Что такое п связь в химии. Пи-связь
Существуют два типа ковалентной связи: сигма- и пи-связи. сигма-связью называется одинарная ковалентная связь, образованная при перекрывании АО по прямой (оси), соединяющей ядра двух связываемых атомов с максимумом перекрывания на этой прямой. сигма-связь может возникать при перекрывании любых (s-, р-гибридных) АО. У органогенов (углерод, азот, кислород, сера) в образовании сигма-связей могут принимать участие гибридные орбитали, обеспечивающие более эффективное перекрывание. Кроме осевого возможен еще один вид перекрывания - боковое перекрывание р-АО, приводящее к образованию пи-связи. пи-связью называется связь, образованная при боковом перекрывании негибридизованных р-АО с максимумом перекрывания по обе стороны от прямой, соединяющей ядра атомов. Часто встречающиеся в органических соединениях кратные связи являются сочетанием сигма- и пи-связей; двойная - одной сигма- и одной пи-, тройная - одной сигма- и двух пи-связей.
Энергия связи - это энергия, выделяющаяся при образовании связи или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Она служит мерой прочности связи: чем больше энергия, тем связь прочнее.
Длина связи - это расстояние между центрами связанных атомов. Двойная связь короче одинарной, а тройная - короче двойной. Для связей между атомами углерода, находящихся в разном состоянии гибридизации, характерна общая закономерность: с увеличением доли s-орбитали в гибридной орбитали уменьшается длина связи. Например, в ряду соединений пропан СН3-СН2-СН3, пропен СН3-СН=СН2, пропин СН3-С-=СН длина связи СН3-С соответственно равна 0,154, 0,150 и 0,146 нм.
В химии широко используется представление о гибридных орбиталях атома углерода и других элементов. Понятие о гибридизации как способе описания перестройки орбиталей необходимо в тех случаях, когда число неспаренных электронов в основном состоянии атома меньше числа образуемых связей. Постулируется, что различные атомные орбитали, имеющие близкие значения уровня энергии, взаимодействуют между собой, образуя гибридные орбитали с одинаковой формой и энергией. Гибридные орбитали за счет большего перекрывания образуют более прочные связи по сравнению с негибридизованными орбиталями.
Тип гибридизации определяет направленность гибридных АО в пространстве и, следовательно, геометрию молекул. В зависимости от числа вступивших в гибридизацию орбиталей атом углерода может находиться в одном из трех состояний гибридизации. sp3-Гибридизация. В результате sp3-гибридизации атом углерода из основного состояния 1s2-2s2-2р2 за счет перемещения электрона с 2s- на 2р-орбиталь переходит в возбужденное состояние 1s2-2s1-2р3. При смешении четырех внешних АО возбужденного атома углерода (одной 2s- и трех 2р-орбиталей) возникают четыре равноценные sр-гибридные орбитали. Они имеют форму объемной восьмерки, одна из лопастей которой значительно больше другой. Вследствие взаимного отталкивания sp3-гибридные АО направлены в пространстве к вершинам тетраэдра и углы между ними равны 109,5° (наиболее выгодное расположение). Каждая гибридная орбиталь в атоме заполняется одним электроном. Атом углерода в состоянии sр3-гибридизации имеет электронную конфигурацию 1s2(2sр3)4.
Такое состояние гибридизации характерно для атомов углерода в насыщенных углеводородах (алканах) и соответственно в алкильных радикалах их производных. sp2-Гибридизация. В результате sp2-гибридизации за счет смешения одной 2s- и двух 2р-АО возбужденного атома углерода образуются три равноценные sp2-гибридные орбитали, располагающиеся в одной плоскости под углом 120’. Негибридизованная 2р-АО находится в перпендикулярной плоскости. Атом углерода в состоянии sр2-гибридизации имеет электронную конфигурацию 1s2-(2sр2)3-2р1. Такой атом углерода характерен для ненасыщенных углеводородов (алкенов), а также некоторых функциональных групп, например карбонильной, карбоксильной и др. sр-Гибридизация. В результате sр-гибридизации за счет смешения одной 2s- и одной 2р-орбиталей возбужденного атома углерода образуются две равноценные sр-гибридные АО, расположенные линейно под углом 180°. Оставшиеся негибридизованными две 2р-АО располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях. Атом углерода в состоянии sр-гибридизации имеет электронную конфигурацию 1s2-(2sр)2-2p2. Такой атом встречается в соединениях, имеющих тройную связь, например в алкинах, нитрилах. В гибридизованном состоянии могут находиться и атомы других элементов. Например, атом азота в ионе аммония NH4+ и соответственно алкиламмония RNН3+ находится в состоянии sр3-гибридизации; в пирроле и пиридине - sр2-гибридизаыии; в нитрилах - sр-гибридизации.
