Типы химических связей

ГБОУ ВПО  «Волгоградский государственный медицинский  университет»

Министерства  здравоохранения и социального  развития России

Кафедра химии

                                                            

 

 

реферат

Химическая  связь

 

 

 

Выполнила: студентка 4 группы, 1 курса,

педиатрического факультета

Зарецких О. А.

Проверил: ассистент  каф. химии, к. х. н. 

Василькова  Е. А.

 

 

 

 

 

 

 

Волгоград - 2011 г.

Содержание

 

Введение……………………………………………………………………………….3

Ковалентная связь……………………………………………………………………..4

Водородная  связь…………………………………………………….........................11

Металлическая связь………………………………………………………………...15

Ионная связь………………………………………………………………….............16

Кристаллические решетки…………………………………………………………..18

Выводы……………………………………………………………………………….22

Список литературы…………………………………………………………………..23

 

Введение

Химическая  связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы. Данное определение неразрывно связано с термином “химическое строение”

Термин "химическое строение" впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861. Он подчёркивал, сколь существенно  выражать строение единой формулой, показывающей, как в молекуле соединения каждый атом связан с другими атомами. Согласно Бутлерову, все свойства соединения предопределяются его молекулярным строением. Бутлеров утверждал, что точную структурную формулу можно установить по результатам изучения путей синтеза данного соединения.

В связи с этим изучение данной темы, является актуальной задачей и в настоящее время, так как, зная строение вещества, можно спрогнозировать его свойства.

Целью данной реферативной работы является углубленное изучения материалов курса общей химии, а  также сбор и систематизация информации на тему: “Химическая связь”.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ковалентная связь

В слове "ковалентная" приставка "ко-" означает "совместное участие". А "валента" в переводе на русский - сила, способность. В данном случае имеется в виду способность  атомов связываться с другими  атомами.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую "копилку" - молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Рассмотрим возникновение  ковалентной связи на примере  образования молекулы водорода из двух атомов водорода (рис. 1-1). Этот процесс уже является типичной химической реакцией, потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое - молекулярный водород. Внешним признаком энергетической выгодности этого процесса является выделение большого количества теплоты.

Рис 1-1. Возникновение ковалентной связи при образовании молекулы водорода из двух атомов водорода.

Электронные оболочки атомов водорода (с одним s-электроном у  каждого атома) сливаются в общее  электронное облако (молекулярную орбиталь), где оба электрона "обслуживают" ядра независимо от того, "свое" это  ядро или "чужое".

Когда электронные оболочки двух атомов водорода сближаются и образуют новую, теперь уже молекулярную электронную оболочку (рис. 1-1), эта новая оболочка подобна завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s²).

Завершенные оболочки, как  мы помним, устойчивее незавершенных. Таким образом, суммарная энергия новой системы - молекулы водорода - оказывается гораздо ниже суммарной энергии двух несвязанных атомов водорода. Избыток энергии при этом выделяется в виде теплоты.

Минимум энергии молекулы отвечает определенному расстоянию между ядрами атомов водорода (рис. 1-2). Если атомы в молекуле с помощью внешней силы сдвинуть еще ближе, то в действие вступает мощное отталкивание между одноименно заряженными ядрами атомов и общая энергия системы начинает быстро возрастать. Это невыгодно системе, поэтому длина связи представляет собой строго определенное, равновесное значение. Для молекулы водорода равновесная длина химической связи составляет 0,74 ангстрема (1 А = 10^-8 см), как это видно на рис. 1-2.

Рис. 1-2. Кривая изменения потенциальной энергии при взаимодействии двух атомов водорода с образованием молекулы водорода.

В образовавшейся системе  из двух водородных атомов каждое ядро обслуживается двумя электронами. В новой (молекулярной) оболочке уже  невозможно различить, какой из электронов ранее принадлежал тому или другому атому. Принято говорить, что электроны обобществлены.

Поскольку оба ядра претендуют на пару электронов в равной степени, электронная плотность сосредоточена  как вокруг ядер, так и в пространстве между атомами (это показано на рис. 1-3). Именно эту область повышенной электронной плотности между ядрами и называют ковалентной связью.

Рис. 1-3. Изображение атомных и молекулярных орбиталей

Густота точек отражает "электронную плотность", то есть вероятность нахождения электрона в какой-либо точке пространства около ядер атомов водорода. Видно, что значительная электронная плотность сосредоточена в пространстве между двумя ядрами в молекуле водорода.

На рисунках 1-1 и 1-3 вы видите очень детальное изображение ковалентной связи. На практике используют более простые способы. Например, американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:

Оказалось, что формулы  Льюиса имеют глубокий химический смысл. Мы видим, что связь между атомами  водорода обозначается парой электронов. Как предположил Льюис, именно пара электронов позволяет образовать ковалентную связь. Впоследствии это предположение подтвердилось квантовой теорией.

