Ионная связь. Механизм возникновения, валентность элементов в ионных соединениях
Ионная связь – такая связь, при которой преобладают электростатические взаимодействия между атомами. И.с. возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности. (NaCl: Na – e -> Na+ ; Cl + e -> Cl- ; Na+ + Cl- -> NaCl
Ионы натрия и хлора сближаются, пока силы притяжения не компенсируются силами отталкивания одноимённых зарядов электронных оболочек. Ионы занимают в пространстве строго определённое место. Если взаимодействуют тв. Na и г. Cl, то образуется твердокристаллическая решётка NaCl. Если взаимодействие происходит в растворе – ионы Na и Cl – в сольватированном виде (в сл. воды – в гидротированном). Вокруг ионов образуется оболочка растворителя. При кристаллизации из раствора образуется кристаллическая решётка. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретённых электронов. Координационное число показывает сколько ионов противоположного знака в растворе ион данного знака (к.ч. Na=6, к.ч. Cl=6). Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Весь кристалл представляет собой одну гигантскую молекулу. Соединений с чисто ионной связью не существует (имеет место определённая ковалентность). Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую температуру плавления и кипения. Соединения с ионной связью – проводники второго рода.
Ковалентная связь.
К.с. возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с ковалентной связью определяется по числу электронных пар. Для определения относительных зарядов в атомах с ковалентной связью надо мысленно связь разорвать и руководствоваться следующим правилом: при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящего, а в пределах главной подгруппы от ниже стоящему к выше. Механизм возникновения ковалентной связи: 2 метода объяснения: 1 – метод валентных связей, 2 – метод молекулярных орбиталей. В основе м.в.с. лежит 3 положения:
- Химическую связь образуют 2 электрона с противоположно направленными спинами. Имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей, при этом в пространстве между атомами возникает повышенная плотность электронного облака и к этой области притягиваются ядра атомов и оставшиеся электроны.
- Химическая связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрытие орбиталей.
- Чем больше взаимное перекрытие электронных орбиталей, тем прочнее связь.
Валентными являются неспаренные электроны. Для определения числа валентных электронов необходимо изобразить электронную оболочку атома в форме энергетических ячеек. В нормальных условиях S двух валентна а Cl – 1, однако в возбуждённом состояния S – может проявить валентность 4 и 6, а хлор – 3, 5, 7. Атомы серы и хлора можно возбудить. При возбуждении за счёт поступающей из вне энергии имеет место распаривание электронных пар и переход электрона на более удалённый подуровень. Затраченная энергия должна компенсироваться при протекании реакции с участием возбужденных атомов.
Метод молекулярных орбиталей: метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно м.в.с в молекуле кислорода нет неспаренных электронов. Если в-во не имеет неспаренных электронов, то оно не имеет магнитного поля и выталкивается из внешнего магнитного поля (диамагнетик). Если вещество имеет собственное магнитное поле, оно втягивается во внешнее поле (парамагнетик). Кислород – парамагнетик. С т.з. вал связей трудно объяснить, что ряд веществ, теряя электроны, становятся прочнее. При возникновении химической связи электроны переходят на молекулярные орбитали. Различают два вида молекулярных орбиталей: связывающие и разрыхляющие. При возникновении связовающих волновые ф-ции электронов складываются таким образом, что в межъядерном пространстве плотность электронного облака повышается, ядра притягиваютя к этой области. В случае разрыхляющих орбиталей – между ядрами происходит разрежение электронной плотности и ядра отталкиваются. Разрежённые электроны обладают избыточной энергией, если молекула теряет электрон, то она теряет его с разрыхляющей орбитали и становится прочнее.
9) Направленность ковалентной связи. Строение молекул H2, Cl2, HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, BCl3, BeCl2. Гибридизация электронных облаков, s и p связь. Строение молекул этилена, ацетилена.
В случае ковалентной связи взаимное перекрытие электронных облаков в пространстве определяет форму молекулы.
1)AA, BB. Этот тип молекул характерен для Н2 (s-связь), галогенов, и соединений Н с галогенами. (см.рис).Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая атомы s-связью(см.рис).
2)А2В. Этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н2О, Н2S.(см.рис) ( Н2О – угол –1050, Н2S – 920 35’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса цельсия.
3)А3В. Элементы главной подгруппы 3 группы(N,P,As,Sb). NH3 (см.рис).
4)А4ВГлавная подгруппа 4 группа(Si,C,Ge,Sn). СН4 – электроны последнего уровня углерода – s2p2. После возбуждения - sp3. (см.рис).Гибридизация электронных облаков. s2p2 ® sp3 ® q4 Гибридизация требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется при протекании реакции образования связи. Все связи энергетически равноценны.
5)АВ3– характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B,Al,Ga,In,Tl) BCl3. s2p ® sp2 ® q3 (см.рис).
6)АВ2 –для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl2 (линейная структура, угол – 1800). sp ®spа q2 d2 sp3 ® q6 (см.рис) Сигма и p - связь. Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной - s-связь. 1)C2H4 – этилен 2)C2Н2 – ацетилен При образовании молекул этилена происходит неполная гибридизация электронов оболочки атомов углерода. s2p2 ® sp3 ® sp2p ® q3p Негибридизорованные электроны в плоскости, перпендикулярной плоскости, где расположены атомы этилена, образуют p - связь(см.рис).Повышение электронной плотности образуется между ядрами – стягивание ядер. При образовании p - связи электронные облака перекрываются в меньшей степени, чем сигма-связь (в случае сигма-связи облака гибридизированы, что обеспечивает их большее перекрывание), поэтому p - связь менее прочная
10) Полярная связь. π –полярная молекула.
Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. ЭОa>Эоb -> общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса.(см.рис5) Такая структура молекулы носит название полярная структура. Полярная молекула HCl (см.рис6) Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название П.К.С. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. 1) Cl2-чисто ков.связь(см.рис7), 2) НСl-полярная связь(см.рис8) 3) NaCl-ионная связь(см.рис9).Вывод:любая химическая связь образованна электронными парами. Расположение электронных пар в молекуле опред. отн. ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относит. атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов.(полярная связь) При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. (см.рис10) Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент. µ=ē*l. l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем. ē(?)~4,8*10**-10 эл.стат.ед. µ=D*10**-18. D-единица Дебая. Для полярных соединений µ=0ч4D, для ионных соединений µ=4ч11D(?), для ковалентных соединений µ=0. Наличие полярных структур молекул приводит к тому, что могут возникать ассоциаты-агрегаты состояний из нескольких молекул. Возн. ассоциат есть рез-т проявления водородных связей.(Н2О)x (НF)y (см.рис11) Общая эл. пара смещена к атому О. Атом Н практически лишен электронной оболочки. Несимметричная структура воды приводит к поляризации связи => наличие водородных связей => аномальные свойства воды. 1) dmax(максимальная плотность) при +4?C – (Н2О)2 2) Вода обладает максимальной теплоемкостью среди всех жидкостей. При нагревании воды энергия идет на разрыв водородных связей (энергия затрачивается не только на движение молекул воды) 3) lo-н=0,96А? lо…н=1,76А? Е(водородной связи)=20ч40кДж/моль. Водородная связь(?)