. Реферат на тему:
Ковалентная связь на примере молекулы метана: законченный внешний энергетический уровень у водорода (H) — 2 электрона, а у углерода (C) — 8 электронов.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, по одному от каждого атома:
A· + ·В → А : ВВ результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет не чем иным, как энергией связи).
Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле h3. Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.
Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.
Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:
1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
3. Семиполярная связь.Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:
1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном). 2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).При образовании семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.
В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π-связью.
В линейной молекуле ацетилена
Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)
имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π-связи между этими же атомами углерода. Две π-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π-связи, а единая π-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.
Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н2, Сl2 и др.) и соединений (Н2О, Nh4, Ch5, СО2, НСl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — катион аммония Nh5+, тетрафторборат aнион BF4− и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N2O, O−-PCl3+.
Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.
Единственным известным человеку веществом с примером ковалентной связи между металлом и углеродом является цианокобаламин, известный как витамин B12.
wreferat.baza-referat.ru
.
Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, — это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.
Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.
В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.
Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.
Ионная связь.
Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.
Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na2 SO4 ) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).
Ковалентная неполярная связь.
При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: h3, F2, Cl2, O2, N2. Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.
Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.
Ковалентная полярная связь.
При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.
К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.
Металлическая связь.
 |
Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.
Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.
Водородная связь.
 |
Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.
Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?
Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, h3 O, Nh4 ).
Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой h3 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (h3 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.
Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.
Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».
При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.
Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.
Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.
www.ronl.ru
Реферат на тему:
Ковалентная связь на примере молекулы метана: законченный внешний энергетический уровень у водорода (H) — 2 электрона, а у углерода (C) — 8 электронов.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, по одному от каждого атома:
A· + ·В → А : ВВ результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет не чем иным, как энергией связи).
Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле h3. Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.
Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.
Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:
1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
3. Семиполярная связь.Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:
1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном). 2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).При образовании семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.
В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π-связью.
В линейной молекуле ацетилена
Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)
имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π-связи между этими же атомами углерода. Две π-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π-связи, а единая π-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.
Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н2, Сl2 и др.) и соединений (Н2О, Nh4, Ch5, СО2, НСl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — катион аммония Nh5+, тетрафторборат aнион BF4− и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N2O, O−-PCl3+.
Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.
Единственным известным человеку веществом с примером ковалентной связи между металлом и углеродом является цианокобаламин, известный как витамин B12.
wreferat.baza-referat.ru
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Вологодский государственный Технический Университет
Кафедра: электроснабжение
Контрольная работа
по химии
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Выполнил: Артамонов Евгений Николаевич
Группа: ЗЭСВ-11
Шифр:09013203102
Вологда 2010
СОДЕРЖАНИЕ
I Химическая связь
1.1 Химическая связь и типы химической связи
1.2 Ковалентная связь
1.3 Ионная связь
1.4 Ионные кристаллы
1.5 Металлическая связь
1.6 Связь в комплексных соединениях
1.7 Валентность и степень окисления элементов
1.8 Стеохимическая валентность
1.9 Заряд ионов
II Строение вещества
2.1 Молекулы химических соединений
2.2 Размеры и масса атомов и молекул
2.3 Строение многоатомных молекул
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Химические элементы встречаются в природе главным образом не в виде отдельных атомов, а в виде сложных или простых веществ. Лишь благородные газы – гелий, неон, аргон, криптон и ксеон – находятся в природе в атомном состоянии, что объясняется устойчивостью электронных оболочек атомов благородных газов. Во всех других простых и сложных веществах атомы связаны химическими силами. Существует несколько типов химической связи, важнейшие из них – ковалентная, ионная и металлическая.
В общем случае химическая связь образуется, если полная энергия системы, состоящей из взаимно-действующих атомов, при сближении атомов понижается.
Пользуясь понятием электроотрицательности элементов, можно предвидеть основные три случая химического взаимодействия между атомами:
1. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых резко отличаются, например, атомами щелочных металлов и атомами галогенов.
2. Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы. Такое взаимодействие наблюдается при образовании газов (Н2, Р2, Cl 2, О2, N2), молекулы которых состоят из 2-х одинаковых атомов.
3. Вступать в химические реакции могут атомы элементов, электроотрицательности которых отличаются, но не очень сильно. Этот случай является промежуточным между двумя первыми крайними и встречаются особенно часто. Примерами его является образование молекул водорода Н2О, хлородоводорода HCl, метана СН4, и многих других веществ.
В зависимости от того, к какому случаю следует отнести данное химическое взаимодействие элементов, различают определенный тип химической связи. Надо учесть, что между этими типами химических связей нет резких границ. Между ними существует постепенный взаимопереход. Поэтому во многих химических соединениях одновременно существуют разные типы связей. Это объясняет последовательным изменением электроотрицательностей химических элементов.
