Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


nbsp; ≈, кƒж/моль




           
     
 

 
 

–ис.5. «алежн≥сть енерг≥њ взаЇмод≥њ системи з двох атом≥в √≥дрогену в≥д в≥дстан≥

м≥ж њхн≥ми €драми.

 

 

 
 

–озпод≥л енерг≥њ електрон≥в на молекул€рних орб≥тал€х у простор≥ розраховують шл€хом складанн€ л≥н≥йних комб≥нац≥й атомних орб≥талей (Ћ јќ). Ќа рис.6 наведен≥ схеми утворенн€ звТ€зуючих молекул€рних орб≥талей з двох s- (а) та двох p-орб≥талей (б):

 

–ис.6. —хеми утворенн€ звТ€зуючих молекул€рних орб≥талей.

 

ћехан≥зм утворенн€ ковалентного звТ€зку шл€хом усусп≥льненн€ неспа-рених електрон≥в двох атом≥в д≥став назву обм≥нного механ≥зму.

ћожливий також ≥нший механ≥зм Ч донорно-акцепторний або координац≥йний. ” цьому випадку один атом або ≥он повинен мати непод≥лену електронну пару, а ≥нший атом або ≥он мусить мати вакантну, тобто в≥льну, атомну орб≥таль. јтом або ≥он, що надаЇ пару електрон≥в, називають донором, а атом або ≥он, до €кого ц€ пара електрон≥в перем≥щуЇтьс€ Ч акцептором.

 
 

–озгл€немо утворенн€ х≥м≥чного звТ€зку за донорно-акцепторним меха-н≥змом при взаЇмод≥њ молекули амон≥аку з ≥оном √≥дрогену (NH3 з Ќ+). јтом Ќ≥трогену маЇ на зовн≥шньому енергетичному р≥вн≥ два спарених електрони

 
 

” молекул≥ амон≥аку неспарен≥ електрони атома Ќ≥трогену утворюють три електронн≥ пари з електронами атом≥в √≥дрогену. јтомна орб≥таль ≥она √≥дрогену не м≥стить електрон≥в (вакантна орб≥таль). ѕри зближенн≥ молекули амон≥аку та ≥ону √≥дрогену в≥дбуваЇтьс€ взаЇмод≥€ непод≥леноњ пари електрон≥в Ќ≥трогену ≥ вакантноњ орб≥тал≥ ≥она √≥дрогену:

H H +

ЈЈ ЈЈ

H+ +: N: H H: N: H

1s ЈЈ ЈЈ

H H

 

¬иникаЇ ковалентний звТ€зок за донорно-акцепторним механ≥змом.

¬ченн€ про х≥м≥чний звТ€зок широко використовуЇ пон€тт€ валентност≥. ¬алентн≥сть визначаЇтьс€ к≥льк≥стю орб≥талей, €к≥ можуть брати участь в утво-ренн≥ ковалентного звТ€зку. ÷е можуть бути орб≥тал≥ в≥льн≥, т≥, що мають неспа-рен≥ електронн≥ хмари, ≥ т≥, що мають непод≥лен≥ двоелектронн≥ хмари. “ак, ва-лентн≥сть елемент≥в I групи головноњ п≥дгрупи дор≥внюЇ одиниц≥, оск≥льки на зовн≥шньому р≥вн≥ вони мають один електрон Еns1. ¬алентн≥сть елемент≥в го-ловноњ п≥дгрупи II групи в нормальному (незбудженому) стан≥ дор≥внюЇ нулю, оск≥льки на зовн≥шньому р≥вн≥ немаЇ неспарених електрон≥в Еns2. ѕри збуд-женн≥ цих атом≥в один з двох s-електрон≥в переходить на в≥льну np-орб≥таль. “акий збуджений атом маЇ два електрони. Ќаприклад, в атома 4Be:

 
 

¬итрати енерг≥њ на розТЇднанн€ спарених електрон≥в ≥ зм≥ну напр€му сп≥-ну одного з них перекриваютьс€ енергетичним виграшем при утворенн≥ двох х≥-м≥чних звТ€зк≥в.

