Изключително рядко се случва химичните вещества да се състоят от отделни, несвързани атоми на химични елементи. При нормални условия само малък брой газове, наречени благородни газове, имат тази структура: хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Най-често химическите вещества не се състоят от изолирани атоми, а от техните комбинации в различни групи. Такива асоциации на атоми могат да наброяват няколко, стотици, хиляди или дори повече атоми. Силата, която държи тези атоми в такива групи, се нарича химическа връзка.
С други думи, можем да кажем, че химичната връзка е взаимодействие, което осигурява свързването на отделни атоми в по-сложни структури (молекули, йони, радикали, кристали и др.).
Причината за образуването на химична връзка е, че енергията е повече сложни структурипо-малко от общата енергия на отделните атоми, които го образуват.
Така че, по-специално, ако взаимодействието на атомите X и Y произвежда молекула XY, това означава, че вътрешната енергия на молекулите на това вещество е по-ниска от вътрешната енергия на отделните атоми, от които е образувано:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Поради тази причина, когато се образуват химични връзки между отделните атоми, се освобождава енергия.
Електроните на външния електронен слой с най-ниска енергия на свързване с ядрото, т.нар валентност. Например в бора това са електрони от 2-ро енергийно ниво - 2 електрона на 2 с-орбитали и 1 по 2 стр-орбитали:
Когато се образува химическа връзка, всеки атом се стреми да получи електронната конфигурация на атомите на благородния газ, т.е. така че във външния му електронен слой има 8 електрона (2 за елементи от първия период). Това явление се нарича октетно правило.
Възможно е атомите да постигнат електронната конфигурация на благороден газ, ако първоначално единични атоми споделят някои от своите валентни електрони с други атоми. В този случай се образуват общи електронни двойки.
В зависимост от степента на споделяне на електрони могат да се разграничат ковалентни, йонни и метални връзки.
Ковалентна връзка
Ковалентните връзки най-често възникват между атомите на неметалните елементи. Ако неметалните атоми, образуващи ковалентна връзка, принадлежат към различни химични елементи, такава връзка се нарича полярна ковалентна връзка. Причината за това име се крие във факта, че атомите на различните елементи също имат различни способности да привличат обща електронна двойка. Очевидно това води до изместване на общата електронна двойка към един от атомите, в резултат на което върху него се образува частичен отрицателен заряд. На свой ред върху другия атом се образува частичен положителен заряд. Например, в молекулата на хлороводорода електронната двойка се измества от водородния атом към хлорния атом:
Примери за вещества с полярни ковалентни връзки:
CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 и др.
Между неметалните атоми на един и същи химичен елемент се образува ковалентна неполярна връзка. Тъй като атомите са идентични, способността им да привличат споделени електрони също е еднаква. В тази връзка не се наблюдава изместване на електронната двойка:
Горният механизъм за образуване на ковалентна връзка, когато и двата атома предоставят електрони за образуване на общи електронни двойки, се нарича обмен.
Съществува и донорно-акцепторен механизъм.
Когато се образува ковалентна връзка чрез донорно-акцепторния механизъм, се образува споделена електронна двойка поради запълнената орбитала на един атом (с два електрона) и празната орбитала на друг атом. Атом, който осигурява несподелена електронна двойка, се нарича донор, а атом със свободна орбитала се нарича акцептор. Атомите, които имат сдвоени електрони, например N, O, P, S, действат като донори на електронни двойки.
Например, според донорно-акцепторния механизъм, образуването на четвъртия ковалентен N-H връзкив амониевия катион NH 4 +:
Освен с полярност, ковалентните връзки се характеризират и с енергия. Енергията на връзката е минималната енергия, необходима за прекъсване на връзката между атомите.
Енергията на свързване намалява с увеличаване на радиусите на свързаните атоми. Тъй като знаем, че атомните радиуси се увеличават надолу по подгрупите, можем например да заключим, че силата на връзката халоген-водород нараства в серията:
здрасти< HBr < HCl < HF
Също така енергията на връзката зависи от нейната множественост - колкото по-голяма е множествеността на връзката, толкова по-голяма е нейната енергия. Множеството на връзките се отнася до броя на споделените електронни двойки между два атома.
Йонна връзка
Йонната връзка може да се разглежда като краен случай на полярна ковалентна връзка. Ако в ковалентно-полярна връзка общата електронна двойка е частично изместена към един от двойката атоми, тогава в йонна връзка тя е почти напълно „дадена“ на един от атомите. Атомът, който отдава електрон(и), придобива положителен заряд и става катион, а атомът, който е отнел електрони от него, придобива отрицателен заряд и става анион.
По този начин йонната връзка е връзка, образувана от електростатичното привличане на катиони към аниони.
Образуването на този тип връзка е типично при взаимодействието на атоми на типични метали и типични неметали.
Например, калиев флуорид. Калиевият катион се образува чрез отстраняване на един електрон от неутрален атом, а флуорният йон се образува чрез добавяне на един електрон към флуорния атом:
Между получените йони възниква електростатична сила на привличане, което води до образуването на йонно съединение.
Когато се образува химическа връзка, електроните от натриевия атом преминават към хлорния атом и се образуват противоположно заредени йони, които имат завършено външно енергийно ниво.
Установено е, че електроните от металния атом не се отделят напълно, а само се изместват към хлорния атом, както при ковалентна връзка.
Повечето бинарни съединения, които съдържат метални атоми, са йонни. Например оксиди, халогениди, сулфиди, нитриди.
Йонна връзкасъщо се среща между прости катиони и прости аниони (F −, Cl −, S 2-), както и между прости катиони и сложни аниони (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Следователно йонните съединения включват соли и основи (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH).
Метална връзка
Този тип връзка се образува в металите.
Атомите на всички метали имат електрони във външния си електронен слой, които имат ниска енергия на свързване с ядрото на атома. За повечето метали процесът на загуба на външни електрони е енергийно благоприятен.
Поради такова слабо взаимодействие с ядрото, тези електрони в металите са много подвижни и във всеки метален кристал непрекъснато протича следният процес:
M 0 - ne - = M n + , където M 0 е неутрален метален атом, а M n + е катион на същия метал. Фигурата по-долу илюстрира протичащите процеси.
Тоест, електроните „бързат“ през метален кристал, отделят се от един метален атом, образувайки катион от него, присъединявайки се към друг катион, образувайки неутрален атом. Това явление се нарича „електронен вятър“, а събирането на свободни електрони в кристал на неметален атом се нарича „електронен газ“. Този тип взаимодействие между металните атоми се нарича метална връзка.
Водородна връзка
Ако водороден атом в дадено вещество е свързан с елемент с висока електроотрицателност (азот, кислород или флуор), това вещество се характеризира с явление, наречено водородна връзка.
Тъй като водороден атом е свързан с електроотрицателен атом, върху водородния атом се образува частичен положителен заряд, а върху атома на електроотрицателния елемент се образува частичен отрицателен заряд. В това отношение става възможно електростатично привличане между частично положително зареден водороден атом на една молекула и електроотрицателен атом на друга. Например, водородна връзка се наблюдава за водни молекули:
Именно водородната връзка обяснява необичайно високата точка на топене на водата. В допълнение към водата силни водородни връзки се образуват и във вещества като флуороводород, амоняк, кислородсъдържащи киселини, феноли, алкохоли и амини.
