БИЛИМ БУЛАГЫ

Химия: Химические связи — различия между версиями

(→‎Сущность химической связи)
 
(не показано 59 промежуточных версий этого же участника)
Строка 1: Строка 1:
−
__NOTOC__
 
−
<div class="row chem-bg">
 
−
<div class="maintext large-8 medium-7 columns"> <!-- Page Content -->
 
 
{{Якорь|Начало}}
 
{{Якорь|Начало}}
−
<div class="row show-for-large-up">
+
<div class="row chem-bg"> <div class="maintext large-8 medium-7 columns"> <!-- Page Content -->  
−
<div class="large-12 columns">
+
 
−
<ul class="large-block-grid-3 small-block-grid-1 show-for-large-up">
 
−
<li><p class="light-three show-for-large-up">[[#Состав атомного ядра|Состав атомного ядра]]</p></li>
 
−
<li><p class="light-three show-for-large-up">[[#Изотопы|Изотопы]]</p></li>
 
−
<li><p class="light-three show-for-large-up">[[#Радиоактивность|Радиоактивность]]</p></li>
 
−
<li><p class="light-three show-for-large-up">[[#Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева|Характеристика химического элемента]]</p></li>
 
−
</ul></div></div>
 
−
<div class="row hide-for-large-up">
 
−
<div class="large-12 columns">
 
−
<ul class="large-block-grid-3 small-block-grid-1 hide-for-large-up">
 
−
<li><p class="light-mb hide-for-large-up">[[#Состав атомного ядра|Состав атомного ядра]]</p></li>
 
−
<li><p class="light-mb hide-for-large-up">[[#Изотопы|Изотопы]]</p></li>
 
−
<li><p class="light-mb hide-for-large-up">[[#Радиоактивность|Радиоактивность]]</p></li>
 
−
<li><p class="light-mb hide-for-large-up">[[#Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева|Характеристика химического элемента]]</p></li>
 
−
</ul></div></div>
 
 
== Электроотрицательность химических элементов ==
 
== Электроотрицательность химических элементов ==
 
<div class="show-for-large-up">{{right|[[file:Linus-Paulings-Electronegativity.png|450px|Электроотрицательность Лаймуса Полинга]]}}</div>
 
<div class="show-for-large-up">{{right|[[file:Linus-Paulings-Electronegativity.png|450px|Электроотрицательность Лаймуса Полинга]]}}</div>
Строка 24: Строка 7:
 
Все атомы, имеющие незаполненные электронные оболочки, способны к образованию химической связи. Если в образовании связи участвуют атомы разных химических элементов, то эта электронная пара будет смещена к одному из них. Способность атома к смещению электронной пары в свою сторону при образовании химической связи называется электроотрицательностью.
 
Все атомы, имеющие незаполненные электронные оболочки, способны к образованию химической связи. Если в образовании связи участвуют атомы разных химических элементов, то эта электронная пара будет смещена к одному из них. Способность атома к смещению электронной пары в свою сторону при образовании химической связи называется электроотрицательностью.
  
−
'''Электроотрицательность''' —  химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов.
+
'''Электроотрицательность''' – химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов. Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом.
−
Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом.
 
  
 
С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам и неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны при химических реакциях.
 
С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам и неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны при химических реакциях.
  
−
Наиболее сильными металлическими свойствами обладают те элементы, атомы которых легко отдают электроны. Значения их электроотрицательностей малы (<span style="font-family:Times New Roman"><big>χ</big></span> ≤ 1).
+
Наиболее сильными металлическими свойствами обладают те элементы, атомы которых легко отдают электроны. Значения их электроотрицательностей малы (<span style="font-family:Times New Roman"><big>χ</big></span> ≤ 1). Неметаллические свойства особенно выражены у тех элементов, атомы которых энергично присоединяют электроны.
−
Неметаллические свойства особенно выражены у тех элементов, атомы которых энергично присоединяют электроны.
 
  
−
В группе с увеличением числа электронных слоев электроотрицательность уменьшается, то есть происходит уменьшение электроотрицательности сверху вниз. Значит самым электроотрицательным элементом является '''фтор (F)''', а наименее электроотрицательным – '''франций (Fr)'''. Чтобы сравнить электроотрицательности элементов, расположенных в разных периодах и группах, можно воспользоваться рассчитанными значениями электроотрицательностей.  
+
В группе с увеличением числа электронных слоев электроотрицательность уменьшается, то есть происходит уменьшение электроотрицательности сверху вниз. Значит, самым электроотрицательным элементом является '''фтор (F)''', а наименее электроотрицательным – ''франций (Fr)''. Чтобы сравнить электроотрицательности элементов, расположенных в разных периодах и группах, можно воспользоваться рассчитанными значениями электроотрицательностей.
  
−
Рассчитанные значения образуют '''шкалу электроотрицательностей'''. Наиболее распространенной является шкала известного '''американского химика Л. Полинга'''  
+
Рассчитанные значения образуют '''шкалу электроотрицательностей'''. Наиболее распространенной является шкала известного '''американского химика Л. Полинга'''.
−
<div class="show-for-large-up">{{left|[[file:Шкала электрооотрицательности.png|450px|Электроотрицательность элементов по Полингу]]}}</div>
+
<div class="show-for-large-up">{{left|[[file:Shkala.png|450px|Электроотрицательность элементов по Полингу]]}}</div>
−
<div class="hide-for-large-up">{{center|[[file:Шкала электрооотрицательности.png|450px|Электроотрицательность элементов по Полингу]]}}</div>
+
<div class="hide-for-large-up">{{center|[[file:Shkala.png|450px|Электроотрицательность элементов по Полингу]]}}</div>
−
В результате смещения электронной пары на атоме, к которому произошло смещение, возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме, связанном с ним – частичный положительный заряд. Если посчитать любое частичное смещение электронов полным, то на атомах будет либо полный положительный, либо полный отрицательный заряд. Результат этого допущения называется '''степенью окисления'''.
+
В результате смещения электронной пары на атоме, к которому произошло смещение, возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме, связанном с ним, – частичный положительный заряд. Если посчитать любое частичное смещение электронов полным, то на атомах будет либо полный положительный, либо полный отрицательный заряд. Результат этого допущения называется '''степенью окисления'''.
  
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
  
 
== Сущность химической связи ==
 
== Сущность химической связи ==
−
'''1.''' Устойчивым является такое состояние атома, при котором его внешний энергетический уровень завершён до 8 электронов '''''(Н, Не – до 2 электронов)'''''.
+
'''1.''' Устойчивым является такое состояние атома, при котором его внешний энергетический уровень завершён до 8 электронов (Н, Не – до 2 электронов).
  
 
'''2.''' Завершённый внешний уровень имеют атомы VIII A группы.
 
'''2.''' Завершённый внешний уровень имеют атомы VIII A группы.
  
