Вы вошли как ГостьПриветствую Вас, Гость
Главная » 2013 » Июль » 10 » 8. Типы химических связей
15:20
8. Типы химических связей

Мы рассмотрели механизм образования химической связи на простейшем примере – молекуле водорода Н2. Теперь разберем особенности более сложных случаев. Примеры определения числа сигма и пи-связей в молекулах.

Итак, для начала, взгляните на рисунок 1; под позицией а.) представлены две валентные p-орбитали двух атомов, для упрощения, сами атомы не изображены. Под позицией б.) показаны те же орбитали, но после образования химической связи, хорошо видна область перекрытия электронных орбиталей (заштриховано), центр которой находится на линии соединяющей ядра атомов.

При этом, отмечу, что оба атома одного элемента, то есть одинаковы. Поэтому, расстояние от каждого из двух ядер до центра области перекрытия одинаковое, и оба электрона, образующие химическую связь, находятся равные промежутки времени у каждого атома. Под позицией в.) изображен случай двух различных атомов, при этом они на могут быть абсолютно равнозначны, и электронам "нравится” на орбитали одного чуть больше чем у другого. Это происходит из-за разного заряда ядер двух атомов и различного расстояния от ядра до валентной орбитали. Чем меньше размеры атома, следовательно, ниже верхний электронный слой и валентные электроны; а так же, больше заряд ядра атома, тем больше электрону нравится на его валентных орбиталях и меньше желание уходить.

В приведенном примере, электронам больше нравится у атома №2, расположенного справа, на его орбитали изображены оба электрона. При этом не надо забывать, что и ко второму атому они иногда наведываются.

Рисунок 1.

Степень удержания электрона на своих валентных орбиталях называется сродство к электрону, которое равно количеству энергии, которую выделит один моль атомов при присоединении одного моля электронов. При этом атомы становятся ионами с зарядом 1-, отрицательные ионы называются анионы. Если от одного моля атомов оторвать один моль электронов, то на это израсходуется некоторое количество энергии, которую называют – энергия ионизации. При этом атомы приобретают заряд 1+, положительно заряженные ионы называются катионы.

Для одних и тех же атомов можно определить и энергию ионизации и сродство к электрону. Но, для тех атомов, которые при образовании связей склонны отдавать валентные электроны (все металлы), принято оценивать энергию ионизации. А если, атомы склонны принимать электроны (кислород, галогены) то сродство к электрону. На практике удобнее пользоваться величиной электроотрицательности, показывающей, насколько атом хочет заполучить электроны, в том числе, ранее потерянные.

На рисунке 1, под позицией г.) показан крайний случай, когда один атом так слабо держал свои электроны, а второй столь хотел их заполучить, что оба валентных электрона поселились у атома №2. При этом атом №1 стал катионом с зарядом 1+, а атом №2 стал анионом с зарядом 1-. В целом, двух атомная молекула осталась электронейтральной (заряд "0”).

В случае одинаковых атомов нет смещения максимума электронной плотности. Такая химическая связь носит название – ковалентная неполярная. Если атомы разные, но разница в электроотрицательности невелика, то смещение электронной плотности заметно, но не велико. Такая химическая связь называется – ковалентная полярная. Слово: ковалентная, означает – прочная, так как такая связь не имеет ярко выраженных центров высокой электронной плотности, и при атаке извне мало уязвима (об этом подробнее в теории растворимости).

В случае, если связь образованна атомами с большой разницей в электроотрицательности, происходит отрыв от менее электроотрецательного атома его родного, валентного электрона с переходом электрона к более электроотрицательному атому. При этом оба атома становятся ионами, связь носит название – ионная.

В случае образования химической связи атомами металлов происходит интересная картина. Металлы – это химические элементы, атомы которых в любой химической реакции, всегда только отдают электроны, очень уж непрочно они у них держаться. Наиболее металичные металлы – щелочные, у них один электрон на внешнем электронном слое, на очень существенном расстоянии от нижестоящих электронов. Щелочные металлы являются наименее электроотрицательными элементами в таблице Менделеева. На втором месте щелочноземельные металлы, у них по 2-3 электрона на внешнем электронном слое (кроме переходных металлов), ярчайшие представители: кальций, алюминий, барий, магний. Затем, переходные металлы – наименее металличные из всех металлов, именно переходные металлы составляют большую часть таблицы, но, многие из них мало распространены в природе.

После металлов идет водород – "пограничник” между металлами и неметаллами, сам при этом является неметаллом. Наиболее электроотрицательные элементы: фтор и кислород, затем идут галогены, и завершают ряд остальные неметаллы.

В случае металлической связи, позиция д. на рисунке 1, все атомы отдают свои валентные электроны, но, ни один не принимает. На рисунке показан слиток щелочного металла, например натрия, катионы с зарядами 1+ выстроились в регулярную, симметричную решетку, а отданные электроны (на рисунке не показаны) болтаются между ними в свободном полете, по всему куску металла. Пунктирной линией, показаны пустые 3s0 орбитали атомов натрия. Обобщенная система электронной плотности, в случае металла, представляет собой сумму валентных орбиталей всех атомов в слитке, сколь бы велик он не был. Эта особенность металлической связи и обуславливает высокую электропроводность металлов, а так же остальные их металлические свойства (блеск, ковкость, теплопроводность).

Ионная связь, как Вы наверное уже поняли, реализуется между атомами металла и неметалла, так как у них достаточно велика разница в электроотрицательности. А ковалентная неполярная – только для двух атомов неметаллов. При этом, атом металла всегда имеет положительный заряд, и является катионом; а связанный с ним неметалл, отрицательный заряд, и является анионом. Связь между ними происходит не столько, из-за максимума электронной плотности между ядрами атомов, сколько из-за кулоновского притяжения разноименно заряженных катиона и аниона.

Последний тип связи, который я хотел бы рассмотреть – водородная связь, это химическая связь, образованная за счет кулоновского притяжения частично положительно заряженного протона водорода (катиона водорода Н+) к области другой молекулы с высокой электронной плотностью (то есть с высокой посещаемостью электронами). Классические примеры: вода Н2О, хлороводород HCl, фтороводород HF и др. В этих соединениях мы видим, что водород соединен с атомом много более электроотрицательного элемента. Следовательно, валентный электрон атома водорода почти полностью перешел на орбиталь к напарнику. На атоме водорода, оба электрона, образовавшие химическую связь, почти не появляются, поэтому, он становится практически катионом водорода. Имея заряд почти 1+, катион водорода успевает притягиваться не только к своему почти аниону (в случае воды – ОН, с почти 1- на кислороде) но и к частям других молекул, имеющим отрицательный или почти отрицательный заряд. Таким образом, образуется межмолекулярная водородная связь. Возможно образование и внутримолекулярной водородной связи, но только в достаточно больших молекулах.

О более сложных молекулах и типах гибридизации мы поговорим в следующий раз.

Категория: Фундамент | Просмотров: 1724 | Добавил: Chemadm | Теги: классы соединений, строение вещества, Химическая связь | Рейтинг: 4.7/24
Всего комментариев: 0
Добавлять комментарии могут только зарегистрированные пользователи.
[ Регистрация | Вход ]