Химическая связь – это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке в результате действия между атомами электрических сил применения.
Появления атомной модели бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки атома, способствовало созданию представления о химической связи и ее электронной природе. В 1915 году немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, в 1916 году. Американский физико-химик Льюис предположил трактовку химической связи в молекулах. Коссель и Льюис исходили из представления о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов. Атомы благородных газов, кроме элемента первого периода — гелия имеют во внешнем слое, т.е. на высшем энергетическом уровне, устойчивый объект (восемь) электронов; при таком строении способность атомов к вступлению в химические реакции минимальна, например, в противоположность атомам водорода, кислорода, хлора и другим, атомы благородных газов не образуют двухатомных молекул. Представления Косселя и Льюиса получили в истории химии название октетной теории, или электронной теории валентности.
Валентность элементов главных групп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся во внешнем слое электронной оболочке атома. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Все изменения, происходящие в электронных оболочках атомов при химических реакциях, касаются только валентных электронов. Для элементов побочных групп в качестве валентных могут выступать как электроны высшего энергетического уровня, так и электроны внутренних незавершенных подуровней.
Развитие квантово-механических представлений о строении атома и создание орбитальной модели атома привели к выработке двух современных научных подходов для объяснения химической связи – метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей. Оба метода не взаимоисключают, а дополняют друг друга и позволяют трактовать процесс формирования химической связи и выяснить внутреннее строение веществ.
Различают три основных (модельных) типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую связи. Эти типы химической связи не существуют изолированно друг от друга в реальных веществах, они являются только моделями различных форм химического связывания, которые реализуются в действительности как в промежуточные формы связи.
Значительно более слабые, чем ковалентная, ионная и металлическая связи, межмолекулярные силы, которые обеспечивают взаимное удерживание твердого диоксида углерода, или в жидкостях, например, в воде. Эти силы называются силами Ван-дер-Ваальса.
Химическая связь, возникающая в результате образования общих (связывающих) электронных пар, называется ковалентной или атомной связью.
Простейший пример ковалентной связи – образование молекулы водорода Н2. Атомы водорода имеют следующую электронную оболочку: 1S1. Внешний энергетический уровень является незавершенным: до завершения не хватает одного электрона. При сближении двух атомов водорода происходит взаимодействие электронов с антипараллельными стенами с формированием общей электронной пары:
SS
Н 
Объяснение механизма образования химической связи за счет общих электронных пар лежит в основе метода валентных связей. Схему образования ковалентной связи можно также показать, обозначив неспаренный электрон внешнего энергетического уровня атома одной точкой, а общую электронную пару – двумя точками:
Н· + ·Н 
Н: Н
Общую электронную пару или ковалентную связь часто обозначают черточкой, например, Н – Н.
Общая электронная пара образуется в результате перекрывания S – орбиталей атомов водорода, на которых находятся электроны с противоположными спиновыми квантовыми числами. При этом в области перекрывания орбиталей создается повышенная электронная плотность.
Рассмотрим возникновение ковалентной связи в молекуле фтора. Атом фтора имеет семь электронов на внешнем энергетическом уровне, причем на
2р — подуровне находится один неспаренный электрон:
9 F 1S2 2S2 2P5 2 
1 
P
S
При сближение двух атомов фтора происходит перекрывание 2р – орбиталей с неспаренными электронами, в результате формируется общая электронная пара:
F+ F
FFили F – F
У каждого атома фтора в молекуле Р2 сохраняется три неподеленные электронные пары.
Существуют молекулы, в которых между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары. Такие ковалентные связи называются двойными и тройными, а общее их название – кратные связи.
Например, в образовании химических связи в молекуле азота N2 участвуют по три электрона каждого атома азота:
 |
7 N 1S2 2S2 2p3 2 
1 
P
S
В этом случае образуется три общие электронные пары:
N N или N
N
Таким образом, ковалентной называется связь, осуществляемая одной или несколькими общими электронными парами.
Характеристиками химической связи, в том числе ковалентной являются ее полярность, энергия и длина. Особое свойство ковалентной связи – ее направленность.
Если общая электронная пара симметрична относительно атомов, то ковалентная связь называется неполярной. Неполярная ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью. В рассмотренных выше примерах – молекулах Н2Р2 и N2 существует неполярная связь.
Если взаимодействующие атомы имеют различную электроотрицательность, то общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Например, полярной является связь в молекуле фтороводорода НР. При образовании молекулы происходит перекрывание S – орбитами атома фтора. Общая электронная пара расположена несимметрично относительно центров взаимодействующих атомов. Схему образования связи Н-Р можно представить так:
Н + F
HF
Полярность связи в молекуле можно показать стрелкой, направленной в сторону атома с большей электроотрицательностью: Н
F.