Представления о механизме образования химической связи на примере молекулы водорода распространяются и на другие молекулы. Теория химической связи, созданная на этой основе, получила название метода валентных связей (МВС) .
Основные положения:
1) ковалентная связь образуется в результате перекрывания двух электронных облаков с противоположно направленными спинами, причем образованное общее электронное облако принадлежит двум атомам;
2) ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Степень перекрывания электронных облаков зависит от их размеров и плотности;
3) образование молекулы сопровождается сжатием электронных облаков и уменьшением размеров молекулы по сравнению с размерами атомов;
4) в образовании связи принимают участие s- и p-электроны внешнего энергетического уровня и d-электроны предвнешнего энергетического уровня.
В молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов s 2 p 6 , причем два из них (электронная пара) в одинаковой степени принадлежит обоим атомам. Перекрывание электронных облаков при образовании молекулы показано на рисунке
Схема образования химической связи в молекулах хлора Cl 2 (а) и хлороводорода HCl (б)
Химическая связь, для которой линия, соединяющая атомные ядра, является осью симметрии связывающего электронного облака, называется сигма (σ)-связью . Она возникает при «лобовом» перекрывании атомных орбиталей. Связи при перекрывании s-s-орбиталей в молекуле Н 2 ; р-р-орбиталей в молекуле Cl 2 и s-p-орбиталей в молекуле НСl являются сигма связями. Возможно «боковое» перекрывание атомных орбиталей. При перекрывании р-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, т.е. по оси у- и z-осям, образуются две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси.
Такая ковалентная связь называется пи (p)-связью . Перекрывание электронных облаков при образовании π-связи меньше. Кроме того, области перекрывания лежат дальше от ядер, чем при образовании σ-связи. Вследствие этих причин π-связь обладает меньшей прочностью по сравнению с σ-связью. Поэтому энергия двойной связи меньше удвоенной энергии одинарной связи, которая всегда является σ-связью. Кроме того, σ-связь имеет осевую, цилиндрическую симметрию и представляет собой тело вращения вокруг линии, соединяющей атомные ядра. π-Связь, наоборот, не обладает цилиндрической симметрией.
Одинарная связь всегда является чистой или гибридной σ-связью. Двойная же связь состоит из одной σ- и одной π-связей, расположенных перпендикулярно друг относительно друга. σ-Связь прочнее π-связи. В соединениях с кратными связями обязательно присутствует одна σ-связь и одна или две π-связи.
Основные объекты био.химии.
Объектами изучения биоорганической химии являются белки и пептиды, нуклеиновые кислоты, углеводы, липиды, биополимеры, алкалоиды, терпеноиды, витамины, антибиотики, гормоны, токсины, а также синтетические регуляторы биологических процессов: лекарственные препараты, пестициды и др.
Изомерия органических соединений, ее виды. Характеристика видов изомерии, примеры.
Различают два вида изомерии: структурную и пространственную (т.е. стереоизомерию). Структурные изомеры отличаются друг от друга порядком связи атомов в молекуле, стереоизомеры - расположением атомов в пространстве при одинаковом порядке связей между ними.
Выделяют следующие разновидности структурной изомерии: изомерию углеродного скелета, изомерию положения, изомерию различных классов органических соединений (межклассовую изомерию).
Изомерия углеродного скелета обусловлена различным порядком связи между атомами углерода, образующими скелет молекулы. Например: молекулярной формуле С4Н10 соответствуют два углеводорода: н-бутан и изобутан. Для углеводорода С5Н12 возможны три изомера: пентан, изо-пентан и неопентан. С4Н10 соответствуют два углеводорода: н-бутан и изобутан. Для углеводорода С5Н12 возможны три изомера: пентан, изо-пентан и неопентан.