−
'''3.''' [[file:Образование химической связи.png|250px|Образование химической связи]]
+
'''3.''' [[file:Obrazovanie him svyzi.png|250px|Образование химической связи]]
  
 
'''<big>Главная причина образования химической связи – выделение энергии и повышение устойчивости системы.</big>'''
 
'''<big>Главная причина образования химической связи – выделение энергии и повышение устойчивости системы.</big>'''
  
−
'''4.''' Чем меньше запас энергии атома, тем более он устойчив в химическом отношении и его состояние наиболее энергетически выгодное.
+
'''4.''' Чем меньше запас энергии атома, тем более он устойчив в химическом отношении, и его состояние наиболее энергетически выгодное.
  
 
'''5.''' Пути завершения внешнего уровня атомов:
 
'''5.''' Пути завершения внешнего уровня атомов:
Строка 56: Строка 37:
 
''• образование общих электронных пар''
 
''• образование общих электронных пар''
  
−
''• отдача или присоединение электронов''
+
'''• отдача или присоединение электронов'''
  
−
''• обобществление электронов.''
+
'''• обобществление электронов.'''
  
 
== Виды химической связи ==
 
== Виды химической связи ==
−
1.     Ионная (∆ЭО > 1,7) – связь, осуществляемая за счёт сил электростатического притяжения ионов (Отдача или присоединение ионов).
+
<div class="show-for-large-up">{{right|[[file:Vidy him reakcii.png|350px|Виды химической связи]]}}</div>
−
Мещ – О, Г, S; Мещз – О, Г, S.
+
<div class="hide-for-large-up">{{center|[[file:Vidy him reakcii.png|350px|Виды химической связи]]}}</div>
−
2.     Ковалентная (∆ЭО = 0 – 1,7)  - связь осуществляемая путём образования  общих электронных пар.
+
'''1.''' '''Ионная (∆ЭО > 1,7)''' – связь, осуществляемая за счёт сил электростатического притяжения ионов (Отдача или присоединение ионов).
−
·        неполярная(∆ЭО = 0) – связь между одинаковыми атомами неметаллов.
+
Ме<sub>щ</sub> – О, Г, S; Ме<sub>щз</sub> – О, Г, S.
−
·        полярная(0<∆ЭО<1,7) – связь между разными атомами неметаллов, или неметаллом и неактивным металлом (AlCl3).
+
 
−
==== Свойства ковалентной связи: ====
+
'''2.''' '''Ковалентная (∆ЭО = 0 – 1,7)''' - связь осуществляемая путём образования  общих электронных пар.
−
1)  Длина – межъядерное расстояние
+
*'''''неполярная(∆ЭО = 0)''''' – связь между одинаковыми атомами неметаллов.
−
2) Энергия – энергия, выделяющаяся при образовании или поглощающаяся при разрыве химической связи.
+
*'''''полярная(0<∆ЭО<1,7)''''' – связь между разными атомами неметаллов, или неметаллом и неактивным металлом (AlCl<sub>3</sub>).
−
С увеличением кратности связи энергия увеличивается, длина связи уменьшается и химическая активность падает:
+
 
−
F – F
+
'''3.''' '''Металлическая''' – связь за счёт обобществления валентных электронов в кристаллической решётке металла. Это связь в металлах и сплавах (примерно в 3-4 раза слабее одинарной ковалентной)
−
O = O
+
 
−
N ≡ N
+
'''4.''' '''Водородная''' – связь между атомом водорода и сильноэлекроотрицательным элементом F, O, N, Cl. (примерно 15-20 раз слабее ковалентной)
−
C ≡ O
+
*'''''внутримолекулярная''''' – белки, полипептиды
−
Одна из трёх связей О→С
+
*'''''межмолекулярная''''' – вода, спирты, аммиак, аминокислоты и др.
−
по донорно-акцепторному механизму
+
 
−
155 кДж/моль
+
=== Ковалентная связь ===
−
498 кДж/моль
 
−
946 кДж/моль
 
−
1065 кДж/моль
 
−
3) Насыщаемость – определяется способностью атомов образовывать ограниченное число связей:
 
−
Например, водород всегда одновалентен;
 
−
азот может быть трехвалентен в молекуле аммиака NH3 и четырёхвалентен в ионе аммония NH4+ (валентные возможности расширяются за счёт участия неподелённой электронной пары атома азота в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).
 
−
4) Направленность – обуславливает форму молекулы в пространстве.
 
−
Ковалентная связь образуется в направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов при образовании σ – связей. (см. "гибридизация")
 
−
3.     Металлическая – связь за счёт обобществления валентных электронов в кристаллической решётке металла. Это связь в металлах и сплавах (примерно в 3-4 раза слабее одинарной ковалентной)
 
−
4.     Водородная – связь между атомом водорода и сильноэлекроотрицательным элементом F, O, N, Cl. (примерно 15-20 раз слабее ковалентной)
 
−
·        внутримолекулярная – белки, полипептиды
 
−
·        межмолекулярная – вода, спирты, аммиак, аминокислоты и др.
 
−
==== Ковалентная связь ====
 
 
Связь, возникающая при взаимодействии электронов с образованием обобщенных электронных пар, называется ковалентной.
 
Связь, возникающая при взаимодействии электронов с образованием обобщенных электронных пар, называется ковалентной.
−
В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Она имеет место в простых веществах-неметаллах: H2, О2, N2, Cl2, P4, O3.  
+
 
 +
{{left|[[file:Nepolyrnay.png|150px|Ковалентная неполярная связь]]}}
 +
В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Она имеет место в простых веществах-неметаллах: H<sub>2</sub>, О<sub>2</sub>, N<sub>2</sub>, Cl<sub>2</sub>, P<sub>4</sub>, O<sub>3</sub>.
 +
 
 +
{{left|[[file:Polyrnay.png|150px|Ковалентная полярная связь]]}}
 
При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора.
 
При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора.
  
 
Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода — частичный положительный. Это пример полярной ковалентной связи.
 
Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода — частичный положительный. Это пример полярной ковалентной связи.
  