В результате смещения электронной пары в молекуле НF возникает диполь. Диполь – это система из двух зарядов, равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку. Принимают, что атом, к которому смещена общая электронная пара, приобретает некоторый отрицательный заряд, а другой атом – положительный заряд:
— 
Многие молекулы, в которых возникают диполи, являются полярными. Вместе с тем существуют молекулы, которые не являются полярными, несмотря на полярный характер химических связей в них. К таким молекулам относится, например, молекула оксида углерода (IV), имеющая линейное строение:
Две одинаковые полярные связи, направленные под углом 180° и компенсируют электрические моменты друг друга, поэтому молекула является неполярной.
Прочность химической связи характеризуется энергией связи, т.е. энергией необходимой для разрыва связи. Значения энергии разрыва химических связей обычно приводятся в расчете на 1 моль вещества. Так, для молекулы Н2 энергия связи равна 432,1 КДЖ/моль, Р2 – 155 КДЖ/моль, НР – 565,7 КДЖ/моль. Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь, например, длина связи в молекуле Н2 равна 0,074 нм, F2 – 0.142 нм, НР – 0,092 нм. Кратные связи короче простых, что можно проиллюстрировать примером связей углерод-углерод: длина одинарной связи С – С 0,154 нм, двойной С = С 0,134 нм, тройной С 
С 0,120 нм.
Ковалентная связь имеет направленность. В рассматриваемых выше примерах химической связи в молекулах Н2, Р2, НР за направление связи принимается линия, проходящая через центры взаимодействующих атомов.
Рассмотрим направленность ковалентных связей в молекулах воды. Строение электронной оболочки атома кислорода, входящего в состав молекул воды, выражается формулой:
 |
8 O 1S2 2S2 2p4 2 
1 
P
S
Ковалентные связи атом кислорода образует за счет 2р — орбиталей с неспаренными электронами, которые расположены под углом 90° друг другу. Эти орбитали перекрываются с S-орбиталями атомов водорода. В результате образуется молекула, в которой связи направлены под углом друг к другу за счет взаимного отталкивания электронных пар угол между связями, в молекуле воды (валентный угол) равен 104,5°.
Ковалентная связь может образоваться при перекрывании полностью свободной орбитали одного атома и орбитали с неподеленной электронной парой другого атома:
A +: Д 
А Д или А — Д
Свободная орбиталь неподеленная электронная
акцептора пара донора
В этом случае так же формируется общая электронная пара, только вклад каждого из атомов в химическую связь различен. Атом А, который представляет свободную орбиталь, называется акцептором, атом Д, представляющий электронную пару, является донором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.
Примером донорно-акцепторного взаимодействия является реакция между ионом водорода Н+ (1S° — свободная S – орбиталь) и молекулой аммиака :Nh4 с образованием катиона аммония:
или 
акцептор донор.
Следует отметить, что все четыре связи N-H в катионе аммония равноценны.
Чисто ионной связью называется химически связанное состояние атомов, при котором устойчивое электронное окружение достигается путем полного перехода общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента.
На практике полный переход электрона от одного атома к другому атому – партнеру по связи не реализуется, поскольку каждый элемент имеет большую или меньшую электроотрицательность, и любая химическая связь будет в некоторой степени ковалентной. Если степень ковалентной связи достаточна высока, то такая химическая связь является полярной ковалентной связью с той или иной степенью ионности. Если же степень ковалентности связей мала, по сравнению со степенью ее ионности, то такая связь считается ионной.
Ионная связь возможна только между атомами электроположительных и электроотрицательных элементов, находящимися в состоянии разноименно заряженных ионов. Процесс образования ионной связи позволяет объяснить электростатическая модель, т.е. рассмотрение химического взаимодействия между отрицательно и положительно заряженными ионами.
Ионы – это электрически заряженные частицы, образующиеся из нейтральных атомов или молекул путем отдачи или приема электронов.
При отдаче или приеме электронов молекулами образуются молекулярные или многоатомные ионы, например, 
— атион диоксигена, 
— нитрит-ион.
Одноатомные положительные ионы, или одноатомные отрицательные ионы, или одноатомные анионы, возникают при химической реакции между нейтральными атомами путем взаимопередачи электронов при этом атом, электроположительного элемента, обладающий небольшим числом внешних электронов, переходит в более устойчивое состояние одноатомного катиона путем уменьшения числа этих электронов. Наоборот, атом электроотрицательного элемента, имеющий большое число внешних электронов, переходит в более устойчивое для него состояние одноатомного иона путем увеличения числа электронов. Одноатомные катионы образуются, как правило, металлами, а одноатомные анионы – неметаллами.
При передачи электронов атомы металлических и неметаллических элементов стремятся сформироваться вокруг своих ядер устойчивую конфигурацию электронной оболочки. Атом неметаллического элемента создает вокруг своего остова внешнюю оболочку последующего благородного газа. Тогда как атом металлического элемента после отдачи внешних электронов получает устойчивую октетную конфигурацию предыдущего благородного газа.
