Реферат: Химическая связь

Химическая связь Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия). Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь. Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, ион-дипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др. Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается. Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая. Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):

а)	H· + ·H H:H	H-H	H2	(одна общая пара электронов; H одновалентен);
б)		NN	N2	(три общие пары электронов; N трехвалентен);
в)		H-F	HF	(одна общая пара электронов; H и F одновалентны);
г)			NH4+	(четыре общих пары электронов; N четырехвалентен)

По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на · простые (одинарные) - одна пара электронов, · двойные - две пары электронов, · тройные - три пары электронов. Двойные и тройные связи называются кратными связями. По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную и полярную. Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными. Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары. Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются + и -, например: . По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на -связь и -связь. -Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов), -связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов). Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью. Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации. Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей. Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp-, sp2 и sp3-гибридизация. Например: sp-гибридизация - в молекулах C2H2, BeH2, CO2 (линейное строение); sp2-гибридизация - в молекулах C2H4, C6H6, BF3 (плоская треугольная форма); sp3-гибридизация - в молекулах CCl4, SiH4 , CH4 (тетраэдрическая форма); NH3 (пирамидальная форма); H2O (уголковая форма). Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов. Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr2, Ca2Cu, Cu5Zn8 и др.). Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов. Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей: H—O—H ··· OH2, H—O—H ··· NH3, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F. Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др. Мерой прочности любой связи является энергия связи. Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль. Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше. Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия. Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи. Строение вещества По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные. Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные. По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы). Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах. Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H2, O2, N 2, Cl2, Br2, S8, P4 и другие простые вещества; CO2, SO2, N2O5, H 2O, HCl, HF, NH3, CH4, C2H5OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях. Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO2, SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.) Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде. Следует отметить, что в ионных веществах, кристаллы которых состоят из сложных ионов, есть и ковалентные связи, например: (Na+)2(SO42-), (K+) 3(PO43-), (NH4+)(NO3- ) и т. д. Ковалентными связями связаны атомы, из которых состоят сложные ионы. Металлы (вещества с металлической связью) очень разнообразны по своим физическим свойствам. Среди них есть жидкость (Hg), очень мягкие (Na, K) и очень твердые металлы (W, Nb). Характерными физическими свойствами металлов является их высокая электропроводность (в отличие от полупроводников, уменьшается с ростом температуры), высокая теплоемкость и пластичность (у чистых металлов). В твердом состоянии почти все вещества состоят из кристаллов. По типу строения и типу химической связи кристаллы ("кристаллические решетки") делят на атомные (кристаллы немолекулярных веществ с ковалентной связью), ионные (кристаллы ионных веществ), молекулярные (кристаллы молекулярных веществ с ковалентной связью) и металлические (кристаллы веществ с металлической связью). ХИМИЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ В атомах элементов-металлов есть одна важная особенность: валентных электронов намного меньше, чем свободных орбиталей. Это создает условия для свободного перемещения электронов по орбиталям разных атомов одного и того же металла. Вследствие невысокой энергии ионизации атомы металла легко воздействуют на соседние аналогичные атомы, перетягивая к себе их электроны, которые тут же могут быть либо оттянуты обратно, либо могут перейти к другому соседнему атому. Таким образом, внутри образца металла происходит непрерывное движение электронов от атома к атому. Электроны как бы становятся одновременно общими для всех атомов. Это движение электронов хаотично, а согласованно может происходить лишь при создании разности потенциалов между точками металла. Этим и можно объяснить электрическую проводимость металлов. Следовательно, для металлов характерна химическая связь, основанная на обобществлении валентных электронов, принадлежащих не двум, а практически всем атомам в кристалле. Такая связь называется металлической. В отличие от ковалентных и ионных соединений в металлах сравнительно небольшое число электронов одновременно связывает множество атомных ядер. Эта особенность в распределении электронов называется делокализацией. Поэтому в металлах химическая связь делокализована. Такой тип связи характерен для твердого и жидкого состояний, а в газообразном - атомы металлов связаны между собой только ковалентной связью (Li2, Cu2 и т. д.). МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ Существование веществ в различных агрегатных состояниях свидетельствует о том, что между частицами (атомами, ионами, молекулами) имеет место взаимодействие, обусловленное ван-дер-ваальсовыми силами притяжения. Они названы, в честь голландского физика Ван-дер-Ваальса (1837-1923), который предложил уравнение состояния газов, учитывающего межмолекулярное взаимодействие. Наиболее важной и отличительной чертой ван-дер-ваальсовых сил является их универсальность, так как они действуют без исключения между всеми атомами и молекулами. Исходя из современных представлений о строении атома, можно обосновать невозможность существования гипотетической молекулы Не2, однако это еще не говорит о том, что между атомами гелия вообще отсутствует всякое взаимодействие, Так как гелий и вообще благородные газы удается перевести в жидкое и даже твердое состояние, то уже это свидетельствует о наличии между атомами благородных газов сил притяжения. Чрезвычайно низкие температуры, необходимые для перевода благородных газов в жидкое состояние, подтверждают, что эти силы весьма незначительны. Существует несколько объяснений природы ван-дер-ваальсовых сил, важнейшим из которых является электростатическое взаимодействие, которое основывается на том, что хотя атомы или молекулы в целом электронейтральны, все же в них вследствие орбитального движения электронов постоянно возникают мгновенные электрические дипольные моменты. Взаимодействие мгновенного и индуцированного дипольных моментов называется дисперсионным. Существуют молекулы, обладающие постоянным электрическим дипольным моментом. Они могут взаимодействовать как с аналогичными молекулами, так и с неполярными, но способными к поляризации. Это явление называется ориентационным взаимодействием. Если полярная и неполярная молекулы приходят в соприкосновение, то под влиянием полярной молекулы неполярная поляризуется и в ней возникает (индуцируется) диполь. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы. Такое взаимодействие называется индукционным. Рассмотренные типы взаимодействия относятся к электростатическому взаимодействию. Одной из разновидностей взаимодействия между полярными молекулами является водородная связь. Данная связь формируется между молекулами типа НХ, где X - F, О, N, C1, Вr, I или группа атомов, например, ОН. Связь между водородом и одним из этих атомов характеризуется достаточной полярностью, поскольку связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Водород в данном случае расположен на положительном конце диполя. Два и более таких диполей взаимодействуют между собой так, что ядро атома водорода одной молекулы (положительный конец диполя) притягивается неподеленной электронной парой второй молекулы. Рассмотрим образование водородной связи на примере воды. Здесь водород оказывается одновременно стянутым к кислороду второй молекулы; водород второй молекулы стянут к кислороду третьей молекулы и т д.: Водородную связь обозначают тремя точками. Рассмотренный на примере воды вид водородной связи называется межмолекулярной водородной связью. Образование водородных связей играет важную роль, как в химических, так и в биологических системах. Существование водородных связей в воде чрезвычайно важно для биологических процессов, так как свойства воды (температура кипения и кристаллизации) в значительной мере определяются наличием системы связей О- Н...О-Н. Благодаря водородным связям вода имеет температуру кипения гораздо выше, чем следовало бы ожидать по ее молекулярной массе, а температура плавления воды почти на 200° С превышает ожидаемую на основании ее молекулярной массы. Э.Т.Оганесян "Руководство по химии", М., "Высшая школа", 1991 г.