−
Молекула, в которой разделены центры положительного и отрицательного зарядов, называется диполем. Полярная связь имеет место между атомами с различной, но не сильно различающейся электроотрицательностью, например между различными неметаллами. Примерами соединений с полярными ковалентными связями являются соединения неметаллов друг с другом, а также различные ионы, содержащие атомы неметаллов (NO3–, CH3COO–). Особенно много ковалентных полярных соединений среди органических веществ.  
+
{{left|[[file:Water-molecule-polarnost.png|150px|Полярное представление молекулы воды]]}}
−
Характеристики ковалентной связи
+
Молекула, в которой разделены центры положительного и отрицательного зарядов, называется '''диполем'''. Полярная связь имеет место между атомами с различной, но не сильно различающейся электроотрицательностью, например между различными неметаллами. Примерами соединений с полярными ковалентными связями являются соединения неметаллов друг с другом, а также различные ионы, содержащие атомы неметаллов (NO<sub>3</sub><sup>–</sup>, CH<sub>3</sub>COO<sup>–</sup>). Особенно много ковалентных полярных соединений среди органических веществ.  
−
===== ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ =====
+
<br clear=all />
−
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
+
<div class="resettext" style="background-color:#bbcdff; padding:3px">
 +
<h4>Характеристики ковалентной связи</h4>
 +
<div class="mw-customtoggle-ppol button17">'''Полярность связи'''</div>&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;<div class="mw-customtoggle-AO button17">'''Тип перекрывания АО и кратность связи'''</div>&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;<div class="mw-customtoggle-NN button17">'''Направленность и насыщенность'''</div></div> <br>
 +
 
 +
<div class="mw-collapsible mw-collapsed" id="mw-customcollapsible-ppol">
 
Полярность ковалентной химической связи показывает перераспределение электронной плотности вокруг ядер атомов в молекуле в сравнении с распределением электронной плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.
 
Полярность ковалентной химической связи показывает перераспределение электронной плотности вокруг ядер атомов в молекуле в сравнении с распределением электронной плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.
 +
 
Полярность связи зависит от видов атомов, образующих связь, и от эффективных зарядов на атомах. В органической химии эффективные заряды обозначаются +δ и –δ. Полярность связи имеет определяющее значение для механизма протекания реакции. Неполярная связь  образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. В молекулах с неполярной связью дипольный момент связи равен нулю. Полярная связи тем больше, чем больше разница электроотрицательностей элементов, ее образующих.  
 
Полярность связи зависит от видов атомов, образующих связь, и от эффективных зарядов на атомах. В органической химии эффективные заряды обозначаются +δ и –δ. Полярность связи имеет определяющее значение для механизма протекания реакции. Неполярная связь  образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. В молекулах с неполярной связью дипольный момент связи равен нулю. Полярная связи тем больше, чем больше разница электроотрицательностей элементов, ее образующих.  
−
+
----
−
===== ТИП ПЕРЕКРЫВАНИЯ АО И КРАТНОСТЬ СВЯЗИ =====
+
</div>
−
По типу перекрывания электронных орбиталей ковалентная химическая связь подразделяется на σ- и π-связи.
+
<div class="mw-collapsible mw-collapsed" id="mw-customcollapsible-AO">
−
Греческие буквы σ и π соответствуют латинским буквам s и р, которые обозначают формы электронных орбиталей атомов, участвующих в  образовании σ- и π-связей соответственно. σ-связь образуется в результате образования одной общей электронной пары (общей электронной плотности) за счет перекрывания электронных орбиталей s-s, s-p или р-р-типа.  
+
По типу перекрывания электронных орбиталей ковалентная химическая связь подразделяется на σ– и π-связи.
  
 +
Греческие буквы σ и π соответствуют латинским буквам s и р, которые обозначают формы электронных орбиталей атомов, участвующих в  образовании σ– и π-связей соответственно. σ-связь образуется в результате образования одной общей электронной пары (общей электронной плотности) за счет перекрывания электронных орбиталей s-s, s-p или р–р-типа.
  
 
Такие варианты образования связи характерны для простых неорганических соединений.
 
Такие варианты образования связи характерны для простых неорганических соединений.
−
===== НАПРАВЛЕННОСТЬ И НАСЫЩЕННОСТЬ =====
+
----
 +
</div>
 +
<div class="mw-collapsible mw-collapsed" id="mw-customcollapsible-NN">
 
Направленность связи обуславливает строение веществ и геометрическое строение их молекул.
 
Направленность связи обуславливает строение веществ и геометрическое строение их молекул.
−
Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула СО2 является линейной (нет неподеленных электронных пар), а Н2О и SO2 — уголковыми (есть неподеленные пары).  
+
 
 +
Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула СО<sub>2</sub> является линейной (нет неподеленных электронных пар), а Н<sub>2</sub>О и SO<sub>2</sub> — уголковыми (есть неподеленные пары).
 +
 
 
Насыщаемость связи характеризует способность каждого атома образовать ограниченное число связей, которое обусловлено количеством валентных орбиталей.
 
Насыщаемость связи характеризует способность каждого атома образовать ограниченное число связей, которое обусловлено количеством валентных орбиталей.
 +
----
 +
</div>
 +
<div class="mw-customtoggle-SKS resettext" style="background-color:#bbcdff; padding:3px"><h4>Свойства ковалентной связи</h4></div>
 +
<div class="mw-collapsible mw-collapsed" id="mw-customcollapsible-SKS"><br>
 +
 +
'''1.''' '''Длина''' – межъядерное расстояние
 +
 +
'''2.''' '''Энергия''' – энергия, выделяющаяся при образовании или поглощающаяся при разрыве химической связи.<br>
 +
''С увеличением кратности связи энергия увеличивается, длина связи уменьшается и химическая активность падает:''<br>
 +
{| class="mw-datatable"
 +
|-
 +
|F – F
 +
|O = O
 +
|N ≡ N
 +
|C ≡ O<br>Одна из трёх связей<br> О{{arrowleft}}С<br> по донорно-акцепторному механизму
 +
|-
 +
|155 кДж/моль
 +
|498 кДж/моль
 +
|946 кДж/моль
 +
|1065 кДж/моль
 +
|}
  
 +
'''3.''' '''Насыщаемость''' – определяется способностью атомов образовывать ограниченное число связей:<br>Например, водород всегда одновалентен; азот может быть трехвалентен в молекуле аммиака NH<sub>3</sub> и четырёхвалентен в ионе аммония NH<sub>4</sub><sup>+</sup> (валентные возможности расширяются за счёт участия неподелённой электронной пары атома азота в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).
 +
 +
'''4.''' '''Направленность''' – обуславливает форму молекулы в пространстве.<br>Ковалентная связь образуется в направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов при образовании σ – связей.
 +
</div>
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
  
−
== Ионная связь ==
+
=== Ионная связь ===
−
Это крайний случай ковалентной полярной связи: разница электроотрицательностей элементов настолько велика (>2), что один из них полностью "забирает" электрон у второго и превращается в отрицательно заряженный ион (анион), а второй, отдав электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион).
+
Это крайний случай ковалентной полярной связи: разница электроотрицательностей элементов настолько велика (>2), что один из них полностью "забирает" электрон у второго и превращается в отрицательно заряженный ион '''(анион)''', а второй, отдав электроны, превращается в положительно заряженный ион '''(катион)'''.
  
