I. Теоретическая часть

Химическая связь — это совокупность сил, удерживающих ато­мы друг около друга.

1. Ионная связь — химическая связь между типичными метал­лами и типичными неметаллами (большая разница в размерах атомов и электроотрицательностях). Ионная связь между катио­нами и анионами реализуется за счет электростатического при­тяжения.В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.

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

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

Общие физические свойства веществ с ионной связью (ионной кристаллической решёткой):твердые, тугоплавкие, хорошо растворимы в воде и растворы электропроводны

2. Ковалентная связь — химическая связь между неметаллами (или металлом и неметаллом с небольшой разницей в размерах атомов и электроотрицательностях). Ковалентная связь образуется с помощью общих пар электронов. 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 электроннуюпару, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.

‼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.    Такая связь – ковалентная полярная

‼ 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 à HBr à HI полярность связи уменьшается.

3) ЭО (А) >> ЭО(В).

3. Металлическая связь — химическая связь, реализующаяся в металлах и сплавах за счет обобществления валентных электронов (как в случае ковалентной связи), принадлежащих практически всем ат омам в кристалле (в отличи е от соединений с ковалентной связью). В металлах валентных орбиталей больше, чем валентных электронов.

Металлическая связь имеет следующие особенности:

· сравнительно небольшое число электронов одновременно свя­зывает множество атомных ядер — связь делокализована; эти элек­троны свободно перемещаются по всему кристаллу («свободные электроны», «электронный газ»), который в целом электронейт рален:                                               

· характерна для твердого и жидкого состоянии металлов;

· не обладает направленностью и насыщенностью (как ион­ная).

Общие физические свойства металлов, обусловленные метал­лической связью: твердость (кроме ртути), металлический блеск, непрозрачность, тепло- и электропроводность (убывают с ростом температуры), пластичность, прочность, нерастворимость в Н₂О (щелочные и щелочноземельные металлы с водой взаимодейству­ют) и др.

4. Водородная связь — химическая связь между атомом водорода й атомами силъноэлектроотрицательных элементов (фтора, кис­лорода, азота и др.) одной молекулы или разных молекул.

Механизм образования водородной связи включает:

1) электростатическое притяжение между атомом Н⁵⁺ одной молекулы (или ее части) и более электроотрицательным атомом F^5-, О^5-, N⁶'другой молекулы (или ее части);

2) донорно-акцепторное взаимодействие «маленького» атома Н⁵⁺, способного близко подходить к другим атомам с неподеленной парой электронов, таким как F, О, N, Cl, S и др.

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

Температуры кипения водородных соединений неметаллов VIА группы

₂O

t_кип, ^oС −2 −42 −60 + 100

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

 

Важнейшие понятия

 Валентность — способность атома элемента образовывать химическую связь. Определяется числом электронных орбита- лей атома, участвующих в образовании химической связи.

Валентные электроны — электроны, принимающие участие в образовании химической связи.

Ван-дер-ваальсовы силы — силы, определяющие взаимо­действие частиц вещества, находящегося в одном из трех агрегатных состояний.

Водородная связь — меж- и внутримолекулярные взаимо­действия атомов и молекул, содержащих атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным атомом.

Гетеролитический  разрыв связи —такой разрыв ковалент­ной связи, в результате которого связующая пара электро­нов остается у более электроотрицательного атома.

Гомолитический разрыв связи — расщепление ковалентной связи, в результате которого у каждой из образующихся ча­стиц остается по одному неспаренному электрону.

Гибридизация — комбинация («смешивание») атомных орбиталей разного типа, вследствие чего образуется набор эквивалентных (равноценных) гибридных орбиталей.

Делокализация — распределение электронного облака бо­лее чем по двум атомам.

Длина связи — расстояние между ядрами связанных между собой атомов.

Донорно-акцепторная (координационная) связь — связь, формирующаяся за счет неподеленной электронной пары од­ного атома и свободной орбитали другого атома.

Ионная связь — химическая связь, формирующаяся в результате электростатического притяжения двух противопо­ложно заряженных ионов.

Ковалентная связь — связь атомов посредством электронных пар.

Металлическая связь — химическая связь между атома­ми металлов.

Насыщаемость связи — способность атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей.

Пи-связь (л-связь) — ковалентная связь, формирующаяся при перекрывании орбиталей по обе стороны от прямой, соединяющей центры взаимодействующих атомов.

Поляризуемость связи — перераспределение электронной плотности в молекуле под влиянием внешнего воздействия.

Полярность связи — несимметричное распределение элект­ронной плотности между атомами.

Сигма-связь (o-связь) — ковалентная связь, образующаяся при перекрывании орбиталей в направлении от прямой, свя­зывающей центры взаимодействующих атомов.

Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва хи­мической связи.

Контрольные вопросы:

1. На примере атома магния объясните процесс перехода атомов в воз­бужденное состояние.

2. Что такое валентность? Как определяется валентность атомов?

3. Как формируется ковалентная связь между атомами?

4. Объясните донорно-акцепторный механизм ковалентной связи на примере образования иона  фосфония РН₄⁺

5. На примере молекулы NaCI объясните ионную связь.

6. Почему говорят лишь о частично ионном характере связи?

7. Какие свойства отличают ковалентную связь от ионной?

8. К каким типам связей применимы понятия «насыщаемость» и «на­правленность»? Ответ обоснуйте.

9. Какая разница в понятиях «полярность» и «поляризуемость связи»?

10. Почему равноценны связи, образуемые атомом углерода в молеку­ле СН₄?

11. Что обусловливает геометрию молекул?

12. Объясните особенности металлической связи. Что такое делокализация?

13 На чем основано межмолекулярное взаимодействие?

14. Можно ли считать, что водородная связь образуется по донорно- акцепторному механизму?

15. Какая связь — полярная или неполярная — имеет место в молеку­ла ч СО, СО₂, HВr, Вг₂?

16. Почему некоторые молекулы, в которых имеются полярные связи, в целом являются неполярными?

17. Какие физические свойства характерны для кристаллов с ионным

типом связи?      

18. Напишите электронные конфигурации ионов Na⁺, СI^-, О^2-, Н⁺ и Н^-.

19. Укажите тип связи в каждой из следующих молекул: HF, MgCI₂, Н₂О, СI₄, SF₆.

20. Что определяет межъядерное расстояние? Почему при сближении атомов их ядра не сливаются?

21. Изобразите перекрывание   s -орбитали с   р -орбиталью;  двух   р- орбиталей.

22. Почему при образовании связей использование гибридных орбиталей предпочтительнее, чем обычных (негибридизированных)?

23. Напишите электронные конфигурации основных и возбужденных состояний атомов В, С, Р.

24. Какова геометрия молекул CF₄, СН₄ и РН₃?

25. Существует ли аналогия в строении молекул Н₂О и Н₂; РНз и NH₃; СО и НСI? Ответ обоснуйте.