Характеристики хімічних зв’язків енергія, довжина, полярність, валентний кут, насичуваність,

Хімічна зв'язок - найважливіше поняття хімії, що дозволяє описати більш детально хімічні властивості сполук, а також їх будова і фізичні властивості. Хімічна зв'язок - це взаємодія атомів, що обумовлює стійкість хімічної частинки або кристала як цілого. Хімічна зв'язок утворюється за рахунок електростатичного взаємодії між зарядженими частинками: катіонами і аніонами, ядрами і електронами. При зближенні атомів починають діяти сили тяжіння між ядром одного атома і електронами іншого, а також сили відштовхування між ядрами і між електронами. На деякій відстані ці сили врівноважують один одного, і утворюється стійка хімічна частинка. Основні характеристики хімічного зв'язку:

Енергією зв'язку - називають ту енергію, яку необхідно затратити для її розриву. При цьому молекула повинна перебувати в основному (не збудженому) стані. Ця величина визначає міцність зв'язку. Чим більше енергія, що витрачається на розрив зв'язку, тим міцніше зв'язок. Одиниця виміру енергії зв'язку - кДж / моль. Наприклад, енергія зв'язку Н-Н в молекулі водню дорівнює 436 кДж / моль. Якщо в молекулі кілька однакових зв'язків, то, очевидно, для руйнування кожної наступної потрібно різна енергія і в такому випадку говорять про середню енергії зв'язку.

Довжина зв'язку - відстань між ядрами атомів в з'єднанні (нм)

Полярність зв'язку - зміщення електронної хмари в бік більш електронегативного атома.

Валентні кути - Це кути між зв'язками в молекулі. Їх схематично можна уявити як кути між прямими лініями, що з'єднують ядра атомів в молекулі. Ці уявні прямі, проведені через два ядра, називають лініями зв'язку. Величини валентних кутів залежать від природи атомів і характеру зв'язку. Прості двоатомних молекули завжди мають лінійну структуру. Трьохатомні і більш складні молекули можуть мати різні конфігураціями. Наприклад, в молекулі води кут між лініями зв'язку Н-О дорівнює 104,5 °, а в подібній молекулі сірководню валентний кут між зв'язками становить 92 °. Сукупність довжин зв'язків і валентних кутів в хімічній частинці визначає її просторову будову.

Насичуваність - властивість атома утворювати не будь-яке, а певне число зв'язків з іншими атомами.

Спрямованість - властивість, залежне від напрямку перекривання атомних орбіталей (АО). сигма - зв'язку виникають при перекривання АО вздовж лінії зв'язку, що з'єднує ядра атомів; пі - зв'язки утворюються при перекривання АО поза лінією, що з'єднують ядра атомів.

Кратність зв'язку - число зв'язків між атомами двох елементів. Чим більше кратність зв'язку, тим більше енергія зв'язку і тим менше довжина зв'язку.

7. Ковалентний зв'язок (КС). Умови утворення ковалентного зв'язку, механізми утворення, властивості зв'язку, критерій міцності.

КС - зв'язок, здійснювана за рахунок електронної пари, що належить обом атомам.

Умови освіти КС. вона утворюється між атомами з високою електронегативність. (Електоротр-ть - здатність атомів притягувати до себе електрони).

# 8710; # 935; - різниця електронегативності 2-х атомів, якщо # 8710; # 935; ≤1.4, зв'язок полярна

КС м.б. утворена:

1 - між будь-якими атомами неметалів (тому що у всіх неметалів високі значення електроотр-ти), пр: HCl, значення електроотр-ти - за таблицями, у Н = 2.1, у Cl = 3.1, - # 8710; # 935; = 3.1-2.1 = 1≤1.4, це зв'язок ковалентний і полярна.

2 - між атомами неметалла і металу, якщо метал перебуває у високому ступені окислення, пр: CrCl6 для Cr = 2.4, # 8710; # 935; = 3.1-2.4 = 0.7≤1.4 - це ковалентний полярна зв'язок.

Механізми освіти КС:

1 обмінний механізм - 2 атома обмінюються електронами, утворюючи загальну електронну пару, що належить обом і звану «поділена». Прикладом можуть служити молекули летючих неорганічних сполук: НСl, Н2 О, Н2 S, NН3 і ін. Освіта молекули НСl можна представити схемою Н. +. Сl: = Н: Cl: Електронна пара зміщена до атому хлору, так як відносна електронегативність атома хлору (2,83) більше, ніж атома водню (2,1).

