Хімічна зв'язок на молекулі с. Типи хімічних зв'язків Зв'язок у молекулі має
Хімічні частинки, утворені з двох або кількох атомів, називаються молекулами(реальними чи умовними формульними одиницямибагатоатомних речовин). Атоми у молекулах хімічно пов'язані.
Під хімічним зв'язком розуміють електричні сили тяжіння, що утримують частки один біля одного. Кожен хімічний зв'язок у структурні формулипредставляється валентною рисою,наприклад:
H – H (зв'язок між двома атомами водню);
H 3 N – Н + (зв'язок між атомом азоту молекули аміаку та катіоном водню);
(К +) – (I -) (зв'язок між катіоном калію та йодид-іоном).
Хімічний зв'язок утворюється парою електронів ( ), яка в електронних формулах складних частинок (молекул, складних іонів) зазвичай замінюється валентною рисою, на відміну від власних, неподілених електронних пар атомів, наприклад:
Хімічний зв'язок називається ковалентний,якщо вона утворена шляхом узагальнення пари електронів обома атомами.
У молекулі F 2 обидва атоми фтору мають однакову електронегативність, отже, володіння електронною парою їм однаково. Такий хімічний зв'язок називають неполярним, тому що у кожного атома фтору. електронна щільністьоднакова і в електронної формулимолекули може бути умовно розділена між ними порівну:
У молекулі хлороводню НСl хімічний зв'язок вже полярна,оскільки електронна щільність на атомі хлору (елемента з більшою електронегативністю) значно вища, ніж на атомі водню:
Ковалентний зв'язок, наприклад, Н – Н, може бути утворений шляхом узагальнення електронів двох нейтральних атомів:
H · + · H > H - H
Такий механізм утворення зв'язку називається обміннимабо рівноцінним.
За іншим механізмом той самий ковалентний зв'язок H – H виникає при усуспільненні електронної пари гідрид-іону H катіоном водню Н + :
H + + (:H) - > H - H
Катіон Н+ у цьому випадку називають акцептором,а аніон Н - Доноромелектронної пари. Механізм утворення ковалентного зв'язку при цьому буде донорно-акцепторним,або координаційним.
Одинарні зв'язки (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) називаються а-зв'язками,вони визначають геометричну форму молекул.
Подвійні та потрійні зв'язки () містять одну?-складову та одну або дві?-складові; ?-складова, що є основною і умовно утворюється першою, завжди міцніше?-складових.
Фізичними (реально вимірюваними) характеристиками хімічного зв'язкує її енергія, довжина та полярність.
Енергія хімічного зв'язку (Есв) - це теплота, яка виділяється при утворенні даного зв'язку і витрачається на її розрив. Для тих самих атомів одинарний зв'язок завжди слабшеніж кратна (подвійна, потрійна).
Довжина хімічного зв'язку (lсв) - міжядерна відстань. Для тих самих атомів одинарний зв'язок завжди довшеніж кратна.
Полярністьзв'язку вимірюється електричним дипольним моментом р- Добутком реального електричного заряду (на атомах даного зв'язку) на довжину диполя (т. Е. Довжину зв'язку). Чим більший дипольний момент, тим вища полярність зв'язку. Реальні електричні зарядина атомах у ковалентному зв'язку завжди менше за значенням, ніж ступеня окиснення елементів, але збігаються за знаком; наприклад, для зв'язку H + I -Cl -I реальні заряди дорівнюють Н +0 "17 -Сl -0" 17 (двополюсна частка, або диполь).
Полярність молекулвизначається їх складом та геометричною формою.
Неполярними (р = O) будуть:
а) молекули простихречовин, оскільки вони містять лише неполярні ковалентні зв'язки;
б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їхня геометрична форма симетрична.
Наприклад, молекули 2 , BF 3 і СН 4 мають такі напрями рівних (за довжиною) векторів зв'язків:
При складанні векторів зв'язків їх сума завжди перетворюється на нуль, і молекули загалом неполярні, хоча містять полярні зв'язку.
Полярними (р> O) будуть:
а) двоатомнімолекули складнихречовин, оскільки вони містять лише полярні зв'язки;
б) багатоатомнімолекули складнихречовин, якщо їхня будова асиметрично,тобто їх геометрична форма або незавершена, або спотворена, що призводить до появи сумарного електричного диполя, наприклад, у молекул NH 3 , Н 2 О, HNО 3 і HCN.
Складні іони, наприклад NH 4 + , SO 4 2- і NO 3 - не можуть бути диполями в принципі, вони несуть тільки один (позитивний або негативний) заряд.
Іонний зв'язоквиникає при електростатичному тяжінні катіонів і аніонів майже без узагальнення пари електронів, наприклад, між К + і I - . У атома калію – нестача електронної щільності, у атома йоду – надлишок. Такий зв'язок вважають граничнимвипадком ковалентного зв'язку, оскільки пара електронів перебуває практично у володінні аніон. Такий зв'язок найбільш характерний для сполук типових металів і неметалів (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) і речовин класу солей (NaNО 3 , K 2 SО 4 СаСО 3). Всі ці сполуки за кімнатних умов є кристалічними речовинами, які об'єднують загальною назвоюіонні кристали(кристали, побудовані з катіонів та аніонів).
Відомий ще один вид зв'язку, званого металевим зв'язком,в якій валентні електрони так неміцно утримуються атомами металів, що фактично не належать до конкретних атомів.
Атоми металів, що залишилися без зовнішніх електронів, що чітко належать їм, стають як би позитивними іонами. Вони утворюють металеві кристалічні грати.Сукупність узагальнених валентних електронів ( електронний газ)утримує позитивні іони металу разом та у певних вузлах решітки.