При взаимодействии металлических и неметаллических простых веществ, сопровождающемся отдачей и приемом электронов, образуются соли. Пример:
2Na + Cl2 = 2NaCl ,
2Al + 3F2 = 2AlF3
Ионная связь характерна не только для солей производного бескислородных и кислородосодержащих кислот [типа NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], но и для других классов неорганических веществ – основных оксидов и гидроксидов [типа Na2O и NaOH], бинарных соединений [типа Li3N и CaC2]. Между ионами с противоположными по знаку зарядами проявляются электростатические силы притяжения. Такие силы притяжения изотропны, т.е. действуют одинаково, во всех направлениях. В результате расположение ионов в твердых солях упорядочивается в пространстве определенным образом. Система упорядочено расположенных катионов и анионов называется ионной кристаллической решеткой, а сами твердые вещества (соли, основные оксиды и гидроксиды) – ионными кристаллами.
Все ионные кристаллы имеют солеобразный характер. Под солеобразным характером понимается определенный набор свойств, отличающий ионные кристаллы от кристаллических веществ с другими типами решеток. Конечно, не все ионные решетки характеризуются таким расположением ионов в пространстве, число ионов – соседей с противоположным зарядом может быть и иным, однако чередование катионов и анионов в пространстве является обязательным для кристаллов.
Вследствие того, что кулоновские силы притяжения распространяются одинаково по всем направлениям, ионы в узлах кристаллической решетки связаны относительно прочно, хотя каждый из ионов не зафиксирован неподвижно, а непрерывно совершает тепловые колебания вокруг своего положения в решетке. Поступательное же движение ионов вдоль решетки отсутствует, поэтому все вещества с ионными связями при комнатной температуре – твердые (кристаллические). Амплитуда тепловых колебаний может быть увеличена нагреванием ионного кристалла, которое приводит в итоге к разрушению решетки и переходу твердого вещества в жидкое состояние (при температуре плавления). Температура плавления ионных кристаллов относительно высока, а температура кипения, при которой совершается переход жидкого вещества в самое неупорядоченное, газовое состояние, имеет очень большие значения. Пример:
| NaCl | NaOH | KBr | BaF2 | BaCl2 | |
| Темп.плавления, °С | 801 | 321 | 734 | 1368 | 961 |
| Темп.кипения, °С | 1465 | 1390 | 1380 | 2260 | 2050 |
Многие соли, особенно многоэлементные комплексные, а так же соли органических кислот могут разлагаться при температуре более низких, чем температура кипения и даже температура плавления.
Типичным свойством многих соединений с ионной связью (которые не взаимодействуют с водой или не разлагаются до плавления) является их способность к диссоциации на составляющие ионы; вследствие подвижности ионов водные растворы или расплавы ионных кристаллов проводят электрический ток.
В ионных кристаллах отсутствуют связи между отдельными парами ионов; точнее следует сказать, что все содержащиеся в образце ионного соединения катионы и анионы оказываются связанными.
В ионных кристаллах, построенных из катионов и анионов, молекулы отсутствуют.
Химические формулы ионных веществ передают только соотношение катионов и анионов в кристаллической решетке; в целом образец ионного вещества электронейтрален. Например, в соответствии с формулой ионного кристалла Al2O3 соотношение катионов Al3+ и анионов О2- в решетке равно 2:3; вещество электронейтрально – шесть положительных зарядов (2 Al3+) нейтрализуется шестью отрицательными зарядами (3 О2-).
Хотя реальных молекул в ионных кристаллах не существует для единообразия с ковалентными веществами принято с помощью формул типа NaClи Al2O3 передавать состав условных молекул, следовательно, характеризовать ионные вещества определенными значениями относительной молекулярной массы. Это тем более оправдано, поскольку переход от ковалентной связи к ионной происходит постепенно и имеют лишь условную границу с Dх = 1,7.
Относительная молекулярная масса веществ с ионной связью находится сложением относительных атомных масс соответствующих элементов с учетом числа атомов каждого элемента.
Пример: Относительная молекулярная масса Al2O3 составляет:
| Относительная атомная масса 2 (Al) | 2 × 26,992 |
| Относительная атомная масса 3 (О) | 3 × 15,999 |
| 101,961»101,96 |
Строение и форма кристаллов являются предметом исследования кристаллографии, а связь свойств кристаллов и их строения изучает кристаллохимия.
Следует отметить, что соединений в которых существует только ионная связь практически нет. Всегда между соседними атомами в кристалле возникают и ковалентные связи.
