Типы химической связи. Электроотрицательность и степень окисления, полярность связей.
Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ электронной пары.
Существует два возможных механизма образования общей электронной пары:
обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет в пару по одному электрону,
донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предоставляет электронную ПАРУ, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.
По донорно-акцепторному механизму образованы связи в следующих веществах:
1. Все комплексные соединения, например: K3[Al(OH)6]
2. Соли аммония и аминов: NH4Cl и т.п.
3. Азотная кислота, нитраты.
4. Газы СО- угарный газ, О3 – озон.
Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать электроны при образовании химической связи. Таким образом, электрон сместится к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.
Возможно три случая для двух атомов А и В, образующих связь: А ( В
1) ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю).
Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не возникает ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова.
Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь.
Примеры неполярной ковалентной связи: а) двухатомные простые вещества: H–H, F–F,
б) симметричные молекулы типа Н2О2 ( Н-О-О-Н) – связь между двумя атомами кислорода и т.п.
2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нём возникает частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный.
Такая связь называется ковалентной ПОЛЯРНОЙ.
Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов (HCl, H2O, СН3СООН).
Чем больше разность ЭО, тем выше полярность связи (при этом электронная пара принадлежит обоим атомам). Например, в ряду НСl ( HBr ( HI полярность связи уменьшается.
3) ЭО (А) >> ЭО(В). Разность электроотрицательностей настолько велика, что атом В (металл) ОТДАЁТ свой электрон атому В (неметалл). Возникают ИОНЫ - катион В+ и анион А-.
Такая связь называется ИОННОЙ.
Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи.
Такой тип связи характерен для соединений металлов с неметаллами, оксидов металлов, оснований и солей, в том числе солей органических и солей аммония.
В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.
Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку.
Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например, NaOH, KNO3).
3. Металлическая связь возникает в простых веществах – металлов между положительно заряженными ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»). Наличие такого свободного движения электронов является причиной хорошей тепло- и электропроводности металлов.
Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами металлов и удерживают их вместе.
_________________________________________________________
Водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молекулами или между независимыми частями молекул.
Водородная связь – возникает между сильно электроотрицательными атомами (обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода другой молекулы или части молекулы:
(сплошной чертой обозначена ковалентная связь, точками – водородная связь).
Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует.
Температуры кипения водородных соединений неметаллов VIА группы
H2Te H2Se H2S H2O
tкип, oС
·2
·42
·60 +100
Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.
Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно для многих органических соединений, например, для салициловой кислоты.
Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца.
Уксусная, муравьиная и другие карбоновые кислоты и в жидком, и в газообразном состоянии существуют в виде димеров:
Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты.
Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.
Вещества, между молекулами которых есть водородные связи:
1. Вода, лёд.
2. Фтороводород, раствор фтороводорода (плавиковая кислота).
3. Растворы аммиака NH3 и аминов между азотом аммиака (амина) и атомами водорода воды.
4. Органические вещества, имеющие гидроксильную группу: спирты, фенолы, карбоновые кислоты.
5. Растворы углеводов – моносахаридов и дисахаридов.
6. Белки.
ВАЛЕНТНОСТЬ – число связей, образованных данным атомом в данной молекуле.
Например, в молекуле SO3 у серы 6 связей, т.е. сера в этой молекуле имеет валентность VI.
Валентные возможности атомов – весь набор возможных валентностей.
Они определяются числом неспаренных электронов и возможных донорно-акцепторных связей (ДАС).
Высшая возможная валентность элементов (без учёта ДАС), как правило, равнa номеру группы.
Исключения:
А) азот, кислород, фтор.
Б) элементы VIII группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов триад)
В) элементы I группы побочной подгруппы – медь, серебро, золото (у них высшая валентность больше номера группы).
Степень окисления – гипотетический заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и из того, что в целом молекула электронейтральна.
Пример: +1 +6 -2
K2 Cr2 O7 (+1)
·2 + (+6)
·2 + (-2)
·7 = 0
Длина, энергия (прочность) и полярность связи.
Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении.
Она зависит:
А) от радиусов атомов, образующих связь
Б) от кратности связи (одинарная, двойная, тройная).
Обычно чем короче связь, тем она прочнее.
Связь считается прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N2), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO2).