−
ИОННАЯ СВЯЗЬ (ИС) –  образуется между атомами металлов и неметаллов, т.е. между атомами, резко отличающимися друг от друга по значениям электроотрицательности. (Например, NaCl, K2O, LiF)  
+
<div class="textblock">Ионная связь (ИС) –  образуется между атомами металлов и неметаллов, т.е. между атомами, резко отличающимися друг от друга по значениям электроотрицательности. (Например, NaCl, K<sub>2</sub>O, LiF) </div>
  
−
Запомни! Как правило, ионная связь образуется между атомами металлов и атомами неметаллов.
+
'''Запомни!''' Как правило, ионная связь образуется между атомами металлов и атомами неметаллов.
  
−
Например, на рисунке сверху изображены атомы натрия и фтора. Натрий - щелочной металл, представитель IA группы, имеет всего 1 валентный электрон и проявляет восстановительные свойства (электроотрицательность по шкале Полинга χ(Na)=0,98). Фтор - представитель галогенов (VIIA группа), имеет 7 валентных электронов, является сильным окислителем (χ(F)=4,0). Фтор, будучи более электроотрицательным, "забирает" у атома натрия валентный электрон и превращается в анион, а атом натрия - в катион.
+
{{center|[[file:NaF.png|650px|Образование ионной связи между натрием и фтором]]}}
 +
 
 +
Например, на рисунке сверху изображены атомы натрия и фтора. Натрий - щелочной металл, представитель IA группы, имеет всего 1 валентный электрон и проявляет восстановительные свойства (электроотрицательность по шкале Полинга <span style="font-family:Times New Roman"><big>χ</big></span><sub>(Na)</sub>=0,98). Фтор - представитель галогенов (VIIA группа), имеет 7 валентных электронов, является сильным окислителем (<span style="font-family:Times New Roman"><big>χ</big></span><sub>(F)</sub>=4,0). Фтор, будучи более электроотрицательным, "забирает" у атома натрия валентный электрон и превращается в анион, а атом натрия - в катион.
  
 
Ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между разноименно заряженными частицами: катионами и анионами.
 
Ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между разноименно заряженными частицами: катионами и анионами.
−
 
+
<div class="mw-customtoggle-HIB resettext" style="background-color:#bbcdff; padding:3px"><h4>Характеристики ионной связи</h4></div><br>
−
===== Характеристики ионной связи =====
+
<div class="mw-collapsible mw-collapsed" id="mw-customcollapsible-HIB">
 
В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной и ненаправленной. Это легко себе представить: ведь взаимодействие ионов в пространстве не зависит от направления, а каждый анион может притягивать к себе несколько катионов.
 
В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной и ненаправленной. Это легко себе представить: ведь взаимодействие ионов в пространстве не зависит от направления, а каждый анион может притягивать к себе несколько катионов.
  
−
Следует подчеркнуть, что полностью ионной связи не существует. Корректнее говорить об "ионности", или ионном характере связи. В случае, если разница ЭО составляет более 2 (например, между щелочными металлами и галогенами), происходит почти полная "передача" электрона к более электроотрицательному элементу с образованием соответствующих ионов.
+
Следует подчеркнуть, что полностью ионной связи не существует. Корректнее говорить об "ионности", или ионном характере связи. В случае, если разница ЭО составляет более 2 (например, между щелочными металлами и галогенами), происходит почти полная "передача" электрона к более электроотрицательному элементу с образованием соответствующих ионов.<br>
−
 
+
</div>
 
===== Механизм образования ионной связи =====
 
===== Механизм образования ионной связи =====
 
Атом неметалла забирает наружные электроны у атома металла и превращается в анион (отрицательно заряженный ион). Атом металла теряет электроны и превращается в катион (положительно заряженный ион). Ионы связаны электростатическими силами. Происходит полная отдача (принятие) валентных электронов, перекрывание облаков отсутствует, обобществления электронов не наблюдается.
 
Атом неметалла забирает наружные электроны у атома металла и превращается в анион (отрицательно заряженный ион). Атом металла теряет электроны и превращается в катион (положительно заряженный ион). Ионы связаны электростатическими силами. Происходит полная отдача (принятие) валентных электронов, перекрывание облаков отсутствует, обобществления электронов не наблюдается.
 +
<ul class="small-block-grid-1 large-block-grid-2">
 +
<li>'''Ио́н (др.-греч. ἰόν — идущее)''' — частица, в которой общее число протонов не эквивалентно общему числу электронов.<br><br><br>{{center|[[file:Iony.png|350px]]}}</li>
 +
<li>{{center|Названия ионов}}{{center|[[file:Nazvanie ionov.png|350px]]}}</li>
 +
</ul>
  
−
Ионы
+
Рассмотрим механизм образования молекулы фторида натрия: ''NaF – ис.''
−
Рассмотрим механизм образования молекулы фторида натрия:
 
−
NaF – ис.
 
−
Электронная схема образования молекулы NaF:
 
−
Na +11)2ē)8ē)1ē
 
−
 
−
Na0 – 1ē → Na+1
 
−
атом            ион
 
−
натрия        натрия
 
−
F +9)2ē)7ē
 
−
F0 + 1ē → F-1
 
−
атом        ион
 
−
фтора      фтора
 
  
 +
{| class="resettext mw-datatable" style="float:left; margin-right:2em"
 +
|-
 +
! colspan=2|Электронная схема образования молекулы NaF
 +
|-
 +
!Na<br>+11)2{{e}})8{{e}})1{{e}}
 +
|[[file:IONA.png|150px]]
 +
|-
 +
!F<br>+9)2{{e}})7{{e}}
 +
|[[file:IOF.png|150px]]
 +
|}
  
−
В результате образования связи электронная пара полностью сместилась к атому фтора, разноименно заряженные иона натрия и фтора притягиваются за счёт электростатического взаимодействия.
+
[[file:NAF-ionic-bond.png|250px]]<br>В результате образования связи электронная пара полностью сместилась к атому фтора, разноименно заряженные ионы натрия и фтора притягиваются за счёт электростатического взаимодействия.
−
 
+
<br clear=all />
−
'''Пример,  механизм образования хлорида натрия'''
+
<ul class="small-block-grid-1 large-block-grid-2">
−
 
+
<li>
−
'''СРАВНИТЕЛЬНАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
+
{{center|Механизм образования хлорида натрия:}}
−
КОВАЛЕНТНОЙ И ИОННОЙ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ'''
+
{{center|[[file:Ionic BondsNaCl.gif|150px]]}}
 +
</li>
 +
<li>
 +
'''Сравнительная характеристика ковалентной и ионной химической связи'''<br>{{center|[[file:Rost polyrnoi svyzi.png|400px|Рост полярного характера связи]]}}
 +
</li>
 +
</ul>
 +
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
  
−
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
 
== Кристаллические решетки ==
 
== Кристаллические решетки ==
 
Твердые вещества бывают аморфные или кристаллические (чаще всего имеют кристаллическое строение).
 
Твердые вещества бывают аморфные или кристаллические (чаще всего имеют кристаллическое строение).
  