Известно е, че електронни обвивки, съдържащи осем външни електрона, два от които са разположени на с-орбитали, а шест - на Р-орбитали, имат повишена стабилност.Те съвпадат инертни газове : неон, аргон, криптон, ксенон, радон (намерете ги в периодичната таблица). Атомът на хелий, съдържащ само два електрона, е още по-стабилен. Атомите на всички други елементи се стремят да доближат своята електронна конфигурация до електронната конфигурация на най-близкия инертен газ. Това може да стане по два начина – чрез даряване или добавяне на електрони от външното ниво.
За натриев атом, който има само един несдвоен електрон, е по-изгодно да се откаже от него, като по този начин атомът получава заряд (става йон) и придобива електронната конфигурация на инертния газ неон.
На хлорния атом му липсва само един електрон до конфигурацията на най-близкия инертен газ, така че той се стреми да придобие електрон.
Всеки елемент в по-голяма или по-малка степен има способността да привлича електрони, което се характеризира числено със стойността електроотрицателност. Съответно, колкото по-голяма е електроотрицателността на даден елемент, толкова по-силно той привлича електрони и толкова по-изразени са неговите окислителни свойства.
Стремежът на атомите да придобият стабилна електронна обвивка обяснява причината за образуването на молекулите.
Определение
Химическа връзка - това е взаимодействието на атомите, което определя стабилността химическа молекулаили кристала като цяло.
ВИДОВЕ ХИМИЧНА ВРЪЗКА
Има 4 основни типа химични връзки:
Помислете за взаимодействието на два атома с еднакви стойности на електроотрицателност, например два хлорни атома. Всеки от тях има седем валентни електрона. Те са с един електрон по-малко от електронната конфигурация на най-близкия инертен газ.
Сближаването на два атома на определено разстояние води до образуването на обща електронна двойка, която едновременно принадлежи и на двата атома. Това обща двойкаи представлява химическа връзка. Същото се случва и в случая на водородната молекула. Водородът има само един несдвоен електрон и е с един електрон по-малко от конфигурацията на най-близкия инертен газ (хелий). Така, когато два водородни атома се доближат един до друг, те образуват една обща електронна двойка.
Определение
Връзката между неметалните атоми, която възниква, когато електроните взаимодействат, за да образуват общи електронни двойки, се нарича ковалентен.
Ако взаимодействащите атоми имат еднакви стойности на електроотрицателност, общата електронна двойка принадлежи еднакво и на двата атома, тоест тя се намира на еднакво разстояние от двата атома. Тази ковалентна връзка се нарича неполярни.
Определение
Ковалентна неполярна връзка- химична връзка между неметални атоми с равни или близки стойности на електроотрицателност. В този случай общата електронна двойка принадлежи еднакво на двата атома и не се наблюдава промяна в електронната плътност.
Ковалентните неполярни връзки се срещат в прости неметални вещества: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. Когато атоми, които имат различни стойности на електроотрицателност, като водород и хлор, взаимодействат, общата електронна двойка се измества към атома с по-висока електроотрицателност, тоест към хлора. Хлорният атом придобива частично отрицателен заряд, а водородният атом придобива частичен положителен заряд. Това е пример за полярна ковалентна връзка.
Определение
Нарича се връзка, образувана от неметални елементи с различна електроотрицателност ковалентен полярен.В този случай електронната плътност се измества към по-електроотрицателния елемент.
Нарича се молекула, в която центровете на положителните и отрицателните заряди са разделени дипол. Полярно свързване възниква между атоми с различна, но не много различна електроотрицателност, например между различни неметали. Примери за съединения с полярни ковалентни връзки са съединения на неметали едно с друго, както и различни йони, съдържащи неметални атоми $(\mathrm(NO)_3–, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)–)$. Сред органичните вещества има особено много ковалентни полярни съединения.
Ако разликата в електроотрицателността на елементите е голяма, ще настъпи не просто изместване на електронната плътност, а пълно прехвърляне на електрон от един атом към друг. Нека разгледаме това на примера с натриев флуорид NaF. Както видяхме по-рано, натриевият атом е нетърпелив да отдаде един електрон, а флуорният атом е готов да го приеме. Това се постига лесно при тяхното взаимодействие, което е съпроводено с пренос на електрони.
В този случай натриевият атом напълно прехвърля своя електрон към флуорния атом: натрият губи електрон и се зарежда положително, а хлорът получава електрон и се зарежда отрицателно.
Определение
Атомите и групите от атоми, които носят заряд, се наричат йони.
В получената молекула - натриев хлорид $Na^+F^-$ - връзката възниква поради електростатичното привличане на противоположно заредени йони. Тази връзка се нарича йонни. Реализира се между типични метали и неметали, тоест между атоми с много различни стойности на електроотрицателност.
Определение
Йонна връзкаобразувани поради силите на електростатично привличане между противоположно заредени йони – катиони и аниони.
Има и друг тип връзка - метал, характерни за прости вещества - метали. Характеризира се с привличането на частично йонизирани метални атоми и валентни електрони, образуващи единичен електронен облак („електронен газ“). Валентните електрони в металите са делокализирани и принадлежат едновременно на всички метални атоми, движещи се свободно в целия кристал. Така връзката е мултицентрична. В преходните метали металната връзка е частично ковалентна по природа, тъй като се допълва от припокриването на d-орбиталите на външния слой, частично запълнен с електрони. Металите образуват метални кристални решетки. Подробно е описано в темата “Метална връзка и нейните характеристики”.
междумолекулни взаимодействия
Пример за силно междумолекулно взаимодействие
е водородтази връзка,образуван между водороден атом на една молекула и атом с висока електроотрицателност ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(N)$). Пример за водородна връзка е взаимодействието на водни молекули $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, амоняк и водни молекули $\mathrm(H)_3\mathrm(N)… \mathrm(OH) _2$, метанол и вода $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$ , както и различни частимолекули на протеини, полизахариди, нуклеинови киселини.
Друг пример за междумолекулно взаимодействие е сили на Ван дер Ваалс, които възникват при поляризацията на молекулите и образуването на диполи. Те причиняват свързване между слоевете от атоми в слоестите кристали (като структурата на графита).
Характеристики на химичната връзка
Характеризира се химическата връзка дължина, енергия, посокаИ насищане(всеки атом е способен да образува ограничен брой връзки). Множеството на връзката е равно на броя на споделените електронни двойки. Формата на молекулите се определя от вида електронни облаци, участващи в образуването на връзка, както и наличието или отсъствието на несподелени електронни двойки. Така, например, молекулата $\mathrm(CO)_2$ е линейна (няма несподелени електронни двойки), а $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ и $\mathrm(SO)_2$ са ъглови двойки (има самотни двойки двойки). Ако взаимодействащите атоми имат много различни стойности на електроотрицателност, общата електронна двойка е почти напълно изместена към атомите с най-висока електроотрицателност. Следователно йонната връзка може да се разглежда като краен случай на полярна ковалентна връзка, когато електронът е почти напълно прехвърлен от един атом към друг. В действителност никога не се случва пълно изместване, тоест няма абсолютно йонни вещества. Например в $\mathrm(NaCl)$ действителните заряди на атомите са +0,92 и –0,92, а не +1 и –1.
Йонното свързване възниква в съединения на типични метали с неметали и киселинни остатъци, а именно в метални оксиди ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), алкали ($\mathrm(NaOH) ) )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) и соли ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2\mathrm ( SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$).
механизми на образуване на химична връзка
Теми на кодификатора на Единния държавен изпит: Ковалентна химическа връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентните връзки (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. Водородна връзка
Вътремолекулни химични връзки
Първо, нека да разгледаме връзките, които възникват между частиците в молекулите. Такива връзки се наричат вътрешномолекулен.
Химическа връзка между атомите на химичните елементи има електростатичен характер и се образува поради взаимодействие на външни (валентни) електрони, в повече или по-малка степен задържани от положително заредени ядрасвързани атоми.
Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРООТРИЦАТЕЛНОСТ. Именно това определя вида на химичната връзка между атомите и свойствата на тази връзка.
е способността на атома да привлича (задържа) външен(валентност) електрони. Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външните електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.
Електроотрицателността е трудно да се определи недвусмислено. Л. Полинг състави таблица на относителната електроотрицателност (въз основа на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най-електроотрицателният елемент е флуорсъс смисъл 4 .
Важно е да се отбележи, че в различни източнициМожете да намерите различни скали и таблици на стойностите на електроотрицателността. Това не трябва да се тревожи, тъй като образуването на химична връзка играе роля атоми и е приблизително еднакъв във всяка система.
Ако един от атомите в химическата връзка A:B привлича по-силно електрони, тогава електронната двойка се придвижва към него. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, толкова повече се измества електронната двойка.
Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO(A)≈EO(B), тогава общата електронна двойка не се измества към нито един от атомите: А: Б. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен.
Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми се различават, но не много (разликата в електроотрицателността е приблизително от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Тази връзка се нарича ковалентен полярен .
Ако електроотрицателностите на взаимодействащите атоми се различават значително (разликата в електроотрицателността е по-голяма от 2: ΔEO>2), тогава един от електроните почти изцяло се прехвърля към друг атом с образуването йони. Тази връзка се нарича йонни.
Основни видове химични връзки − ковалентен, йонниИ металкомуникации. Нека ги разгледаме по-отблизо.
Ковалентна химична връзка
Ковалентна връзка – това е химическа връзка , образувано поради образуване на обща електронна двойка A:B . Освен това два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентната връзка се образува от взаимодействието на атоми с малка разлика в електроотрицателността (обикновено между два неметала) или атоми на един елемент.
Основни свойства на ковалентните връзки
- фокус,
- наситеност,
- полярност,
- поляризуемост.
Тези свързващи свойства влияят върху химичните и физичните свойства на веществата.
Комуникационна посока характеризира химичния строеж и формата на веществата. Ъглите между две връзки се наричат ъгли на връзката. Например в молекулата на водата ъгълът на връзката H-O-H е 104,45 o, следователно молекулата на водата е полярна, а в молекулата на метана ъгълът на връзката H-C-H е 108 o 28′.
Насищаемост е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Броят на връзките, които един атом може да образува, се нарича.
Полярностсвързването възниква поради неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.
Поляризираемост връзките са способността на електроните на връзката да се изместват под въздействието на външни електрическо поле (по-специално електрическото поле на друга частица). Поляризуемостта зависи от подвижността на електроните. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова по-подвижен е той и съответно молекулата е по-поляризирана.
Ковалентна неполярна химична връзка
Има 2 вида ковалентно свързване – ПОЛЯРЕНИ НЕПОЛЯРЕН .
Пример . Нека разгледаме структурата на водородната молекула H2. Всеки водороден атом на своето външно енергийно ниво носи 1 несдвоен електрон. За да покажем атом, използваме структурата на Луис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атом, когато електроните са обозначени с точки. Моделите на точковата структура на Люис са много полезни при работа с елементи от втория период.
з. + . H = H:H
Така молекулата на водорода има една споделена електронна двойка и една H–H химична връзка. Тази електронна двойка не се измества към нито един от водородните атоми, т.к Водородните атоми имат същата електроотрицателност. Тази връзка се нарича ковалентен неполярен .
Ковалентна неполярна (симетрична) връзка е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (обикновено едни и същи неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.
Диполният момент на неполярните връзки е 0.
Примери: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.
Ковалентна полярна химична връзка
Ковалентна полярна връзка е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено, различни неметали) и се характеризира денивелациясподелена електронна двойка към по-електроотрицателен атом (поляризация).
Електронната плътност се измества към по-електроотрицателния атом - следователно върху него се появява частичен отрицателен заряд (δ-), а върху по-малко електроотрицателния атом се появява частичен положителен заряд (δ+, делта +).
Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-висока е полярноствръзки и др диполен момент . Между съседни молекули и заряди с противоположен знак действат допълнителни сили на привличане, които нарастват силакомуникации.
Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Реакционните механизми и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често определя полярност на молекулатаи по този начин пряко засяга такива физични свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.
Примери: HCl, CO2, NH3.
Механизми на образуване на ковалентна връзка
Ковалентните химични връзки могат да възникнат по 2 механизма:
1. Обменен механизъм образуването на ковалентна химична връзка е, когато всяка частица осигурява един несдвоен електрон за образуване на обща електронна двойка:
А . + . B= A:B
2. Образуването на ковалентна връзка е механизъм, при който една от частиците осигурява несподелена двойка електрони, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:
A: + B= A:B
В този случай един от атомите осигурява несподелена двойка електрони ( донор), а другият атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на двете връзки енергията на електроните намалява, т.е. това е полезно за атомите.
Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторен механизъм не е различнов свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка по донорно-акцепторния механизъм е типично за атоми или с голям брой електрони на външно енергийно ниво (донори на електрони), или, обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните способности на атомите са разгледани по-подробно в съответния раздел.
Ковалентната връзка се образува чрез донорно-акцепторен механизъм:
- в молекула въглероден окис CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват по обменния механизъм, една по донорно-акцепторния): C≡O;
- В амониев йон NH 4 +, в йони органични амининапример в метиламониевия йон CH3-NH2+;
- В комплексни съединенияхимическа връзка между централния атом и лигандни групи, например в натриев тетрахидроксоалуминат Na връзка между алуминий и хидроксидни йони;
- В азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3, NaNO 3, в някои други азотни съединения;
- в молекула озон O3.
Основни характеристики на ковалентните връзки
Ковалентните връзки обикновено се образуват между неметални атоми. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, множественост и насоченост.
Множество химична връзка
Множество химична връзка - Това брой споделени електронни двойки между два атома в съединение. Множеството на връзката може да се определи доста лесно от стойностите на атомите, които образуват молекулата.
Например , в молекулата на водорода H 2 множествеността на връзката е 1, т.к Всеки водород има само 1 несдвоен електрон на своето външно енергийно ниво, следователно се образува една споделена електронна двойка.
В молекулата на кислорода O 2 множествеността на връзката е 2, тъй като Всеки атом на външно енергийно ниво има 2 несдвоени електрона: O=O.
В молекулата на азота N2 множествеността на връзката е 3, т.к между всеки атом има 3 несдвоени електрона на външно енергийно ниво и атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.
Дължина на ковалентната връзка
Дължина на химичната връзка
е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, образуващи връзката. Определя се чрез експериментални физични методи. Дължината на връзката може да се оцени приблизително с помощта на правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата AB е приблизително равна на половината от сумата от дължините на връзката в молекулите A 2 и B 2: 
Дължината на химическата връзка може да бъде грубо оценена по атомни радиусиобразуване на връзка, или чрез комуникационна множественост, ако радиусите на атомите не са много различни.
Тъй като радиусите на атомите, образуващи връзка, се увеличават, дължината на връзката ще се увеличава.
Например
Тъй като множеството връзки между атомите се увеличава (чиито атомни радиуси не се различават или се различават леко), дължината на връзката ще намалее.
Например . В сериите: C–C, C=C, C≡C дължината на връзката намалява.
Комуникационна енергия
Мярка за силата на химическата връзка е енергията на връзката. Комуникационна енергия определя се от енергията, необходима за разкъсване на връзка и отстраняване на атомите, образуващи тази връзка, на безкрайно голямо разстояние един от друг.
