Типы химических связей в молекулах

МИНИСТЕРСТВО ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ УЗБЕКИСТАН
___________________________ УНИВЕРСИТЕТ
_______________________________ ФАКУЛЬТЕТ
_________________________ГРУППА СТУДЕНТ
______________________________________ ИЗ
ОКОНЧИЛ _____________ НАУКИ
НЕЗАВИСИМАЯ РАБОТА
СДЕЛАНО:______________
ПРИНЯТО: _____________
__________________________-2022
Тема: Типы химических связей в молекулах
Химическая связь - связь между атомами в молекуле или молекулярном соединении, возникающая в результате переноса электронов с одного атома на другой, либо обобществления электронов для обоих атомов.
Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.
Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl2, Br2, O2), органических веществ (C2H2), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH3, H2O, HBr).
Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют одинаковые значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной неполярной связью. В таких молекулах нет "полюса" - электронная плотность распределяется равномерно. Примеры: Cl2, O2, H2, N2, I2.
Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют разные значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной полярной. В таких молекулах имеется "полюс" - электронная плотность смещена к более электроотрицательному элементу. Примеры: HCl, HBr, HI, NH3, H2O.
Ковалентная связь может быть образована по обменному механизму - обобществлению электронной пары. В таком случае каждый атом "одинаково" вкладывается создание связи. Например, два атома азота, образующие молекулу N2, отдают по 3 электрона с внешнего уровня для создания связи.
Химические связи - это силы, которые удерживают атомы вместе для образования соединения или молекулы.
По своей природе химическая связь представляет собой взаимодействие между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами, а также электронов друг с другом. Единственным критерием химического взаимодействия атомов, ионов или молекул является изменение электронной плотности.
Образование устойчивой химической связи возможно, если:
а) образование нового соединения (структуры) сопровождается выделением энергии, т. е. энергия возникших частиц должна быть ниже энергии исходных;
б) в пространстве между ядрами частиц, образующих связь, электронная плотность возрастает. При этом происходит не просто наложение электронных плотностей каждого атома, а перераспределение электронной плотности в области химической связи (чем меньше размер связи, тем больше плотность и тем прочнее связь);
в) спины электронов взаимодействующих атомов должны быть антипараллельны, при этом электронные облака, обладающие волновыми свойствами, накладываются друг на друга в зоне между ядрами атомов, а в месте их перекрывания электронная плотность возрастает. Электронные облака с параллельными спинами при сближении отталкиваются друг от друга, и связь не возникает.
Основные термины
Ионная связь: притяжение между двумя ионами, используемое для создания ионного соединения. Это притяжение обычно образуется между металлом и неметаллом.
Ковалентная связь: взаимодействие между двумя атомами, которое включает в себя совместное использование одного или нескольких электронов, чтобы помочь каждому атому удовлетворить правило октета. Это взаимодействие, как правило, образуется между неметаллами.
Внутримолекулярная связь: относится к взаимодействиям внутри молекулы.
Межмолекулярные силы: относится к взаимодействиям между двумя или более молекулами.
Химические связи - это силы притяжения, которые связывают атомы вместе. Связи образуются при взаимодействии валентных электронов внешней электронной "оболочки" атома. Характер взаимодействия между атомами зависит от их относительной электроотрицательности. Атомы с одинаковой или сходной электроотрицательностью образуют ковалентные связи, в которых плотность валентных электронов делится между двумя атомами. Электронная плотность находится между атомами и притягивается к обоим ядрам. Данный вид взаимодействий часто образуется между неметаллами.
Когда существует большая разница в электроотрицательности, чем между ковалентно связанными атомами, пара атомов обычно образует полярную ковалентную связь. Электроны по-прежнему разделены между атомами, но не одинаково притягиваются к обоим элементам. В результате электроны, как правило, находятся вблизи одного атома большую часть времени.
Наконец, для атомов с наибольшими различиями в электроотрицательности (например, для металлов, связанных с неметаллами) связующее взаимодействие называется ионным, а валентные электроны обычно представляются как переходящие от атома металла к неметаллу. Два разноименно заряженных иона притягиваются друг к другу и образуют ионное соединение.

