Хімічний звязок і будова речовини, реферати, 2dip.ru

20.09.2015

Хімічний зв’язок і будова речовини

ФЕДЕРАЛЬНЕ АГЕНТСТВО ЗА ОСВІТОЮ

Вологда 2010

ЗМІСТ

I Хімічна зв’язок

1.1 Хімічний зв’язок і типи хімічного зв’язку

1.2 Ковалентний зв’язок

1.3 Іонна зв’язок

1.7 Валентність і ступінь окиснення елементів

1.8 Стеохимическая валентність

1.9 Заряд іонів

II Будову речовини

2.1 Молекули хімічних сполук

2.2 Розміри і маса атомів і молекул

2.3 Будова багатоатомних молекул

СПИСОК ВИКОРИСТАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ

I Хімічна зв’язок

Хімічні елементи зустрічаються в природі головним чином не у вигляді окремих атомів, а у вигляді складних або простих речовин. Лише благородні гази – гелій, неон, аргон, криптон і ксеон – знаходяться в природі в атомному стані, що пояснюється стійкістю електронних оболонок атомів благородних газів. У всіх інших простих і складних речовинах атоми пов’язані хімічними силами. Існує кілька типів хімічного зв’язку, найважливіші з них – ковалентний, іонний і металева.

У загальному випадку хімічний зв’язок утворюється, якщо повна енергія системи, що складається із взаємо-діючих атомів, при зближенні атомів знижується.

Користуючись поняттям електронегативності елементів, можна передбачити основні три випадки хімічної взаємодії між атомами:

Хімічні реакції відбуваються між атомами елементів, електронегативність яких різко відрізняються, наприклад, атомами лужних металів і атомами галогенів.

Хімічні реакції відбуваються між атомами елементів, електронегативність яких однакові. Така взаємодія спостерігається при утворенні газів (Н2, Р2, Cl 2, О2, N2), молекули яких складаються з 2-х однакових атомів.

Вступати в хімічні реакції можуть атоми елементів, електронегативність яких відрізняються, але не дуже сильно. Цей випадок є проміжним між першими двома крайніми і зустрічаються особливо часто. Прикладами її є утворення молекул водню Н2О, хлородоводорода HCl, метану СН4, і багатьох інших речовин.

В залежності від того, до якої нагоди слід віднести дане хімічну взаємодію елементів, розрізняють певний тип хімічного зв’язку. Треба врахувати, що між цими типами хімічних зв’язків немає різких меж. Між ними існує поступовий взаємоперехід. Тому в багатьох хімічних сполуках одночасно існують різні типи зв’язків. Це пояснює послідовним зміною електронегативностей хімічних елементів.

Хімічна зв’язок і типи хімічного зв’язку

Хімічна зв’язок – це взаємне зчеплення атомів в молекулі і кристалічній решітці в результаті дії між атомами електричних сил застосування.

Появи атомної моделі бора, вперше объяснившей будова електронної оболонки атома, сприяло створенню уявлення про хімічного зв’язку та її електронної природі. У 1915 році німецький фізик Коссель пояснення хімічного зв’язку в солях, в 1916 році. Американський фізико-хімік Льюїс припустив трактування хімічного зв’язку в молекулах. Коссель і Льюїс виходили з уявлення про те, що атоми елементів, що володіють тенденцією до досягнення електронної конфігурації благородних газів. Атоми благородних газів, крім елемента першого періоду — гелію мають у зовнішньому шарі, тобто на вищому енергетичному рівні, стійкий об’єкт (вісім) електронів; при такій будові здатність атомів до вступу в хімічні реакції мінімальна, наприклад, в протилежність атомів водню, кисню, хлору і інших, атоми благородних газів не утворюють двоатомних молекул. Подання Косселя і Льюїса отримали в історії хімії назва октетной теорії, або електронної теорії валентності.

Валентність елементів головних груп Періодичної системи залежить від числа електронів, що знаходяться у зовнішньому шарі електронній оболонці атома. Тому ці зовнішні електрони називають валентними. Всі зміни, що відбуваються в електронних оболонках атомів при хімічних реакціях, стосуються тільки валентних електронів. Для елементів побічних груп в якості валентних можуть виступати як електрони вищого енергетичного рівня, так і електрони внутрішніх незавершених підрівнів.

