WWW.REFERATCENTRAL.ORG.UA - Я ТУТ НАВЧАЮСЬ

... відкритий, безкоштовний архів рефератів, курсових, дипломних робіт

ГоловнаХімія → Хімічний зв’язок - Реферат

Хімічний зв’язок - Реферат

Конспект уроку на тему:

Хімічний зв'язок

Природа хімічного зв'язку - єдина, електронна, але в різних випадках вона здійснюється по-різному. Тому говорять про різні типи хімічного зв'язку. Розрізняють основні типи хімічного зв'язку:

1. Ковалентний.

2. Іонний.

3. Металічний.

4. Водневий.

Ковалентний зв'язок здійснюється за допомогою двох спільних електронів, або електронної пари.

У молекулі водню хімічний зв'язок виникає за рахунок неспарених 1S-електронів кожного атома.

Ковалентний зв'язок у молекулі хлору здійснюється за рахунок неспарених p-p – електронів

У молекулі хлороводню HCl - за допомогою s- і р – електронів

Якщо між атомами виникає один ковалентний зв'язок, одна спільна електронна пара, то він називається одинарним, якщо більше, то кратним: подвійним, потрійним.

Розрізняють два види ковалентного зв'язку: неполярний і полярний.

У разі неполярного ковалентного зв'язку електронна пара, утворена спільною парою електронів, розподіляється в просторі симетрично відносно ядер обох атомів. Прикладом е двоатомні молекули, які складаються з атомів одного елемента

H2 Cl2 О2 N2

У разі полярного ковалентного зв'язку електронна хмара зміщена в бік атома з більшою відносною електронегативністю

Кількісною мірою полярності хімічного зв'язку е його дипольний момент, який визначається формулою

де - заряд диполя;

ℓ- відстань між центрами тяжіння позитивного та негативного зарядів.

Дипольний момент характеризує відтягування електронної хмари в бік одного з атомів, що беруть участь в утворенні хімічного зв'язку.

Дипольний момент вимірюється в дебаях (І Д = 3, ЗЗ.ІО-30 Кл∙М)

Крім полярності, довжини зв'язку, енергії зв'язку ковалентний зв'язок характеризується насичуваністю та направленістю.

Під насичуваністю розуміють здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Наприклад, один атом водню утворює один зв'язок, атом вуглецю - чотири зв'язки (чотири неспарених електрони). Однак при наявності насичених ковалентних зв'язків атоми можуть утворюватися складніші молекули за донорно-акцепторним механізмом.

Направленість ковалентного зв'язку зумовлена розміщенням орбіталей у просторі. Це зумовлює просторову структуру молекул, тобто їх геометричну форму. Найбільш міцні хімічні зв'язки виникають в напрямі максимального перекривання атомних орбіталей.

Залежно від напряму перекриття атомних орбіталей розрізняють σ,π,δ - зв'язки.

σ - зв'язок виникає при перекриванні атомних орбіталей вздовж осі X. Це найбільш міцний зв'язок. Перекриття s-р, р-р, р-d, d-d, s-d -орбіталей вздовж осі Х зумовлює відтворення σ -зв'язку.

Перекриття атомних орбіталей по обидва боки від осі X, що з'єднує ядра, обумовлює появу π - зв'язку. Цей зв'язок виникає при перекритті р-р - орбіталей по осі Y та Z які перпендикулярні осі X. Цей зв'язок можливий також при перекритті р-d,d-d -орбіталей.

δ – зв'язок виникає при перекриванні двох d-d -орбіталей усьома чотирма пелюстками.

π- та δ- зв'язки, накладаючись на σ- зв'язок, дають подвійні та потрійні зв'язки.

Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двоелектронної хмари одного атома і вільної орбіталі іншого атома називається донорно-акцепторним.

Атом, що надає неподілену електронну пару, називається донором, а атом, що приймає її, тобто надав вільну орбіталь, називається акцептором .

Утворений таким шляхом ковалентний зв'язок називається донорно-акцепторним, або координаційним зв'язком.

Розглянемо, як приклад, механізм утворення іона амонію NH+4

N-1S22S22P3 NH3+H+ → N

N - донор,

- акцептор

Електрони, що беруть участь в утворенні ковалентного зв'язку, перебувають у різних станах, тобто перебувають на різних атомних орбіталях. Здавалось б, що й зв'язки в молекулі за міцністю повинні бути нерівноцінними. Однак досвід показує, що вони рівноцінні, їх рівноцінність пояснює теорія гібридизації атомних орбіталей згідно з якої при утворенні молекул відбуваються вирівнювання енергії та форми електронних хмар. Виникають рівноцінні гібридизовані орбіталі, які асиметричні і сильно витягнуті по один бік від ядра:

Направленість ковалентного зв'язку зумовлює просторову структуру молекул, їх геометричну форму.

Якщо в перекритті електронних хмар беруть участь s- та s- валенті електрони, наприклад, молекула Н2, або електрони s- і р- підрівнів (НCl) чи р- і р- електрони (молекула Сl2), то такі молекули мають лінійну форму.

Тип гібридизації залежить від електронів, які беруть участь в гібридизації.

Іонний зв.