’арактеристика ковалентного звТ€зку.  овалентний звТ€зок характеризуЇтьс€ напр€млен≥стю у простор≥, насичен≥стю, кратн≥стю, довжиною, енерг≥Їю та пол€рн≥стю.

ќск≥льки електронн≥ хмари атом≥в мають певну просторову ор≥Їнтац≥ю, зони перекриванн€ просторових хмар знаход€тьс€ у певному напр€мку в≥дносно до атом≥в, що взаЇмод≥ють. “ому ковалентний звТ€зок характеризуЇтьс€ напр€млен≥стю.

Ќасичен≥сть зумовлена тим, що у х≥м≥чн≥й взаЇмод≥њ приймають участь електрони т≥льки зовн≥шн≥х енергетичних р≥вн≥в, тобто обмежена к≥льк≥сть електрон≥в.

 
 

 ратн≥сть визначаЇтьс€ числом електронних пар, €к≥ звТ€зують атоми. ¬иникненн€ ст≥йкоњ електронноњ структури атом≥в в≥дбуваЇтьс€ при утворенн≥ одинарних та кратних звТ€зк≥в: подв≥йного (CO2, H2C = CH2) або потр≥йного (N2, HC ≡ CH). ” кратних звТ€зках звТ€зки нер≥вноц≥нн≥. «алежно в≥д напр€мленн€ перекритт€ атомних орб≥талей розр≥зн€ють σ- та π-звТ€зки. σ-звТ€зок виникаЇ при перектритт≥ атомних орб≥талей вздовж ос≥, що зТЇднуЇ €дра (рис.7)

–ис. 7. ѕерекритт€ р≥зних електронних хмар при утворенн≥ σ-звТ€зку.

 

 
 

π-звТ€зок зд≥йснюЇтьс€ при перекритт≥ атомних орб≥талей по обидва боки ос≥, що поЇднуЇ €дра атом≥в (рис.8.).

 

–ис.8. ѕерекритт€ електронних хмар при утворенн≥ π-звТ€зку.

σ- ≥ π-звТ€зки розр≥зн€ютьс€ не т≥льки просторово, а й енергетично. ≈нерг≥€ π-звТ€зку менша н≥ж енерг≥€ σЦзвТ€зку, тому м≥цн≥сть πЦзвТ€зку значно поступаЇтьс€ м≥цност≥ σЦзвТ€зку. ¬насл≥док цього при х≥м≥чних реакц≥€х πЦзвТ€зки розриваютьс€ набагато легше, н≥ж σЦзвС€зки.

ѕ≥двищенн€ кратност≥ звТ€зку призводить до зм≥цненн€ м≥жатомного звТ€зку ≥ зменшенн€ м≥жатомноњ в≥дстан≥ (довжини звТ€зку). “ак, у сполуках —6Ќ6, —2Ќ4, —2Ќ2 енерг≥њ звТ€зк≥в  арбон- арбон ≥ њхн€ довжина дор≥внюють:

 

— - — 348 кƒж/моль 0.1543 нм (1 нм = 10-9м)

— = — 610 кƒж/моль 0.1353 нм

— ≡ — 837 кƒж/моль 0.1205 нм

 

ѕол€рн≥сть звТ€зкувиникаЇ при зм≥щенн≥ сп≥льноњ електронноњ пари до атома елемента з б≥льшою електронегативн≥стю. Ќаприклад, у молекул≥ HCl атом ’лору набуваЇ ефективного негативного зар€ду δCl = -0.17, а атом √≥дрогену Ч позитивного зар€ду δH = 0.17. ѕри утворенн≥ ковалентного звТ€зку м≥ж двома однаковими атомами (Ќ2, —l2, F2 та ≥н.) усусп≥льнена двоелектронна хмара Ї симетричною в≥дносно обох атомних центр≥в. “акий ковалентний звТ€зок нази-ваЇтьс€ непол€рним.

 ≥льк≥сною м≥рою пол€рност≥ х≥м≥чного звТ€зку Ї електричний момент дипол€ звТ€зку –зв. ≈лектричним моментом дипол€ звТ€зку називаЇтьс€ добуток ефективного зар€ду d на в≥дстань м≥ж центрами ваги позитивного й негативного зар€д≥в l зв:

Pзв = δ ∙ l зв.