Крім іонних та металевих кристалів існують ще атомніі молекулярнікристалічні речовини, у вузлах ґрат яких знаходяться атоми або молекули відповідно. Приклади: алмаз і графіт – кристали з атомними ґратами, йод I 2 та діоксид вуглецю СО 2 (сухий лід) – кристали з молекулярними ґратами.
Хімічні зв'язки існують не тільки всередині молекул речовин, але можуть утворюватися і між молекулами, наприклад, для рідкого HF, води Н 2 O і суміші H 2 O + NH 3:
Водневий зв'язокутворюється за рахунок сил електростатичного тяжіння полярних молекул, що містять атоми самих електронегативних елементів - F, О, N. Наприклад, водневі зв'язки є в HF, Н 2 O і NH 3 але їх немає в HCl, H 2 S і РН 3 .
Водневі зв'язки малостійкі і розриваються досить легко, наприклад, при плавленні льоду та кипінні води. Однак на розрив цих зв'язків витрачається деяка додаткова енергія, і тому температури плавлення (табл. 5) та кипіння речовин із водневими зв'язками
(наприклад, HF і Н 2 O) виявляються значно вищими, ніж у подібних речовин, але без водневих зв'язків (наприклад, HCl і H 2 S відповідно).
багато органічні сполукитакож утворюють водневі зв'язки; Важливу роль водневий зв'язок грає у біологічних процесах.
Приклади завдань частини А1. Речовини лише з ковалентними зв'язками – це
1) SiH 4 , Сl 2 O, СаВr 2
2) NF 3 , NH 4 Cl, P 2 O 5
3) CH 4 , HNO 3 , Na(CH 3 O)
4) CCl 2 O, I 2 , N 2 O
2–4. Ковалентний зв'язок
2. одинарна
3. подвійна
4. потрійна
присутній у речовині
5. Кратні зв'язки є в молекулах
6. Частинки, які називають радикалами, – це
7. Один із зв'язків утворений за донорно-акцепторним механізмом у наборі іонів.
1) SO 4 2- , NH 4 +
2) H 3 O + , NH 4 +
3) PO 4 3-, NO 3 -
4) PH 4 + , SO 3 2-
8. Найбільш міцнаі коротказв'язок – у молекулі
9. Речовини лише з іонними зв'язками – у наборі
2) NH 4 Cl, SiCl 4
10–13. Кристалічні грати речовини
13. (ВІН) 2
1) металева
3) атомна
З 2s 2 2p 2 З +1е = З -
Про 2s 2 2p 4 Про -1е = Про +
Можливе інше пояснення утворення потрійного зв'язку в молекулі СО.
Незбуджений атом вуглецю має два неспарених електрона, які можуть утворити дві загальні електронні пари з двома неспареними електронами атома кисню (за обмінним механізмом). Однак наявні в атомі кисню 2 спарені р -електрона можуть утворювати потрійний хімічний зв'язок, оскільки в атомі вуглецю є одна незаповнена комірка, яка може прийняти цю пару електронів.
Потрійний зв'язок утворюється за донорно-акцепторним механізмом, напрямок стрілки від донора кисню до акцептора - вуглецю.
Подібно до N 2 - СО має високу енергію дисоціації (1069 кДж), погано розчинний у воді, інертний у хімічному відношенні. СО – газ без кольору та запаху, байдужий несолетворний, не взаємодіє з кислотними лугами та водою за звичайних умов. Отруйний, т.к. взаємодіє із залізом, що входить до складу гемоглобіну. При підвищенні температури чи опроміненні виявляє властивості відновника.
Отримання:
у промисловості
CO 2 + C « 2CO
2C + O 2 ® 2CO
в лабораторії: H 2 SO 4, t
HCOOH ® CO + H 2 O;
H 2 SO 4 t
H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.
У реакції СО вступає лише за високих температур.
Молекула СО має велику спорідненість до кисню, горить утворюючи СО 2:
СО + 1/2О 2 = СО 2 + 282 кДж/моль.
Через велику спорідненість до кисню СО використовується як відновник оксидів багатьох важких металів (Fe, Co, Pb та ін.).
СО + Cl 2 = COCl 2 (фосген)
CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – C º N
CO + H 2 O « CO 2 + H 2
CO + S ® COS
Найбільший інтерес становлять карбоніли металів (використовуються для отримання чистих металів). Хімічний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом, має місце p-перекривання по дативному механізму.
5CO + Fe ® (пентакарбоніл заліза)
Усі карбоніли – діамагнітні речовини, що характеризуються невисокою міцністю, при нагріванні карбоніли розкладаються.
→ 4CO + Ni (карбоніл нікелю).
Як і СО карбоніли металів – токсичні.
Хімічний зв'язок у молекулі СО 2
У молекулі СО 2 sp-гібридизація атома вуглецю. Дві sp-гібридні орбіталі утворюють 2 s-зв'язки з атомами кисню, а негібридизованими р-орбіталі вуглецю дають з двома р-орбіталями атомів кисню p-зв'язку, які розташовуються в площинах перпендикулярних один одному.
О ═ С ═ О
Під тиском 60 атм. і кімнатній температурі 2 згущується в безбарвну рідину. При сильному охолодженні рідка 2 застигає в білу снігоподібну масу, що виганяється при Р = 1 атм і t = 195К (-78 °). Спресована тверда маса називається сухим льодом, 2 не підтримує горіння. У ньому горять лише речовини, у яких спорідненість до кисню вища ніж у вуглецю: наприклад,
2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.