Металлы и сплавы металлов кристаллизируются в форме металлических решеток. Узлы в металлической решетке заняты положительными ионами металлов. Все металлы, за редкими исключениями, кристаллизуются в одном из трех типов решеток. При кубической плотнейшей упаковке атомных остатков формируется гранецентрированноя решетка; при гексагональной плотнейшей упаковке — гексагональная решетка. Кристаллы щелочных металлов, бария и некоторых переходных металлов образует объемно центрированную кубическую решетку. Названия решеток соответствуют упаковке атомных остатков в вершинах и серединах граней элементарного куба, в виде гексагональной призмы и в вершинах и геометрическом центре элементарного куба.
Заполнение гранецентрированной кубической и гексагональной решеток атомными остовами является максимально возможным при данных геометрических размерах атомных остатков металлов, поэтому такие виды упаковок атомов называются плотнейшими. Плотнейшим упаковкам атомов соответствует и максимальное координационное число решетки, т.е. число ближайших соседей, окружающих данный атомный остов в пространстве. Для кубической и гексагональной плотнейших упаковок координационное число равно 12; в объемно центрированной кубической решетке координационное число равно 8.
Валентные электроны, отделившиеся от атомов металлов и оставившие в узлах решетки соответствующие атомные остовы (катионы), более или менее свободно перемещаются в пространстве между катионами и обуславливают металлическую электрическую проводимость металлов. По аналогии с молекулами газообразного вещества совершающими хаотическое движение, подвижные электроны рассматривают как электронный газ в металле.
Устойчивость металлической решетки обеспечивается наличием электростатического притяжения между положительно заряженными атомными остовами и отрицательно заряженными подвижными электронами, связывающие кулоновские силы действуют на все соседние атомные оставы равномерно и поэтому они менее прочные, чем силы направленного химического связывания в атомных кристаллических решетках. Вследствие этого большинство металлических простых веществ, в отличие от алмазоподобных веществ, имеют относительно низкие температуры плавления. Пример:
| Cs | Na | Sn | Pb | Al | Ba | Ag | Cu | Fe | |
| Температ.плавления | 29 | 98 | 232 | 328 | 660 | 727 | 962 | 985 | 1539 |
(Важнейшие исключения: Мо 2620, Re 3190, W 3387° С).
Подобно атомам в атомных решетках и ионам в ионных решетках, катионы в металлических решетках, не обладающие поступательным движением, постоянно совершают колебания вокруг положения узлов решетки. Амплитуда этих колебаний при нагревании возрастает, и при достижении температуры плавления металла решетка разрушается. Температура плавления металлов, как правило, возрастает с увеличением числа валентных электронов в их атомах и с уменьшением расстояния между атомами остовами в решетке – параметра решетки а.
Пример:
 | а, м | Температ. плавлен., ° С | |
| Натрий Nа | 1 | 4,3 10-10 | 98 |
| Калий К | 1 | 5,3 10-10 | 64 |
| Кальций Са | 2 | 5,5 10-10 | 842 |
Натрий плавится при более высокой температуре, чем калий, вследствие меньшего значения параметра, а кальций плавится при значительно более высокой температуре, чем калий, в основном по причине удвоенного числа валентных электронов.
Уж упаковки кристаллических решеток зависит пластическая деформируемость металлов. Она тем выше, чем больше в металлической решетке плотнейших шаровых слоев и чем меньше пустот, тормозящих скольжение слоев. Наименьшая ковкость у металлов с гексагональной решеткой промежуточная – с объемно-центрированной кубической решеткой и наибольшая – с гранецентрированной кубической решеткой.
Пример. При нагревании железа до 911°С низкотемпературная объемно-центрированная кубическая решетка переходит в гранецентрированную кубическую решетку; по этой причине раскаленное железо значительно легче поддается ковке.
При затвердевании металлических расплавов происходит массовая кристаллизация и возникает одновременно множество мелких кристалликов, они называются кристаллитами. Рост кристаллита протекает в окружении подобных мелких кристаллов; при этом исключается значительное увеличение размеров кристаллитов и поэтому они не видны визуально на изломе металла и образец металла кажется монолитным.
Смеси двух или более индивидуальных металлов называются сплавами. В сплавах могут присутствовать в небольших количествах и некоторые неметаллы (С, Si, S). Распространенным методом получения сплавов является совместное нагревание их составных частей до полного расплавления смеси. Однако, есть металлы, которые не сплавляются друг с другом в любых отношениях.
Металлические сплавы можно классифицировать так: твердые растворы внедрения; твердые растворы замещения; смеси индивидуальных кристаллов металлов; смеси кристаллов интерметаллических соединений.
В сплавах, предоставляющих собой твердые растворы внедрения, часть межузельных полостей металлической кристаллической решетки занята атомами другого элемента. Такие примеси часто упрочняют сплав; например, чугун, сталь-железо, содержащее примесные атомы углерода, значительно тверже, чем чистое железо.