−
Кристаллическое строение характеризуется правильным расположением частиц в определенных точках пространства. При соединении этих точек воображаемыми прямыми линиями образуется так называемая кристаллическая решетка. Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки.
+
Кристаллическое строение характеризуется правильным расположением частиц в определенных точках пространства. При соединении этих точек воображаемыми прямыми линиями образуется так называемая кристаллическая решетка. Точки, в которых размещены частицы, называются '''узлами кристаллической решетки'''.
  
 
В узлах кристаллической решетки могут находиться ионы, атомы или молекулы.
 
В узлах кристаллической решетки могут находиться ионы, атомы или молекулы.
  
 
В зависимости от вида частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.   
 
В зависимости от вида частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.   
−
 
−
==== Ионная решетка ====
 
−
Эту решетку образуют все вещества с ионным типом связи — соли, щелочи, бинарные соединения активных металлов с активными неметаллами (оксиды, галогениды, сульфиды), алкоголяты, феноляты, соли аммония и аминов. В узлах решетки — ионы, между которыми существует электростатическое притяжение. Ионная связь очень прочная.
 
−
 
−
Примеры: КОН, СаСО3, СН3СООК, NH4NO3, [CH3NH3]Cl, С2Н5ОК.
 
−
 
−
===== Свойства ионных кристаллов: =====
 
−
твердые, но хрупкие;
 
−
отличаются высокими температурами плавления;
 
−
нелетучи, не имеют запаха;
 
−
расплавы ионных кристаллов обладают электропроводностью;
 
−
многие растворимы в воде; при растворении в воде диссоциируют на катионы и анионы, и образующиеся растворы проводят электрический ток.
 
−
 
−
===== Металлическая решетка =====
 
−
Характерна для веществ с металлической связью. Реализуется в простых веществах — металлах и их сплавах. В узлах решетки — атомы и катионы металла, при этом электроны металла обобществляются и образуют так называемый электронный газ, который движется между узлами решетки, обеспечивая ее устойчивость. Именно свободно перемещающимися электронами и обусловлены свойства веществ с металлической решеткой:
 
−
тепло- и электропроводность;
 
−
обладают металлическим блеском;
 
−
высокие температуры плавления.                                                                                               
 
−
 
−
===== Атомная решетка =====
 
−
В узлах решетки — атомы, связанные ковалентными связями. Химическая связь — ковалентная полярная или неполярная. Атомная кристаллическая решетка характерна для углерода (алмаз, графит), бора, кремния, германия, оксида кремния SiO2 (кремнезем, кварц, речной песок), карбида кремния SiC (карборунд), нитрида бора BN.
 
−
Свойства веществ с атомной решеткой:
 
−
высокая твердость;
 
−
высокие температуры плавления;
 
−
нерастворимость;
 
−
нелетучесть;
 
−
отсутствие запаха                                                                                                                           
 
−
 
−
===== Молекулярная решетка =====
 
−
В узлах — молекулы веществ, которые удерживаются в решетке с помощью слабых межмолекулярных сил.
 
−
Молекулярное строение имеют:
 
−
все органические вещества (кроме солей);
 
−
вещества — газы и жидкости;
 
−
легкоплавкие и летучие твердые вещества, в молекулах которых ковалентные связи (полярные и неполярные).
 
−
Подобные вещества часто имеют запах.
 
−
 
−
'''Кристаллические решетки, вид связи и свойства веществ'''
 
−
 
  
 +
{{center|[[file:Tipy kristal reshotok.png|550px|Типы кристаллических решеток]]}}
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
  
−
== Глассарий ==
+
== Глоссарий ==
−
:{{bib|'''Степень окисления''' – это условный заряд который возник бы на атоме в случае, когда все полярные ковалентные связи считались бы ионными.}}
+
:{{bib|'''Анионы''' - отрицательно заряженные ионы.}}
−
:{{bib|'''Валентность''' – это способность химического элемента к образованию химической связи. Рассмотрим формулы водородных соединений элементов второго периода: HF, H2O, NH3, CH4.}}
+
:{{bib|'''Валентность''' – это способность химического элемента к образованию химической связи.}}
 +
:{{bib|'''Водородная связь''' - один из видов межмолекулярных связей. Обусловлена в основном электростатическими силами. Для возникновения водородной связи нужно, чтобы в молекуле был один или несколько атомов водорода, связанных с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Важно, чтобы у этих электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Водородные связи характерны для таких веществ, как вода H<sub>2</sub>O, аммиак NH<sub>3</sub> , фтороводород HF. Водородная связь приблизительно в 20 раз менее прочная, чем ковалентная. При её возникновении число связей, образуемых атомом водорода, превышает его формальную валентность.}}
 +
:{{bib|'''Донорные свойства''' - способность атомов элемента отдавать свои электроны другим атомам. Количественной мерой донорных свойств атомов, образующих химическую связь, является их электроотрицательность.}}
 +
:{{bib|'''Ионная связь''' образуется в результате электростатического притяжения ионов противоположного знака.}}
 +
:{{bib|'''Ионы''' – частицы, у которых количество электронов больше или меньше положительного заряда ядра.}}
 +
:{{bib|'''Катион''' – положительно заряженный ион}}
 +
:{{bib|'''Ковалентная химическая связь''' – связь, которая возникает между атомами за счет образования общих электронных пар.}}
 +
:{{bib|'''Кристаллическая решетка''' - кристаллическая структура характеризуется правильным (регулярным) расположением частиц в строго определенных точках пространства кристалла. При мысленном соединении этих точек линиями получается пространственный каркас, который называют кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки. В узлах могут находиться ионы, атомы или молекулы. Кристаллическая решетка состоит из совершенно одинаковых элементарных ячеек.}}
 +
:{{bib|'''Металлическая связь''' – связь в металлах или сплавах, обусловленная взаимодействием относительно свободных электронов с катионами в узлах кристаллической решетки.}}
 +
:{{bib|'''Металлы''' – твердые при комнатной температуре вещества (за исключением ртути), с металлическим блеском, высокой тепло- и электропроводностью. Атомы металлов отдают электроны, образуя при этом положительно заряженные ионы.}}
 +
:{{bib|'''Неметаллы''' – вещества, состоящие из молекул: газы, жидкости, летучие твердые вещества; не обладают металлическим блеском, имеют низкую тепло- и электропроводность. Атомы неметаллов принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.}}
 +
:{{bib|'''Степень окисления''' – формальный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что все связи между атомами в молекуле ионные.}}
 +
:{{bib|'''Электроотрицательность''' – способность элемента оттягивать на себя электронную пару.}}
  
 
== Полезные ссылки ==
 
== Полезные ссылки ==
−
{{bib|[http://s-konda.ru/exam/chemistry_9-3.htm S-konda.ru Готовимся к экзаменам.]}}
+
{{bib|[http://maratakm.narod.ru/t1.files/t6.htm Химия, методика, психология]}}
−
 