≤онний звТ€зок. ≤онний звТ€зок можна розгл€дати €к крайн≥й випадок по-л€рного ковалентного звТ€зку. ¬≥н утворюЇтьс€ при взаЇмод≥њ атом≥в, €к≥ дуже в≥др≥зн€ютьс€ значенн€ми електронегативностей. ÷е зумовлюЇ майже повне зм≥щенн€ електронноњ пари звТ€зку до атома б≥льш електронегативного еле-мента, в результат≥ чого утворюютьс€ електрично зар€джен≥ часточки Ч ≥они, €к≥ електростатично прит€гаютьс€ один до одного. “ак, наприклад, при взаЇмод≥њ атом≥в Ќатр≥ю (≈ЌNa = 0.93) з атомами ‘луору (≈ЌF = 4.10) в≥дбуваютьс€ так≥ процеси:

Na Ц e Ѓ Na+;

F + e Ѓ F-;

Na + F Ѓ Na+ + F-

ЈЈ ЈЈ

aбо Na Ј + Ј F: Ѓ Na+ +: F:¯.

∙∙ ∙∙

 

Ќа в≥дм≥ну в≥д ковалентного звТ€зку, ≥онний звТ€зок не маЇ напр€мленост≥, оск≥льки електричне поле ≥она маЇ сферичну симетр≥ю.  р≥м того, ≥онний звТ€зок ненасичений, оск≥льки при взаЇмод≥њ двох протилежно зар€джених ≥он≥в не в≥дбуваЇтьс€ повноњ взаЇмноњ компенсац≥њ њхн≥х пол≥в, вони збер≥гають здатн≥сть взаЇмод≥€ти з ≥ншими ≥онами.

Ќенасичен≥сть ≥онного звТ€зку най€скрав≥ше ви€вл€Їтьс€ у схильност≥ сполук з цим звТ€зком до утворенн€ кристал≥чних реш≥ток, у вузлах €ких кожний ≥он оточений максимально можливим числом ≥он≥в протилежного зар€ду

(6 ≥он≥в Cl- навколо ≥она Na+ в кристал≥ NaCl або 8 ≥он≥в Cl- навколо ≥она Cs+ в кристал≥ CsCl). “ому формули NaCl, CsCl передають лише сп≥вв≥дношенн€ м≥ж числами ≥он≥в у кристал≥чних реш≥тках натр≥й хлориду ≥ цез≥й xлориду.

≈нерг≥€ звТ€зку ≥онноњ сполуки, що знаходитьс€ в твердому стан≥, характеризуЇтьс€ енерг≥Їю його кристал≥чних реш≥ток, тобто енерг≥Їю утворенн€ 1 мол€ кристалу з ≥зольованих ≥он≥в, наприклад Na+ та F-. Tак, енерг≥њ кристал≥чних реш≥ток становл€ть дл€ NaF 905 кƒж/моль, дл€ NaJ 690 кƒж/моль.

ћетал≥чний звТ€зок. «а звичайних умов метали (за вин€тком ртут≥) ≥снують у вигл€д≥ кристал≥в. ѕрирода метал≥чного звТ€зку, що утримуЇ атоми метал≥в в Їдиному кристал≥, под≥бна до ковалентного звТ€зку: обидва типи звТ€зку заснован≥ на усусп≥льненн≥ валентних електрон≥в. јле на в≥дм≥ну в≥д ковалентного звТ€зку метал≥чний звТ€зок сильно делокал≥зований, тобто не маЇ певноњ напр€мленост≥ ≥ зд≥йснюЇтьс€ усусп≥льненими електронами, €к≥ перем≥щуютьс€ по всьому обТЇму кристала. ÷е зумовлюЇтьс€ тим, що в атомах метал≥в к≥льк≥сть валентних електрон≥в значно менша за к≥льк≥сть валентних орб≥талей. ” кристал≥чних реш≥тках валентн≥ орб≥тал≥ сус≥дн≥х атом≥в перекриваютьс€, завд€ки чому електрони в≥льно перем≥щуютьс€ з одн≥Їњ орб≥тал≥ на ≥ншу ≥ зд≥йснюють звТ€зок м≥ж ус≥ма атомами кристала металу. ƒо того ж невисок≥ енерг≥њ ≥он≥зац≥њ метал≥в зумовлюють легк≥сть в≥дриву валентних електрон≥в в≥д атом≥в ≥ перем≥щенн€ њх по всьому обТЇму кристала. —прощено метал можна розгл€дати €к г≥гантську молекулу, побудовану з кат≥он≥в та нейтральних атом≥в, звТ€заних м≥ж собою в≥дносно в≥льними валентними електронами Ч електронним газом.