2 реагує з NH 3:
CO 2 + 2NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O
(карбамід, сечовина)
2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2
Сечовина розкладається водою:
CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + СО 2
Целюлоза – вуглевод, що складається із залишків b-глюкози. Вона синтезується у рослинах за наступною схемою
хлорофіл
6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 фотосинтез глюкози
СО 2 отримують у техніці:
2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
з коксу C + O 2 ® CO 2
У лабораторії (в апараті Кіппа):
. 
Вугільна кислота та її солі
Розчиняючись у воді, вуглекислий газчастково взаємодіє з нею, утворюючи вугільну кислоту H2CO3; при цьому встановлюються рівноваги:
До 1 = 4×10 -7 До 2 = 4,8×10 -11 – слабка, нестійка, кисневмісна, двоосновна кислота. Гідрокарбонати розчиняються в Н 2 О. Карбонати нерозчинні у воді, крім карбонатів лужних металів, Li 2 CO 3 та (NH 4) 2 CO 3 . Кислі солі вугільної кислотиотримують, пропускаючи надлишок 2 у водний розчин карбонату:
або поступовим (по краплях) додаванням сильної кислотинадлишок водного розчину карбонату:
Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3
При взаємодії зі лугами або нагріванні (прожарюванні) кислі солі переходять у середні:
Солі гідролізуються за рівнянням:
I ступінь
Через повний гідроліз з водних розчинів не можна виділити карбонати Gr 3+ , Al 3+ , Ti 4+ , Zr 4+ та ін.
Практичне значеннямають солі - Na 2 CO 3 (сода), CaCO 3 (крейда, мармур, вапняк), K 2 CO 3 (поташ), NaHCO 3 (питна сода), Са(НСО 3) 2 та Mg(HCO 3) 2 обумовлюють карбонатну твердість води.
Сірковуглець (CS 2)
При нагріванні (750-1000°С) вуглець реагує із сіркою, утворюючи сірковуглець,органічний розчинник (безбарвна летюча рідина, реакційна речовина), вогнебезпечний і летючий.
Пара CS 2 – отруйні, застосовується для фумігації (обкурювання) зерносховищ проти комах - шкідників, у ветеринарії служить на лікування аскаридоза коней. У техніці розчинник смол, жирів, йоду.
З сульфідами металів CS 2 утворює солі тіокутної кислоти – тіокарбонати.
Ця реакція аналогічна процесу
Тіокарбонати- Жовті кристалічні речовини. При дії ними кислот виділяється вільна тиоугольная кислота.
Вона більш стабільна ніж Н 2 3 і при низькій температурі виділяється з розчину у вигляді жовтої маслянистої рідини, що легко розкладається на:
Сполуки вуглецю з азотом (СN) 2 або С 2 N 2 – діціан,легкозаймистий безбарвний газ. Чистий сухий диціан одержують шляхом нагрівання сулеми з ціанідом ртуті (II).
HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (N) 2
Інші способи отримання:
4HCN г + О 2 2(CN) 2 +2H 2 O
2HCN г + Сl 2 (CN) 2 + 2HCl
Дициан за властивостями схожий галогени в молекулярної формі X 2 . Так у лужному середовищі він, подібно до галогенів, диспропорціонує:
(З N) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN
Ціановодень- НСN(), ковалентна сполука, газ, що розчиняється у воді з утворенням синильної кислоти (безбарвна рідина та її солі надзвичайно отруйні). Отримують:
Ціановодень отримують у промисловості з каталітичних реакцій.
2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.
Солі синильної кислоти - ціаніди, схильні до сильного гідролізу. CN - - іон ізоелектронний молекулі СО, входить як ліганд в велике числокомплексів d-елементів.
Поводження з ціанідами вимагає суворого дотримання запобіжних заходів. У сільському господарствізастосовують для боротьби з особливо небезпечними комахами – шкідниками.
Ціаніди отримують:
З'єднання вуглецю з негативним ступенем окиснення:
1) ковалентні (SiC карборунд) 
;
2) іонноковалентні;
3) металеві карбіди.
Іонноковалентні розкладаються водою з виділенням газу, залежно від того, який виділяється газ, їх ділять на:
метаніди(Виділяється СН 4)
Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al(OH) 3 + 3CH 4
ацетиленіди(Виділяється З 2 Н 2)
H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3
Металеві карбіди – сполуки стехіометричного складу, утворені елементами 4, 7, 8 груп за допомогою впровадження атомів Ме в кристалічну решітку вуглецю.
Хімія кремнію
Відмінність хімії кремнію від вуглецю обумовлена великими розмірами його атома та можливістю використання 3d-орбіталей. Через це зв'язку Si - O - Si, Si - F міцніші, ніж у вуглецю.
Для кремнію відомі оксиди складу SiO та SiO 2 .Монооксид кремнію існує тільки в газовій фазі при високих температурах в інертній атмосфері; він легко окислюється киснем з утворенням стабільнішого оксиду SiO 2 .
2SiO + Про 2 t ® 2SiO 2
SiO 2- Кремнезем, має кілька кристалічних модифікацій. Низькотемпературна – кварц, має п'єзоелектричні властивості. Природні різновиди кварцу: Горний кришталь, топаз, аметист. Різновиди кремнезему – халцедон, опал, агат, пісок.
Відома велика різноманітність силікатів (точніше оксосілікатів). У будові їх загальна закономірність: всі складаються з тетраедрів SiO 4 4 які через атом кисню з'єднані один з одним.
Поєднання тетраедрів можуть з'єднуватися в ланцюжки, стрічки, сітки та каркаси.
Важливі природні силікати 3MgO×H 2 O×4SiO 2 тальк, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 азбест.