Розвиток квантово-механічних уявлень про будову атома і створення орбітальної моделі атома привели до вироблення двох сучасних наукових підходів для пояснення хімічного зв’язку – методу валентних зв’язків і методу молекулярних орбіталей. Обидва методи не взаємовиключають, а доповнюють один одного і дозволяють трактувати процес формування хімічного зв’язку і з’ясувати внутрішню будову речовин.

Розрізняють три основних (модельних) типу хімічного зв’язку: ковалентную, іонну і металеву зв’язку. Ці типи хімічного зв’язку не існують ізольовано один від одного в реальних речовини, вони є лише моделями різних форм хімічного зв’язування, які реалізуються в дійсності як проміжні форми зв’язку.

Значно слабші, ніж ковалентний, іонний і металева зв’язку, міжмолекулярні сили, які забезпечують взаємне утримання твердого діоксиду вуглецю, або в рідинах, наприклад, у воді. Ці сили називаються силами Ван-дер-Ваальса.

Ковалентний зв’язок

Хімічна зв’язок, що виникає в результаті утворення загальних (зв’язують) електронних пар, називається ковалентним або атомної зв’язком.

Найпростіший приклад ковалентного зв’язку – утворення молекули водню Н2. Атоми водню мають наступну електронну оболонку: 1S1. Зовнішній енергетичний рівень є незавершеним: до завершення не вистачає одного електрона. При зближенні двох атомів водню відбувається взаємодія електронів з антипараллельными стінами з формуванням спільної електронної пари:

S

Н />

Пояснення механізму утворення хімічного зв’язку за рахунок спільних електронних пар лежить в основі методу валентних зв’язків. Схему утворення ковалентного зв’язку можна також показати, позначивши неспарений електрон зовнішнього енергетичного рівня атома однією точкою, а спільну електронну пару – двома точками:

Н· + ·Н />Н: Н

Спільну електронну пару або ковалентную зв’язок часто позначають рискою, наприклад, М – Н.

Загальна електронна пара утворюється в результаті перекривання S – орбіталей атомів водню, на яких знаходяться електрони з протилежними спиновыми квантовими числами. При цьому в області перекривання орбіталей створюється підвищена електронна щільність.

Розглянемо виникнення ковалентного зв’язку в молекулі фтору. Атом фтору має сім електронів на зовнішньому енергетичному рівні, причому на

/>/>2р — підрівні знаходиться один неспарений електрон:

9F 1S2 2S2 2P5 2 />/>/>/>

1 />P

При зближення двох атомів фтору відбувається перекривання 2р – орбіталей з неспаренными електронами, у результаті формується спільна електронна пара:

F + F />F F або F – F

У кожного атома фтору в молекулі Р2 зберігається три неподеленные електронні пари.

Існують молекули, у яких між двома атомами виникають дві або три спільні електронні пари. Такі ковалентні зв’язки називаються подвійними і потрійними, а загальна їх назва – кратні зв’язки.

Наприклад, в утворенні хімічних зв’язку в молекулі азоту N2 беруть участь три електрони кожного атома азоту:

7N 1S2 2S2 2p3 2 />/>/>/>/>

1 />P

В цьому випадку утворюється три спільні електронні пари:

N або N /> N

Таким чином, ковалентного називається зв’язок, здійснювана одним або кількома загальними електронними парами.

а) Найважливіші характеристики ковалентного зв’язку -PAGE_BREAK-

Характеристиками хімічного зв’язку, в тому числі ковалентного є її полярність, енергія і довжина. Особливу властивість ковалентного зв’язку – її спрямованість.

Якщо загальна електронна пара симетрична відносно атомів, то ковалентний зв’язок називається неполярному. Неполярний ковалентний зв’язок утворюється при взаємодії атомів з однаковою электроотрицательностью. У розглянутих вище прикладах – молекулах Н2Р2 і N2 існує неполярний зв’язок.

