Вопрос № 1. Механизм образования и виды химической связи (40 мин.).

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

Проведения лекционного занятия

по дисциплине «Химия»

для курсантов 1 курса по специальности 280705.65 –

«Пожарная безопасность»

РАЗДЕЛ I

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

ТЕМА 1.3

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И ТИПЫ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ МОЛЕКУЛ

ЗАНЯТИЕ № 1.3.1

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И ТИПЫ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ МОЛЕКУЛ

Обсуждена на заседании

кафедры гуманитарных и социально-экономических дисциплин

протокол №__ от «___»________2013г.

Владивосток

2013 г.

I. Цели занятия

Учебная: знакомство с различными типами химических связей как формами взаимодействия атомов; типами взаимодействия молекул и различными агрегатными состояниями веществ.

Воспитательная: воспитывать у обучаемых ответственность за подготовку к практической деятельности.

II. Расчет учебного времени

Содержание и порядок проведения занятия	Время, мин
ВВОДНАЯ ЧАСТЬ
ОСНОВНАЯ ЧАСТЬ
Учебные вопросы
1. Механизм образования и виды химических связей
2. Количественные характеристики химических связей
3. Строение газов, жидкостей и твердых тел
ЗАКЛЮЧИТЕЛЬНАЯ ЧАСТЬ

III. Литература

Основная

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное-М.: Интеграл-Пресс, 2007.-728 с.

2.Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян, В.Р. Малинин, Г.К. Ивахнюк, Н.Ю. Кожевникова. Химия. Курс лекций. Учебное пособие по спец. 280104.65 – Пожарная безопасность. /Под ред. Проф. В.С.Артамонова /СПб.: Санкт-Петербургский университет ГПС МЧС России, 2011 г. – 425 с.

3. Некрасов Б.В. Основы общей химии. – 4-е изд.,- СПб: Изд-во «Лань», 2003. - 656 с.

Дополнительная

1. Суворов А.В., Никольский А.Б. Вопросы и задачи по общей химии., - СПб: Химиздат, 2002.- 304 с.

Нормативно-правовые документы

1. ГОСТ 12.1.004 – 91 ^*. Пожарная безопасность. Общие требования

IV. Учебно-материальное обеспечение

1. Технические средства обучения: телевизор, графопроектор, видеомагнитофон, DVD-проигрыватель, компьютерная техника, интерактивная доска.

2. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева, демонстрационные плакаты, схемы.

V. Текст лекции

Тема 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И

ТИПЫ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ МОЛЕКУЛ

ВВОДНАЯ ЧАСТЬ (3 мин.)

Преподаватель проверяет наличие слушателей (курсантов), объявляет тему, учебные цели и вопросы занятия.

ОСНОВНАЯ ЧАСТЬ ( 85 мин)

Вопрос № 1. Механизм образования и виды химической связи (40 мин.).

Химическая связь – это сила, удерживающая вместе атомы, молекулы, ионы при образовании простых и сложных веществ.

Без учения о химической связи нельзя понять причин многообразия химических соединений, механизма их образования, строения и реакционной способности. Природу химической связи и механизм образования молекул можно объяснить с позиции учения о строении атома. При образовании молекул происходит электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами.

Величина этой силы притяжения зависит от электронной конфигурации внешней оболочки атомов.

Группа	I	II	…	VI	VII	VIII
Строение внешнего электронного уровня	ns1	ns2		ns2np4	ns2np5	ns2np6
	Элементы I – VII групп имеют незавершенные уровни, которые в процессе химического взаимодействия завершаются, образуя оболочку инертного газа	Завершенный электронный уровень

У атомов на внешнем уровне может быть от 1 до 8 электронов. Если на внешнем уровне содержится максимальное число электронов, которое он может вместить, то такой уровень называется завершенным. Завершенные уровни характерны для инертных газов:

Не 1s²; Ne 1s² 2s² 2p⁶; Ar 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.

Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов.

Современные представления о природе химической связи основаны на электронной теории валентности, которая была разработана в 1916 г. Г.Н. Льюисом и В. Косселем.

Основными положениями электронной теории валентности являются:

1. Атомы, образуя связи, приближаются к достижению наиболее устойчивой (имеющей наименьшую энергию) электронной конфигурации.

2. Атомы могут либо терять, либо приобретать электроны, образуя при этом ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Ионы имеют устойчивую электронную конфигурацию. Между ионами образуется химическая связь, представляющая собой электростатическую силу притяжения. Такая связь называется электровалентной или ионной.

3. Атомы могут также приобретать устойчивые внешние электронные конфигурации путем обобществления электронов. Возникающая при этом связь называется ковалентной.

4. Особый случай представляет собой металлическая связь, которая реализуется в металлах и сплавах.

Таким образом, различают три типа химической связи, которая осуществляется за счет перераспределения или обобществления валентных электронов: ионная, ковалентная и металлическая.

Ионная связь

Ионная связь представляет собой электростатическую силу притяжения между ионами с противоположными зарядами. Она образуется в результате переноса одного или нескольких электронов с одного атома к другому.

Наиболее типичные ионные соединения состоят из катионов металлов, принадлежащих I и II группам периодической системы, и анионов неметаллов VI и VII групп.

Рассмотрим процесс образования ионной связи в хлориде натрия NaCl.

Имеются 2 пути получения оболочки инертного газа:

Na 1s²2s²2p⁶ 3s¹ - e^- ® Na⁺ 1s²2s²2p⁶

оболочка Ne

Cl 1s²2s²2p⁶ 3s²3р⁵ + е^- ® Cl^- 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶

оболочка Ar

Ионы представляют собой очень устойчивые частицы, поскольку имеют электронную оболочку инертного газа. Между ними действует сила электростатического притяжения. Ионная связь отличается ненаправленностью, ненасыщаемостью. Поле, создаваемое ионом, симметрично, и все другие окружающие ионы, испытывают его действие.