Як і для SiO 2 для силікатів характерний (аморфний) склоподібний стан. При керованій кристалізації можна отримати дрібнокристалічний стан – ситалі – матеріали підвищеної міцності. У природі поширені алюмосилікати – каркасні ортосилікати, частина атомів Si замінено Al, наприклад Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12 .
Найбільш міцний галогенід SiF 4 розкладається лише під дією електричного розряду.
Гексафторокремнієва кислота (за силою близька до H 2 SO 4).
(SiS 2) n – полімерна речовина, що розкладається водою:
Кремнієві кислоти.
Відповідні SiO 2 кремнієві кислоти не мають певного складу, зазвичай їх записують у вигляді xH 2 O ySiO 2 – полімерні сполуки
Відомі:
H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – метакремнієва (не існує реально)
H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ортокремнієва (найпростіша реально існуюча тільки в розчині)
H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – диметакремнієва.
Кремнієві кислоти – погано розчинні речовини, для H 4 SiO 4 характерний колоїдний стан, як кислота слабкіша за вугільну (Si менш металева, ніж С).
У водних розчинах йде конденсація ортокремневої кислоти, у результаті утворюються полікремнієві кислоти.
Силікати – солі крем'яних кислот, у воді нерозчинні, крім силікатів лужних металів.
Розчинні силікати гідролізуються за рівнянням
Залізоподібні розчини натрієвих солей полікремневих кислот називаються рідким склом. Широко застосовуються як силікатний клей і як консервант деревини.
Сплавленням Na 2 CO 3 CaCO 3 і SiO 2 отримують скло, яке є переохолодженим взаємним розчином солей полікремнієвих кислот.
6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Силікат записаний як змішаний оксид.
Силікати найбільше використовуються у будівництві. 1 місце у світі з випуску силікатної продукції – цемент, 2-ге – цегла, 3 – скло.
Будівельна кераміка – облицювальна плитка, керамічні труби. Для виготовлення санітарно-технічних виробів – скло, фарфор, фаянс, керамічна кераміка.
Одним з найбільш важливих питань хімії є питання хімічного зв'язку, що вимагає пояснення причин та виявлення закономірностей утворення зв'язків між атомами, іонами, молекулами на основі теорії будови атома та Періодичного законуД.І. Менделєєва, а також характеристики цих зв'язків за допомогою інтерпретації фізичних та хімічних властивостейречовин.
Утворення з атомів молекул, молекулярних іонів, іонів, кристалічних, аморфних та інших речовин супроводжується зменшенням енергії порівняно з атомами, що невзаємодіють. При цьому мінімальної енергії відповідає певне розташування атомів один щодо одного, якому відповідає суттєве перерозподіл електронної густини. Сили, що утримують атоми у нових утвореннях, отримали узагальнену назву «хімічний зв'язок». Найважливішими видами хімічного зв'язку є: іонна, ковалентна, металева, воднева, міжмолекулярна.
При характеристиці хімічного зв'язку зазвичай мають такі поняття, як «валентність», «ступінь окислення» і «кратність зв'язку».
Валентність- Здатність атома хімічного елемента до утворення зв'язку з іншими атомами. За величину валентності приймають для іонних сполук кількість відданих чи прийнятих електронів. Для ковалентних з'єднань валентність дорівнює числу узагальнених електронних пар.
Залежно від способу перерозподілу електронів виділяють зв'язки ковалентні, іонні і металеві . За наявністю чи відсутністю поляризації ковалентні зв'язки поділяють: на полярні - між атомами різних елементів, і неполярні - Поміж атомами одного елемента. За способом утворення ковалентні зв'язки поділяють на звичайні , донорно-акцепторні і дативні.
Згідно з електронною теорією валентності, хімічний зв'язок виникає за рахунок перерозподілу електронів валентних орбіталей, у результаті виникає стійка електронна конфігурація благородного газу (октет) за рахунок утворення іонів (В. Коссель) або утворення загальних електронних пар (Г. Льюїс). Квантово-механічні теорії (теорія валентних зв'язків та метод молекулярних орбіталей) засновані на уявленнях про хвильову функцію ψ, яка описує стан електронів у молекулі, на основі наближених рішень рівняння Шредінгера. Вперше подібний наближений розрахунок було проведено В. Гайтлером та Ф. Лондоном для молекули водню.
Енергія системи, що складається із двох атомів водню а - спини паралельні; б-спини антипаралельні; E - енергія системи, r 0 - міжядерна відстань у молекулі
В результаті було отримано рівняння, що дозволяють знайти залежність потенційної енергії системи Е, що складається з двох атомів водню, від відстані rміж ядрами цих атомів При цьому виявилося, що результати розрахунку залежать від того, однакові чи протилежні за знаком спини взаємодіючих електронів. При збігається нарівні спинів (крива а) зближення атомів призводить до безперервного зростання енергії системи. У цьому випадку для зближення атомів потрібно витрати енергії, тому такий процес виявляється енергетично невигідним і хімічний зв'язок між атомами не виникає.
При протилежно спрямованих спинах (крива б) зближення атомів до певної відстані r 0супроводжується зменшенням енергії системи. При r = r 0система має найменшу потенційну енергію, тобто. знаходиться у найбільш стійкому стані; подальше зближення атомів знову призводить до зростання енергії. Але це означає, що у разі протилежно спрямованих спинів атомних електронів утворюється молекула Н 2 - стійка система із двох атомів водню, що є певному відстані друг від друга.
Хімічний зв'язок характеризується енергією і довжиною . Мірою міцності зв'язку служить енергія, що витрачається на руйнування зв'язку, або виграш енергії при утворенні сполуки з окремих атомів ( E св). Енергія хімічних зв'язків - це енергія, яку необхідно витратити на розрив хімічних зв'язків.При цьому молекули утворюються атоми, радикали, іони або збуджені молекули.