Якщо взаємодіючі атоми мають різну электроотрицательность, то загальна електронна пара зміщена до атома з більшою электроотрицательностью. В цьому випадку виникає полярний ковалентний зв’язок. Наприклад, полярної є зв’язок в молекулі фтороводень НР. При утворенні молекули відбувається перекривання S – орбітами атома фтору. Загальна електронна пара розташована несиметрично відносно центрів взаємодіючих атомів. Схему утворення зв’язку Н-Р можна подати так:

Н + F /> H F

Полярність зв’язку в молекулі можна показати стрілкою, спрямованої в бік атома з більшою электроотрицательностью: Н/>F.

В результаті зміщення електронної пари в молекулі НF виникає диполь. Диполь – це система з двох зарядів, рівних за абсолютною величиною, але протилежних за знаком. Приймають, що атом, до якого зміщена загальна електронна пара, набуває певний негативний заряд, а інший атом – позитивний заряд:

/> — />

Багато молекули, у яких виникають диполі, є полярними. Разом з тим існують молекули, які не є полярними, незважаючи на полярний характер хімічних зв’язків у них. До таких молекул відноситься, наприклад, молекула оксиду вуглецю (IV), що має лінійну будову:

Дві однакові полярні зв’язки, спрямовані під кутом 180° і компенсують електричні моменти один одного, тому молекула є неполярний.

Міцність хімічного зв’язку характеризується енергією зв’язку, тобто енергією необхідної для розриву зв’язку. Значення енергії розриву хімічних зв’язків зазвичай наводяться в розрахунку на 1 моль речовини. Так, для молекули Н2 енергія зв’язку дорівнює 432,1 КДЖ/моль, Р2 – 155 КДЖ/моль, НР – 565,7 КДЖ/моль. Довжина зв’язку – відстань між ядрами атомів, що утворюють зв’язок, наприклад, довжина зв’язку в молекулі Н2 дорівнює 0,074 нм, F2 – 0.142 нм, НР – 0,092 нм. Кратні зв’язку коротше простих, що можна проілюструвати прикладом зв’язків вуглець-вуглець: довжина одинарного зв’язку С – С 0,154 нм, подвійний З = 0,134 нм, потрійний Із />0,120 нм.

Ковалентний зв’язок має спрямованість. У розглянутих вище прикладах хімічного зв’язку в молекулах Н2, Р2, НР за напрям зв’язку приймається лінія, що проходить через центри взаємодіючих атомів.

Розглянемо спрямованість ковалентних зв’язків у молекулах води. Будова електронної оболонки атома кисню, що входить до складу молекул води, виражається формулою:

? 1S2 2S2 2p4 2 />/>/>/>/>

1 />P

Ковалентні зв’язку атом кисню утворює за рахунок 2р — орбіталей з неспаренными електронами, які розташовані під кутом 90° один до одного. Ці орбіталі перекриваються з S-орбіталей атомів водню. В результаті утворюється молекула, в якій зв’язки спрямовані під кутом один до одного за рахунок взаємного відштовхування електронних пар кут між зв’язками, в молекулі води (валентний кут) дорівнює 104,5°.

б). Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку

Ковалентний зв’язок може утворитися при перекриванні повністю вільної орбіталі одного атома і орбіталі з неподіленої електронної парою іншого атома:

/>/>A +: Д /> А Д або А — Д

Вільна орбіталь неподеленная електронна

акцептора пара донора

У цьому випадку так само формується спільна електронна пара, тільки внесок кожного з атомів в хімічну зв’язок різний. Атом А, який представляє вільну орбіталь, називається акцептором, атом Д, який представляє електронну пару, є донором. Такий механізм утворення ковалентного зв’язку називається донорно-акцепторним.

Прикладом донорно-акцепторної взаємодії є реакція між іоном водню Н+ (1S° — вільна S – орбіталь) і молекулою аміаку :NH3 з утворенням катіону амонію:

або /> акцептор донор.

Слід зазначити, що всі чотири зв’язку N-H в катионе амонію рівноцінні.

1.3 Іонна зв’язок

Чисто іонним зв’язком називається хімічно пов’язане стан атомів, при якому сталий електронне оточення досягається шляхом повного переходу загальної електронної густини до атома більш електронегативного елемента.

На практиці повний перехід електрона від одного атома до іншого атому – партнеру по зв’язку не реалізується, оскільки кожен елемент має більшу або меншу электроотрицательность, і будь-яка хімічна зв’язок буде в деякій мірі ковалентного. Якщо ступінь ковалентного зв’язку достатня висока, то така хімічна зв’язок є полярною ковалентним зв’язком з тій чи іншій ступенем іонності. Якщо ж ступінь ковалентности зв’язків мала, порівняно зі ступенем її іонності, то такий зв’язок вважається іонної.