Связи, стабильность соединения.
Ковалентные взаимодействия являются направленными и зависят от перекрывания орбиталей, в то время как ионные взаимодействия не имеют определенной направленности. Каждое из этих взаимодействий позволяет атомам получить восемь электронов в валентной оболочке, удовлетворяя правилу октета и делая атомы более стабильными.
Ионные связи являются разновидностью химических связей, которые возникают в результате переноса валентных электронов, обычно между металлом и неметаллом.
Валентные электроны: электроны атома, которые могут участвовать в образовании химических связей с другими атомами. Они удалены от ядра.
Правило октета: атом наиболее стабилен, когда в его валентной оболочке восемь электронов.
Формирование ионов.
Ионные связи представляют собой класс химических связей, которые возникают в результате обмена одного или нескольких валентных электронов одного атома, как правило, металла, с другим, как правило, неметаллом. Этот обмен электронами приводит к электростатическому притяжению между двумя атомами, называемому ионной связью. Атом, который теряет один или несколько валентных электронов, становятся положительно заряженным ионом, называемым катионом, а атом, который получает электроны и становится отрицательно заряженным и называется анионом.
Такой обмен валентными электронами позволяет ионам достигать электронных конфигураций, имитирующих конфигурации благородных газов, удовлетворяющих правилу октета. Правило октета гласит, что атом наиболее стабилен, когда в его валентной оболочке восемь электронов. Атомы с менее чем восемью электронами, как правило, удовлетворяют правилу дуэта, имея два электрона в валентной оболочке. Удовлетворяя правилу дуэта или правилу октета, ионы более стабильны.
Катион обозначается положительным надстрочным зарядом (+) справа от атома. Анион обозначается отрицательным надстрочным зарядом (-) справа от атома. Например, если атом натрия теряет один электрон, он будет иметь на один протон больше, чем электрон, давая ему общий заряд +1. Химический символ Иона натрия-Na⁺¹ или просто Na⁺. Аналогично, если атом хлора получает дополнительный электрон, он становится ионом хлорида, Cl^-.Ковалентные связи включают одинарные, двойные и тройные связи и состоят з Сигма и Пи связей.

Ковалентные соединения обычно имеют более низкую температуру плавления и кипения, чем ионные соединения.
Электроотрицательность: тенденция атома или молекулы притягивать электроны и, таким образом, образовывать связи.
Формирование ковалентных связей
Ковалентные связи представляют собой класс химических связей, где валентные электроны поделены между двумя атомами, как правило, двух неметаллов. Образование ковалентной связи позволяет неметаллам подчиняться правилу октета и таким образом становиться более стабильными. Например:
Атом фтора имеет семь валентных электронов. Если он разделяет один электрон с атомом углерода (который имеет четыре валентных электрона), фтор будет иметь полный октет (его семь электронов плюс тот, который он разделяет с углеродом).
Углерод тогда будет иметь пять валентных электронов (его четыре и один его обмен с фтором). Углерод должен будет образовать четыре одинарные связи с четырьмя различными атомами фтора, чтобы заполнить его октет. Результатом является формирование молекулы CF₄ (тетрафторида углерода).
Ковалентная связь требует определенной ориентации между атомами для достижения перекрывания между орбиталями связи. Ковалентные взаимодействия связи включают сигма-связь (σ) и пи-связь (π). Сигма-связи являются сильнейшим типом ковалентного взаимодействия и формируются путем перекрывания атомных орбиталей вдоль орбитальной оси. Перекрывающиеся орбитали позволяют общим электронам свободно перемещаться между атомами. Пи-связи являются более слабым типом ковалентных взаимодействий и возникают в результате перекрывания двух взаимодействующих атомных орбиталей над и под плоскостью орбитальной оси.
Одинарные связи возникают, когда два электрона являются общими и образуют одну сигма связь между двумя атомами.
Двойные связи возникают, когда четыре электрона разделяются между двумя атомами и состоят из одной сигма-связи и одной пи-связи.
Тройные связи возникают, когда шесть электронов разделяются между двумя атомами и состоят из одной сигма-связи и двух пи-связей.
Связь между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью будет неполярного ковалентного взаимодействия. В неполярных ковалентных связях электроны равномерно распределены между двумя атомами.

