25.Ионная связь как одна из составляющих реальной химической связи. Металлическая связь.

При образовании ионной связи атомы стремятся приобрести конфигурацию межэлектродных орбиталей благородных газов за счет отдачи и присоединения электронов.

Важно отметить, что чисто ионные связи, так и чисто ионные соединения не существуют. На это указывают 2а факта:

-экспериментальные исследования показывают, что степень окисления и эффективный заряд в кристаллической структуре не совпадают.

-энергетический рассчет указывает, что формирование ионной связи энергетически не выгодно.

Потенциал ионизации- энергия, которая затрачивается для отрыва электрона от атома.

Сродство электрона-энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. В этом случае затрачивается энергии больше, чем ее выделяется. Значит образование ионных связей энергетически не выгодно.

Ме-связь-многоцентровая связь с дефицитом электронов в твердых и жидких веществах, основанная на обобществлении электронов.

В кристаллической структуре Ме наблюдается дефицит электронов и поэтому они образуют не общую электронную пару, а общие е, которые свободно перемещаются по объему всего кристалла Этим обусловлены такие свойства Ме, как высокая электро- и теплопроводность.

Общее у ковалентных и Ме связей то, что они основаны на обобществлении е. Разница в том, что Ме связь не обладает свойствами ковалентных связей: насыщаемость, поляризация, направленность.

Чисто Ме связью обладают только щелочные и щелочноземельные Ме, энергия атомизации которых не высокая. Температура щелочных Ме меньше 100

Может образовываться ковалентная связь за счет свободных d и f орбиталей. У этих Ме энергия атомизации высокая. Поэтому существует смешанный тип связи- ковалентно-механическая св.

Ме-ков. Св. образуется разными Ме, которые в ПСМ находятся рядом друг с другом. А Ме-ионная обр. Ме, которые наход. ПСМ далеко друг от друга. Если Ме находятся рядом в ПСМ, то у них небольшая разница электроотрицательности, если далеко, то большая разница электрооотрицательности. Чем больше разность электроотрицательности, тем больше ионных связей.

26.Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь. Химическая связь в твердых неорганических веществах.

Силы Ван-дер-Ваальса (межмолекулярное притяжение) –слабый вид межмолекулярных связей, по своим свойствам ненасыщенные и ненаправленные. Они действуют в веществах, находящихся в жидком и газообразном состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах.

1. Ориентационный эффект – возникает только в полярных веществах, молекулы которых представляют собой диполи. При этом молекулы вещества поворачиваются друг к другу разноименными полюсами. Величина тем больше, чем больше электрический момент диполя молекул и чем меньше расстояние между ними. С ростом температуры эффект уменьшается, так как усиливающееся тепловое движение нарушает взаимную ориентацию диполей.

2. Индукционный эффект – проявляется при взаимодействии полярных и неполярных молекул..Полярная мол-ла наводит диполь на непол. Возникает наведенный или индуцированный диполь .Индукционное взаимодействие возрастает с ростом электрического момента диполя, быстро уменьшается при увеличении расстояния. Е_инд не зависит от температуры, так как наведение диполей происходит при любом пространственном расположении молекул.

3. Дисперсионный эффект – (проявляется при взаимодействии между собой неполярных молекул или при взаимодействии атомов благородных газов. В системе этих неполярных молекул синхронно возникает мгновенный (короткоживущий) диполь, который замыкает друг на друге по всей системе синхронно.

Если бы не этот эффект, то невозможно бы получить газообразные в-ва, жид и тв. в-ва.

Длина ван-дер-ваальсовой связи больше, а прочность меньше, чем те же параметры для ковалентной связи.

Водородная связь-связь между положительно поляризованными атомами H с наиболее электроотрицательными атомами (F O N Cl S)

Уникальность вод.связи связана с очень маленьким радиусом:

1)H2

2) Отсутствием у атома водорода внутренних е и поэтому взаимодействую атом может подойти близко к водороду.

Существует межмолекулярная H-связь.

Водородная связь в 10 раз менее прочная, чем ковалентная ионная.

Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль. Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше. Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия. Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.