HF
HCl
HBr
HI
Длина связи, пм
92
128
141
160
Энергия связи, кДж/моль
565
431
364
217
Чем больше кратность связи, тем она прочнее:
тройная>двойная >одинарная.
Энергии связей между атомами углерода.
Связь
Энергия (кДж/моль)
С-С
343
С=С
615
С
·С
812
Полярность ковалентной связи
Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов.
Чем больше разность электроотрицательностей двух атомов в связи, тем она более полярная.
Для ионной связи существует понятие степень ионности, которое тоже зависит от того, насколько велика разность электроотрицательностей атомов.
Часть 2. Характеристики ковалентной связи. Сигма и Пи-связь, гибридизация.
По характеру перекрывания различают сигма
·- и пи- связи -
·.
·-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, связывающей ядра атомов.
Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей.
Между двумя атомами в химической частице возможна только одна
·-связь.
При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей перпендикулярно оси связи образуются
·-связи.
Пи-связь: дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи.
Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.
Одинарная (
·)
Двойная (
·+
·)
Тройная
(
· +
· +
·)
С–С
С–Н
С–О
H–Cl
С=O
С=С
О=О
С
·С
С
·N
N
·N
Гибридизация
Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.
Пример: Молекула СН4 имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4 связи имеют одинаковую длину, прочность, находятся под одинаковыми углами друг к другу.
Однако у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.
Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:
из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,
гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между связями равны 109° 29ґ.
Так как в образовании четырёх связей участвуют одна s и три р-оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp3
В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:
1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула имеет линейную структуру, валентный угол – 1800.
2) sp2-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали. Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол – 1200.
3) sp3-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали. Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,280.
Как определить тип гибридизации?
1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.
2. Общее число участвующих орбиталей сигма-связей + электронных пар = числу гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.
Задание: определить тип гибридизации атома углерода в молекуле фосгена.
O=C – Cl
\
Cl
1) углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную связь (сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих связей.
2) таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это sp2-гибридизация, молекула имеет форму плоского треугольника. Пи-связь располагается перпендикулярно плоскости этого треугольника.
3
·
·
·Заголовок 1, Знак Знак Заголовок 315
Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ электронной пары.
Существует два возможных механизма образования общей электронной пары:
обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет в пару по одному электрону,
донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предоставляет электронную ПАРУ, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.
По донорно-акцепторному механизму образованы связи в следующих веществах:
1. Все комплексные соединения, например: K3[Al(OH)6]
2. Соли аммония и аминов: NH4Cl и т.п.
3. Азотная кислота, нитраты.
4. Газы СО- угарный газ, О3 – озон.
Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать электроны при образовании химической связи. Таким образом, электрон сместится к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.
Возможно три случая для двух атомов А и В, образующих связь: А ( В
1) ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю).
Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не возникает ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова.
Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь.
Примеры неполярной ковалентной связи: а) двухатомные простые вещества: H–H, F–F,
б) симметричные молекулы типа Н2О2 ( Н-О-О-Н) – связь между двумя атомами кислорода и т.п.
2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нём возникает частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный.
Такая связь называется ковалентной ПОЛЯРНОЙ.
Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов (HCl, H2O, СН3СООН).
Чем больше разность ЭО, тем выше полярность связи (при этом электронная пара принадлежит обоим атомам). Например, в ряду НСl ( HBr ( HI полярность связи уменьшается.
3) ЭО (А) >> ЭО(В). Разность электроотрицательностей настолько велика, что атом В (металл) ОТДАЁТ свой электрон атому В (неметалл). Возникают ИОНЫ - катион В+ и анион А-.
Такая связь называется ИОННОЙ.
Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи.
Такой тип связи характерен для соединений металлов с неметаллами, оксидов металлов, оснований и солей, в том числе солей органических и солей аммония.
В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.
Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку.
Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например, NaOH, KNO3).
3. Металлическая связь возникает в простых веществах – металлов между положительно заряженными ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»). Наличие такого свободного движения электронов является причиной хорошей тепло- и электропроводности металлов.
Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами металлов и удерживают их вместе.
_________________________________________________________
Водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молекулами или между независимыми частями молекул.
Водородная связь – возникает между сильно электроотрицательными атомами (обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода другой молекулы или части молекулы:
(сплошной чертой обозначена ковалентная связь, точками – водородная связь).
Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует.
Температуры кипения водородных соединений неметаллов VIА группы
H2Te H2Se H2S H2O
tкип, oС
·2
·42
·60 +100
Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.
Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно для многих органических соединений, например, для салициловой кислоты.
Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца.
Уксусная, муравьиная и другие карбоновые кислоты и в жидком, и в газообразном состоянии существуют в виде димеров:
Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты.
Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.
Вещества, между молекулами которых есть водородные связи:
1. Вода, лёд.
2. Фтороводород, раствор фтороводорода (плавиковая кислота).
3. Растворы аммиака NH3 и аминов между азотом аммиака (амина) и атомами водорода воды.
4. Органические вещества, имеющие гидроксильную группу: спирты, фенолы, карбоновые кислоты.
5. Растворы углеводов – моносахаридов и дисахаридов.
6. Белки.
ВАЛЕНТНОСТЬ – число связей, образованных данным атомом в данной молекуле.
Например, в молекуле SO3 у серы 6 связей, т.е. сера в этой молекуле имеет валентность VI.
Валентные возможности атомов – весь набор возможных валентностей.
Они определяются числом неспаренных электронов и возможных донорно-акцепторных связей (ДАС).
Высшая возможная валентность элементов (без учёта ДАС), как правило, равнa номеру группы.
Исключения:
А) азот, кислород, фтор.
Б) элементы VIII группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов триад)
В) элементы I группы побочной подгруппы – медь, серебро, золото (у них высшая валентность больше номера группы).
Степень окисления – гипотетический заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и из того, что в целом молекула электронейтральна.
Пример: +1 +6 -2
K2 Cr2 O7 (+1)
·2 + (+6)
·2 + (-2)
·7 = 0
Длина, энергия (прочность) и полярность связи.
Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении.
Она зависит:
А) от радиусов атомов, образующих связь
Б) от кратности связи (одинарная, двойная, тройная).
Обычно чем короче связь, тем она прочнее.
Связь считается прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N2), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO2).
HF
HCl
HBr
HI
Длина связи, пм
92
128
141
160
Энергия связи, кДж/моль
565
431
364
217
Чем больше кратность связи, тем она прочнее:
тройная>двойная >одинарная.
Энергии связей между атомами углерода.
Связь
Энергия (кДж/моль)
С-С
343
С=С
615
С
·С
812
Полярность ковалентной связи
Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов.
Чем больше разность электроотрицательностей двух атомов в связи, тем она более полярная.
Для ионной связи существует понятие степень ионности, которое тоже зависит от того, насколько велика разность электроотрицательностей атомов.
Часть 2. Характеристики ковалентной связи. Сигма и Пи-связь, гибридизация.
По характеру перекрывания различают сигма
·- и пи- связи -
·.
·-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, связывающей ядра атомов.
Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей.
Между двумя атомами в химической частице возможна только одна
·-связь.
При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей перпендикулярно оси связи образуются
·-связи.
Пи-связь: дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи.
Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.
Одинарная (
·)
Двойная (
·+
·)
Тройная
(
· +
· +
·)
С–С
С–Н
С–О
H–Cl
С=O
С=С
О=О
С
·С
С
·N
N
·N
Гибридизация
Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.
Пример: Молекула СН4 имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4 связи имеют одинаковую длину, прочность, находятся под одинаковыми углами друг к другу.
Однако у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.
Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:
из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,
гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между связями равны 109° 29ґ.
Так как в образовании четырёх связей участвуют одна s и три р-оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp3
В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:
1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула имеет линейную структуру, валентный угол – 1800.
2) sp2-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали. Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол – 1200.
3) sp3-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали. Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,280.
Как определить тип гибридизации?
1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.
2. Общее число участвующих орбиталей сигма-связей + электронных пар = числу гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.
Задание: определить тип гибридизации атома углерода в молекуле фосгена.
O=C – Cl
\
Cl
1) углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную связь (сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих связей.
2) таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это sp2-гибридизация, молекула имеет форму плоского треугольника. Пи-связь располагается перпендикулярно плоскости этого треугольника.
3
·
·
·Заголовок 1, Знак Знак Заголовок 315
Приложенные файлы
