Химическая связь

1) метод валентных схем (ВС) и 2) метод молекулярных орбиталей (ММО).
Ионная связь. Понятие степени ионности связи.
Металлическая связь. Понятие о зонной теории.
Химическая связь в комплексных соединениях (КС). Элементы теории кристаллического поля (ТКП).
Межмолекулярные взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса): дисперсионные, индукционные и ориентационные.
Водородная связь.
Агрегатные состояния вещества. Типы кристаллических решеток.

взаимодействий между электронами и ядрами атомов, приводящих к соединению этих атомов;
– любое взаимодействие частиц, которое сопровождается выделением энергии ~ 21 кДж/моль.

Основные типы химической связи:
ковалентная (Н2, О2, Cl2, Н2O, NН3, SF6, др.)
ионная (NaCl, KOH, Na2SO4, NН4NO3, др.)
металлическая (Na, Mg, Al, Zn, Au, Ag, сплавы)
водородная (между молекулами Н2О, НF, спиртов, др.)

= 255,7 кДж/моль

силы притяжения

а

б

ВС (1927 г.):
Условие образования химической связи – уменьшение потенциальной энергии системы взаимодействующих атомов.
Чем больше выделяется энергии при образовании химической связи, тем связь прочнее.

возникает между атомами за счет образования общих (одной или нескольких) электронных пар
Ковалентная связь а) локализована между двумя связанными атомами, б) осуществляется между атомами элементов, не сильно отличающихся по электроотрицательности, как правило, – между атомами элементов-неметаллов.
Теории химической связи:
Метод валентных схем (ВС),
В. Гейтлер и Ф. Лондон (1927 г.)
Метод молекулярных орбиталей (МО, ЛКАО),
Т. Гунд, Дж. Леннард-Джонс и Р. Малликен (1928-1932 гг.)
*** Оба метода правильно отражают природу взаимодействий между валентными электронами и ядрами связывающихся атомов

перекрывания внешних атомных орбиталей (АО) путем обобщения двух электронов, находящихся на этих орбиталях. Химическая связь, осуществляемая за счёт общих электронных пар, называется ковалентной.
2. Ковалентная связь (К. с.) осуществляется двумя электронами с противоположно направленными спинами. Комбинация таких пар называется двухцентровой связью.
3. В образовании связей участвуют электроны только валентных орбиталей. При этом электронная структура каждого атома (кроме валентных орбиталей) сохраняется.
4. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака взаимодействующих атомов. Перекрывающиеся электронные облака должны обладать подходящей симметрией.

обмена неспаренными электронами атомов (обменный механизм);
б) электронной пары одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора) (донорно-акцепторный механизм).
6. Ковалентная связь обладает свойствами насыщаемости и направленности.
Насыщаемость – способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей (примеры: атом Н – одна связь; атомы В, С, N – четыре связи).
Направленность – перекрывание атомных орбиталей (АО) происходит в наиболее выгодном направлении (например: а) вдоль линии, проходящей через ядра атомов – σ-связь; б) по обе стороны от этой линии – π-связь). ***Взаимное направление нескольких ковалентных связей в многоатомной молекуле определяет её геометрию (пространственную конфигурацию, форму).

Основные положения метода ВС:

– межъядерное расстояние между химически связанными атомами

lA-B = ½ (lA-A + lB-B)
lА-В зависит от величины атомных радиусов (rА, rВ) и от кратности связи
атом rат , Ǻ связь длина связи lН-Г, Ǻ
F 0,64 H–F 0,92
Cl 0,99  H–Cl 1,27
Br 1,14  H–Br 1,41
I 1,33  H–I 1,61
Н 0,53 H–Н 0,74
Ǻ (Ангстрем) – единица атомной длины; 10 Ǻ = 1 нм
lН-Г ˂ rН + rГ

*** Длина, энергия, кратность, полярность связи зависят от свойств химически связанных атомов и типа перекрывающихся АО

равна энергии диссоциации (Едис) молекул на атомы, но имеет противоположный знак
Есв (F–F) = 159 кДж/моль Едис (F–F) = -159 кДж/моль
Есв (N≡N) = 940 кДж/моль Едис (N≡N) = -940 кДж/моль

2. Энергия химической связи (ЕА-В, кДж, ккал) – энергия, которая выделяется при образовании молекул из одиночных атомов
Н + Н = Н2 + 435 кДж; Н + Cl = HCl + 431,6 кДж
ЕН–Н = 435 кДж/моль ЕН–Cl = 431,6 кДж/моль
Cl + Cl = Cl2 + 243,4 кДж N + N = N2 + 940 кДж
ЕCl–Cl = 243,4 кДж/моль ЕNΞN = 940 кДж/моль

О – 924 кДж,
– на 1 моль воды Н2О;
в молекуле воды обе связи О–Н равноценны, поэтому средняя энергия связи О–Н равна:

Для многоатомных молекул типа АВn средняя энергия связи
ЕА-В равна 1/n части полной энергии диссоциации соединения АВn на атомы
АВn = A + nB

и от кратности связи

3. Кратность химической связи – число химических связей между двумя атомами; – число общих электронных пар между связанными атомами
связь длина связи l, нм энергия связи Е, кДж/моль
С–С 0,154 348
С=С 0,135 635
С≡С 0,120  830

проходящими через ядра химически связанных атомов

4. Полярность химической связи – зависит от электроотрицательности связанных атомов
Связь ковалентная неполярная – между атомами с одинаковой электроотрицательностью (Н–Н, Cl–Cl, О=О, N≡N, C–C, др.)
Связь ковалентная полярная – между атомами с разной электроотрицательностью (Н–Cl, Н–О, С–Сl, N–O, B–F, др.)
Дипольный момент (μ, D – Дебай) – количественная характеристика полярности связи: μ = δ·l = q·d ,
(δ – абсолютное значение заряда на атоме; l – длина диполя;
q – абсолютное значение заряда электрона; d – межъядерное расстояние)

геометрии (пространственной конфигурации) ковалентных молекул:
В образовании молекулы могут участвовать «чистые» (негибридизованные) атомные орбитали (АО) центрального атома (ц. а.)
В образовании молекулы могут участвовать «гибридизованные» атомные орбитали (ГАО) центрального атома (ц. а.)
Автор концепции ГАО – Л. Полинг, американский ученый, физик, математик
Суть концепции ГАО
При рассмотрении образования химической связи в многоатомных молекулах несколько различных АО ц. а., не сильно различающихся по симметрии (форме) и энергии, заменить тем же числом одинаковых по симметрии и энергии ГАО

определяется пространственным расположением ГАО со связывающими (поделенными, п.п.) и несвязывающими (неподеленными, н.п.) электронными парами

исходные четыре АО