Наприклад:
H 2 H + H , Е св = 432 кДж/моль,
H 2 O H + OH Е св = 461 кДж/моль,
NaCl (тв) Na + (г) + Cl - (г) Е св = 788,3 кДж/моль,
C 2 H 6 H 3 + H 3 , Е св = 356 кДж/моль.
Енергія зв'язку, як видно, залежить від продуктів, що виходять внаслідок її розриву. На підставі таких даних введено уявлення про ординарні (одинокові), подвійні, потрійні і, взагалі, кратні зв'язки.
Довжина зв'язку(Нм, ?)- Відстань між ядрами сусідніх атомів у молекулі. Її можна визначити експериментально сучасними фізичними методами(електронографічно, рентгенографічно, методом інфрачервоної інтроскопії та ін.). Приблизно довжина зв'язку дорівнює сумі радіусів сусідніх атомів. d A - B = r A + r B .
Як і радіуси атомів, міжядерні відстані закономірно змінюються у лавах, підгрупах Періодичної системи. Наприклад, у ряді HF - HCl - HBr - HI відстань d H-Г збільшується (1,0; 1,27; 1,41 і 1,62? відповідно). Відстань між однаковими атомами у різних сполуках (при однаковій кратності) близька. Так, ординарні зв'язку C-Cу будь-яких сполуках складають d C-C від 1,54 до 1,58?. Чим вища кратність зв'язку, тим менша її довжина:
d C - C = 1,54, d C = C = 1,34 і d C ≡ C = 1,2?
чим більша енергія зв'язку, тим менша її довжина.
У сполуках, що містять більше двох атомів, важливою характеристикою є валентний кут, що утворюється хімічними зв'язками в молекулі та відображає її геометрію. Вони залежать від природи атомів (їх електронної будови) та характеру хімічного зв'язку (ковалентні, іонні, водневі, металеві, ординарні, кратні). Валентні кути визначають нині дуже точно тими самими методами, як і довжини зв'язків.
Наприклад, показано, що молекули складу AB 2 можуть бути лінійними (CO 2 ) або кутовими (H 2 O), AB 3 - трикутними (BF 3) та пірамідальними (NH 3), AB 4 - тетраедричними (CH 4), або квадратними (PtCl 4) - , або пірамідальними (SbCl 4) - , AB 5 - тригонально-біпірамідальними (PCl 5), або тетрагонально-пірамідальними (BrF 5), AB 6 - октаедричними (AlF 6) 3 - і т.д. Валентні кути закономірно змінюються із зміною порядкового номерау періодичній таблиці. Наприклад, кут H-Е-Hдля H 2 O, H 2 S, H 2 Se зменшується (104,5; 92 і 90 0 відповідно).
Полярність молекули визначається різницею електронегативності атомів, що утворюють двоцентровий зв'язок, геометрією молекули, а так само наявністю неподілених електронних пар, так як частина електронної щільності в молекулі може бути локалізована не в напрямку зв'язків. Полярність зв'язку виражається через її іонну складову, тобто через зміщення електронної пари більш електронегативного атома. Полярність молекули виражається через її дипольний момент, що дорівнює векторній сумі всіх дипольних моментів зв'язків молекули.
Диполь - система з двох рівних, але протилежних за знаком зарядів, що знаходяться на одиничній відстані один від одного. Дипольний момент вимірюється в кулон-метрах (Клм) або в дебаях (D); 1D = 0,333×10 -29 Кл?м.
Знаючи величину дипольного моменту можна зробити висновок про характер хімічного зв'язку (іонна, ковалентна полярна або неполярна) та геометричній формімолекули. Чи можна орієнтуватися на значення різниць електронегативності елементів, що входять до складу бінарної молекули: якщо? ? 1,7, то зв'язок у цьому з'єднанні ковалентно-полярний, а якщо? ? 1,7 – іонна.
Зв'язок між атомами з однаковою електронегативністю, наприклад, H 2 , Cl 2 або близькими значеннями електронегативності - CH 4 не має навіть невеликого вкладу, пов'язаного з поділом зарядів. Такі зв'язки та молекули називають ковалентними; вони неполярні, у яких центри тяжкості зарядів збігаються. Ковалентний зв'язок - найбільш загальний виглядхімічного зв'язку, що виникає за рахунок усуспільнення електронної пари за допомогою обмінного механізму
Для утворення простого ковалентного зв'язку кожен із атомів надає по одному електрону: А.|.Б. У разі виникнення донорно-акцепторного зв'язку один атом - донор - надає два електрони, а інший атом - акцептор - виділяє при цьому вакантну електронну орбіталь: А : | Б. Класичний приклад неполярного ковалентного зв'язку (різниця електронегативностей дорівнює нулю) спостерігається у гомоядерних молекул: H-H, F-F, О + О = О 2 . При утворенні гетероатомного ковалентного зв'язку електронна пара зміщена до більш електронегативного атома, що робить такий полярний зв'язок (HCl, H 2 O): S + O 2 = O=S=O.
Крім поляризованості ковалентний зв'язок має властивість насичуваності - здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки має енергетично доступних атомних орбіталей. Електронні орбіталі (крім s-орбіталей) мають просторову спрямованість . Тому ковалентний зв'язок, що є результатом перекриття електронних хмар взаємодіючих атомів, розташовується у певному напрямку до цих атомів.