2 - донорно-акцепторні механізм. - полягає в тому, що пара електронів одного атома (донора) займає вільну орбіталь іншого атома (акцептора) Розглянемо як приклад механізм утворення іона амонію. У молекулі аміаку атом азоту має неподеленную пару електронів двухелектронних хмара):.

У іона водню вільна (не заповнена) 1s-орбіталь, що можна позначити як # 9633; H +. При утворенні іона амонію двухелектронних хмара азоту стає загальним для атомів азоту і водню, тобто воно перетворюється в молекулярне електронне хмара. А значить, виникає четверта ковалентний зв'язок. Процес утворення іона амонію можна представити схемою

Заряд іона водню стає загальним (він делокалізованних, тобто розосереджений між усіма атомами), а двухелектронних хмара (неподіленого електронних пари), що належить азоту, стає загальним з воднем.

Ковалентний зв'язок буває полярної (складні молекули) і неполярной (прості молекули).

Властивості ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок має низку важливих властивостей. До їх числа відносяться: насичуваності і спрямованість.

Насичуваність - характерна властивість ковалентного зв'язку. Вона проявляється в здатності атомів утворювати обмежене число ковалентних зв'язків. Це пов'язано з тим, що одна орбіталь атома може брати участь в утворенні тільки однієї ковалентного хімічного зв'язку. Дана властивість визначає склад молекулярних хімічних сполук. Так, при взаємодії атомів водню утворюється молекула Н2. а не Н3. Третій атом водню не може приєднатися, так як спін його електрона виявиться паралельним спину одного з спарених електронів в молекулі. Здатність до утворення того чи іншого числа ковалентних зв'язків у атомів різних елементів обмежується отриманням максимального числа неспарених валентних електронів.

Спрямованість - властивість ковалентного зв'язку, що визначає геометричну структуру молекули. Причина спрямованості зв'язку полягає в тому, що перекривання електронних орбіталей можливо тільки при їх певним взаємним орієнтації, що забезпечує найбільшу електронну щільність в області їх перекривання. В цьому випадку утворюється найбільш міцна хімічний зв'язок.

8. Перекриття атомних орбіталей як умова освіти зв'язку. Типи перекривання (сигма, пі). Гібридизація атомних орбіталей. Кратні зв'язку.

Хімічна зв'язок між атомами зумовлюється перекриванням електронних хмар.

Перекриття атомних орбіталей вздовж лінії, що зв'язує ядра атомів, приводить до утворення # 963; -зв'язків. Між двома атомами в хімічній частинці можлива тільки одна # 963;-зв'язок. Усе # 963;-зв'язку мають осьову симетрію щодо меж'ядерних осі. Сукупність спрямованих, строго орієнтованих в просторі # 963; -зв'язків створює структуру хімічної частинки.

При додатковому перекривання атомних орбіталей, перпендикулярних лінії зв'язку, утворюються π-зв'язку.

Зв'язок двох атомів може здійснюватися більш ніж однією парою електронів. В результаті цього між атомами виникають кратні зв'язку:

Подвійна (# 963; + π)

Потрійна (# 963; + π + π)

Гібридизація атомних орбіталей

При визначенні геометричної форми хімічної частинки слід враховувати, що пари зовнішніх електронів центрального атома, в тому числі і не утворюють хімічний зв'язок, розташовуються в просторі якнайдалі один від одного.

Сутність гібридизації атомних орбіталей полягає в тому, що електрон поблизу ядра пов'язаного атома характеризується не окремої атомної орбиталью, а комбінацією атомних орбіталей з однаковим головним квантовим числом. Така комбінація називається гібридної (гібрідізоваться) орбиталью. Як правило, гібридизація зачіпає лише вищі і близькі по енергії атомні орбіталі, зайняті електронами.

В результаті гібридизації з'являються нові гібридні орбіталі (рис.24), які орієнтуються в просторі таким чином, щоб розташовані на них електронні пари (або неспарені електрони) виявилися максимально віддаленими одна від одної, що відповідає мінімуму енергії межелектронного відштовхування. Тому тип гібридизації визначає геометрію молекули або іона.

Кут між зв'язками