Іонна зв’язок можливий тільки між атомами електропозитивні і электроотрицательных елементів, які перебувають у стані різнойменно заряджених іонів. Процес утворення іонного зв’язку дозволяє пояснити електростатична модель, тобто розгляд хімічної взаємодії між негативно і позитивно зарядженими іонами.

Іони – це електрично заряджені частинки, які утворюються з нейтральних атомів або молекул шляхом віддачі або прийому електронів.

При віддачі або прийомі електронів молекулами утворюються молекулярні або багатоатомні іони, наприклад, /> — атион диоксигена, /> — нітрит-іон.

Одноатомні позитивні іони, або одноатомні негативні іони, або одноатомні аніони, які виникають при хімічної реакції між нейтральними атомами шляхом взаимопередачи електронів при цьому атом, електропозитивні елемента, що володіє невеликим числом зовнішніх електронів, що переходить в більш стійкий стан одноатомного катіона шляхом зменшення числа цих електронів. Навпаки, атом електронегативного елемента, що має велике число зовнішніх електронів, переходить у більш стійку для нього стан одноатомного іона шляхом збільшення числа електронів. Одноатомні катіони утворюються, як правило, металами, а одноатомні аніони – неметалами.

При передачі електронів атомів металічних і неметалічних елементів прагнуть сформуватися навколо своїх ядер стійку конфігурацію електронної оболонки. Атом неметалічного елемента створює навколо свого кістяка зовнішню оболонку подальшого благородного газу. Тоді як атом металічного елемента після віддачі зовнішніх електронів здобуває стійку октетную конфігурацію попереднього благородного газу.

1.4 Іонні кристали

При взаємодії металевих і неметалевих простих речовин, що супроводжується віддачею і прийомом електронів, що утворюються солі. Приклад:

2Na + Cl2 = 2NaCl.

2Al + 3F2 = 2AlF3

Іонна зв’язок характерна не тільки для солей похідного безкисневих і кисневмісних кислот [типу NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], але і для інших класів неорганічних речовин – основних оксидів і гідроксидів [типу Na2O і NaOH], бінарних сполук [типу Li3N і CaC2]. Між іонами з протилежними за знаком зарядами проявляються електростатичні сили тяжіння. Такі сили тяжіння изотропны, тобто діють однаково в усіх напрямках. В результаті розташування іонів у твердих солях впорядковується в просторі певним чином. Система впорядковано розташованих катіонів і аніонів називається іонною кристалічною решіткою, а самі тверді речовини (солі, основні оксиди та гідроксиди) – йонними кристалами.

Всі іонні кристали мають солеобразный характер. Під солеобразным характером розуміється певний набір властивостей, що відрізняє іонні кристали від кристалічних речовин з іншими типами решіток. Звичайно, не всі іонні решітки характеризуються таким розташуванням іонів в просторі, число іонів – сусідів з протилежним зарядом може бути й іншим, проте чергування катіонів і аніонів у просторі є обов’язковим для кристалів.

Внаслідок того, що кулонівські сили притягання поширюються однаково по всіх напрямах, іони у вузлах кристалічної решітки пов’язані відносно міцно, хоча кожен з іонів не зафіксовано нерухомо, а безперервно здійснює теплові коливання навколо свого положення в решітці. Поступальний же рух іонів вздовж решітки відсутня, тому всі речовини з іонними зв’язками при кімнатній температурі – тверді (кристалічні). Амплітуда теплових коливань може бути збільшена нагріванням іонного кристала, що у підсумку призводить до руйнування решітки і переходу твердої речовини в рідкий стан (при температурі плавлення). Температура плавлення іонних кристалів відносно висока, а температура кипіння, при якій відбувається перехід рідкого речовини в саме невпорядковане, газове стан, має дуже великі значення. Приклад:

Короткий опис статті: будова речовини Реферат: Хімічний зв’язок і будова речовини

Джерело: Хімічний зв’язок і будова речовини — реферати — 2dip.ru

Також ви можете прочитати