В сплавах – твердых растворах замещения часть атомов основного вещества заменена на атомы примесного элемента. Сплавы, состоящие из смеси индивидуальных кристаллических компонентов, образуются при соблюдении строго определенного соотношения; такие сплавы называются так же эвтектическими смесями. Эвтектической смесью является широко известный оловянный припой – третник (64% Sn и 36% Pb) с температурой плавления 181° С.
Сплавляемые металлы могут образовываться между собой химические соединения – интерметаллиды. Например, в бронзе присутствует интерметаллическое соединение состава Си3 Sn, а в латуни – интерметаллид СиZn3. Важнейшей составной частью стали, является карбит железа Fe3 C (цементит), который так же относится к интерметаллическим соединениям. Состав интерметаллидов обычно не отвечает стехиометрической валентности элементов; интерметаллиды – это нестехометрические соединения, составляющие обширный класс неорганических веществ с нестехиометрическим составом. Многие элементы образуют несколько нестехиаметрических соединений: так железо с фосфором дает фосфиды состава Fe3 P, Fe2 P, FeP, FeP, FeP2. Формулы этих соединений указывают лишь на то, что для кристаллических решеток характерно определенное соотношение компонентов, например, в Fe3 С на каждые три атома Fe приходится один атом С.
Химия комплексных соединений – один из обширных разделов неорганической химии. Начало изучению комплексных соединений положил швейцарский химик Вернер (1893 г), который разработал основы координационной теории. Он выделял простые соединения, или соединения первого порядка, как образованные в соответствии со стехиометрической валентностью элементов, и комплексные соединения или соединения высшего порядка, в которых атомы тех же элементов присоединяют большее число партнеров по связи. Четкой границы между комплексными и простыми соединениями нет.
Комплексное соединение состоит из разнозаряженных внешней и внутренней сферы; встречаются так же нейтральные комплексы. Формулу комплекса записывают в квадратных скобках; в комплексе различают центральный атом – лиганды, которые связаны с центральным атомом ковалентно и донорно-акцепторному механизму. Если лиганд образует одну 
— связь с центральным атомом, то число таких лигандов равно координационному числу центрального атома. Заряд всего комплекса определяется суммарным зарядом всех лигандов и зарядом центрального атома выраженным степенью окисления соответствующего элемента.
Центральный атом может быть атом неметалла или металла. Комплексные соединения с центральными атомами неметаллов. Такие комплексные соединения образуются из молекул простых соединений и дополнительных частиц лиганда.
Термин валентности был введен в химию в 1853 году английским химиком – органиком Франклендом для обоснования количественных соотношений атомов элементов в химических соединениях. Развитие учения о валентности в большой степени связано с открытием Д.И. Менделеевым Периодического закона (1869 году). Им была установлена связь между валентностью и его положением в Периодической системе, введено понятие о переменной валентности элементов в их соединениях с кислородом и водородом. Учение о строении атомов и молекул способствовало разработке электронной теории валентности.
Для стеохимических расчетов, а так же для составления химических формул и уравнений необходимо знание количественных соотношений атомов различных элементов, в которых они соединяются или реагируют. Такая информация передается стехиометрической валентностью.
Стехиометрическая валентность элемента показывает, со сколькими атомами одновалентного элемента соединяется атом данного элемента.
Одновалентными считаются все элементы, атомы которых в двухэлементных соединениях всегда связаны с одним атомом другого элемента. Примером одновалентного элемента является водород Н. Поэтому считается, что стехиометрическая валентность элемента указывает на то, со сколькими атомами водорода соединен один атом рассматриваемого элемента. Так, в НСl хлор – одновалентен, в Н2О кислород – двухвалентен, NН3 азот – трехвалентен.
Водородные соединения известны не для всех элементов, но почти все стехиометричны двухвалентным и по составу кислородных соединений других элементов можно определить валентность этих элементов. Считают, что все оксиды можно получить формальным замещением атомов водорода в воде на атомы других элементов. Например, из сравнения формул Н2О и Na2O или Н2О и СаО делают заключение об одновалентности натрия и двухвалентности кальция. Таким образом, стехиометрическая валентность элемента определяется числом атомов водорода, которое может быть присоединено или замещено одним атомом данного элемента.
Электрический заряд ионов определяет, в каком соотношении эти ионы находятся в кристаллической решетке ионного соединения.
Между зарядом одноэлементных ионов и числом валентных электронов нейтральных атомов элементов имеется непосредственная связь:
Положительный заряд иона равен числу электронов, отданных одним атомом элемента; отрицательный заряд иона равен числу электронов, принятых одним атомом элемента.
Пример записи Na+, Ca2+, Al3+ означают, что атомы этих элементов потеряли соответственно 1, 2 и 3 
, а записи F-, O2-, N3- означают, что атомы этих элементов приобрели соответственно 1, 2 и 3 
.