+
{{bib|[https://sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/11-klass---cetveertyj-god-obucenia/urok-no8-vidy-i-mehanizmy-obrazovania-himiceskoj-svazi-harakteristiki-himicesko Химуля. Уроки №8-№9.]}}
 +
{{bib|[http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3c96a89b-aae9-11db-abbd-0800200c9a66/ch11_06_08.swf Анимация. Металлическа связь.]}}
 +
{{bib|[http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3c96a89c-aae9-11db-abbd-0800200c9a66/ch11_06_09.swf Анимация. Водородная связь.]}}
 +
{{bib|[http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3c96a895-aae9-11db-abbd-0800200c9a66/ch11_06_02.swf5 Анимация. Образование ионной связи.]}}
 +
{{bib|[http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3c96a898-aae9-11db-abbd-0800200c9a66/ch11_06_05.swf Анимация. Образование ковалентной неполярной связи.]}}
 +
{{bib|[http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3c96a899-aae9-11db-abbd-0800200c9a66/ch11_06_06.swf Анимация. Образование ковалентной полярной связи.]}}
 +
{{bib|[http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3c96a89d-aae9-11db-abbd-0800200c9a66/ch11_06_10.swf Тренажеры. Виды химической связи.]}}
 +
{{bib|[http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3c96a89a-aae9-11db-abbd-0800200c9a66/ch11_06_07.swf Тренажеры. Структурные формулы  неорганических и органических веществ.]}}
 +
{{bib|[https://foxford.ru/wiki/himiya/vzaimosvyaz-tipa-himicheskoy-svyazi-s-vidom-kristallicheskoy-reshetki Фоксфорд. Учебник.]}}
 +
{{bib|[https://sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/8-klass/urok-no52-ionnaa-svaz Химуля.Com. Урок №53.]}}
 +
{{bib|[https://foxford.ru/uploads/tinymce_image/image/10215/%D0%B8%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%B0%D1%8F_%D1%81%D0%B2%D1%8F%D0%B7%D1%8C_%D0%B0%D0%BD%D0%B8%D0%BC%D0%B0%D1%86%D0%B8%D1%8F.gif Ионная связь. Анимация.]}}
 +
{{bib|[http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/ Южный федеральный университет. Химический факультет.]}}
 
<br>
 
<br>
−
== Бибилиография ==
 
−
нету
 
−
* {{bib|Ахметов Н. С. Актуальные вопроса курса неорганической химии. — М.: Просвещение, 1991. — 224 с — ISBN 5-09-002630-0}}
 
  
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
 
<div class="light" style="float:right;>[[#Начало|В начало]]</div><br clear=all />
Строка 225: Строка 224:
 
<div class="large-4 medium-5 columns">
 
<div class="large-4 medium-5 columns">
 
<!-- Первый элемент сайдбара Это интересно или топ5/10/15 -->
 
<!-- Первый элемент сайдбара Это интересно или топ5/10/15 -->
−
<div class="shadow radius sbstyle">
+
<div class="sbstyle">
 
<div class="row">
 
<div class="row">
−
<div class="large-10 small-10 large-centered small-centered columns rubric" style="background-color:lightgrey;">Интересные факты</div>
+
<div class="large-10 small-10 large-centered small-centered columns rubric">Химия в лицах</div>
 
</div>
 
</div>
 +
{{center-p|[[file:Richard Abegg.jpg|400px|Рихард Вильгельм Генрих Абегг]]}}
 +
Немецкий физикохимик Рихард Вильгельм Генрих Абегг родился в Данциге (ныне Гданьск, Польша).
  
 +
Областью научных интересов Абегга являлись неорганическая и физическая химия. Исследовал скорость диффузии в растворах солей и электропроводность расплавленных солей. Совместно с немецким химиком Ф. Ауэрбахом с 1905 г. начал издавать многотомный справочник «Руководство по неорганической химии». Главной заслугой Абегга стало создание первых представлений о связи между атомами, учитывающих сложное строение атома. В 1899 г. Абегг совместно со своим коллегой Гвидо Бодлендером высказал идею о сродстве атомов к электрону – способности атомов присоединять электрон.
 +
 +
На основе этого принципа электросродства Абегг в 1902–1904 гг. разрабатывает теорию электровалентности. Валентностью, по мнению Абегга, обладают ионы, и величина валентности равна заряду иона. Каждый элемент характеризуется двумя максимальными валентностями – положительной и отрицательной; сумма этих валентностей равна восьми (т.н. правило Абегга). Одна из них, производящая более сильное действие, «нормальная», другая – «контрвалентность». Принцип электросродства и теория электровалентности Абегга заложили основу для более поздних теорий химической связи, которые создали [http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Persones/Kossel.html Вальтер Коссель], [http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Persones/Lewis.html Джилберт Льюис] и [http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Persones/Langmuir.html Ирвинг Ленгмюр].
 
</div>
 
</div>
  
−
<div class="shadow radius sbstyle">
+
<div class="sbstyle">
 
<div class="row">
 
<div class="row">
−
<div class="large-10 small-10 large-centered small-centered columns rubric" style="background-color:lightgrey;"> </div>
+
<div class="large-10 small-10 large-centered small-centered columns rubric" style="margin-top:20px">Комиксы</div>
 
</div>
 
</div>
−
 
+
{{center|[[file:CHcom1.png|400px|Комиксы]]}}
 +
{{center|[[file:CHcom2.png|400px|Комиксы]]}}
 +
{{center|[[file:CHcom3.png|400px|Комиксы]]}}
 +
{{center|[[file:CHcom4.png|400px|Комиксы]]}}
 +
{{center|[[file:CHcom5.png|400px|Комиксы]]}}
 
</div>
 
</div>
  
−
<div class="shadow radius sbstyle">
+
<div class="sbstyle">
 
<div class="row">
 
<div class="row">
−
<div class="large-10 small-10 large-centered small-centered columns rubric" style="background-color:lightgrey;">Загадки</div>
+
<div class="large-10 small-10 large-centered small-centered columns rubric" style="margin-top:20px">Пройди тестирование</div>
 +
</div>
 +
 +
</div>
 
</div>
 
</div>
−
 
+
{{lang|:KR:Химия: Химиялык байланыштар}}
−
</div></div>
 
 
[[Category:Средняя школа]]
 
[[Category:Средняя школа]]
 
[[Category:Химия]]
 
[[Category:Химия]]

Текущая версия на 09:44, 22 октября 2018

Электроотрицательность химических элементов

Электроотрицательность Лаймуса Полинга
Электроотрицательность Лаймуса Полинга

Все атомы, имеющие незаполненные электронные оболочки, способны к образованию химической связи. Если в образовании связи участвуют атомы разных химических элементов, то эта электронная пара будет смещена к одному из них. Способность атома к смещению электронной пары в свою сторону при образовании химической связи называется электроотрицательностью.

Электроотрицательность – химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны от атомов других элементов. Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом.

С точки зрения теории строения атомов принадлежность элементов к металлам и неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны при химических реакциях.