Якщо електронні хмари спарених електронів у молекулі майже повністю зсунуті в бік одного з атомів, то виникає так званий хімічний іонний зв'язок . Такий зв'язок можна вважати чисто кулонівським, бо переважають сили електростатичного притягання протилежно заряджених іонів, які утворюються за рахунок перебігу одного чи кількох електронів від одного атома до іншого і їх спарювання. Такі сполуки утворюють галоїди лужних та лужньоземельних металів, наприклад, NaСІ, LіF

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок полярного ковалентного хімічного зв'язку з максимально можливою асиметрією зарядів у реальних хімічних сполуках.

На відміну від ковалентного зв'язку іонний зв'язок не має напрямлення. В іонному зв'язку завжди е ковалентна частина хімічного зв'язку, яка обумовлює кристалізацію сполук у певній послідовності.

Металічний зв.

Атоми більшості металів на зовнішньому енергетичному рівні мають невелике число електронів та надлишок валентних орбіталей

При зближенні атомів у наслідок утворення кристалічної ґратки валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщуються з однієї орбіталі на іншу, здійснюючи зв'язок між усіма атомами кристала. Такий тип хімічного зв'язку називається металічним .

Металічний зв'язок характерний для металів у твердому та рідкому стані. У пароподібному стані атоми металів з'єднані між собою ковалентними зв'язками.

Металічний зв'язок дещо подібний до ковалентного, оскільки і в його основі лежить усуспільнення валентних електронів. Електрони, які здійснюють металічний зв'язок, вільно переміщуються по всьому кристалу і належать всім його атомам. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металічним - пластичні, тобто вони змінюють форму при ударі, витягуються в дріт тощо.

Водневий зв.

Водневий зв'язок виникав між молекулами, до складу яких входить водень і сильно електронегативний елемент - фтор, кисень, азот, рідше - хлор, сірка. У такій молекулі спільна електронна пара сильно зміщена від атома водню до атома електронегативного елемента, а позитивний заряд водню сконцентрований в малому об'ємі. Протон однієї молекули взаємодіє з неподіленою електронною парою атома іншої молекули, усуспільнюючи її. У результаті утворюється другий слабкіший зав'язок, що дістав назву водневого.

В утворення водневого зв'язку крім електростатичного притягання між протоном та полярною групою робить внесок і донорно-акцепторна взаємодія. Для цього зв'язку характерні направленість у просторі і насичуваність.

Водневий зв'язок набагато слабкіший ніж ковалентний зв'язок. Але водневий зв'язок відповідає за асоціацію молекул:

Наявністю водневих зв'язків пояснюється більш висока температура кипіння води 100°С порівняно з водневими сполуками підгрупи кисню (H2S, H2Se, H2Тe). Потрібно витратити додаткову енергію для руйнування водневих зв'язків.

Використана література

  1. Бабак Т. Неорганічна хімія..- К.: , 2001.- 7с.

  2. Фізична та колоїдна хімія.- Запоріжжя: ЗНУ, 2005.-

  3. Бабак Т. Неорганічна хімія..- К.: Вид-во "Шкільний світ", 2001.- 8с.

  4. Буринська Ніна Миколаївна Хімія.8 кл.- К.- Ірпінь: "Перун", 2000.- 160с.

  5. Сухан В.В., Табенська Т.В., Капустян А.Й., Горлач В.Ф. Хімія.- К.: Либідь, 1996.- 448с.

  6. Стадник Володимир Фізична хімія (конспективний курс).- Львів: , 2006.- 175 с.

  7. Буринська Ніна Миколаївна Хімія.- К., Ірпінь: Перун, 1999.- 160с.

  8. Романова Неоніла Володимирівна Хімія: Практикум.- К.: Либідь, 2003.- 208с.

  9. Крамаренко В.П. Токсикологічна хімія: Підручник..- К.: Вища школа, 1995.- 423с.

  10. Білий Онуфрій Васильович Фізична хімія.- К.: ЦУЛ,Фітосоціоцентр, 2002.- 364с.

  11. Буринська Ніна Миколаївна Хімія.- К.,Ірпінь: Перун, 2000.- 160с.

  12. Сегеда Анна Савівна Аналітична хімія. Якісний аналіз.- К: ЦУЛ, 2002.- 524с.

  13. Корчинський Георгій Антонович Хімія.- Вінниця: Поділля-2000, 2002.- 525с.

  14. Мороз Олександр Сергійович Фізична хімія поверхні напівпровідників.- К.: НТУУ "КПІ", 2006.-

  15. Кириченко Віктор Іванович Загальна хімія.- К.: Вища школа, 2005.- 639с.: іл.

  16. Басов Віталій Павлович, Родіонов Володимир Миколайович Хімія.- К.: Каравела, 2004.- 320с.

  17. Неорганічна хімія: Метод. вказів. до лаб. роб. для студ. І курсу біолог. фак./ Укл. Т.В.Панасенко,Л.А.Данілевська,В.В.Петренко.- Запоріжжя: ЗДУ, 2005.- 45с.- 2.42

  18. Неділько Сергій Андрійович, Попель Павло Петрович Загальна й неорганічна хімія.- К.: Либідь, 2001.- 400с.

  19. Котур, Богдан Ярославович Хімія: Практикум:Навч. посіб.- Львів: Вид. центр ЛНУ ім. І.Франка, 2004.- 237с.- 20.00

  20. Буринська Ніна Миколаївна, Величко Людмила Петрівна Хімія. 11 клас.- К., Ірпінь: Перун, 2000.- 176c.

Loading...

 
 

Цікаве