Письменная консультация по теме:

«Химическая связь»

Ковалентная связь - химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Виды ковалентной связи:

σ-связь (сигма)-образуется перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (любые АО)

π-связь (пи)- образуется перекрыванием АОнад и под воображаемой линией, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (р-р,d-р,d-d,f-p,f-d,f-fАО)

δ-связь (дельта)- образуется перекрываниемd-орбиталей, лежащихв параллельных плоскостях (при наложении друг на друга и перекрывании всеми четырьмя лепесткамиd-облаков в 4-х областях)

Прочность связи уменьшается: >>, т.к. уменьшается степень перекрывания.

Существует два квантовомеханических подхода к описанию ковалентной связи:

• Метод молекулярных орбиталей (МО) (образование химической связи – это результат перехода ē с АО на молекулярную (МО), охватывающую все атомы)

• Метод валентных связей (ВС)

В рамках метода валентных связей (ВС) химическая связь рассматривается как локализованная, двухцентровая, двухэлектронная связь. Каждый из двух атомов предоставляет для формирования связи по одной атомной орбитали (АО), который перекрываются и в области связывания появляются два электрона с антипараллельными спинами. Связывающие электронные пары (СП) могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму

Механизмы образования ковалентной связи по методу ВС

• Обменный(по одному электрону от каждого атома) – связь образуется за счет перекрывания АО, имеющих по одному неспаренному валентному электрону

• Донорно-акцепторный- образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Особенности ковалентной связи:

• Насыщаемость (образование атомами ограниченного число связей - образование общей пары е насыщает одну и другую орбитали). По принципу Паули запрещается использование дважды одной и той же АО для образования связи.Формирует состав молекул.

• Направленность(перекрывание АО по определенным направлениям) – АО пространственно ориентированы вокруг ядра атома, поэтому их перекрывание происходит по определенным направлениям. Количественно выражается величиной валентных углов между направлениями химических связей. (Валентный угол - это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов).Формирует пространственную структуру молекул.

• Полярность - общая пара е смещается в сторону атома с большей ЭО, образуется диполь.

Валентность -способность атома образовывать определенное число химических связей. Валентностьпо обменному механизмуравначислу внешних неспаренных электронов в атоме. Различают валентность восновном (В) ивозбужденном(В*) состоянии атома.

Кислород, азот и фтор – возбужденного состояния нет (нет 2d-подуровня)

Распаривание электронов возможно только в пределах одного энергетического уровня.

Хлор Cl – аналог фтора – валентности: В=1, В*= 3, 5, 7 - вследствие наличия свободныхd-орбиталей на третьем энергетическом уровне:

Cо…3d⁷4s2 В⁰= 0 – нет внешних неспаренных электронов в основном состоянии

В возбужденном состоянии:

ВЫВОД: Для большинства d-элементоввалентность восновномсостоянии равна 0, т.к. на внешнем уровне нет неспаренных электронов. При переходе ввозбужденное состояниеs-электроны распариваются,валентность возрастает. При этом кроме внешних валентными становятся неспаренныеd-электроны предвнешнего подуровня.

Характеристика ковалентной связи:

• Неполярная ковалентная связь– в молекулах простых веществ:Н₂, О₂, N₂, Cl₂, и др., связывающая электронная пара равномерно распределена между атомами (∆ЭО = 0 и µ_св=0) Связь образована атомами одного элемента (простое вещество) - ∆ЭО = 0:N₂, Н₂, О₂и т.д.

• Полярная ковалентная связь– в молекулах сложных веществ связывающая электронная пара смещена к атому с большей ЭО, например:HClЭО(Н) = 2,1 ˂ ЭО(Cl) = 3 (∆ЭО≠0 µ_св≠0), электронная пара смещена к атому хлора и на нем возникаетэффективный отрицательный заряд–q, а у атома Н -эффективный положительный заряд+q.

В результате образуется электрический диполь – система из двух равных и противоположных по знаку зарядов.

Длина диполя l_д - расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (δ-и δ+)

Электрический момент диполя связи(количественная мера полярности) µ_св=q∙ l_д (Кл∙м)

µ_св-вектор, направленный к отрицательному полюсу. При ↑ ∆ЭО q ↑ и µ_св↑

Чем больше ЭО, тем больше_сви, следовательно, связь более полярная

Полярность молекулыопределяется геометрической структурой молекулы и полярностью связей, их числом и направленностью и характеризуется значениемµ_м - электрического момента диполя молекулы, µ_м = ∑ µ_св. Векторную сумму определяют сложением векторов µ_свпо правилу параллелограмма сил. Чем ↑ µ_м, тем полярнее молекула.

Молекула неполярная ∑ µ_св= 0 Молекула полярная ∑ µ_св≠ 0

Двухатомные молекулы имеют линейную структуру, в простом веществе связи неполярны и молекула неполярна, двухатомная молекула сложного вещества всегда полярна.

Полярность многоатомной молекулы сложного вещества определяется ее геометрической структурой.

Гибридизация АО -смешение АОс разными (s-, p-, d-илиf-АО), но близкими энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей, симметрично расположенных в пространстве

При гибридизации химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», или гибридных АО, электронная плотность в которых смещена в сторону образования связи. Поэтому перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей , химические связи прочнее и молекула более устойчива.

Гибридная АО

Пространственная структура молекул определяется числом и направленностью химических связей в молекуле.

1. Двухатомные молекулы – все двухатомные молекулы линейные