Представления о химических связях: ковалентные, металлические, ионные связи, связи Ван-дер-Ваальса. Химическая связь в комплексных соединениях

Нет такой избитой темы, которую

нельзя было бы избить еще раз.

Академик А.Л.Бучаченко

- Атомы

- Молекулы – нейтральные частицы с химическими свойствами

- Ионы – заряженные частицы (катионы, анионы);

- Свободные радикалы – частицы со свободной валентностью

·NH₂

·CH₂

Химическая связь – вид межатомного взаимодействия в молекулах, ионах и кристаллах. Она характеризуется длиной связи, валентным углом и энергией связи.

1. Длиной связи называется расстояние между центрами атомов, образующих данную связь (межядерное расстояние)

А В

○----------------------○

межъядерное расстояние

Обычно длина связи составляет ~ 100 пм

Для молекул Н₂ – 74, N₂ –110, O₂ – 121,

H-F–100; H–Cl – 127; H–Br – 141; H-J – 162 пм соответственно.

2. Валентный угол – определяет геометрическое строение молекул

3. Энергия связи – является мерой прочности, это количество энергии, затрачиваемой на ее разрыв.

При разрыве связи энергия затрачивается, т.е. энергия разрыва – всегда положительна; при образовании энергия выделяется, т.е. энергия образования – отрицательна.

СН₄ С + 4Н

Энергия разрыва = 1649 кДж/моль

Ес-н = 1649/4 = 412 кДж/моль

Последовательный отрыв атомов водорода от молекулы метана связан с затратой энергии, равной соответственно 427; 368; 519; 335 кДж/моль, но среднее арифметическое значение энергии отрыва совпадает со средней энергией связи:

Е(с-н) = (427 + 368 + 519 + 335)/4 = 412кДж/моль

Основные виды связей

1. Ионная связь

Структурной единицей являются катионы и анионы.

Связь образуется за счет электростатических сил притяжения между противоположно заряженными ионами (между атомами с резко отличающейся электроотрицательностью).

Электроотрицательность (χ) - способность атома элемента смещать к себе электронную плотность химической связи и равна:

χ = 1\2(I +Е)

I – энергия ионизации;

E – сродство к электрону (с положительным знаком)

Свойства ионной связи: не имеет направленности и ненасыщаема, так как сила притяжения между ионами зависит только от расстояния между ними и не зависит от их взаимной ориентации.

2. Ковалентная связь

Связь образуется за счет электронной пары, принадлежащей обоим связываемым атомам.

Виды ковалентной связи: неполярная и полярная и донорно-акцепторная.

Неполярная ковалентная связь (общие электроны в равной степени принадлежат обоим связываемым атомам) образуется между атомами одного элемента, например, связь в молекулах Н₂, Сl₂:

Н : Н :Сl:Cl:

Точками обозначены электроны наружного электронного слоя.

Полярная ковалентная связь образуется между атомами элементов с различной электроотрицательностью (сложных веществ). При этом общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома и молекула поляризуется, одна ее часть несет частичный положительный заряд (+δ), другая – отрицательный (-δ).

Например, связь в молекулах LiH и HF:

..

Li :H H :F:

^{. .}

+δ -δ +δ -δ

Полярность связи характеризуется дипольным моментом μ = q∙l , где q –абсолютное значение положительного и отрицательного зарядов, l – расстояние между зарядами. Полярность (степень ионности) связи зависит от разности электроотрицательности атомов, составляющих молекулу.