Химические соединения, состоящие из атомов не менее двух элементов, имеют в качестве наименьших составных частей молекулы – электрически нейтральные группы атомов, или ионы – электрически заряженные атомы или группы атомов. Из молекул составлены ковалентные соединения, обычно легколетучие.
Пример. Молекулы воды Н2О, аммиака Nh4, диоксида углерода СО2 построены из атомов различных неметаллических элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Так, молекула воды Н2О составлена из двух атомов водорода Н и одного атома кислорода О, причем атом кислорода образует отдельные ковалентные связи с каждым атомом водорода.
Молекула – это наименьшая частица химического соединения, обладающая его химическими свойствами.
Это определение молекулы действительно только при учете следующих двух ограничений. Во-первых, в форме молекул могут быть не только соединения, но и простые вещества, молекулы химического соединения, т.е. сложного вещества многоэлементны (h3O, Nh4, CO2, h3SO4), молекулы простых веществ – одноэлементны (h3, O2, N2, Cl2, S8, P4 и др). Поэтому в приведенном выше определении молекулы речь идет о многоэлементных молекулах.
Радиусы атомов и молекул выражаются очень малыми величинами, и в стомиллионных долях сантиметра и обычно измеряются в ангстремах, 1А равен 10-8 см.
Радиус молекулы СО2 равен 1,66 × 10-8 см, что равно 1,66 А.
Диаметр молекулы N2 равен 3,1× 10-8 см, а это равно 3,1 А. Длина молекулы натурального каучука равна 20000 А. масса молекулы кислорода равна 53,12× 10-24 г. 1 г. водорода содержит около 6,02× 1023 атомов. Чем больше масса молекул газа, тем ниже средняя скорость их движения; средние скорости молекул газообразных веществ обратно пропорциональны квадратным корням из чисел, выражающих их массы:
V1: V2 = 
Скорость движения молекул зависит от температуры: чем выше температура газа, тем больше средняя скорость движения его молекул. Эта зависимость выражается следующим уравнением:
V1: V2 = 
,
где Т – абсолютная температура
| Молекула | Форма | Межъядерные расстояния (в А) | |
| СО2 | Линейная симметричная О = С = О | С = О 1,13 | |
| NO2 | Изогнутая < ONO=140º N OO | N = O 1,18 | |
| h3O | Изогнутая < HOH=104-106º O H H | O – H 0,97 | |
| SO2 | Изогнутая < SOS=124º S O O | S = O 1, 45 | |
| Nh4 |
< НNH=180º
| Высота пирамиды h = 0,3 | |
| C2h3 | Симметричная вытянутая Н – С ≡ С –Н | С – Н 1,06 С ≡ С 1,22 | |
| СН4 | Тетрайдер < при С = 109º 28' HH C H H | C – H 1,09 | |
| C2h3 | < HСH = 114º 55' H H C = C H H | C – H 1, 06 C = C 1,34 |
1. Воскресенский П.И., Цветков Л.А. и др. Справочник по химии.– М., 1974.
2. Рудзитис Г.Е. Химия.– М., 1989.
3. Третьяков Ю.Д., Дайненко В.И. и др. Химия. Справочные материалы. –М., 1984.
4. Хомченко И.Г Общая химия… – М., 1987.
www.ronl.ru
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Омский государственный технический университет»
Выполнил студент 1 курса
фак. НХИ гр. ТБ-114
Шишкин В.С.
Проверил преподаватель
Воронкова Н. А.
Омск-2014
Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа. Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная и металлическая
. Металлическая связь, химическая связь, обусловленная взаимодействием электронного газа (валентные электроны) в металлах с остовом положительно заряженных ионов кристаллической решетки. Идеальная модель металлической связи отвечает образованию частично заполненных валентными электронами металла зон энергетических уровней, называемых зонами проводимости. При сближении атомов, образующих металл, атомные орбитали валентных электронов переходят в орбитали, делокализованные по кристаллич. решетке аналогично делокализованным p-орбиталям сопряженных соединений. Количественно описать металлическую связь можно только в рамках квантовой механики, качественно образование металлической связи можно понять исходя из представлений о ковалентной связи.