Ковалентната връзка е много издръжлив.Енергията му варира от няколко десетки до няколкостотин kJ/mol. Колкото по-висока е енергията на връзката, толкова по-голяма е силата на връзката и обратно.
Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и множествеността на връзката. Колкото по-дълга е химическата връзка, толкова по-лесно се разрушава и колкото по-ниска е енергията на връзката, толкова по-малка е нейната сила. Колкото по-къса е химичната връзка, толкова по-силна е тя и толкова по-голяма е енергията на връзката.
Например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr отляво надясно, силата на химичната връзка намалява, защото Дължината на връзката се увеличава.
Йонна химична връзка
Йонна връзка е химическа връзка, основана на електростатично привличане на йони.
йонисе образуват в процеса на приемане или отдаване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали слабо задържат електрони от външното енергийно ниво. Следователно металните атоми се характеризират с възстановителни свойства- способност да дарява електрони.
Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на енергийно ниво 3. Като лесно го предава, натриевият атом образува много по-стабилния Na + йон с електронната конфигурация на благородния газ неон Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10+11 = +1:
+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8
Пример. Атомът на хлора във външното си енергийно ниво съдържа 7 електрона. За да придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да спечели 1 електрон. След добавяне на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:
+17кл) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 кл — ) 2 ) 8 ) 8
Забележка:
- Свойствата на йоните са различни от свойствата на атомите!
- Стабилни йони могат да образуват не само атоми, но също групи от атоми. Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химичните връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
- Йонните връзки обикновено се образуват помежду си металиИ неметали(групи неметали);
Получените йони се привличат поради електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.
Нека визуално обобщим разлика между видовете ковалентна и йонна връзка:
Метална химична връзка
Метална връзка е връзка, която се формира относително свободни електронимежду метални йони, образувайки кристална решетка.
Металните атоми обикновено са разположени на външно енергийно ниво един до три електрона. Радиусите на металните атоми като правило са големи - следователно металните атоми, за разлика от неметалите, доста лесно се отказват от външните си електрони, т.е. са силни редуциращи агенти
Междумолекулни взаимодействия
Отделно си струва да се разгледат взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия . Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от Ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него Силите на Ван Дар Ваалс. Силите на Ван дер Ваалс се делят на ориентация, индукция И дисперсионно . Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по-малка от енергията на химичните връзки.
Ориентационни сили на привличане възникват между полярни молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индуктивни взаимодействия е взаимодействието между полярна молекула и неполярна. Неполярната молекула е поляризирана поради действието на полярна, което генерира допълнително електростатично привличане.
Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътрешномолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, които имат силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N. Ако има такива връзки в една молекула, тогава между молекулите ще има такива допълнителни притегателни сили .
Образователен механизъм водородната връзка е отчасти електростатична и отчасти донорно-акцепторна. В този случай донорът на електронната двойка е атом на силно електроотрицателен елемент (F, O, N), а акцепторът е водородните атоми, свързани с тези атоми. Водородните връзки се характеризират с фокус в космоса и насищане
Водородните връзки могат да бъдат обозначени с точки: H ··· O. Колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, свързан с водорода, и колкото по-малък е неговият размер, толкова по-силна е водородната връзка. Характерно е преди всичко за връзките флуор с водород , както и към кислород и водород , по-малко азот с водород .
Водородните връзки възникват между следните вещества:
— флуороводород HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H2O (пара, лед, течна вода):
— разтвор на амоняк и органични амини- между амоняк и водни молекули;
— органични съединения, в които O-H или N-H връзки: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.
Водородната връзка влияе върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипенето на веществата. Веществата с водородни връзки показват необичайно повишаване на точката на кипене.
Например Като правило, с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.
А именно при точката на кипене на водата е необичайно висока - не по-малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между водните молекули. Следователно при нормални условия (0-20 o C) водата е течностпо фазово състояние.
m определение за химична връзка;
m видове химични връзки;
m метод на валентните връзки;
m основни характеристики на ковалентната връзка;
m механизми на образуване на ковалентна връзка;
m комплексни съединения;
m молекулярно-орбитален метод;
m междумолекулни взаимодействия.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЗА ХИМИЧНА ВРЪЗКА
Химическа връзканаречено взаимодействие между атомите, което води до образуването на молекули или йони и силно задържане на атомите един до друг.
Химическата връзка е от електронен характер, т.е. осъществява се поради взаимодействието на валентни електрони. В зависимост от разпределението на валентните електрони в молекулата се разграничават следните видове връзки: йонни, ковалентни, метални и др. Йонната връзка може да се разглежда като краен случай на ковалентна връзка между рязко различни по природа атоми.
ВИДОВЕ ХИМИЧНА ВРЪЗКА
Йонна връзка.
Основни положения на съвременната теория на йонната връзка.
1.) Йонна връзка се образува при взаимодействието на елементи, които рязко се различават един от друг по свойства, т.е. между метали и неметали.
2.) Образуването на химична връзка се обяснява с желанието на атомите да постигнат стабилна външна обвивка от осем електрона (s 2 p 6).
Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2
Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6
Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5
Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6
3.) Получените противоположно заредени йони се задържат един до друг поради електростатично привличане.
4.) Йонното свързване не е насочено.
5.) Няма такова нещо като чисто йонна връзка. Тъй като йонизационната енергия е по-голяма от енергията на електронен афинитет, пълен пренос на електрони не се получава дори в случай на двойка атоми с голяма разлика в електроотрицателността. Следователно можем да говорим за частта на йонността на връзката. Най-високата йонност на връзката се среща във флуоридите и хлоридите на s-елементите. Така в кристалите RbCl, KCl, NaCl и NaF е съответно 99, 98, 90 и 97%.
Ковалентна връзка.
Основни положения на съвременната теория на ковалентните връзки.
1.) Ковалентна връзка се образува между елементи с подобни свойства, тоест неметали.
2.) Всеки елемент осигурява 1 електрон за образуване на връзки, като спиновете на електроните трябва да са антипаралелни.
3.) Ако ковалентна връзка се образува от атоми на един и същи елемент, тогава тази връзка не е полярна, тоест общата електронна двойка не е изместена към нито един от атомите. Ако ковалентна връзка се образува от два различни атома, тогава общата електронна двойка се измества към най-електроотрицателния атом, това полярна ковалентна връзка.
4.) Когато се образува ковалентна връзка, електронните облаци на взаимодействащите атоми се припокриват; в резултат на това в пространството между атомите се появява зона с повишена електронна плътност, която привлича положително заредените ядра на взаимодействащите атоми и ги държи близо едно до друго . В резултат на това енергията на системата намалява (фиг. 14). Въпреки това, когато атомите са много близо един до друг, отблъскването на ядрата се увеличава. Следователно има оптимално разстояние между сърцевините ( дължина на връзката, л sv), при което системата има минимална енергия. В това състояние се отделя енергия, наречена свързваща енергия – E St.
Ориз. Фиг. 14. Зависимост на енергията на системи от два водородни атома с паралелни (1) и антипаралелни (2) спинове от разстоянието между ядрата (E е енергията на системата, E е енергията на свързване, r е разстоянието между ядрата, л– дължина на комуникацията).
За описание на ковалентна връзка се използват два метода: методът на валентната връзка (VB) и методът на молекулярната орбита (MMO).
МЕТОД НА ВАЛЕНТНИТЕ ВРЪЗКИ.
Методът BC се основава на следните разпоредби:
1. Ковалентна химична връзка се образува от два електрона с противоположни спинове и тази електронна двойка принадлежи на два атома. Комбинации от такива двуелектронни двуцентрови връзки, отразяващи електронната структура на молекулата, се наричат валентни схеми.