Изомерия положения обусловлена различным положением кратной связи, заместителя, функциональной группы при одинаковом углеродном скелете молекулы
Межклассовая изомерия- изомерия веществ, принадлежащих к разным классам органических соединений.
Современная классификация и номенклатура органических соединений.
В настоящее время широко используется систематическая номенклатура- IUPAC- международная единая химическая номенклатура. Правила ИЮПАК основываются на несколько систем:
1) радикально-функциональная (в основе названия лежит название функц-й группы),
2) соединительная (названия составляют из нескольких равноправных частей),
3) заместительная (основой названия служит углеводородный фрагмент).
Ковалентные связи. Пи- и сигма- связи.
Ковалентная связь являетсся основным типом связи в органических соединениях.
Это связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков.
Пи-связь- это ковалентная связь, образующаяся путем перекрывания р-атомных орбиталей.
Сигма-связь- это ковалентная связь, образующаяся при перекрывании s-атомных орбиталей.
Если между атомами в молекуле образуются как s-, так и р-связи, то образуется кратная (двойная или тройная) связь.
6. Современные представления о структуре органических соединений. Понятие «химическое строение», «конфигурация», «конформация», их определение. Роль структуры в проявлении биологической активности.
В 1861 году А.М. Бутлеровым была предложена теория химического строения органических соединений, лежащая в основе современных представлений о структуре орг. соединений,которая состоит из следующих основных положений:
1.В молекулах веществ существует строгая последовательность химического связывания атомов, которая называется химическим строением.
2.Химические свойства вещества определяются природой элементарных составных частей, их количеством и химическим строением.
3.Если у веществ с одинаковым составом и молекулярной массой различное строение, то возникает явление изомерии.
4.Так как в конкретных реакциях изменяются только некоторые части молекулы, то исследование строения продукта помогает определить строение исходной молекулы.
5.Химическая природа (реакционная способность) отдельных атомов в молекуле меняется в зависимости от окружения, т.е. от того, с какими атомами других элементов они соединены.
Понятие "химическое строение" включает представление об определенном порядке соединения атомов в молекуле и об их химическом взаимодействии, изменяющем свойства атомов.
Пи-связи, возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов. Считается, что пи-связь реализуется в кратных связях - двойная связь состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная - из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей.
Концепцию сигма- и пи-связей разработал Лайнус Полинг в 30-х годах прошлого века . Один s- и три p- валентных электрона атома углерода подвергаются гибридизации и становятся четырьмя равноценными sp 3 гибридизированными электронами, посредством которых образуются четыре равноценные химические связи в молекуле метана . Все связи в молекуле метана равноудалены друг от друга, образуя конфигурацию тетраэдра.
В случае образования двойной связи, сигма-связи образованы sp 2 гибридизированными орбиталями. Общее количество таких связей у атома углерода три и они расположены в одной плоскости. Угол между связями 120 °. Пи-связь располагается перпендикулярно указанной плоскости (рис.1).
В случае образования тройной связи, сигма-связи образованы sp-гибридизрованными орбиталями. Общее количество таких связей у атома углерода две и они находятся под углом 180° друг к другу. Две пи-связи тройной связи взаимно перпендикулярны (рис.2).
В случае образования ароматической системы, например, бензола C 6 H 6 , каждый из шести атомов углерода находится в состоянии sp 2 - гибридизации и образует три сигма-связи с валентными углами 120 °. Четвёртый p-электрон каждого атома углерода ориентируется перпендикулярно к плоскости бензольного кольца (рис.3.). В целом возникает единая связь, распространяющаяся на все атомы углерода бензольного кольц. Образуются две области пи-связей большой электронной плотности по обе стороны от плоскости сигма-связей. При такой связи все атомы углерода в молекуле бензола становятся равноценными и, следовательно, подобная система более устойчива, чем система с тремя локализованными двойными связями. Нелокализованная пи-связь в молекуле бензола обусловливает повышение порядка связи между атомами углерода и уменьшение межъядерного расстояния, то есть длина химической связи d cc в молекуле бензола составляет 1,39 Å, тогда как d C-C = 1,543 Å, а d C=C = 1,353 Å.