≈нергетичною характеристикою метал≥чного звТ€зку Ї теплота субл≥мац≥њ, €ка зм≥нюЇтьс€ в≥д 80 ƒж/моль дл€ Cs до 857 ƒж/моль дл€ W. Oсобливо м≥цний метал≥чний звТ€зок у важких перех≥дних металах, що зумовлюЇ њхн≥ висок≥ температури плавленн€ та кип≥нн€, механ≥чну м≥цн≥сть.

Ѕудова молекул. —труктура молекул визначаЇтьс€ не т≥льки €к≥сним та к≥льк≥сним складом, але й типом звТ€зк≥в у молекул≥, њхньою енерг≥Їю, а також просторовим розташуванн€м х≥м≥чних звТ€зк≥в м≥ж атомами.

ƒл€ €к≥сного анал≥зу молекул€рноњ структури використовують модель локал≥зованих електронних пар. —уть њњ в тому, що вс≥ електрони, €к≥ складають електронну оболонку центрального атома, под≥л€ютьс€ на пари електрон≥в ≥з протилежними сп≥нами. ќдн≥ пари утворюють х≥м≥чн≥ звТ€зки з периферичними атомами, ≥нш≥ Ч непод≥лен≥ або незвТ€зуюч≥ пари Ч не приймають участ≥ в утворенн≥ звТ€зку, €к наприклад у молекул≥ амон≥аку NH3:

 

..
H

..
H:N:.

H

 

”с≥ вони розташован≥ у простор≥ так, щоб в≥дштовхуванн€ було м≥н≥мальним. ÷≥ електронн≥ пари, €к≥ зумовлюють просторове або стеричне розташуванн€ атом≥в, називаютьс€ стеричними.

Ѕ≥льш точний опис структури молекули даЇ модель г≥бридних звТ€зуючих орб≥талей. «г≥дно до нею при утворенн≥ молекули зам≥сть вих≥дних s-,p- та d- електронних хмар утворюютьс€ зм≥шан≥ хмари, €к≥ вит€гнут≥ в напр€мку до сус≥дн≥х атом≥в. ÷≥ хмари називають г≥бридними. ƒеформац≥€ електронних хмар потребуЇ витрати енерг≥њ, але внасл≥док б≥льш повного перекритт€ електронних хмар утворюЇтьс€ м≥цн≥ший х≥м≥чний звТ€зок. ÷е призводить до виграшу енерг≥њ.

«алежно в≥д форми вих≥дних орб≥талей розр≥зн€ють так≥ типи г≥бридизац≥њ: sp-, sp2-, sp3- та ≥н.  ожному типу г≥бридизац≥њ в≥дпов≥даЇ сво€ геометрична форма, своњ кути м≥ж звТ€зками (рис.9). “ак, при sp- г≥бридизац≥њ форма молекули л≥н≥йна, валентний кут становить 180º (BeCl2, BeF2).

ѕри sp2- г≥бридизац≥њ форма молекули Ч плоский трикутник, кути дор≥внюють 120º (BF3, BCl3, BH3).

ѕри sp3- г≥бридизац≥њ форма молекули тетраедрична, валентн≥ кути становл€ть 108º29Т (CH4).

 
 

–ис.9. Ѕудова молекул BeCl2(a), BH3(б), —Ќ4(в).