2. Колкото по-силна е ковалентната връзка, толкова повече взаимодействащите електронни облаци се припокриват.
За визуално изобразяване на валентни схеми обикновено се използва следният метод: електроните, разположени във външния електронен слой, се обозначават с точки, разположени около химическия символ на атома. Електроните, споделени от два атома, са показани с точки, поставени между техните химически символи; двойна или тройна връзка се обозначава съответно с две или три двойки общи точки:
N: 1s 2 2s 2 p 3; 
C: 1s 2 2s 2 p 4
От горните диаграми става ясно, че всяка двойка електрони, свързваща два атома, съответства на една линия, изобразяваща ковалентна връзка в структурните формули:
Броят на общите електронни двойки, свързващи атом на даден елемент с други атоми, или, с други думи, броят на ковалентните връзки, образувани от един атом, се нарича ковалентностпо метода BC. Така ковалентността на водорода е 1, а на азота е 3.
Според начина, по който се припокриват електронните облаци, има два вида връзки: s - връзка и p - връзка.
s - връзка възниква, когато два електронни облака се припокриват по оста, свързваща ядрата на атомите.
Ориз. 15. Схема на образуване на s-връзки.
p - връзка се образува, когато електронни облаци се припокриват от двете страни на линията, свързваща ядрата на взаимодействащите си атоми.
Ориз. 16. Схема на образуване на p-връзка.
ОСНОВНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ НА КОВАЛЕНТНАТА ВРЪЗКА.
1. Дължина на връзката, ℓ. Това е минималното разстояние между ядрата на взаимодействащите атоми, което съответства на най-стабилното състояние на системата.
2. Енергия на връзката, E min - това е количеството енергия, което трябва да бъде изразходвано за разкъсване на химична връзка и за отстраняване на атоми извън границите на взаимодействие.
3. Диполен момент на свързване, , m=qℓ. Диполният момент служи като количествена мярка за полярността на една молекула. За неполярните молекули диполният момент е 0, за неполярните молекули не е равен на 0. Диполният момент на многоатомната молекула е равен на векторната сума на диполите на отделните връзки:
4. Ковалентната връзка се характеризира с насоченост. Посоката на ковалентната връзка се определя от необходимостта от максимално припокриване в пространството на електронни облаци от взаимодействащи атоми, което води до образуването на най-силните връзки.
Тъй като тези s-връзки са строго ориентирани в пространството, в зависимост от състава на молекулата те могат да бъдат под определен ъгъл една спрямо друга - такъв ъгъл се нарича валентност.
Двуатомните молекули имат линейна структура. Многоатомните молекули имат по-сложна конфигурация. Нека разгледаме геометрията на различни молекули, използвайки примера за образуване на хидриди.
1. Група VI, основна подгрупа (с изключение на кислород), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.
S 1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4
За водорода в образуването на връзка участва електрон с s-AO, за сярата – 3p y и 3p z. Молекулата H 2 S има плоска структура с ъгъл между връзките 90 0. .
Фигура 17. Структура на молекулата H 2 E
2. Хидриди на елементи от V група, основната подгрупа: PH 3, AsH 3, SbH 3.
Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .
В образуването на връзките участват: за водород s-AO, за фосфор - p y, p x и p z AO.
Молекулата PH 3 има формата на триъгълна пирамида (в основата има триъгълник).
Фигура 18. Структура на молекулата EN 3
5. Насищаемостковалентната връзка е броят на ковалентните връзки, които един атом може да образува. Ограничено е, защото елементът има ограничен брой валентни електрони. Максималният брой ковалентни връзки, които даден атом може да образува в основно или възбудено състояние, се нарича негов ковалентност.
Пример: водородът е моноковалентен, кислородът е двувалентен, азотът е тривалентен и т.н.
Някои атоми могат да увеличат своята ковалентност във възбудено състояние чрез дисоциация на сдвоени електрони.
Пример. Бъдете 0 1s 2 2s 2
Атомът на берилий във възбудено състояние има един валентен електрон на 2p-AO и един електрон на 2s-AO, т.е. ковалентността Be 0 = 0 и ковалентността Be* = 2. По време на взаимодействието възниква хибридизация на орбиталите .
Хибридизация- това е изравняването на енергията на различни АО в резултат на смесване преди химичното взаимодействие. Хибридизацията е условна техника, която позволява да се предвиди структурата на молекула, използвайки комбинация от АО. Тези АО, чиито енергии са близки, могат да участват в хибридизацията.
Всеки тип хибридизация съответства на определена геометрична форма на молекулите.
При хидриди на елементи от група II на главната подгрупа в образуването на връзката участват две еднакви sp-хибридни орбитали. Този тип връзка се нарича sp-хибридизация.
Фигура 19. Молекула BeH 2. sp-хибридизация.
sp-хибридните орбитали имат асиметрична форма, удължените части на AO са насочени към водород с ъгъл на връзка 180 o. Следователно молекулата BeH 2 има линейна структура (фиг.).
Нека разгледаме структурата на молекулите на хидриди на елементи от група III на основната подгрупа, като използваме примера за образуване на молекулата BH 3.
B 0 1s 2 2s 2 p 1
Ковалентност B0 = 1, ковалентност B* = 3.
Три sp-хибридни орбитали участват в образуването на връзки, които се образуват в резултат на преразпределението на електронните плътности на s-AO и две p-AO. Този тип връзка се нарича sp 2 - хибридизация. Ъгълът на връзката по време на sp 2 хибридизация е 120 0, следователно молекулата BH 3 има плоска триъгълна структура.
Фиг.20. Молекула BH 3. sp 2 -хибридизация.
Използвайки примера за образуване на молекулата CH 4, нека разгледаме структурата на молекулите на хидриди на елементи от група IV на основната подгрупа.
C 0 1s 2 2s 2 p 2
Ковалентност C0 = 2, ковалентност C* = 4.
Във въглерода четири sp-хибридни орбитали участват в образуването на химична връзка, образувана в резултат на преразпределението на електронните плътности между s-AO и три p-AO. Формата на молекулата CH 4 е тетраедър, ъгълът на връзката е 109°28`.
Ориз. 21. CH 4 молекула. sp 3 -хибридизация.
Изключения от общото правило са молекулите H 2 O и NH 3.
Във водната молекула ъглите между връзките са 104,5 градуса. За разлика от хидридите на други елементи от тази група, водата има специални свойства: тя е полярна и диамагнитна. Всичко това се обяснява с факта, че типът на връзката във водната молекула е sp 3. Тоест четири sp - хибридни орбитали участват в образуването на химическа връзка. Две орбитали съдържат по един електрон, тези орбитали взаимодействат с водорода, а другите две орбитали съдържат двойка електрони. Наличието на тези две орбитали обяснява уникалните свойства на водата.
В молекулата на амоняка ъглите между връзките са приблизително 107,3 o, т.е. формата на молекулата на амоняка е тетраедър, типът на връзката е sp 3. Четири хибридни sp 3 орбитали участват в образуването на връзка на азотна молекула. Три орбитали съдържат по един електрон; тези орбитали са свързани с водород; четвъртият AO съдържа несподелена двойка електрони, което определя уникалността на молекулата на амоняка.
МЕХАНИЗМИ НА ОБРАЗУВАНЕ НА КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.
MBC позволява да се разграничат три механизма на образуване на ковалентна връзка: обмен, донорно-акцепторен и дателен.