Концепция Л.Полинга сигма- и пи-связей вошла составной частью в теорию валентных связей . В настоящее время разработаны анимированные изображения гибридизации атомных орбиталей.
Однако сам Л.Полинг не был удовлетворён описанием сигма- и пи-связей. На симпозиуме по теоретической органической химии, посвящённой памяти Ф. А. Кекуле (Лондон, сентябрь 1958 г.) он отказался от σ, π-описания, предложил и обосновал теорию изогнутой химической связи . Новая теория чётко учитывала физический смысл ковалентной химической связи, а именно кулоновскую электронную корреляцию .
Примечания
См. также
| Химическая связь | |||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
|
|||||||
| Межмолекулярное взаимодействие |
|||||||
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Пи-связь" в других словарях:
Связь в технике передача информации (сигналов) на расстояние. Содержание 1 История 2 Типы связи 3 Сигнал … Википедия
СВЯЗЬ, связи, о связи, в связи и (с кем чем нибудь быть) в связи, жен. 1. То, что связывает, соединяет что нибудь с чем нибудь; отношение, создающее что нибудь общее между чем нибудь, взаимную зависимость, обусловленность. «…Связь науки и… … Толковый словарь Ушакова
- (кор. 조선민주주의인민공화국의 통신) это все службы связи, работающие на территории КНДР. Из за проведения изоляционистской политики в КНДР, её граждане не могут пользоваться Интернетом. Содержание 1 Телефонная связь 1.1 … Википедия
И, предл. о связи, в связи и в связи; ж. 1. Отношение взаимной зависимости, обусловленности. Прямая, косвенная, логическая, органическая, причинная с. С. фактов, явлений, событий. С. между промышленностью и сельским хозяйством. С. науки и… … Энциклопедический словарь
Связь отношение общности, соединения или согласованности. Связь возможность передачи информации на расстоянии (в том числе: радиорелейная связь, сотовая связь, спутниковая связь и другие виды). Химическая связь соединение атомов … Википедия
Связь (фильм, 1996) У этого термина существуют и другие значения, см. Связь (фильм). Связь Bound … Википедия
Сцепление, соединительное звено. Сцепление мыслей, понятий ассоциация идей. См. союз.. влиятельная связь... Словарь русских синонимов и сходных по смыслу выражений. под. ред. Н. Абрамова, М.: Русские словари, 1999. связь логичность, связность,… … Словарь синонимов
Сущ., ж., употр. часто Морфология: (нет) чего? связи, чему? связи, (вижу) что? связь, чем? связью, о чём? о связи; мн. что? связи, (нет) чего? связей, чему? связям, (вижу) что? связи, чем? связями, о чём? о связях 1. Связью называют отношения… … Толковый словарь Дмитриева
Связь, передача и приём информации с помощью различных средств; отрасль народного хозяйства, обеспечивающая передачу информации. С. играет важную роль в производственно хозяйственной деятельности общества и управлении государством, вооружёнными… … Большая советская энциклопедия
СВЯЗЬ, в философии взаимообусловленность существования явлений, разделенных в пространстве и во времени. Связи классифицируют по объектам познания, по формам детерминизма (однозначные, вероятностные и корреляционные), по их силе (жесткие и… … Энциклопедический словарь
Межрегиональный коммерческий банк развития связи и информатики Тип Открытое акционерное общество Лицензия Генеральная № 1470 … Википедия
Книги
- Связь планет, времён и поколений , Михайлова Любовь Васильевна , Связь планет, времён и поколений постоянно волнует человечество. Я чувствую неразрывную связь с космосом и пытаюсь разгадать хотя бы некоторые тайны Вселенной. Любовь земная и неземная… Категория: Современная отечественная поэзия Издатель:
14. Основные характеристики ковалентной связи. Длина и энергия связи. Насыщаемость и направленность. Кратность связи. Сигма - и пи- связи.
