется

энергией, необходимой для разрыва связи (Дж/моль, кДж/моль);

число ковалентных связей.
Благодаря насыщаемости молекулы имеют определенный состав.

химических связей. Валентность атома в данном соединении определяется числом ковалентных

связей, которые он образует с другими атомами

или возбужденном состояниях

в образовании связей по донорно-акцепторному механизму

орбиталей.
По степени перекрывания различают σ, π– связи

σ – связь образуется вдоль линии, соединяющей центры атомов.
π – связь образуется перпендикулярно оси, соединяющей центры атомов. Направленность ковалентной связи - обуславливает пространственную структуру молекул.

σ p

s σ s p π p

энергии с образованием такого же числа новых гибридных орбиталей, расположение

которых в пространстве соответствует геометрии молекулы. Для элементов 2-го периода гибридные орбитали имеют одинаковую форму и энергию

р

sp

р

=

+

счет электростатического притяжения между ионами в результате перехода электронов от

одного атома к другому. Образуется между атомами, значительно различающимися по электроотрицательности (Δ ЭО > 1,7)

СВОЙСТВА: 1. Хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т.д.).
2. При растворении выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион.
Исключение! Соли азотной кислоты (HNO3) при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются)

Хлорид натрия (NaCl)

Пример образования ионной связи:
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

ЭО 0,93
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s23p5 ЭО 2,83
ΔЭО = 1,9 связь ионная:
Na -1е = Na+ Cl +1е = Cl-
Na+ + Cl- = Na+Cl-
Ионные соединения состоят из отдельных молекул только в парообразном состоянии. В кристаллическом состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. В обычных условиях ионные соединения представляют собой кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения.

— существует в металлах и сплавах. Катионы и атомы металлов

находятся в узлах кристаллических решеток, а между ними — валентные электроны, образующие "электронный газ"

Цинк (Zn)

Простые кристаллические решетки:
1 – простая кубическая решетка;
2 – гранецентрированная кубическая решетка;
3 – объемноцентрированная кубическая решетка;
4 – гексагональная решетка

образующаяся между атомом водорода, ковалентно связанным с электроотрицательным атомом (обычно

F, O, N) и несущим частичный положительный заряд, и другим сильно электроотрицательным атомом, имеющим неподеленную пару электронов (обычно F, O, N)

Фтороводород
(HF)

Прочность водородной связи зависит от полярности комплекса: от  6 кДж/моль для комплексов молекул галогеноводородов с инертными газами до 160 кДж/моль для ион-молекулярных комплексов (AHB)±; для комплекса H2O•H•OH2+ образованного H2O и H3O+ – 132 кДж/моль в газовой фазе.

Факторы, влияющие на прочность водородной связи

на основе сложения или вычитания орбиталей атомов, образующих молекулу.
Основной

смысл метода МО ЛКАО можно свести к следующим положениям:
Электроны в молекуле распределены по МО, также как в атоме, по АО.
Число МО равно общему числу АО, которые участвуют в образовании связей.
Часть МО образуется сложением АО. Эти орбитали называются связывающими. Энергия связывающих орбиталей ниже, чем энергия исходных атомных орбиталей. Электронная плотность связывающей МО сосредоточена между ядрами.
Другая часть образуется вычитанием. Такие МО имеют энергию выше энергии исходных АО и называются разрыхляющими. Электронная плотность в этом случае сосредоточена за ядрами связывающихся атомов.
Например: при сложении двух s-орбиталей образуется две МО – σсв. и *σразр; трех р-орбиталей одного атома и 3-х р-орбиталей другого атома образуется 6 МО: две σ и четыре π, из которых половина связывающих и половина разрыхляющих.

на новые энергетические уровни – молекулярные орбитали (, )








Для того,

чтобы АО комбинировали с образованием МО, они должны иметь близкую энергию, перекрываться в значительной степени и иметь одинаковую симметрию относительно линии связи.
Сумма АО исходных атомов равна числу МО образующейся частицы

Молекулярные орбитали. Теория валентных связей

Молекула CO2:
двойные связи, sp- и
sp2-гибридизация

Молекула N2:
тройная связь,
sp-гибридизация

Роберт Сандерсон
Малликен
1896 – 1985

Джон Эдвард
Леннард-Джонс
1894 – 1954

и более атомами. В первом приближении МО представляют собой линейную

комбинацию АО (МО ЛКАО).
4. Молекула (и любая иная многоатомная частица) – единое целое, каждый электрон движется в поле всех ядер. Между атомами действуют силы притяжения и отталкивания.
Силы притяжения больше сил отталкивания: сложение АО, область связывания (повышение электронной плотности между атомами, sсв, pсв). Энергия МО ниже энергии каждой АО.
Силы отталкивания преобладают – вычитание АО. Электронная плотность концентрируется за ядрами, образуется разрыхляющая МО (s*, p*). Энергия МО выше энергии каждой АО.

и методом МО
Структура Льюиса показывает, что молекула Н2 имеет одну

одинарную ковалентную связь Н–Н и все валентные электроны в ней спарены

Теория ВС: связь в молекуле Н2 может быть описана волновой функцией () с ковалентной и ионной составляющими

Метод МО: связь в молекуле Н2 носит преимущественно ковалентный характер и осуществляется за счет локализованной связывающей орбитали. Два валентных электрона спарены

друг с другом в новые устойчивые образования: молекулы, сложные ионы,

ассоциаты

Степень окисления (формальный заряд) — условная величина для записи процессов окисления–восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численно равная величине электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов

+1 –1 +2 –1 +3 –1 +2 –2 +4 –2 +1 –1 +1 +5 –2 –4 –1 +1 +7 –2
NaCl MgCl2 NH3 CO CO2 ClF HNO3 CH4 KMnO4
+1 +3 –2 0 0 0 +3 –3/2
HNO2 O3 Br2 C 4FeS2 + 11O22Fe2O3 + 8SO2
+1 –1 +2 –1 +1 –1
H+N3+O2–2 Н2О2 OF2 O2F2
+1 +6 –2
H2SO4: (+1•2) + (+6•1) + (–2•4) = +2 + 6 –8 = 0

Типы химической связи

Ковалентная

ионная

металлическая

водородная