Якщо перекриття електронних хмар відбувається у напрямі прямої, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів (тобто по осі зв'язку), то утворюється σ -зв'язок (сигма-зв'язок). При взаємодії p-електронних хмар, спрямованих перпендикулярно до осі зв'язку, утворюються 2 області перекриття, розташовані по обидва боки цієї осі. Такий ковалентний зв'язок називається π-зв'язком (пі-зв'язок). π-зв'язок може виникнути не тільки за рахунок p-електронів, але також за рахунок перекривання d- та p-електронних хмар або d-хмар. Дельта (δ) - зв'язки зобов'язані перекривання всіх чотирьох лопатей d - електронних хмар, розташованих у паралельних площинах.
Можливі типи перекривання хімічних орбіталей
Виходячи з умов симетрії, можна показати, що електрони s-орбіталей можуть брати участь тільки в ? δ - зв'язуванні. Для f – орбіталей типи симетрії ще різноманітніші.
У більшості молекул зв'язку мають проміжний характер (у тому числі і NaCl); такі зв'язки та молекули називають полярними (або полярними ковалентними), у них “центри тяжкості” зарядів не збігаються. Ковалентний зв'язок - найпоширеніший вид зв'язку, він реалізується у більшості відомих речовин. З'єднань з неполярним ковалентним зв'язком і зв'язком, близьким до чисто іонного, існує небагато.
Якщо взаємодіючі атоми відрізняються електронегативністю, то електронна щільність зміщується до більш електронегативного і атоми, в межі, перетворюються на заряджені іони. У цьому випадку між атомами утворюється іонназв'язок. Наприклад, зв'язок у молекулі NaCl можна приблизно представити як кулонівська взаємодія іонів Na + і Cl - .
Іонний зв'язок - окремий випадок ковалентної, коли електронна пара, що утворилася, повністю належить більш електронегативному атому, що стає аніоном. Основою для виділення цього зв'язку в окремий тип служить та обставина, що з'єднання з таким зв'язком можна описувати в електростатичному наближенні, вважаючи іонний зв'язок зумовлений притягненням позитивних та негативних іонів. Взаємодія іонів протилежного знака не залежить від напрямку, а кулонівські сили не мають властивість насиченості. Тому кожен іон в іонному з'єднанні притягує таку кількість іонів протилежного знака, щоб утворилися кристалічні грати іонного типу. В іонному кристалі немає молекул. Кожен іон оточений певною кількістю іонів іншого знака (координаційне число іона). Іонні пари можуть існувати у газоподібному стані у вигляді полярних молекул.
У газоподібному стані NaCl має дипольний момент ~3?10 -29 Кл? Атоми металів зазвичай віддають електрони, набуваючи у своїй електронну конфігурацію атома попереднього інертного газу. Атоми d- І f-Елементів, що виявляють змінну валентність, можуть мати й інші стійкі електронні конфігурації. Атоми неметалів часто добудовують зовнішній електронний шар. Якщо в з'єднанні є більш електронегативний елемент, неметал може віддавати електрони до набуття стійкого ступеня окислення (наприклад, для Cl - це +1, +3, +5, +7). Коли атом металу утворює зв'язок з атомом неметалу, перший віддає електрони, а другий приймає. У разі взаємодії типового металу з типовим неметалом між їхніми атомами утворюється іонний зв'язок : 2Na + Cl 2 = 2NaCl.
В даний час для вивчення хімічного зв'язку переважно використовують два методи: 1) валентних зв'язків; 2) молекулярних орбіталей.
У межах першого методу розглядають індивідуальні атоми, які у взаємодію, з принципу завершеності електронної оболонки (правило октету). Ковалентна зв'язок з погляду методу валентних зв'язків утворюється з допомогою усуспільнення електронної пари. Простий метод валентних зв'язків для хіміка найбільш зрозумілий, зручний та наочний. Недолік методу валентних зв'язків у тому, що у межах не можна пояснити деякі експериментальні дані.
p align="justify"> Метод валентних зв'язків (МВС) інакше називають теорією локалізованих електронних пар, оскільки в основі методу лежить припущення, що хімічний зв'язок між двома атомами здійснюється за допомогою однієї або декількох електронних пар, які локалізовані переважно між ними. У МВС зв'язок завжди двоелектронната обов'язково двоцентрова.
Число елементарних хімічних зв'язків, які здатні утворювати атом або іон, дорівнює його валентності, в утворенні хімічного зв'язку беруть участь валентні електрони. Хвильова функція, що описує стан електронів, що утворюють зв'язок, називається локалізованою орбіталлю (ЛВ).
БК Леон є провідним онлайн-букмекером на ринку гемблінгів. Компанія особливу увагу приділяє безперебійній роботі сервісу. Також постійно удосконалюється функціонал порталу. Для зручності користувачів створено дзеркало Леон.
Перейти на дзеркало
Що таке дзеркало Леон?
- Для отримання доступу до офіційного порталу БК Leon необхідно скористатися дзеркалом. Користувачеві робоче дзеркало надає безліч переваг таких, як:
- різноманітна лінійка спортивних заходів, що мають високі коефіцієнти;
- надання можливості гри в режимі Live, дивитися матчі буде цікавим заняттям;
- зручний інтерфейс, з яким швидко розбереться навіть недосвідчений користувач.
Робоче дзеркало є копією офіційного порталу. Він має ідентичну функціональність та синхронну базу даних. За рахунок цього дані облікового запису не змінюються. Розробниками передбачено можливість блокування робочого дзеркала, на такий випадок надається інше. Дані точні копії розсилаються та контролюються співробітниками БК Леон. Якщо скористатися дзеркалом, що функціонує, то можна отримати доступ до офіційного порталу БК Леон.