 

ѕол€рн≥сть молекули залежить в≥д њњ просторовоњ будови, а також в≥д пол€рност≥ окремих звТ€зк≥в. Ќаприклад, у молекул≥ вуглекислого газу —ќ2 звТ€зки  арбону з ќксигеном пол€рн≥, однак sp-г≥бридизац≥€ атома  арбону призводить до л≥н≥йного розташуванн€ вс≥х атом≥в у молекул≥, внасл≥док чого центри позитивного та негативного зар€д≥в зб≥гаютьс€. “ому молекула —ќ2 непол€рна:

ќ = —2δ+ = ќδ-

 ≥льк≥сною м≥рою пол€рност≥ молекул Ї електричний момент дипол€ (дипольний момент) –. ÷е добуток довжини дипол€ l q та величини електричного зар€ду , тобто

P = l qЈδ

як правило, чим б≥льше дипольний момент молекули P, тим вища реакц≥йна здатн≥сть речовини.

« електричним моментом дипол€ звТ€зана розчинн≥сть речовин. ѕол€рн≥ молекули р≥дини спри€ють електрол≥тичн≥й дисоц≥ац≥њ розчинених в н≥й електрол≥т≥в.

“аким чином, молекула Ч це ст≥йке електронейтральне утворенн€. ќднак х≥м≥чна ст≥йк≥сть окремих молекул в≥дносна ≥ ви€вл€Їтьс€ лише в системах, де в≥дстан≥ м≥ж молекулами значно б≥льш≥ за њхн≥ особист≥ розм≥ри.

¬андерваальсов≥ взаЇмод≥њ. ћ≥ж нейтральними молекулами на в≥дстан≥ одного або к≥лькох нанометр≥в можуть виникати слабк≥ взаЇмод≥њ. ¬перше так≥ м≥жмолекул€рн≥ взаЇмод≥њ були ви€влен≥ голандським вченим ¬ан-дер-¬аальсом, на честь €кого ≥ були назван≥. ѕри вандерваальсов≥й взаЇмод≥њ електронн≥ хмари сус≥дн≥х молекул не перекриваютьс€ ≥ х≥м≥чн≥ звТ€зки не утворюютьс€. ÷им силам приписують електростатичну природу. «алежно в≥д природи системи вид≥л€ють три складов≥ вандерваальсових сил: ор≥Їнтац≥йну, ≥ндукц≥йну та дисперс≥йну.

ƒл€ пол€рних молекул (Ќ2ќ, Ќ—l, NH3) основою м≥жмолекул€рноњ взаЇмод≥њ Ї на€вн≥сть у молекул пост≥йного дипольного моменту –. ≈лектростатичне прит€ганн€, що виникаЇ м≥ж в≥дпов≥дним чином ор≥Їнтованими дипол€ми, називаЇтьс€ ор≥Їнтац≥йною (або дипольною) складовою сил ¬ан-дер- ¬аальса.

” системах, що м≥ст€ть пол€рн≥ та непол€рн≥ молекули, може виникнути взаЇмод≥€ м≥ж молекулами, зумовлена електростатичним прит€ганн€м дипол≥в пол€рних молекул та наведених (≥ндукц≥йних) дипол≥в непол€рних молекул. ќстанн≥ виникають внасл≥док пол€ризац≥њ п≥д впливом електричних пол≥в дипол≥в пол€рних молекул. “акий ефект називають ≥ндукц≥йною складовою сил ¬ан-дер-¬аальса.

Ќайб≥льш ун≥версальною взаЇмод≥Їю Ї дисперс≥йна м≥жмолекул€рна взаЇмод≥€. ¬она зумовлена ≥снуванн€м у молекул миттЇвих м≥кродипол≥в. ѕри зближенн≥ молекул ор≥Їнтац≥€ м≥кродипол≥в перестаЇ бути незалежною ≥ њхн≥ по€ва та зникненн€ в р≥зних молекулах в≥дбуваютьс€ в такт один одному (рис.10).

ѕри узгодженому рус≥ електрон≥в так≥ миттЇв≥ дипол≥ ор≥Їнтуютьс€ один до одного протилежно зар€дженими к≥нц€ми, внасл≥док чого в≥дбуваЇтьс€ њхнЇ електростатичне прит€ганн€, що супроводжуЇтьс€ виграшем енерг≥њ.