При сближении двух атомов металла, например Li, образуется ковалентная связь, при этом происходит расщепление каждого энергетич. уровня валентного электрона на два. Когда N атомов Li образуют кристаллическую решетку, перекрывание электронных облаков соседних атомов приводит к тому, что каждый энергетич. уровень валентного электрона расщепляется на N уровней, расстояния между которыми из-за большой величины N настолько малы, что их совокупность может считаться практически непрерывной зоной энергетических уровней, имеющей конечную ширину. Поскольку каждый атом участвует в образовании большего числа связей, чем, например, в двухатомной молекуле при том же числе валентных электронов, то минимум энергии системы (или максимум энергии связи) достигается при расстояниях больших, чем в случае двухцентровой связи в молекуле. Межатомные расстояния в металлах заметно больше, чем в соед. с ковалентной связью (металлич. радиус атомов всегда больше ковалентного радиуса), а координационное число (число ближайших соседей) в кристаллических решетках металлов обычно 8 или больше 8. Для наиболее часто встречающихся кристаллических структур координационные числа равны 8 (объемноцентрированная кубическая), 12 (гранецентрированная кубическая и гексагональная плотно-упакованная). Расчеты параметров металлических решеток с использованием ковалентных радиусов дают заниженные результаты. Так, расстояние между атомами Li в молекуле Li2 (ковалентная связь) равно 0,267 нм, в металле Li-0,304 нм. Каждый атом Li в металле имеет 8 ближайших соседей, а на расстоянии, в раз большем,-еще 6. Энергия связи в расчете на один атом Li в результате увеличения числа ближайших соседей увеличивается с 0,96.10-19 Дж для Li2 до 2,9.10-19 Дж для кристаллич. Li.
Во многих металлах металлическая связь между атомами включает вклады ионной или ковалентной составляющей. Особенности металлической связи у каждого металла могут быть связаны, например, с электростатическим отталкиванием ионов друг от друга с учетом распределения электрических зарядов в них, с вкладом в образование связи электронов внутренних незаполненных оболочек переходных металлов, с корреляцией движения электронов в электронном газе и некоторыми другими причинами.
Металлическая связь характерна не только для металлов и их сплавов, но и для интерметаллических соединений, она сохраняется не только в твердых кристаллах, но и в расплавах и в аморфном состоянии.
studfiles.net
Реферат на тему:
Ковалентная связь на примере молекулы метана: законченный внешний энергетический уровень у водорода (H) — 2 электрона, а у углерода (C) — 8 электронов.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, по одному от каждого атома:
A· + ·В → А : ВВ результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет не чем иным, как энергией связи).
Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле h3. Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.
Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.
Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:
1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
3. Семиполярная связь.Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:
1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном). 2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).При образовании семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.
В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π-связью.
В линейной молекуле ацетилена
Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)
имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π-связи между этими же атомами углерода. Две π-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π-связи, а единая π-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.
Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н2, Сl2 и др.) и соединений (Н2О, Nh4, Ch5, СО2, НСl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — катион аммония Nh5+, тетрафторборат aнион BF4− и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N2O, O−-PCl3+.
Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.
Единственным известным человеку веществом с примером ковалентной связи между металлом и углеродом является цианокобаламин, известный как витамин B12.
www.wreferat.baza-referat.ru
Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа. Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная и металлическая.
Осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:
2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь;
Два атома могут обобществлять неcколько пар электронов. В этом случае говорят о кратных связях:
|
| (или NºN) - тройная связь |
Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной. Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной. Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.
Электроотрицательность - это способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Самый электроотрицательный элемент - фтор, самый электроположительный - франций.
Ионы - это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.
(фторид натрия состоит из ионов натрия Na+ и фторид-ионов F-)
Если разность электроотрицательностей атомов велика, то электронная пара, осуществляющая связь, переходит к одному из атомов, и оба атома превращаются в ионы.
Химическая связь между ионами, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ионной связью.
Водородная связь - зто связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.
Водородная связь изображена точками
Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот.
Валентные электроны металлов достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Поэтому металл содержит ряд положительных ионов, расположенных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу. Электроны в металле осуществляют связь между всеми атомами металла.
Гибридизация орбиталей - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.
1. sp3- Гибридизация. Одна s- орбиталь и три p- орбитали превращаются в четыре одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109°28'.
|
| --® |
|
Молекулы, в которых осуществляется sp3- гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (Ch5, Nh4).
2. sp2- Гибридизация. Одна s- орбиталь и две p- орбитали превращаются в три одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 120°.
|
| --® |
|
Если связь образуется при перекрывании орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов, она называется s- связью. Если орбитали перекрываются вне линии, соединяющей ядра, то образуется p- связь. Три sp2- орбитали могут образовывать три s- связи (BF3, AlCl3). Еще одна связь (p- связь) может образоваться, если на p- орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон (этилен C2h5).
Молекулы, в которых осуществляется sp2- гибридизация, имеют плоскую геометрию.
3. sp- Гибридизация. Одна s- орбиталь и одна p- орбиталь превращаются в две одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 180°.
|
| --® |
|
Две sp- орбитали могут образовывать две s- связи (Beh3, ZnCl2). Еще две p- связи могут образоваться, если на двух p- орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (ацетилен C2h3).
Молекулы, в которых осуществляется sp- гибридизация, имеют линейную геометрию.
www.neuch.ru
Правильная треугольная пирамида