Користувачеві не складе труднощів знайти дзеркало, оскільки їх список підлягає оновленню. При закритому доступі від відвідувача сайту потрібно виконати встановлення програми Леон для мобільного телефонана комп'ютер. Також необхідно змінити IP на іншу країну за рахунок VPN. Для зміни розташування користувача або провайдера потрібно скористатися TOP-браузером.
Розробники передбачили різноманітні можливості користування дзеркалом. Для цього з правого боку сайту є напис "Доступ до сайту", зелена кнопка "Обхід блокувань" дозволяє гравцеві зайти в підменю та додати універсальну закладку до браузера.
Також зручність надає користувачеві мобільний додаток. Якщо потрібно дізнатися про нову адресу дзеркала порталу, можна зателефонувати на безкоштовний телефон. Отримувати доступ до дзеркала дозволяє канал @leonbets_official на Telegram. Програма Leonacsess для Windows дозволяє завжди отримати доступ до сайту. Дані способи дають можливість отримати доступ до робочого дзеркала.
Чому заблокували основний сайт Леон
Це відбувається внаслідок дій служби Роскомнагляду. Це з відсутністю ліцензії ведення букмекерської діяльності. Синій Leon не отримав ліцензії, щоб гравець не платив з виграшу 13%.
Як зареєструватися на дзеркалі Леонбетс
Зареєструватись на цьому сайті значно простіше, ніж офіційно. Користувачеві не потрібно реєструватися на двох порталах, що займає до двох днів. Якщо віддати перевагу робочому дзеркалу, то ця процедура буде максимально простою.
Для цього користувачеві знадобиться лише заповнити дані щодо П. І. О., контакти. Також необхідно визначитися з валютою, вказати дату народження та домашню адресу. Також потрібно передплатити розсилку повідомлень. Це дозволить оперативно отримувати інформацію від букмекерів. Зареєстрований користувач отримує можливість мати доступ до особистому кабінетущо дозволяє зробити ставку на матчі, заходи. У разі виникнення складнощів можна звернутися до служби технічної підтримки.
Найдрібнішою часткою речовини є молекула, що утворюється внаслідок взаємодії атомів, між якими діють хімічні зв'язки або хімічний зв'язок. Вчення про хімічний зв'язок є основою теоретичної хімії. Хімічний зв'язок виникає при взаємодії двох (іноді більше) атомів. Утворення зв'язку відбувається із виділенням енергії.
Хімічний зв'язок – це взаємодія, яка пов'язує окремі атоми молекули, іони, кристали.
Хімічний зв'язок за своєю природою єдиний: він має електростатичне походження. Але в різноманітних хімічних сполукхімічний зв'язок буває різного типу; Найважливіші типи хімічного зв'язку – це ковалентна (неполярна, полярна), іонна, металева. Різновидами цих типів зв'язку є донорно-акцепторний, водневий та ін. Між атомами металів виникає металевий зв'язок.
Хімічний зв'язок, здійснювана з допомогою освіти загальної, чи поділеної, пари чи кількох пар електронів, називається ковалентной. У освіту однієї загальної пари електронів кожен атом вносить однією електрону, тобто. бере участь «у рівній частці» (Льюїс, 1916). Нижче наведено схеми утворення хімічних зв'язків у молекулах H2, F2, NH3 та CH4. Електрони, що належать різним атомам, позначені різними символами.
У результаті утворення хімічних зв'язків кожен з атомів у молекулі має стійку дво- та восьмиелектронну конфігурацію.
У разі ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар атомів з утворенням молекулярної електронної хмари, що супроводжується виграшем енергії. Молекулярна електронна хмара розташовується між центрами обох ядер і має підвищену електронну щільність порівняно з щільністю атомної електронної хмари.
Здійснення ковалентного зв'язку можливе лише у разі антипаралельних спинів неспарених електронів, що належать різним атомам. При паралельних спинах електронів атоми не притягуються, а відштовхуються: ковалентний зв'язок не здійснюється. Метод опису хімічного зв'язку, утворення якого пов'язане із загальною електронною парою, називається методом валентних зв'язків (МВС).
Основні положення МВС
Ковалентний хімічний зв'язок утворюється двома електронами із протилежно спрямованими спинами, причому ця електронна пара належить двом атомам.
Ковалентний зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари, що взаємодіють.
При написанні структурних формул електронні пари, що зумовлюють зв'язок, часто зображуються рисками (замість точок, що зображують узагальнені електрони).
Важливе значення має енергетична характеристика хімічного зв'язку. При утворенні хімічного зв'язку загальна енергія системи (молекули) менша за енергію складових частин(Атомів), тобто. ЄAB<ЕА+ЕB.
Валентність – це властивість атома хімічного елемента приєднувати чи заміщати певну кількість атомів іншого елемента. З цього погляду валентність атома найпростіше визначати за кількістю атомів водню, що утворюють з ним хімічні зв'язки, або числом атомів водню, що заміняються атомом цього елемента.
З розвитком квантовомеханічних уявлень про атом валентність стали визначати числом неспарених електронів, що у освіті хімічних зв'язків. Крім неспарених електронів, валентність атома залежить від числа порожніх і повністю заповнених орбіталей валентного електронного шару.
Енергія зв'язку – це енергія, що виділяється під час утворення молекули з атомів. Енергію зв'язку зазвичай виражають у кДж/моль (або ккал/моль). Це з найважливіших характеристик хімічного зв'язку. Більш стійка та система, що містить менше енергії. Відомо, наприклад, атоми водню прагнуть об'єднатися в молекулу. Це означає, що система, що складається з молекул Н2 містить менше енергії, ніж система, що складається з того ж числа атомів Н, але не об'єднаних у молекули.