Наиболее сильными металлическими свойствами обладают те элементы, атомы которых легко отдают электроны. Значения их электроотрицательностей малы (χ ≤ 1). Неметаллические свойства особенно выражены у тех элементов, атомы которых энергично присоединяют электроны.

В группе с увеличением числа электронных слоев электроотрицательность уменьшается, то есть происходит уменьшение электроотрицательности сверху вниз. Значит, самым электроотрицательным элементом является фтор (F), а наименее электроотрицательным – франций (Fr). Чтобы сравнить электроотрицательности элементов, расположенных в разных периодах и группах, можно воспользоваться рассчитанными значениями электроотрицательностей.

Рассчитанные значения образуют шкалу электроотрицательностей. Наиболее распространенной является шкала известного американского химика Л. Полинга.

Электроотрицательность элементов по Полингу
Электроотрицательность элементов по Полингу

В результате смещения электронной пары на атоме, к которому произошло смещение, возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме, связанном с ним, – частичный положительный заряд. Если посчитать любое частичное смещение электронов полным, то на атомах будет либо полный положительный, либо полный отрицательный заряд. Результат этого допущения называется степенью окисления.

В начало

Сущность химической связи

1. Устойчивым является такое состояние атома, при котором его внешний энергетический уровень завершён до 8 электронов (Н, Не – до 2 электронов).

2. Завершённый внешний уровень имеют атомы VIII A группы.

3. Образование химической связи

Главная причина образования химической связи – выделение энергии и повышение устойчивости системы.

4. Чем меньше запас энергии атома, тем более он устойчив в химическом отношении, и его состояние наиболее энергетически выгодное.

5. Пути завершения внешнего уровня атомов:

• образование общих электронных пар

• отдача или присоединение электронов

• обобществление электронов.

Виды химической связи

Виды химической связи
Виды химической связи

1. Ионная (∆ЭО > 1,7) – связь, осуществляемая за счёт сил электростатического притяжения ионов (Отдача или присоединение ионов). Мещ – О, Г, S; Мещз – О, Г, S.

2. Ковалентная (∆ЭО = 0 – 1,7) - связь осуществляемая путём образования общих электронных пар.

  • неполярная(∆ЭО = 0) – связь между одинаковыми атомами неметаллов.
  • полярная(0<∆ЭО<1,7) – связь между разными атомами неметаллов, или неметаллом и неактивным металлом (AlCl3).

3. Металлическая – связь за счёт обобществления валентных электронов в кристаллической решётке металла. Это связь в металлах и сплавах (примерно в 3-4 раза слабее одинарной ковалентной)

4. Водородная – связь между атомом водорода и сильноэлекроотрицательным элементом F, O, N, Cl. (примерно 15-20 раз слабее ковалентной)

  • внутримолекулярная – белки, полипептиды
  • межмолекулярная – вода, спирты, аммиак, аминокислоты и др.

Ковалентная связь

Связь, возникающая при взаимодействии электронов с образованием обобщенных электронных пар, называется ковалентной.

Ковалентная неполярная связь

В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Она имеет место в простых веществах-неметаллах: H2, О2, N2, Cl2, P4, O3.

Ковалентная полярная связь

При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора.

Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода — частичный положительный. Это пример полярной ковалентной связи.

Полярное представление молекулы воды

Молекула, в которой разделены центры положительного и отрицательного зарядов, называется диполем. Полярная связь имеет место между атомами с различной, но не сильно различающейся электроотрицательностью, например между различными неметаллами. Примерами соединений с полярными ковалентными связями являются соединения неметаллов друг с другом, а также различные ионы, содержащие атомы неметаллов (NO3–, CH3COO–). Особенно много ковалентных полярных соединений среди органических веществ.

Характеристики ковалентной связи

Полярность связи
    
Тип перекрывания АО и кратность связи
    
Направленность и насыщенность

Полярность ковалентной химической связи показывает перераспределение электронной плотности вокруг ядер атомов в молекуле в сравнении с распределением электронной плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь.

Полярность связи зависит от видов атомов, образующих связь, и от эффективных зарядов на атомах. В органической химии эффективные заряды обозначаются +δ и –δ. Полярность связи имеет определяющее значение для механизма протекания реакции. Неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. В молекулах с неполярной связью дипольный момент связи равен нулю. Полярная связи тем больше, чем больше разница электроотрицательностей элементов, ее образующих.

По типу перекрывания электронных орбиталей ковалентная химическая связь подразделяется на σ– и π-связи.

Греческие буквы σ и π соответствуют латинским буквам s и р, которые обозначают формы электронных орбиталей атомов, участвующих в образовании σ– и π-связей соответственно. σ-связь образуется в результате образования одной общей электронной пары (общей электронной плотности) за счет перекрывания электронных орбиталей s-s, s-p или р–р-типа.

Такие варианты образования связи характерны для простых неорганических соединений.

Направленность связи обуславливает строение веществ и геометрическое строение их молекул.

Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула СО2 является линейной (нет неподеленных электронных пар), а Н2О и SO2 — уголковыми (есть неподеленные пары).

Насыщаемость связи характеризует способность каждого атома образовать ограниченное число связей, которое обусловлено количеством валентных орбиталей.

Свойства ковалентной связи


1. Длина – межъядерное расстояние

2. Энергия – энергия, выделяющаяся при образовании или поглощающаяся при разрыве химической связи.
С увеличением кратности связи энергия увеличивается, длина связи уменьшается и химическая активность падает:

F – F O = O N ≡ N C ≡ O
Одна из трёх связей
ОArrowLeft.pngС
по донорно-акцепторному механизму
155 кДж/моль 498 кДж/моль 946 кДж/моль 1065 кДж/моль

3. Насыщаемость – определяется способностью атомов образовывать ограниченное число связей:
Например, водород всегда одновалентен; азот может быть трехвалентен в молекуле аммиака NH3 и четырёхвалентен в ионе аммония NH4+ (валентные возможности расширяются за счёт участия неподелённой электронной пары атома азота в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).

4. Направленность – обуславливает форму молекулы в пространстве.
Ковалентная связь образуется в направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов при образовании σ – связей.

В начало

Ионная связь

Это крайний случай ковалентной полярной связи: разница электроотрицательностей элементов настолько велика (>2), что один из них полностью "забирает" электрон у второго и превращается в отрицательно заряженный ион (анион), а второй, отдав электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион).

Ионная связь (ИС) – образуется между атомами металлов и неметаллов, т.е. между атомами, резко отличающимися друг от друга по значениям электроотрицательности. (Например, NaCl, K2O, LiF)

Запомни! Как правило, ионная связь образуется между атомами металлов и атомами неметаллов.

