Тема 4 Типы химической связи. Характеристика веществ с различным типом химической связи
Практическое занятие
Цели:Изучить основные типы химической связи (ковалентная, донорно-акцепторная или координационная, металлическая, водородная).
Дать характеристики связей. Особенности метода валентных связей.
Сигма-пи – связи. Типы гибридизации и геометрия молекул.
Уметь определять свойства вещества по типу химической связи. Особенности металлической и водородной связи.
Изучение данной темы необходимо для понимания теории химической связи в химии и биологии.
План
1 Типы связей
2 Характеристики связи.
3 Метод валентных связей. Сигма - и пи – связи
4 Гибридизация атомных орбиталей
5 Тип связей и свойства веществ. Межмолекулярные взаимодействия
Методические рекомендации
1 Квантовая химия описывает химическую связь, как результат электростатического взаимодействия между электронами валентных подуровней и положительно заряженными остовами атомов. Многие физические и химические свойства веществ определяются типами химических связей. Можно выделить следующие типы связей: ковалентная, ионная, поляр- ная, координационная, металлическая, водородная.
Ковалентная связьобразуется двумя атомами одного и того же элемента, за счет образования общей электронной пары. В результате обобществления двух электронов двух атомов возникает связывающая электронная пара. Например, атом водорода имеет один не спаренный электрон, при образовании молекулы каждый атом предоставляет не спаренный электрон,
Н. + .Н = Н : Н
Чтобы отличить связывающую электронную пару в графических формулах ее изображают двумя точками, расположенными между символами электронов.
В некоторых молекулах ковалентная химическая связь может быть образована не одной, а двумя или тремя электронными парами. В таких случаях говорят об образовании кратной – двойной или тройной – химической связи.
Например, в молекуле азота образуется тройная связь:
Ионная связьобразуется противоположно заряженным ионами, притягивае- мыми друг к другу электростатическими силами.
В молекуле Na+ + Cl - и в кристаллах NaCl не происходит обобществления электронов: атом натрия почти полностью отдает свой электрон атому хлора.
Полярная связьявляется промежуточной между ковалентной и ионной. Электронная плотность между одинарной связью атомами смещена к более электроотрицательному из них. Например, в молекуле HF связывающая электронная пара в большей мере принадлежит электроотрицательному атому фтора.
Координационная связьее отличие от ковалентной полярной связи состоит в механизме возникновения электронной пары: она образуется, если один из атомов (донор) предоставляет электронную пару, а второй (акцептор) – вакантную орбиталь, т. Е. она является донорно-акцепторной.
Металлическая связьобразуется между атомами металлов за счет положитель но заряженных ионов и свободно движущимися электронами.
Водородная связьявляется дополнительной связью водорода и более электро- отрицательного элемента, уже входящего в состав соединения. Эта связь имеет большое биологическое значение.
Характеристики связи
Если центры тяжести отрицательного и положительного зарядов не совпадают, то молекула представляет электрический диполь и может быть охарактеризова- на электрическим дипольным моментом.
Электрический дипольный момент молекулы м равен произведению положи- тельного заряда диполя q+ на длину диполя l (расстояние между центрами тяже сти положительного и отрицательного зарядов) и направлен от отрицательного полюса диполя к положительному. Μ= ql
Дипольный момент молекулы и межъядерное расстояние можно определить экспериментально, и на этой основе вычислить значения эффективных зарядов атомов. В молекулах с чисто ковалентной связью H2, N2, О2 и т.п. эффективные заряды атомов равны нулю. В молекулах, состоящих из атомов разных химичес ких элементов, эффективные заряды не равны нулю, но не равны и расчетным зарядам.. Например в молекуле HF, заряд фтора-1, а атома водорода +1, эффективные заряды равны – 0,42 для фтора, для водорода +0,42. Степень ионности связи I равна отношению эффективного Z эф. И расчетного Z расч. Зарядов атома:
I= Z эф./ Z расч. *100%
Для приблизительной оценки ионности связи используют эмпирическую зависимость степени ионности от разности электроотрицательностей образую- щих связь атомов. Степень ионности равная 50% , соответствует разности электроотрицательностей ∆ X=1,7. Условно принимают, что связи с меньшей разностью электроотрицательностей являются преимущественно ковалентны- ми, а с больщей разностью – преимущественно ионными. Ковалентная связь характеризуется направленностью.Молекулы CH4, NH3, H2O имеют строго определенные значения валентных углов между связями.
Помимо направленности, ковалентные связи характеризуются насыщаемо –стью. Это полное использование валентных электронов, поэтому существуют молекулы H2, N2, CH4, NH3, но не существуют молекулы H3, H4, N3, CH5.
Ненасыщаемость и ненаправленность ионных связей проявляется и в образовании ионных кристаллических соединений типа NaCL, в которых каждый ион окружен шестью ионами противоположного знака.
Энергия и длина связи.Любая молекула может образоваться из свободных атомов при условии, что ее полная длина Е меньше суммы полных энергий свободных атомов. При сближении атомов силы притяжения совершают работу и уменьшают Е. Сила, вызывающая образование химической связи, является равнодействующей сил притяжения и отталкивания. Межъядерные расстояния, при минимальной энергии Е называются длиной связи.