Вследствие ненасыщаемости ионной связи ион в кристалле может взаимодейтсвовать одновременно с несколькими противоположно заряженными ионами.

Ионная связь образуется в том случае, если элементы сильно различаются по электроотрицательности, а именно разность электроотрицательностей элементов, входящих в соединение, Dc ³ 1,8.

Для молекулы хлорида натрия:

c (Na) = 1,01; c (Cl) = 2,83; Dc = 2,83 – 1,01 = 1,82

Надо помнить, что молекул с чисто ионной связью не существует. Чем больше разность электроотрицательностей, тем больше степень ионности связи. Так, максимально близка к ионной связь во фториде цезия CsF, где

Dc = 4,10 – 0,86 = 3,24

Соединения с ионной связью называются ионными.

Ковалентная связь

Ковалентная связь – это двухэлектронная, двухцентровая связь, осуществляемая за счет обобществления пары электронов.

Рассмотрим механизм образования ковалентной связи на примере молекулы водорода Н₂.

Ядро каждого атома водорода окружено сферическим электронным облаком 1s- электрона. При сближении двух атомов ядро первого атома притягивает электрон второго, а электрон первого атома притягивается ядром второго. В результате происходит перекрывание их электронных облаков с образованием общего молекулярного облака. Таким образом, в результате перекрывания электронных облаков атомов образуется ковалентная связь.

Схематически это можно изобразить следующим образом:

Н× + ×Н ® Н : Н

Аналогично образуется ковалентная связь в молекуле хлора:

_{. . . . . . . .}

: Cl× + ×Cl ® Cl : Cl :

^{. . . . . . . .}

Если связь образуют одинаковые атомы ( с одинаковой электроотрицательностью), то электронное облако располагается симметрично относительно ядер двух атомов. В этом случае говорят о ковалентной неполярной связи.

Ковалентная полярная связь образуется, когда взаимодействуют атомы с различной электроотрицательностью.

_{. . . .}

Н× + ×Cl ® Н : Cl :

^{. . . .}

Электронное облако связи несимметричное, смещено к одному из атомов с большей электроотрицательностью, в данном случае к хлору.

Приведенные примеры характеризуют ковалентную связь, которая образуется по обменному механизму.

Второй механизм образования ковалентной связи – донорно-акцеп-торный. В этом случае связь образуется за счет неподеленной электронной пары одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора):

Н₃N:+ []H⁺ ® [NH₄]⁺

Ковалентная связь (по полярности)
ковалентная полярная	ковалентная неполярная
Н2О, NH3, HCl, SO2, FeBr3, СН4	H2, O2, Cl2, F2, N2
0 < Dc < 1,8	Dc = 0

Соединения с ковалентной связью называются атомными.

Металлическая связь

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов (1 е^- - 16 элементов; 2 е^- - 58 элементов,

3 е^- - 4 элемента; по 5 е^- у Sb и Bi, а 6 е^- у Ро). Последние три элемента не являются типичными металлами.

В обычных условиях металлы представляют собой твердые кристаллические вещества (кроме ртути). В узлах металлической кристаллической решетки находятся катионы металлов.

Валентные электроны обладают небольшой энергией ионизации, и поэтому слабо удерживаются в атоме. Электроны перемещаются по всей кристаллической решетке и принадлежат всем его атомам, представляя собой так называемый “электронный газ”. Таким образом, химическая связь в металлах сильно делокализована. Этим определяются такие характерные для металлов свойства как высокие тепло- и электропроводность, ковкость, пластичность.

Металлическая связь характерна для металлов и сплавов в твердом и жидком состоянии. В парообразном состоянии металлы состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных), связанных между собой ковалентными связями.

Водородная связь

Еще в XIX веке было замечено, что соединения, в которых атом водорода непосредственно связан с атомами фтора, кислорода, азота, обладают рядом аномальных свойств (высокие температуры плавления и кипения).

Водородная связь – это связь между атомом водорода и сильно электроотрицательным элементом (F, O, N, в меньшей степени Cl и S).

В таких соединениях, водород, связанный с каким-либо электроотрицательным элементом, одновременно может притягиваться к другому атому с высокой электроотрицательностью. Энергия притяжения невелика и составляет от 4 до 40 кДж/моль. Обозначают водородную связь точками (×××).

Небольшая энергия водородных связей приводит к тому, что они легко возникают и легко разрушаются. Длина водородной связи намного больше длины ковалентной.

Связь	r0, нм
О – Н	0,97
О ××× Н	1,75

Энергия водородных связей зависит от электроотрицательности соседнего с водородом атома.

Связь	Е, кДж/моль
H×××F
H×××O
N×××H

Водородная связь распространена достаточно широко и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах диссоциации и растворения. Установлено, что, например, вода в жидком состоянии находится не в виде отдельных молекул, а в виде ассоциатов:

Н Н – О

\ N \

О L Н – О Н

/ \

Н Н

Водородные связи в молекуле воды определяют ее высокое поверхностное натяжение и аномальные свойства (например, высокую температуру кипения). В кристаллическом состоянии вода (лед) имеет пространственную кристаллическую решетку типа алмаза.

Рассмотренные случаи относятся к межмолекулярным водородным связям. В молекулах некоторых органических веществ имеет место внутримолекулярная водородная связь. Такие связи наблюдаются, например, в молекулах белков, нуклеиновых кислот.