Размещено на http://www.allbest.ru/

РЕФЕРАТ

хімічний молекула іон ковалентний

Неспарені зовнішні електрони мають найбільшу енергію, є найбільш рухливими і можуть взаємодіяти із зовнішніми електронами інших атомів. Головною умовою такого об`єднання є зниження енергії в системі та утворення хімічного зв`язку. При цьому неспарені електрони можуть об`єднуватись у просторі між ядрами атомів або повністю переходити від одного атома до іншого; утворюється ковалентний або іонний зв'язок.

Хімічний зв'язок, загальне визначення сил і різних типів взаємодій, що обумовлюють існування двох- і багатоатомних сполук -- молекул, іонів, радикалів, кристалів.

Головні відмінні риси хімічного зв'язку 1) зниження сповненої енергії багатоатомної системи в порівнянні з енергією ізольованих чи атомів атомних фрагментів, з яких вона утворена; 2) істотний перерозподіл електронної щільності в області Хімічний зв'язок у порівнянні з простим накладенням електронних щільностей незв'язаних атомів чи атомних фрагментів, зближених на відстань зв'язку. Остання особливість найбільше, точно відокремлює Хімічний зв'язок від межмолекулярних взаємодій, тоді як енергетичний критерій є менш визначеним.

Ковалентний зв'язок поділяється на неполярний і полярний. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами одного і того ж елемента, спільна електронна пара знаходиться в просторі між ядрами на однаковій відстані від них, наприклад, у молекулах H2, O2, N2, Cl2. Ковалентний полярний зв`язок буде в молекулах, утворених атомами різних неметалів, спільна електронна пара зміщена до більш електронегативного атома, наприклад, у молекулах HCl, HF, H2O, H2S. Значення електронегативності всіх елементів можна знайти в таблицях.

Іонний тип зв'язку може бути в молекулах, які утворені активними лужними та лужноземельними металами та активними неметалами, наприклад, галогенами: KCl, NaF, CaF2, BaCl2 та ін. В таких молекулах об'єднані не атоми, а іони елементів: K+Cl-, Na+F-, Ca2+F2-, Ba2+Cl2- . При розчиненні у воді вони розкладаються на іони, проводять електричний струм. Валентні електрони повністю передаються від атома металу до атома неметалу.

Існують й інші типи хімічного зв'язку. В масі металу між атомами утворюється металічний зв'язок, ознакою якого є спільність всіх валентних електронів для всіх атомів. Завдяки такому зв'язку метали добре проводять електричний струм і тепло. є пластичними, легко куються і прокатуються.

Між молекулами води виникають додаткові зв'язки, які називаються водневими. При замерзанні води водневі зв'язки фіксуються в просторі, тому густина льоду менша за густину рідкої води: лід плаває на поверхні, водойми не промерзають до дна, життя не припиняється.

Природа. Хімічний зв'язок цілком визначається електричною кулонівською взаємодією ядер і електронів, однак правильний опис розподілу електронного заряду можливо лише з урахуванням законів квантової механіки. Точні розрахунки залежностей сповненої енергії і її компонент від між'ядерних відстаней для найпростішої структури з хімічним зв'язком -- молекулярного іона Н с одноелектронним зв'язком -- показують, що мінімум сповненої енергії, що досягається при рівноважному між'ядерному відстані, рівному 1,06 А, зв'язаний з різким зниженням потенційної енергії електрона внаслідок концентрації і стиску хмари електронної щільності в між'ядерної області. При цьому кінетична енергія електрона зростає і наполовину компенсує зниження потенційної. Результуючий ефект (зниження енергії) перевищує енергію розштовхування позитивно заряджених ядер і обумовлює утворення Хімічний зв'язок з енергією 255 кдж/моль. Така інтерпретація природи Хімічний зв'язок, доповнений обліком ефектів міжелектронного відштовхування й електронної кореляції, у цілому поширюється на опис зв'язків у двох- і багатоелектронних молекулах.