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных  пар.

Рассмотрим связывание двух атомов хлора ₁₇Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора. Для этого запишем формулу Льюиса для атома хлора и конфигурацию его внешней электронной оболочки:

На внешнем электронном  уровне хлора содержится s² + p⁵ = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками мы обозначили только электроны внешнего, третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.

После объединения атомов в молекулу из двух неспаренных электронов атомов получается новая электронная пара:

При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении октета электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора.

Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.

Льюис не только предложил  теорию ковалентной связи, но и первым сформулировал правило октета-дублета, которым мы уже пользовались в прошлой главе для объяснения устойчивости атомов. Это правило применительно к химическим связям можно сформулировать так: атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.

Два атома водорода, объединившись  в молекулу, приобрели “завершенную” молекулярную оболочку, подобную завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s²). Атомы хлора в молекуле приобрели молекулярную оболочку, похожую на завершенную оболочку атома аргона (...3s²3p⁶).

Познакомимся теперь с ионной связью. Как ни удивительно, она ничем принципиально не отличается от ковалентной связи. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому ионная связь, в отличие от ковалентной, возникает только между атомами разного вида.

Рассмотрим конкретный пример: реакцию между атомами  натрия (Z = 11) и фтора (Z = 9). При образовании  связи между ними оба элемента приобретают внешнюю электронную оболочку благородного газа неона (Z = 10). Для того, чтобы убедиться в этом, надо записать электронные формулы всех трех элементов:

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

F: 1s² 2s² 2p⁵

Ne: 1s² 2s² 2p⁶

В электронных формулах нам важны только электронные  конфигурации внешних уровней (они подчеркнуты). Запишем реакцию с помощью формул Льюиса:

Натрий, отдав фтору  свой 3s¹-электрон, становится ионом Na⁺ и остается с заполненной 2s²2p⁶ оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает атом F, приняв один электрон, отданный натрием. Теперь это ион F^-. Разумеется, при этом ионы F^- и Na⁺ продолжают оставаться все теми же элементами фтором и натрием, потому что никакие электронные переходы не могут изменить природу элемента - число протонов в его ядре.

Теперь в дополнение к ковалентной составляющей химической связи в молекуле Na⁺:F^- добавляется еще и электростатическое притяжение между ионами натрия и фтора. Это увеличивает прочность химической связи. Однако ковалентная составляющая (стремление к октету) продолжает играть большую роль и в ионных соединениях.

Полярная ковалентная  связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью. Так же, как и ионная, она может возникнуть между двумя атомами разных видов. В полярной ковалентной связи электроны смещаются от атома к атому не так сильно, как в ионной. Это происходит тогда, когда атомам энергетически невыгодно далеко “отпускать” свои собственные электроны, отданные в общую “копилку” - молекулярную орбиталь. Если электроны слишком далеко сдвинутся к одному из атомов, молекулярная орбиталь перестанет быть похожей на “октетную”. В то же время у разных атомов разные донорные и акцепторные свойства, поэтому связывающая электронная пара не располагается точно посередине между ядрами, как в ковалентной связи.

В качестве примера рассмотрим образование воды в реакции между  атомами водорода (Z = 1) и кислорода (Z = 8). Для этого удобно сначала  записать электронные формулы для  внешних оболочек водорода (1s¹) и кислорода (...2s² 2p⁴). Затем на помощь приходят формулы Льюиса, которые наглядно показывают, как образуются “завершенные” электронные оболочки рядом с атомами водорода и кислорода в молекуле воды:

Оказывается, для этого  необходимо взять именно два атома водорода на один атом кислорода. Однако природа такова, что акцепторные свойства атома кислорода выше, чем у атома водорода (о причинах этого чуть позже). Поэтому связывающие электронные пары в формуле Льюиса для воды слегка смещены к ядру атома кислорода. Связь в молекуле воды - полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды.

По теории Льюиса и  правилу октета связь между атомами  может осуществляться не обязательно  одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами, если этого требует правило октета. Такие связи называются двойными и тройными. Например, только что рассмотренный нами кислород может образовывать двухатомную молекулу с октетом электронов у каждого атома только тогда, когда между атомами помещаются две поделенные пары:

Атомы азота (...2s² 2p³ на последней оболочке) также связываются в двухатомную молекулу, но для организации октета электронов им требуется расположить между собой уже три поделенные пары:

В настоящее время  принято изображать электронные пары (то есть химические связи) между атомами черточками. Каждая черточка - это поделенная пара электронов. В этом случае уже знакомые нам молекулы выглядят так:

Формулы с черточками между атомами называются структурными формулами. Чаще в структурных формулах не изображают неподеленные пары электронов, но в ряде случаев (мы столкнемся с ними при обсуждении донорно-акцепторных связей) неподеленные пары играют важную роль.