ОБЩЕЕ ПОНЯТИЕ О КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Типы химической связи.
Общие понятия о ковалентной связи. С
Квантово-химическое объяснение ковалентной связи.
Ковалентные s -связи между s - орбиталями
Ковалентные s - -связи между p -орбиталями
Ковалентные s -связи между s - и p -орбиталями
Ковалентные p -связи между p -орбиталями
Энергетическая диаграмма образования связей между p -орбиталями.
Гибридизация атомных орбиталей.
Образование ковалентной связи при участии неподеленных электронных пар.
Водородная связь. С
Ионная связь. С
Металлическая связь. С
ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах и кристаллах.
Химическая связь — это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.
Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки атома, способствовало созданию представления о химической связи и ее электронной природе. В 1915 г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, в 1916 г. американский физико-химик Льюис предложил 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 электронном слое, т.е. на внешнем энергетическом уровне, устойчивый октет (восемь) электронов; при таком строении способность атомов к вступлению в химические реакцию 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 оболочки 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 друг друга, а дополняют друг друга и позволяют трактовать процесс формирования химической связи и выяснить внутреннее строение веществ.
|
|
|
Различают три основных (модельных) типа химической связи: ковалентн ую, ионную и металлическую связи (табл. 1). 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 промежуточные формы связи.
Значительно более слабые, чем ковалентная, ионная и металлическая связи, межмолекулярные силы, которые обеспечивают взаимное удерживание молекул в молекулярных кристаллических решетках, например в решетке твердого диоксида углерода, или в жидкостях, например в воде. Эти силы называются силами Ван-дер-Ваальса.
.
Таблица 1.
Типы химической связи и их основные отличительные признаки
| Химическая связь | Связываемые атомы | Характер элементов | Процесс в электронной оболочке | Образующиеся частицы | Кристаллическая решетка | Характер вещества | Примеры |
| Ионная | Атом металла и атом неметалла | Электроположительный и электроотрицательный | Переход валентных электронов | Положительные или отрицательные ионы | Ионная | Солеобразный | NaCl, CaO, NaOH и т.д. |
| Ковалентная | Атомы неметаллов (реже атомы металлов) | электроотрицательный | Образование общих электронных пар | Молекулы | Молекулярная | Летучий или нелетучий | Br2, CO2, C6H6 и т.д. |
| Металлическая | Атомы металлов | Электроположительный | Отдача валентных электронов | Положительные ионы и электронный газ | Металлическая | Металлический | Металлы и их сплавы |
|
|
|
ОБЩЕЕ ПОНЯТИЕ О КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
Ковалентная связь образуется за счет общих электронных пар,возникающих в электронных оболочках связываемых атомов. Поскольку ковалентно связанные атомы не несут на себе ионных зарядов, ковалентную связь еще называют гомеополярнойили неполярной.
Ковалентная связь может быть образована атомами одного и того же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов Н2 О2, N2, С12 и др. Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах Н2О, РF3, СS2. Неполярную ковалентную связь еще называют чисто ковалентной.
|
|
|
Ковалентные связи обычно формируются между атомами элементов, обладающих электроотрицательным характером, т. е. между атомами неметаллических элементов, хотя известны ковалентные связи в молекулах, состоящих из атомов электроположительных элементов, таких как Li2 (обычно эти молекулы очень слабые и малоустойчивые).
Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки (каждая точка отвечает валентному электрону), а также черта (каждая черта отвечает общей электронной паре).
П р и м е р. Связи в молекуле С12 можно изобразить так:
: С1 : С1 :, : С1— С1 : или С1— С1
Такие записи электронных формул равнозначны.
Ковалентные связи обладают пространственной направленностью.В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решетки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу соответствует своя структура.
С позиций теорий Бора формирование ковалентной связи объясняется следующим образом. Атомам свойственна тенденция преобразовывать свой внешний слой электронной оболочки в октет, т. е. в конфигурацию ближайшего благородного газа. Оба атома – партнера по связи представляют для образования ковалентной связи по одному неспаренномуэлектрону, т. е. занимающему атомную орбиту, и оба электрона становятся общими для этих атомов.
Например: Атомы хлора, каждый из которых на внешнем энергетическом уровне имеет семь электронов — три пары и один неспаренных электрон, создают (каждый для себя) октет валентных электронов путем образования одной ковалентной связи:
Новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора.
Несмотря на очевидную наглядность электронных формул, в рамках модельных представлений теории Бора невозможно указать, по каким орбитам движутся электроны общей пары. Они не могут уже находиться на атомных орбитах (каждая из которых относится лишь к одному атомному ядру). Поэтому теория. Бора (недостаточная и для объяснения строения несвязанного атома) оказалась несостоятельной и в объяснении механизма образования ковалентной связи. Эти трудности устраняет квантово-механическая, орбитальная модель атома.
Дата добавления: 2019-02-12; просмотров: 276; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!