Разность энергий, отвечающая минимуму на кривой зависимости (Е-ч), называется энергией связи Есв.
3 Основные положения метода валентных связей были предложены В. Гейтлером и Ф. Лондоном в 1927 году. Позднее Л. Полинг, Дж. Слейтери другиераспространяли этод метод на более сложные молекулы. Согласно методу ВС возникновение ковалентной связи в молекуле осуществляется обобществлен ной электронной парой. Электронная пара – это два электрона, имеющие различное квантовое число. Связывающая электронная пара образуется при обобществлении, перекрывании орбиталей двух взаимодействующих атомов. Уменьшение энергии при образовании ковалентной химической связи вызвано действием сил электрической природы. При перекрывании электронных орбиталей повышается плотность между ядрами. Чем больше перекрываются орбитали, тем прочнее связь и тем она короче. Кратные связи образуются, если два атома обобщают две или три электронные пары. При образовании кратных связей электронные облака могут перекрываться разными способами.
Если перекрывание атомных орбиталей происходит на линии связи, то образуется П-связь.
4 Геометрия молекулы – это взаимное пространственное расположение ее атомов, которые определяются длинами связей и валентными углами. От геометрии молекулы зависят физические и химические свойства вещества. Для объяснения геометрии молекул привлекается концепция гибридизации атомных орбиталей. Суть концепции гибридизации атомных орбиталей заключается в том, что атомные орбита ли могут геометрически видоизменяться и смешиваться друг с другом таким образом, чтобы обеспечить наибольшее перекрывание с орбиталями других атомов. Это достигается в том случае, если вместо орбиталей, имеющих разные форму и энергию, появляются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали.Число гибридных орбиталей равно суммарному числу исходных орбиталей. Два гибридных SP- облака в результа- те взаимного отклонения распологаются относительно ядра атома таким образом, что угол между ними составляет 180 0, SP 2 – гибридизация, в этом случае возникают три гибридных SP 2 – орбитали. Они располагаются в одной плоскости под углом 120 0 друг к другу. SP 3 – гибридизация, в результате линейных комбинаций одной S –орбита- ли и трех Р- орбиталей образуются четыре SP 3 – орбитали, которые располагаются под углом 109 028/ друг к другу.
5 Характер химических связей между атомами оказывает существенное влияние на физические и химические свойства веществ. Вещества с ионными связями имеют высокие температуры плавления и кипения, в расплавленном состоянии обладают электропроводностью, в воде диссоциируют на ионы.
Вещества с неполярной ковалентной связью имеют низкие температуры кипения и плавления, неэлектролиты, не дисоциируют на ионы. Вещества с полярной связью занимают промежуточное положение. Водородная связь обуславливает некоторые свойства воды, технических полимеров, структуру белка и нуклеиновых кислот. Вещества с металлическим типом связи обладают электропроводностью, теплопроводностью, ковкостью и др. Хотя молекулы в целом нейтральны, между ними существует также межмолекулярное взаимодействие. Как и силы связи между атомами, межмолекулярные силы имеют электрическую природу. Они обусловлены полярностью и поляризуемо- стью молекул.
Различают три типа межмолекулярного взаимодействия. К первому типу относится ориентационное взаимодействие двух полярных молекул. Чем более полярны молекулы, тем прочнее связь. С повышением температуры ориента-ционное взаимодействие ослабляется. Второй тип – индукционное взаимодей- ствие между полярной и не полярной молекулами. Оно зависит от напряженно- сти электрического поля полярной молекулы, но не зависит от температуры. Третий тип – дисперсионное взаимодействие между двумя неполярными молекулами. Все три типа межмолекулярного взаимодействия часто называют мм – дер – ваальсовыми силами.
Контрольные вопросы
1 Какую химическую связь называют ковалентной?
2 Как можно классифицировать химическую связь по типу перекрывания электронных облаков? Рассмотрите тип перекрывания атомных орбиталей в молекуле азота, кислорода.
3 Что такое полярность связи? Дайте ее количественную характеристику. От чего зависит полярность связи?
4 Дайте характеристику ковалентной связи: направленность и насыщаемость. В чем состоит причина направленности ковалентной связи?
5 Что называется ковалентным углом? Как изменяются валентные углы у молекул воды и аммиака? Обоснуйте строение этих молекул.
6 Что такое кратность связи?
7 Опишите количественные характеристики химической связи.
8 Как изменяются длины и энергия связей при переходе от одинарной к кратной связи (двойной, тройной)?
9 В чем сущность и причина гибридизации атомных орбиталей? Приведите примеры различных типов гибридизации молекул и укажите их геометрию.
10 Какие силы межмолекулярного взаимодействия называются ориентационными, индукционными и дисперсионными?
Рекомендуемая литература
Основная:
1 Хомченко Г. П., Цитович И. К. Неорганическая химия. – М.: Высш.шк.1978. глава 3 стр. 76-107
2 Князев Д. А., Смарыгин С. Н. Неорганическая химия. – М.: Высш.шк.1990. стр. 112-152
Дополнительная:
3 Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высш. шк.,1984.-224с.