Обменен механизъм. Той включва онези случаи на образуване на химическа връзка, когато всеки от двата свързани атома разпределя един електрон за споделяне, сякаш ги обменя. За да се свържат ядрата на два атома, електроните трябва да са в пространството между ядрата. Тази област в молекулата се нарича свързваща област (областта, където е най-вероятно да пребивава електронна двойка в молекулата). За да се осъществи обмен на несдвоени електрони между атомите, атомните орбитали трябва да се припокриват (фиг. 10,11). Това е действието на обменния механизъм за образуване на ковалентна химична връзка. Атомните орбитали могат да се припокриват само ако имат еднакви свойства на симетрия спрямо междуядрената ос (фиг. 10, 11, 22).
Ориз. 22. Припокриване на АО, което не води до образуване на химична връзка.
| |
Донорно-акцепторният механизъм включва прехвърлянето на несподелена двойка електрони от един атом към свободна атомна орбитала на друг атом. Например образуването на йона - :
Свободният p-AO в борния атом в молекулата BF 3 приема двойка електрони от флуоридния йон (донор). В получения анион четири ковалентни B-F връзки са еднакви по дължина и енергия. В оригиналната молекула и трите B-F връзки са образувани чрез обменния механизъм.
Атомите, чиято външна обвивка се състои само от s- или p-електрони, могат да бъдат донори или акцептори на несподелена двойка електрони. Атомите, чиито валентни електрони също са на d-AO, могат едновременно да действат като донори и акцептори. За да се разграничат тези два механизма, бяха въведени концепциите за дателния механизъм на образуване на връзка.
Най-простият пример за дателен механизъм е взаимодействието на два хлорни атома.
Два хлорни атома в хлорна молекула образуват ковалентна връзка чрез обменен механизъм, комбинирайки техните несдвоени 3p електрони. Освен това атомът Cl - 1 прехвърля несподелена двойка електрони 3p 5 - AO към атома Cl - 2 към свободния 3d-AO, а атомът Cl - 2 прехвърля същата двойка електрони към свободния 3d -AO на атомът Cl - 1. Всеки атом изпълнява едновременно функциите на акцептор и донор. Това е дателният механизъм. Действието на дативния механизъм увеличава силата на връзката, така че молекулата на хлора е по-силна от молекулата на флуора.
КОМПЛЕКСНИ ВРЪЗКИ.
Според принципа на донорно-акцепторния механизъм се образува огромен клас сложни химични съединения - комплексни съединения.
Комплексните съединения са съединения, съдържащи сложни йони, способни да съществуват както в кристална форма, така и в разтвор, включително централен йон или атом, свързан с отрицателно заредени йони или неутрални молекули чрез ковалентни връзки, образувани от донорно-акцепторен механизъм.
Строеж на комплексни съединения по Вернер.
Комплексните съединения се състоят от вътрешна сфера (комплексен йон) и външна сфера. Връзката между йоните на вътрешната сфера се осъществява чрез донорно-акцепторен механизъм. Акцепторите се наричат комплексообразуващи агенти; те често могат да бъдат положителни метални йони (с изключение на метали от група IA), които имат свободни орбитали. Способността за образуване на комплекси се увеличава с увеличаване на заряда на йона и намаляване на неговия размер.
Донорите на електронни двойки се наричат лиганди или добавки. Лигандите са неутрални молекули или отрицателно заредени йони. Броят на лигандите се определя от координационното число на комплексообразуващия агент, което обикновено е равно на удвоената валентност на комплексообразуващия йон. Лигандите могат да бъдат монодентантни или полидентантни. Зъбността на лиганда се определя от броя на координационните места, които лигандът заема в координационната сфера на комплексообразуващия агент. Например, F- е монодентатна лиганда, S 2 O 3 2- е бидентатна лиганда. Зарядът на вътрешната сфера е равен на алгебричната сума на зарядите на нейните съставни йони. Ако вътрешната сфера има отрицателен заряд, това е анионен комплекс; ако е положителен, това е катионен комплекс. Катионните комплекси се наричат с името на комплексообразуващия йон на руски; в анионните комплекси комплексообразувателят се нарича на латински с добавяне на наставката - при. Връзката между външната и вътрешната сфера в едно сложно съединение е йонна.
Пример: K 2 – калиев тетрахидроксоцинкат, анионен комплекс.
1. 2- - вътрешна сфера
2. 2K+ - външна сфера
3. Zn 2+ - комплексообразовател
4. OH – - лиганди
5. координационен номер – 4
6. връзката между външната и вътрешната сфера е йонна:
K 2 = 2K + + 2-.
7. Връзката между Zn 2+ йон и хидроксилни групи е ковалентна, образувана по донорно-акцепторния механизъм: OH - донори, Zn 2+ - акцептор.
Zn 0: … 3d 10 4s 2
Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0
Видове комплексни съединения:
1. Амонячните съединения са лиганди на амонячната молекула.
Cl 2 – тетраамин меден (II) хлорид. Амонячните съединения се получават чрез действието на амоняка върху съединения, съдържащи комплексообразуващ агент.
2. Хидроксо съединения - ОН - лиганди.
Na – натриев тетрахидроксиалуминат. Хидроксо комплексите се получават чрез действието на излишък от алкали върху метални хидроксиди, които имат амфотерни свойства.
3. Аква комплексите са лиганди на водни молекули.
Cl 3 – хексааквахром (III) хлорид. Аква комплексите се получават чрез взаимодействие на безводни соли с вода.
4. Ацидокомплекси - лиганди на киселинни аниони - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - и др.
K 4 – калиев хексацианоферат (II). Получава се чрез взаимодействие на излишък от сол, съдържаща лиганд, със сол, съдържаща комплексообразуващ агент.
МЕТОД НА МОЛЕКУЛНИТЕ ОРБИТАЛИ.
MBC обяснява образуването и структурата на много молекули доста добре, но този метод не е универсален. Например, методът на валентните връзки не дава задоволително обяснение за съществуването на йона, въпреки че в края на 19 век е установено съществуването на доста силен молекулярен водороден йон: енергията на разкъсване на връзката тук е 2,65 eV. В този случай обаче не може да се образува електронна двойка, тъй като йонът съдържа само един електрон.
Методът на молекулярната орбита (MMO) позволява да се обяснят редица противоречия, които не могат да бъдат обяснени с помощта на метода на валентната връзка.
Основни разпоредби на MMO.
1. Когато две атомни орбитали взаимодействат, се образуват две молекулни орбитали. Съответно, когато n-атомните орбитали взаимодействат, се образуват n-молекулни орбитали.
2. Електроните в една молекула принадлежат еднакво на всички ядра на молекулата.
3. От двете образувани молекулни орбитали, едната има по-ниска енергия от първоначалната, това е свързващата молекулярна орбитала, другият има по-висока енергия от оригиналния, това антисвързваща молекулярна орбитала.
4. MMO използват енергийни диаграми без мащаб.
5. Когато запълвате енергийни поднива с електрони, използвайте същите правила като за атомните орбитали:
1) принципът на минималната енергия, т.е. първо се запълват поднива с по-ниска енергия;
2) принципът на Паули: на всяко енергийно подниво не може да има повече от два електрона с антипаралелни спинове;
3) Правилото на Хунд: запълването на енергийните поднива става по такъв начин, че общото въртене е максимално.
6. Комуникационна множественост. Комуникационна множественоств MMO се определя по формулата:
, когато Kp = 0, не се образува връзка.
Примери.
1. Може ли да съществува H2 молекула?
Ориз. 23. Схема на образуване на водородната молекула Н2.
Заключение: молекулата H2 ще съществува, тъй като множествеността на връзката Kp > 0.
2. Може ли да съществува He 2 молекула?