Для атомов с различной электроотрицательностью связь будет полярной ковалентной.

Частным случаем ковалентной связи является координационная связь, или донорно-акцепторная. Она возникает, когда один из атомов или ионов, вступающих в химическую связь, имеет неподеленную электронную пару, а другой, наоборот, свободную (незаполненную) орбиталь: Пара электронов атома А становится общей для ядер атомов А и В.

Атом, который имеет неподеленную электронную пару и предоставляет ее для образования ковалентной связи, называется донором, а атом, принимающий ее, - акцептором. Например, при взаимодействии соляной кислоты с аммиаком протон присоединяется к аммиаку за счет неподеленной пары электронов атома азота:




Отдавая пару электронов для образования связи, азот приобретает положительный заряд, а атом кислорода, принимая эти электроны, заряжается отрицательно. Поэтому новую связь NO можно рассматривать как одновременное проявление двух видов связи - частично ковалентной (за счет обобществленной пары электронов) и частично ионной (за счет взаимодействия противоположных зарядов). Такую связь называют также семиполярной связью (от англ. semi - наполовину) и обозначают стрелкой, указывающей направление передачи электронов.
Межмолекулярные взаимодействия, взаимодействия молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. Межмолекулярные взаимодействия определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. От межмолекулярных взаимодействий зависят многие структурные, спектральные, термодинамические, теплофизические и другие свойства веществ. Появление понятия межмолекулярные взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, который для объяснения свойств реальных газов и жидкостей предложил в 1873 уравнение состояния, учитывающее межмолекулярные взаимодействия. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми.
Виды межмолекулярных взаимодействий.
Основу межмолекулярных взаимодействий составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. В экспериментально определяемых свойствах вещества проявляется усредненное взаимодействие, которое зависит от расстояния R между молекулами, их взаимной ориентации, строения и физических характеристик (дипольного момента, поляризуемости и др.). При больших R, значительно превосходящих линейные размеры l самих молекул, вследствие чего электронные оболочки молекул не перекрываются, силы межмолекулярного взаимодействия можно достаточно обоснованно подразделить на три вида - электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Электростатические силы иногда называют ориентационными, однако это неточно, поскольку взаимная ориентациямолекул может обусловливаться также и поляризационными силами, если молекулы анизотропны.
При малых расстояниях между молекулами (R ~ l) различать отдельные виды межмолекулярных взаимодействий можно лишь приближенно, при этом, помимо названных трех видов, выделяют еще два, связанные с перекрыванием электронных оболочек, - обменное взаимодействие и взаимодействия, обязанные переносу электронного заряда. Несмотря на некоторую условность, такое деление в каждом конкретном случае позволяет объяснять природу межмолекулярного взаимодействия и рассчитать его энергию.
Ван-дер-ваальсовое взаимодействие состоит из трех типов слабых взаимодействий:
· Ориентационные силы, диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. Примером может служить HCl в жидком и твердом состоянии. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
· Дисперсионное притяжение (лондоновские силы). Взаимодействием между мгновенным и наведенным диполем. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
· Индукционное притяжение.
Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным).
Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
До сих пор многие авторы исходят из предположения, что ван-дер-ваальсовые силы определяют межслоевое взаимодействие в слоистых кристаллах, что противоречит экспериментальным данным: масштабу анизотропии температуры Дебая и, соответственно, масштабу анизотропии решёточного отражения.
Водородная связь.
(H-связь) Ее образование обусловлено тем, что в результате сильного смещения электронной пары от электроотрицательного атома водорода, обладающей эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20-100 кДж/моль^-1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла. Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H₂O, NH₃. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H₂Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при -100°С, а кипела при -80°С.

Наглядный пример водородных связей между молекулами воды и уксусной кислоты.