Образование ионной связи между натрием и фтором

Например, на рисунке сверху изображены атомы натрия и фтора. Натрий - щелочной металл, представитель IA группы, имеет всего 1 валентный электрон и проявляет восстановительные свойства (электроотрицательность по шкале Полинга χ(Na)=0,98). Фтор - представитель галогенов (VIIA группа), имеет 7 валентных электронов, является сильным окислителем (χ(F)=4,0). Фтор, будучи более электроотрицательным, "забирает" у атома натрия валентный электрон и превращается в анион, а атом натрия - в катион.

Ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между разноименно заряженными частицами: катионами и анионами.

Характеристики ионной связи


В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной и ненаправленной. Это легко себе представить: ведь взаимодействие ионов в пространстве не зависит от направления, а каждый анион может притягивать к себе несколько катионов.

Следует подчеркнуть, что полностью ионной связи не существует. Корректнее говорить об "ионности", или ионном характере связи. В случае, если разница ЭО составляет более 2 (например, между щелочными металлами и галогенами), происходит почти полная "передача" электрона к более электроотрицательному элементу с образованием соответствующих ионов.

Механизм образования ионной связи

Атом неметалла забирает наружные электроны у атома металла и превращается в анион (отрицательно заряженный ион). Атом металла теряет электроны и превращается в катион (положительно заряженный ион). Ионы связаны электростатическими силами. Происходит полная отдача (принятие) валентных электронов, перекрывание облаков отсутствует, обобществления электронов не наблюдается.

  • Ио́н (др.-греч. ἰόν — идущее) — частица, в которой общее число протонов не эквивалентно общему числу электронов.


    Iony.png
  • Названия ионов
    Nazvanie ionov.png

Рассмотрим механизм образования молекулы фторида натрия: NaF – ис.

Электронная схема образования молекулы NaF
Na
+11)2ē)8ē)1ē 		IONA.png
F
+9)2ē)7ē 		IOF.png

NAF-ionic-bond.png
В результате образования связи электронная пара полностью сместилась к атому фтора, разноименно заряженные ионы натрия и фтора притягиваются за счёт электростатического взаимодействия.

  • Механизм образования хлорида натрия:
    Ionic BondsNaCl.gif
  • Сравнительная характеристика ковалентной и ионной химической связи
    Рост полярного характера связи
В начало

Кристаллические решетки

Твердые вещества бывают аморфные или кристаллические (чаще всего имеют кристаллическое строение).

Кристаллическое строение характеризуется правильным расположением частиц в определенных точках пространства. При соединении этих точек воображаемыми прямыми линиями образуется так называемая кристаллическая решетка. Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки.

В узлах кристаллической решетки могут находиться ионы, атомы или молекулы.

В зависимости от вида частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Типы кристаллических решеток
В начало

Глоссарий

Анионы - отрицательно заряженные ионы.
Валентность – это способность химического элемента к образованию химической связи.
Водородная связь - один из видов межмолекулярных связей. Обусловлена в основном электростатическими силами. Для возникновения водородной связи нужно, чтобы в молекуле был один или несколько атомов водорода, связанных с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Важно, чтобы у этих электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Водородные связи характерны для таких веществ, как вода H2O, аммиак NH3 , фтороводород HF. Водородная связь приблизительно в 20 раз менее прочная, чем ковалентная. При её возникновении число связей, образуемых атомом водорода, превышает его формальную валентность.
Донорные свойства - способность атомов элемента отдавать свои электроны другим атомам. Количественной мерой донорных свойств атомов, образующих химическую связь, является их электроотрицательность.
Ионная связь образуется в результате электростатического притяжения ионов противоположного знака.
Ионы – частицы, у которых количество электронов больше или меньше положительного заряда ядра.
Катион – положительно заряженный ион
Ковалентная химическая связь – связь, которая возникает между атомами за счет образования общих электронных пар.
Кристаллическая решетка - кристаллическая структура характеризуется правильным (регулярным) расположением частиц в строго определенных точках пространства кристалла. При мысленном соединении этих точек линиями получается пространственный каркас, который называют кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки. В узлах могут находиться ионы, атомы или молекулы. Кристаллическая решетка состоит из совершенно одинаковых элементарных ячеек.
Металлическая связь – связь в металлах или сплавах, обусловленная взаимодействием относительно свободных электронов с катионами в узлах кристаллической решетки.
Металлы – твердые при комнатной температуре вещества (за исключением ртути), с металлическим блеском, высокой тепло- и электропроводностью. Атомы металлов отдают электроны, образуя при этом положительно заряженные ионы.
Неметаллы – вещества, состоящие из молекул: газы, жидкости, летучие твердые вещества; не обладают металлическим блеском, имеют низкую тепло- и электропроводность. Атомы неметаллов принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.
Степень окисления – формальный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что все связи между атомами в молекуле ионные.
Электроотрицательность – способность элемента оттягивать на себя электронную пару.

Полезные ссылки

Химия, методика, психология
Химуля. Уроки №8-№9.
Анимация. Металлическа связь.
Анимация. Водородная связь.
Анимация. Образование ионной связи.
Анимация. Образование ковалентной неполярной связи.
Анимация. Образование ковалентной полярной связи.
Тренажеры. Виды химической связи.
Тренажеры. Структурные формулы неорганических и органических веществ.
Фоксфорд. Учебник.
Химуля.Com. Урок №53.
Ионная связь. Анимация.
Южный федеральный университет. Химический факультет.


В начало

Химия в лицах
Рихард Вильгельм Генрих Абегг

Немецкий физикохимик Рихард Вильгельм Генрих Абегг родился в Данциге (ныне Гданьск, Польша).

Областью научных интересов Абегга являлись неорганическая и физическая химия. Исследовал скорость диффузии в растворах солей и электропроводность расплавленных солей. Совместно с немецким химиком Ф. Ауэрбахом с 1905 г. начал издавать многотомный справочник «Руководство по неорганической химии». Главной заслугой Абегга стало создание первых представлений о связи между атомами, учитывающих сложное строение атома. В 1899 г. Абегг совместно со своим коллегой Гвидо Бодлендером высказал идею о сродстве атомов к электрону – способности атомов присоединять электрон.

На основе этого принципа электросродства Абегг в 1902–1904 гг. разрабатывает теорию электровалентности. Валентностью, по мнению Абегга, обладают ионы, и величина валентности равна заряду иона. Каждый элемент характеризуется двумя максимальными валентностями – положительной и отрицательной; сумма этих валентностей равна восьми (т.н. правило Абегга). Одна из них, производящая более сильное действие, «нормальная», другая – «контрвалентность». Принцип электросродства и теория электровалентности Абегга заложили основу для более поздних теорий химической связи, которые создали Вальтер Коссель, Джилберт Льюис и Ирвинг Ленгмюр.

Комиксы
Комиксы
Комиксы
Комиксы
Комиксы
Комиксы
Пройди тестирование
Пройди тестирование
Источник — «https://bb.edu.gov.kg/index.php?title=Химия:_Химические_связи&oldid=27496»