Методическая разработка на тему: " Типы кристалических решеток."

Типы химической связи. Электроотрицательность и степень окисления, полярность связей.

Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ электронной пары.

Существует два возможных механизма образования общей электронной пары:

• обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет в пару по одному электрону,

• донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предоставляет электронную ПАРУ, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.

‼ По донорно-акцепторному механизму образованы связи в следующих веществах:

1. Все комплексные соединения, например: K₃[Al(OH)₆]

2. Соли аммония и аминов: NH₄Cl и т.п.

3. Азотная кислота, нитраты.

4. Газы СО- угарный газ, О₃ – озон.

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать электроны при образовании химической связи. Таким образом, электрон сместится к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

Возможно три случая для двух атомов А и В, образующих связь: А  В

1) ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю).

Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не возникает ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова.

Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь.

‼Примеры неполярной ковалентной связи: а) двухатомные простые вещества: H–H, F–F,

б) симметричные молекулы типа Н₂О₂ ( Н-О-О-Н) – связь между двумя атомами кислорода и т.п.

2) ЭО (А) ЭО(В). При образовании ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нём возникает частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный.

Такая связь называется ковалентной ПОЛЯРНОЙ.

‼ Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов (HCl, H₂O, СН₃СООН).

Чем больше разность ЭО, тем выше полярность связи (при этом электронная пара принадлежит обоим атомам). Например, в ряду НСl  HBr  HI полярность связи уменьшается.

3) ЭО (А) ЭО(В). Разность электроотрицательностей настолько велика, что атом В (металл) ОТДАЁТ свой электрон атому В (неметалл). Возникают ИОНЫ - катион В⁺ и анион А^-.

Такая связь называется ИОННОЙ.

Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи.

‼Такой тип связи характерен для соединений металлов с неметаллами, оксидов металлов, оснований и солей, в том числе солей органических и солей аммония.

В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.

Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку.

‼Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например, NaOH, KNO₃).

3. Металлическая связь возникает в простых веществах – металлов между положительно заряженными ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»). Наличие такого свободного движения электронов является причиной хорошей тепло- и электропроводности металлов.

Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами металлов и удерживают их вместе.

_________________________________________________________

Водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молекулами или между независимыми частями молекул.

Водородная связь – возникает между сильно электроотрицательными атомами (обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода другой молекулы или части молекулы:

(сплошной чертой обозначена ковалентная связь, точками – водородная связь).

Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует.

Температуры кипения водородных соединений неметаллов VIА группы

Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно для многих органических соединений, например, для салициловой кислоты.

Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца.

Уксусная, муравьиная и другие карбоновые кислоты и в жидком, и в газообразном состоянии существуют в виде димеров:

Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты.

Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.

‼ Вещества, между молекулами которых есть водородные связи:

1. Вода, лёд.

2. Фтороводород, раствор фтороводорода (плавиковая кислота).

3. Растворы аммиака NH₃ и аминов – между азотом аммиака (амина) и атомами водорода воды.

4. Органические вещества, имеющие гидроксильную группу: спирты, фенолы, карбоновые кислоты.

5. Растворы углеводов – моносахаридов и дисахаридов.

6. Белки.

ВАЛЕНТНОСТЬ – число связей, образованных данным атомом в данной молекуле.

Например, в молекуле SO₃ у серы 6 связей, т.е. сера в этой молекуле имеет валентность VI.

Валентные возможности атомов – весь набор возможных валентностей.

Они определяются числом неспаренных электронов и возможных донорно-акцепторных связей (ДАС).

Высшая возможная валентность элементов (без учёта ДАС), как правило, равнa номеру группы.

Исключения:

А) азот, кислород, фтор.

Б) элементы VIII группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов триад)

В) элементы I группы побочной подгруппы – медь, серебро, золото (у них высшая валентность больше номера группы).

Степень окисления – гипотетический заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и из того, что в целом молекула электронейтральна.

Пример: +1 +6 -2

K₂ Cr₂ O₇ (+1) ∙2 + (+6) ∙2 + (-2) ∙7 = 0

Длина, энергия (прочность) и полярность связи.

Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении.

Она зависит:

А) от радиусов атомов, образующих связь

Б) от кратности связи (одинарная, двойная, тройная).

Обычно чем короче связь, тем она прочнее.

Связь считается прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N₂), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO₂).

Чем больше кратность связи, тем она прочнее:

тройнаядвойная одинарная.

Энергии связей между атомами углерода.

Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов.

Чем больше разность электроотрицательностей двух атомов в связи, тем она более полярная.

Для ионной связи существует понятие степень ионности, которое тоже зависит от того, насколько велика разность электроотрицательностей атомов.

Часть 2. Характеристики ковалентной связи. Сигма и Пи-связь, гибридизация.

По характеру перекрывания различают сигма σ- и пи- связи - π.

σ-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, связывающей ядра атомов.

Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей.

Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь.

При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей перпендикулярно оси связи образуются π-связи.

Пи-связь: дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи.

Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.

Гибридизация

Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.

Пример: Молекула СН₄ имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4 связи имеют одинаковую длину, прочность, находятся под одинаковыми углами друг к другу.

Однако у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.

Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:

из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,

гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между связями равны 109° 29´.

Так как в образовании четырёх связей участвуют одна s и три р-оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp³

В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:

1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула имеет линейную структуру, валентный угол – 180⁰.

2) sp²-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали. Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол – 120⁰.

3) sp³-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали. Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,28⁰.

Как определить тип гибридизации?

1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.

2. Общее число участвующих орбиталей сигма-связей + электронных пар = числу гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.

Задание: определить тип гибридизации атома углерода в молекуле фосгена.

O=C – Cl

\

Cl

1) углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную связь (сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих связей.

2) таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это sp²-гибридизация, молекула имеет форму плоского треугольника. Пи-связь располагается перпендикулярно плоскости этого треугольника.