Ориз. 24. Схема на образуване на молекула хелий He 2.
Заключение: молекулата He 2 няма да съществува, тъй като множествеността на връзката Kp = 0.
3. Може ли да съществува H 2 + частица?
Ориз. 25. Схема на образуване на H 2 + частица.
Частицата H 2 + може да съществува, тъй като множествеността на връзката Kp > 0.
4. Може ли да съществува молекула O2?
Ориз. 26. Схема на образуване на молекулата O 2.
Молекулата O 2 съществува. От фиг. 26 следва, че молекулата на кислорода има два несдвоени електрона. Благодарение на тези два електрона молекулата на кислорода е парамагнитна.
По този начин методът на молекулярната орбита обяснява магнитните свойства на молекулите.
МЕЖДУМОЛЕКУЛНО ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ.
Всички междумолекулни взаимодействия могат да бъдат разделени на две групи: универсаленИ специфичен. Универсалните се появяват във всички молекули без изключение. Тези взаимодействия често се наричат връзка или сили на Ван дер Ваалс. Въпреки че тези сили са слаби (енергията не надвишава осем kJ/mol), те са причината за прехода на повечето вещества от газообразно състояниев течност, адсорбция на газове върху повърхности на твърди тела и други явления. Природата на тези сили е електростатична.
Основни сили на взаимодействие:
1). Диполно-диполно (ориентационно) взаимодействиесъществува между полярните молекули.
Колкото по-големи са диполните моменти, толкова по-голямо е ориентационното взаимодействие, по-малко разстояниемежду молекули и по-ниска температура. Следователно, колкото по-голяма е енергията на това взаимодействие, толкова по-висока температура трябва да се нагрее веществото, за да заври.
2). Индуктивно взаимодействиевъзниква, ако има контакт между полярни и неполярни молекули в дадено вещество. Дипол се индуцира в неполярна молекула в резултат на взаимодействие с полярна молекула.
Cl d + - Cl d - … Al d + Cl d - 3
Енергията на това взаимодействие се увеличава с увеличаване на молекулярната поляризуемост, т.е. способността на молекулите да образуват дипол под въздействието на електрическо поле. Енергията на индуктивното взаимодействие е значително по-малка от енергията на дипол-диполното взаимодействие.
3). Дисперсионно взаимодействие- това е взаимодействието на неполярни молекули поради мигновени диполи, възникващи поради флуктуации на електронната плътност в атомите.
В поредица от вещества от един и същи тип дисперсионното взаимодействие се увеличава с увеличаване на размера на атомите, които изграждат молекулите на тези вещества.
4) Отблъскващи силиса причинени от взаимодействието на електронни облаци от молекули и се появяват, когато се приближават по-нататък.
Специфичните междумолекулни взаимодействия включват всички видове взаимодействия от донорно-акцепторен характер, т.е. свързани с прехвърлянето на електрони от една молекула към друга. Междумолекулната връзка, образувана в този случай, има всичко характерни особеностиковалентна връзка: наситеност и насоченост.
Химическа връзка, образувана от положително поляризиран водород, който е част от полярна група или молекула и електроотрицателен атом на друга или същата молекула, се нарича водородна връзка. Например водните молекули могат да бъдат представени по следния начин:
Плътните линии са ковалентни полярни връзки във водните молекули между водородни и кислородни атоми; точките показват водородни връзки. Причината за образуването на водородни връзки е, че водородните атоми практически са лишени от електронни обвивки: техните единствени електрони са изместени към кислородните атоми на техните молекули. Това позволява на протоните, за разлика от други катиони, да се приближават до ядрата на кислородните атоми на съседните молекули, без да изпитват отблъскване от електронните обвивки на кислородните атоми.
Водородната връзка се характеризира с енергия на свързване от 10 до 40 kJ/mol. Тази енергия обаче е достатъчна, за да причини асоциация на молекули,тези. обединяването им в димери или полимери, които в някои случаи съществуват не само в течно състояние на веществото, но се запазват и при преминаването му в пара.
Например флуороводородът в газовата фаза съществува под формата на димер.
В сложните органични молекули има както междумолекулни водородни връзки, така и вътрешномолекулни водородни връзки.
Молекулите с вътрешномолекулни водородни връзки не могат да образуват междумолекулни водородни връзки. Следователно веществата с такива връзки не образуват асоциати, по-летливи са и имат по-нисък вискозитет, точки на топене и кипене от техните изомери, способни да образуват междумолекулни водородни връзки.
C 2s 2 2p 2 C +1e = C -
О 2s 2 2p 4 О -1е = О +
Възможно е друго обяснение за образуването на тройна връзка в молекулата на CO.
Невъзбуден въглероден атом има 2 несдвоени електрона, които могат да образуват 2 общи електронни двойки с 2 несдвоени електрона на кислородния атом (според обменния механизъм). Въпреки това, 2-те сдвоени р-електрона, присъстващи в кислородния атом, могат да образуват тройна химична връзка, тъй като въглеродният атом има една незапълнена клетка, която може да приеме тази двойка електрони.
Тройната връзка се образува чрез донорно-акцепторен механизъм, посоката на стрелката е от донора на кислород към акцептора - въглерод.
Подобно на N 2 - CO има висока енергия на дисоциация (1069 kJ), слабо разтворим във вода и химически инертен. CO е газ без цвят и мирис, безразличен, необразуващ сол и не взаимодейства с киселинни алкали и вода при нормални условия. Отровни, защото взаимодейства с желязото, което е част от хемоглобина. Когато температурата се повиши или облъчи, той проявява свойствата на редуциращ агент.
Касова бележка:
в индустрията
CO 2 + C « 2CO
2C + O 2 ® 2CO
в лабораторията: H2SO4, t
HCOOH®CO + H2O;
H2SO4t
H 2 C 2 O 4 ® CO + CO 2 + H 2 O.
CO реагира само при високи температури.
Молекулата на CO има висок афинитет към кислорода и изгаря, за да образува CO 2:
CO + 1/2O 2 = CO 2 + 282 kJ/mol.
Поради високия си афинитет към кислорода, CO се използва като редуциращ агент за оксидите на много тежки метали(Fe, Co, Pb и др.).
CO + Cl 2 = COCl 2 (фосген)
CO + NH3® HCN + H2O H – C º N
CO + H 2 O « CO 2 + H 2
CO+S®COS
Най-голям интерес представляват металните карбонили (използвани за получаване на чисти метали). Химичното свързване се осъществява според донорно-акцепторния механизъм; p-припокриването се осъществява според дативния механизъм.
5CO + Fe ® (железен пентакарбонил)
Всички карбонили са диамагнитни вещества, характеризиращи се с ниска якост, при нагряване карбонилите се разлагат
→ 4CO + Ni (никелов карбонил).
Подобно на CO, металните карбонили са токсични.
Химическа връзка в молекула CO 2
В молекула CO 2 sp-хибридизация на въглероден атом. Две sp-хибридизирани орбитали образуват 2 s-връзки с кислородни атоми, а останалите нехибридизирани p-орбитали на въглерод образуват p-връзки с две p-орбитали на кислородни атоми, които са разположени в равнини, перпендикулярни една на друга.
O ═ C ═ O
Под налягане 60 атм. и при стайна температура CO 2 кондензира в безцветна течност. При силно охлаждане течният CO 2 се втвърдява в бяла снежна маса, сублимираща се при P = 1 atm и t = 195 K (-78 °). Сгъстената твърда маса се нарича сух лед; CO2 не поддържа горене. В него изгарят само вещества, които имат по-висок афинитет към кислорода от въглерода: напр.
2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.