Мал. 2.1 Залежність потенційної енергії Е системи із двох атомів водню від міжядерної відстані r: 1 - при утворенні хімічного зв'язку; 2 – без її утворення.
На малюнку 2.1 показано енергетичну криву, характерну для взаємодіючих атомів водню. Зближення атомів супроводжується виділенням енергії, яке тим більше, що більше перекриються електронні хмари. Однак у звичайних умовах, внаслідок кулонівського відштовхування, неможливо досягти злиття ядер двох атомів. Значить, на якійсь відстані замість тяжіння атомів відбуватиметься їхнє відштовхування. Таким чином, відстань між атомами r0, якій відповідає мінімум на енергетичній кривій, відповідатиме довжині хімічного зв'язку (крива 1). Якщо ж спини електронів у атомів водню, що взаємодіють, однакові, то відбуватиметься їх відштовхування (крива 2). Енергія зв'язку для різних атомів змінюється в межах 170-420 кДж/моль (40-100 ккал/моль).
Процес переходу електрона на більш високий енергетичний рівень або рівень (тобто процес збудження або розпарювання, про який говорилося раніше) вимагає витрати енергії. При утворенні хімічного зв'язку відбувається виділення енергії. Для того, щоб хімічний зв'язок був стійким, необхідно, щоб збільшення енергії атома за рахунок збудження було менше енергії хімічного зв'язку, що утворюється. Іншими словами, необхідно, щоб витрати енергії на збудження атомів були компенсовані виділенням енергії за рахунок утворення зв'язку.
Хімічний зв'язок, крім енергії зв'язку, характеризується довжиною, кратністю та полярністю. Для молекули, що складається з більш ніж двох атомів, суттєвими є величини кутів між зв'язками і полярність молекули в цілому.
Кратність зв'язку визначається кількістю електронних пар, що зв'язують два атоми. Так, в етані Н3С–СН3 зв'язок між атомами вуглецю одинарний, в етилені Н2С=СН2 – подвійний, в ацетилені НССН – потрійний. Зі збільшенням кратності зв'язку збільшується енергія зв'язку: енергія зв'язку С–С становить 339 кДж/моль, С=С – 611 кДж/моль та CºC – 833 кДж/моль.
Хімічний зв'язок між атомами визначається перекриттям електронних хмар. Якщо перекривання відбувається вздовж лінії, що з'єднує ядра атомів, такий зв'язок називається сигма-зв'язком (σ-зв'язок). Вона може бути утворена за рахунок двох s-електронів, s- та p-електронів, двох px-електронів, s та d електронів (наприклад
):
Хімічний зв'язок, що здійснюється однією електронною парою, називається одинарним. Одинарний зв'язок – завжди σ-зв'язок. Орбіталі типу s можуть утворювати лише зв'язку.
Зв'язок двох атомів може здійснюватися більш як однією парою електронів. Такий зв'язок називається кратним. Прикладом утворення кратного зв'язку може бути молекула азоту. У молекулі азоту px-орбіталі утворюють один σ-зв'язок. При утворенні зв'язку pz-орбіталями виникають дві області
перекривання – вище та нижче осі х: Такий зв'язок називається пі-зв'язком (π-зв'язок). Виникнення π-зв'язку між двома атомами відбувається лише тоді, коли вони вже пов'язані σ-зв'язком. Другий π-зв'язок у молекулі азоту утворюють ру-орбіталі атомів. При утворенні π-зв'язків електронні хмари перекриваються менше, ніж у разі σ-зв'язків. Внаслідок цього π-зв'язку, як правило, менш міцні, ніж σ-зв'язки, утворені тими самими атомними орбіталями.
р-орбіталі можуть утворювати як σ-, так і π-зв'язку; у кратних зв'язках одна з них обов'язково є σ-зв'язком:
.Таким чином, у молекулі азоту з трьох зв'язків один - σ-зв'язок і два - π-зв'язку.
Довжиною зв'язку називається відстань між ядрами зв'язаних атомів. Довжини зв'язків у різних сполуках мають величини десятих часток нанометра. Збільшення кратності довжини зв'язків зменшуються: довжини зв'язків N–N , N=N і NºN рівні 0,145; 0,125 та 0,109 нм (10-9 м), а довжини зв'язків C-C, C=C та CºC рівні, відповідно, 0,154; 0,134 та 0,120 нм.
Між різними атомами чистий ковалентний зв'язок може виявлятися, якщо електронегативність (ЕО) які молекули електросиметричні, тобто. «Центри тяжкості» позитивних зарядів ядер та негативних зарядів електронів збігаються в одній точці, тому їх називають неполярними.
Якщо атоми, що з'єднуються, мають різну ЕО, то електронна хмара, що знаходиться між ними, зміщується з симетричного положення ближче до атома з більшою ЕО:
Зміщення електронної хмари називається поляризацією. В результаті односторонньої поляризації центри тяжкості позитивних та негативних зарядів у молекулі не збігаються в одній точці, між ними виникає деяка відстань (l). Такі молекули називаються полярними чи диполями, а зв'язок між атомами у яких називається полярною.
Полярний зв'язок – різновид ковалентного зв'язку, який зазнав незначної односторонньої поляризації. Відстань між «центрами тяжкості» позитивних та негативних зарядів у молекулі називається довжиною диполя. Природно, що більше поляризація, то більше вписувалося довжина диполя і більше полярність молекул. Для оцінки полярності молекул зазвичай користуються постійним дипольним моментом (Мр), що є добутком величини елементарного електричного заряду (e) на довжину диполя (l), тобто.
.