Рух електронів є незалежним від набагато більш повільних ядерних рухів (адіабатичне наближення). Можна цілком строго описати утворення хімічного зв'язку як результату дії кулонівських сил притягання позитивно заряджених атомних ядер до електронної хмари, сконцентрованої у міжядерному просторі. Заряд цієї хмари прагне наблизити ядра один до одного (єднальна область), тоді як електронний заряд поза міжядерного простору (неєднальна область) прагне ядра розсунути. У цьому ж напрямку діють і сили ядерного відштовхування. При зближенні атомів на рівноважну відстань частина електронної щільності з неєднальної області переходить у єднальну. Електронний заряд розподіляється в обох областях так, щоб сили, що прагнуть зблизити і відіпхнути ядра, були однаковими. Це досягається при деякій рівноважній відстані, що відповідає довжині зв'язку.

Хімічний зв'язок визначається різними його характеристиками чи способами опису (у дусі класичної теорії чи валентності в рамках квантово-хімічних уявлень; варто підкреслити, що між цими підходами не завжди могло 6ить встановлене однозначна відповідність). У теорії валентності кожного зв'язку між атомами відповідає одна електронна пара. У залежності від способу її утворення з електронів атомів, що зв'язуються, можна виділити ковалентний зв'язок і координаційний зв'язок. Якщо електронна пара Хімічний зв'язок цілком належить одному з атомів, то утвориться іонний зв'язок. По ступені зсуву центра ваги електронної хмари єднальних; електронів Хімічний зв'язок поділяють на неполярні (рівновіддаленість від обох атомних центрів) і полярні (проміжні між неполярними й іонними). Ковалентні і координаційні зв'язки підрозділяються по числу утворюючих їхніх електронних пар на прості і кратні -- подвійні, потрійні і четвертні. Хімічний зв'язок, заснований на квантово-механічних розрахунках хвильових функцій багатоатомних молекул, іонів, кристалів, поняття двухцентрового зв'язку, використовуваний у класичній теорії валентності, не одержує прямого еквівалента, унаслідок делокализации електронних орбіталей по декількох (нерідко усім) атомним центрам. Перехід до локалізованих орбіталям часто зберігає можливість аналізувати Хімічний зв'язок у багатоатомних молекулах у рамках традиційних представлень про зв'язки, поділених і неподілених електронних пар. Типові приклади сполук з локалізованими двоцентровими зв'язками -- насичені вуглеводні (зв'язку З, С-Н). У тому випадку, коли процедура локалізації не дозволяє однозначно виділити в молекулі локалізовані двухцентровие орбітали, що реалізуються в ній Хімічний зв'язок відносять до багатоцентрових зв'язків, характерним для ненасичених сполук зі сполученими зв'язками. Граничний випадок делокалізації -- металевий зв'язок, обумовлений переміщенням валентних електронів металу у всьому просторі кристалічних ґрат, утвореної його позитивними іонами.

Основні характеристики. Хімічний зв'язок - міцність, довжина, полярність. Міцність Хімічний зв'язок визначається енергією зв'язку. У двохатомній молекулі вона дорівнює теплоті дисоціації молекули на окремі атоми. Хімічному зв'язку у багатоатомній молекулі відповідає енергія атомизації -- різниця між повною енергією молекули і сумою енергій ізольованих атомів і енергії нульових коливань молекули. У розрахунку на один зв'язок енергії Хімічний зв'язок складають від 10--20 кдж/модъ (зв'язку в молекулах і іонах Сd₂, Н , зв'язок З1 у радикалі СОСl, слабкі водневі зв'язки) до > 1000 кдж/моль (потрійні зв'язки в молекулах N₂, З). Для багатоатомних молекул з добре локалізованими двухцентровими зв'язками повна енергія Хімічний зв'язок досить точно оцінюється як сума енергій окремих зв'язків.

Довжина. Хімічний зв'язок менше суми ван-дер-ваальсових радіусів атомів, що утворюють зв'язок. У залежності від кратності зв'язків, а також від характеру найближчого оточення вона може змінюватися в досить широких межах, наприклад для вуглець-вуглецевих зв'язків -- від 1,21 А (потрійні зв'язки в алкінах) до 1,7--1,8А (прості зв'язки в напружених вуглеводнях).

Полярність зв'язку характеризується її дипольним моментом, що для більшості ковалентних зв'язків складає 0--3D, для координаційних зв'язків -- звичайно 2--7D. Дипольні моменти сполук з іонним зв'язком істотно вище, наприклад для молекули КВг -- 10, 4D (1D = 3,33564_*10 Кл_*м).

Размещено на Allbest.ru