CO 2 реагира с NH 3:
CO 2 + 2NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O
(карбамид, урея)
2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2
Уреята се разлага с вода:
CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2
Целулозата е въглехидрат, който се състои от b-глюкозни остатъци. Синтезира се в растенията по следната схема
хлорофил
6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 глюкозна фотосинтеза
CO 2 се получава чрез технология:
2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
от кокс C + O 2 ® CO 2
В лабораторията (в апарата Kipp):
. 
Въглена киселина и нейните соли
Разтваряне във вода въглероден двуокисчастично взаимодейства с него, образувайки въглеродна киселина H 2 CO 3; в този случай се установяват равновесия:
K 1 = 4 × 10 -7 K 2 = 4,8 × 10 -11 – слаба, нестабилна, кислородсъдържаща двуосновна киселина. Хидрокарбонатите са разтворими във вода. Карбонатите са неразтворими във вода, с изключение на карбонатите на алкални метали, Li 2 CO 3 и (NH 4) 2 CO 3. Киселинните соли на въглеродната киселина се получават чрез преминаване на излишък от CO 2 във воден разтвор на карбонат:
или чрез постепенно (капка по капка) добавяне на силна киселина към излишък от воден карбонатен разтвор:
Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3
При взаимодействие с алкали или нагряване (калциниране) киселинните соли се превръщат в средни:
Солите се хидролизират по уравнението:
I етап
Поради пълна хидролиза карбонатите Gr 3+, Al 3+, Ti 4+, Zr 4+ и др. не могат да бъдат изолирани от водни разтвори.
Солите с практическо значение са Na 2 CO 3 (сода), CaCO 3 (креда, мрамор, варовик), K 2 CO 3 (поташ), NaHCO 3 (сода за хляб), Ca (HCO 3) 2 и Mg (HCO 3) 2 определя карбонатната твърдост на водата.
Въглероден дисулфид (CS 2)
При нагряване (750-1000°C) въглеродът реагира със сярата, образувайки въглероден дисулфид,органичен разтворител (безцветна летлива течност, реактивно вещество), запалим и летлив.
Парите CS 2 са отровни, използват се за фумигация (опушване) на зърнохранилища срещу насекоми вредители и във ветеринарната медицина за лечение на аскаридоза при коне. В техниката - разтворител на смоли, мазнини, йод.
С метални сулфиди CS 2 образува соли на тиокарбонова киселина - тиокарбонати.
Тази реакция е подобна на процеса
Тиокарбонати– жълти кристални вещества. При излагане на киселини се освобождава свободна тиокарбонова киселина.
Той е по-стабилен от H 2 CO 3 и при ниски температури се отделя от разтвора под формата на жълта маслена течност, която лесно се разлага на:
Съединения на въглерод с азот (CN) 2 или C 2 N 2 – циан,силно запалим безцветен газ. Чистият сух цианид се получава чрез нагряване на сублимат с живачен (II) цианид.
HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2
Други начини за получаване:
4HCN g + O 2 2 (CN) 2 + 2H 2 O
2HCN g + Cl 2 (CN) 2 + 2HCl
Цицианинът има свойства, подобни на халогените в молекулярната форма X2. Така че в алкална средатой, подобно на халогените, е диспропорционален:
(C N) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN
Циановодород- HCN (), ковалентно съединение, газ, който се разтваря във вода, за да образува циановодородна киселина (безцветна течност и нейните соли са изключително отровни). Получаване:
Циановодородът се произвежда индустриално чрез каталитични реакции.
2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.
Солите на циановодородната киселина - цианидите - са обект на тежка хидролиза. CN - е йон, изоелектронен на CO молекулата и е включен като лиганд в голям брой d-елементни комплекси.
Работата с цианид изисква строги предпазни мерки. IN селско стопанствоизползвани за борба с особено опасни насекоми вредители.
Цианидите се получават:
Въглеродни съединения с отрицателна степен на окисление:
1) ковалентен (SiC карборунд) 
;
2) йонковалентен;
3) метални карбиди.
Йонните ковалентни се разлагат с вода, освобождавайки газ; в зависимост от това какъв вид газ се отделя, те се разделят на:
метаниди(СН 4 се освобождава)
Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al(OH) 3 + 3CH 4
ацетилениди(C 2 H 2 се освобождава)
H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3
Металните карбиди са съединения със стехиометричен състав, образувани от елементи от групи 4, 7, 8 чрез въвеждане на Me атоми в кристалната решетка на въглерода.
Химия на силиция
Разликата между химията на силиция и въглерода се дължи на големи размеринеговия атом и възможността за използване на 3d орбитали. Поради това връзките Si – O – Si, Si – F са по-силни от тези на въглерода.
За силиций са известни оксиди от състава SiO и SiO 2. Силициевият оксид съществува само в газова фаза при високи температури в инертна атмосфера; лесно се окислява от кислород, за да образува по-стабилния оксид SiO 2.
2SiO + О 2 t ® 2SiO 2
SiO2– силициев диоксид, има няколко кристални модификации. Ниска температура - кварц, има пиезоелектрични свойства. Естествени разновидности на кварца: планински кристал, топаз, аметист. Разновидности на силициев диоксид - халцедон, опал, ахат, пясък.
Известен голямо разнообразиесиликати (по-точно оксосиликати). Тяхната структура има общ модел: всички те се състоят от SiO 4 4 тетраедри, които са свързани помежду си чрез кислороден атом.
Комбинации от тетраедри могат да бъдат свързани във вериги, ленти, мрежи и рамки.
Важни естествени силикати са 3MgO×H 2 O×4SiO 2 талк, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 азбест.
Подобно на SiO 2, силикатите се характеризират с (аморфно) стъкловидно състояние. При контролирана кристализация е възможно да се получи финокристално състояние - стъклокерамика - материали с повишена якост. Алумосиликатите са често срещани в природата - рамкови ортосиликати; някои Si атоми са заменени с Al, например Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12.
Най-издръжливият халогенид, SiF 4, се разлага само под въздействието на електрически разряд.
Хексафлуоросилициева киселина (близка по сила до H 2 SO 4).
(SiS 2) n – полимерно вещество, разлага се с вода:
Силициеви киселини.
Съответните SiO 2 силициеви киселини нямат специфичен състав, те обикновено се записват под формата xH 2 O ySiO 2 - полимерни съединения
Известен:
H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – метасилиций (наистина не съществува)
H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ортосилиций (най-простият действително съществуващ само в разтвор)
H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – диметасилиций.
Силициевите киселини са слабо разтворими вещества; H 4 SiO 4 се характеризира с колоидно състояние, като киселина, по-слаба от въглеродната киселина (Si е по-малко метален от C).
Във водни разтвори се получава кондензация на ортосилициева киселина, което води до образуването на полисилициеви киселини.
Силикатите са соли на силициеви киселини, неразтворими във вода, с изключение на силикатите на алкални метали.
Разтворимите силикати се хидролизират съгласно уравнението
Желеобразните разтвори на натриеви соли на полисилициеви киселини се наричат "течно стъкло". Широко използван като силикатно лепило и като консервант за дърво.
Чрез сливане на Na 2 CO 3 , CaCO 3 и SiO 2 се получава стъкло, което е преохладен взаимен разтвор на соли на полисилициеви киселини.
6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Силикатът се изписва като смесен оксид.
Силикатите се използват най-много в строителството. 1-во място в света по производство на силикатни изделия - цимент, 2-ро - тухли, 3-то - стъкло.
Строителна керамика – облицовъчни плочки, керамични тръби. За производство на санитарни изделия - стъкло, порцелан, фаянс, глинена керамика.