 

 
 

 

 


–ис. 10. ќр≥Їнтац≥€ миттЇвих м≥кро дипол≥в.

 

ƒисперс≥йн≥ сили (або сили Ћондона, 1927р.) зростають з≥ зб≥льшенн€м рад≥ус≥в атом≥в (молекул), оск≥льки електронна оболонка стаЇ б≥льш пухкою ≥ легше пол€ризуЇтьс€. Ќаприклад, у VII груп≥ серед галоген≥в фтор F2, хлор Cl2 Ч гази з температурами кип≥нн€ -187∞— та -34∞— в≥дпов≥дно, бром Br2 Ч р≥дина з температурою кип≥нн€ 58∞—, а йод I2 Ч тверда речовина з температурою кип≥нн€ 180∞—. —еред орган≥чних сполук найсильн≥ша дисперс≥йна взаЇмод≥€ м≥ж молекулами з довгими нерозгалуженими ланцюгами, м≥ж €кими може виникнути багато точок з≥ткненн€.

¬андерваальсовим взаЇмод≥€м притаманна невелика енерг≥€, сум≥рна до енерг≥њ теплового руху частинок ≥ приблизно на пор€док менша за енерг≥ю х≥м≥чного звТ€зку.

¬андерваальсов≥ сили в≥др≥зн€ютьс€ в≥д ковалентних сил ненапр€млен≥стю та ненасичен≥стю, а також тим, що вони про€вл€ютьс€ на значно б≥льших в≥д-стан€х.

¬одневий звТ€зок. ¬одневий звТ€зок маЇ пром≥жний характер м≥ж вандерваальсовими взаЇмод≥€ми та ковалентним звТ€зком. ¬≥н виникаЇ м≥ж позитивно пол€ризованим атомом √≥дрогену одн≥Їњ молекули та негативно пол€ризованим атомом з великою електронегативн≥стю (наприклад, атомами ‘луору, ќксигену, Ќ≥трогену або —ульфуру) ≥ншоњ молекули. Ќа в≥дм≥ну в≥д звичайноњ диполь-дипольноњ взаЇмод≥њ, механ≥зм виникненн€ водневого звТ€зку в значн≥й м≥р≥ зумовлений ≥ донорно-акцепторною взаЇмод≥Їю, де донором Ї атом електронегативного елемента одн≥Їњ молекули, а акцептором Ч атом √≥дрогену ≥ншоњ. “аким чином виникаЇ взаЇмод≥€, €ка маЇ електростатичний ≥ частково донорно- акцепторний характер. “ому властивост€ми водневого звТ€зку Ї напр€млен≥сть та насичен≥сть.

¬одневий звТ€зок умовно записують €к ’ - ЌЕ”, де ’ ≥ ” Ч сильно електронегативн≥ атоми, а водневий звТ€зок позначаЇтьс€ крапками. Ќаприклад, у молекул≥ фтороводню H+dF-d атом ‘луору взаЇмод≥Ї не т≥льки з атомом √≥дрогену своЇњ молекули, а й з атомом √≥дрогену ≥ншоњ молекули:

≈нерг≥€ водневого звТ€зку складаЇ 8-40 кƒж/моль ≥ займаЇ пром≥жне положенн€ м≥ж енерг≥€ми ковалентного звТ€зку ≥ звичайного м≥жмолекул€рного звТ€зку (сили ¬ан-дер-¬аальса)

 

FЕH

H+d - F-d + H+d - F-d Ѓ Ќ F.

 

¬одневий звТ€зок в≥д≥граЇ важливу роль у процесах кристал≥зац≥њ та розчиненн€ речовин, в утворенн≥ кристалог≥драт≥в, асоц≥ат≥в та ≥н. “ак висок≥ температури плавленн€ та кип≥нн€ Ќ2ќ, HF, NH3 зумовлюютьс€ утворенн€м асоц≥ат≥в через воднев≥ звТ€зки.


 





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2016-11-18; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 553 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

ƒаже страх см€гчаетс€ привычкой. © Ќеизвестно
==> читать все изречени€...

2184 - | 1921 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.047 с.