- Химическая связь, осуществляемая общими электронными, парами называется атомной или ковалентной. Каждая ковалентная химическая связь имеет определенные качественные или количественные характеристики. К ним относятся:
Длина связи
Энергия связи
Насыщаемость
Направленность связи
Полярность связи
Кратность связи
- Длина связи – расстояние между ядрами связанных атомов. Она зависит от размеров атомов и от степени перекрывания их электронных оболочек. Длина связи определяется порядком связи: чем выше порядок связи, тем меньше ее длина.
Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Она выражается обычно в Дж/моль (или кал/моль). Энергия связи определяется порядком связи: чем больше порядок связи, тем больше ее энергия. Энергия связи является мерой её прочности. Её величина определяется работой, необходимой для разрушения связи, или выигрышем в энергии при образовании вещества из отдельных атомов. Более устойчива та система, которая содержит меньше энергии. Для двухатомных молекул энергия связей равна энергии диссоциации, взятой с обратным знаком. Если в молекуле соединяются более 2-х различных атомов, то средняя энергия связи не совпадает с величиной энергии диссоциации молекулы. Энергии связей в молекулах, состоящих из одинаковых атомов, уменьшаются по группам сверху вниз. По периоду энергии связей растут.
- Насыщаемость – показывает, сколько связей может образовывать данный атом с другими за счет общих электронных пар. Она равна числу общих электронных пар, которыми данный атом соединен с другими. Насыщаемость ковалентной связи – это способность атома участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей.
Направленность – это определенное взаимное расположение связывающих электронных облаков. Она приводит к определенному расположению в пространстве ядер химически связанных атомов. Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между образуемыми связями, которые носят название валентных углов.
- Кратность связи. Определяется количеством электронных пар, участвующих в связи между атомами. Если связь образуется более чем одной парой электронов, то она называется кратной. С увеличением кратности связи увеличивается энергия и уменьшается длина связи. В молекулах с кратной связью отсутствует вращение вокруг оси.
- Сигма - и пи-связи . Химическая связь обусловлена перекрыванием электронных облаков. Если это перекрывание происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется сигма-связью. Она может быть образована за счет s-s электронов, p-p электронов, s-p электронов. Химическая связь, осуществляемая одной электронной парой, называется одинарной. Одинарные связи – это всегда сигма-связи. Орбитали типа s образуют только сигма-связи. Но известно большое количество соединений, в которых есть двойные и даже тройные связи. Одна из них – сигма-связь, а другие называются пи-связями. При образовании таких связей перекрывание электронных облаков возникает в двух областях пространства, симметричных межъядерной оси.
15. Гибридизация атомных орбиталей на примере молекул: метана, хлорида алюминия, хлорида бериллия. Валентный угол и геометрия молекулы. Метод молекулярных орбиталей (МО ЛКАО). Энергетические диаграммы гомо- и гетеро-ядерных молекул (N 2, Cl 2, NH 3, Be 2).
- Гибридизация. Новый набор смешанных орбиталей носит название гибридных орбиталей, а сам прием смешивания называется гибридизацией атомных орбиталей.
Смешение одной s- и одной p-орбитали, как в BeCl2, называется sp-гибридизацией. В принципе, возможна гибридизация s-орбитали не только с одной, но и с двумя, тремя или нецелым числом p-орбиталей, так же, как и гибридизация с участием d-орбиталей.
Рассмотрим линейную молекулу BeCl2. Атом бериллия в валентном состоянии способен к образованию двух связей за счет одного s- и одного p-электрона. Очевидно, что при этом должны получиться две разные по длине связи с атомами хлора, так как радиальное распределение этих электронов различно. Реальная же молекула BeCl2 симметрична и линейна, в ней две связи Ве-Сl совершенно одинаковы. Это значит, что они обеспечиваются одинаковыми по своему состоянию электронами, т.е. здесь атом бериллия в валентном состоянии имеет уже не один s- и один p-электрон, а два электрона, находящихся на орбиталях, образованных «смешением» s- и p-атомных орбиталей. Молекула метана будет иметь sp3-гибридизацию, а молекула хлорида алюминия – sp2-гибридизацию.
Условия устойчивости гибридизации:
1) По сравнению с исходными орбитальными атомами, гибридные орбитали должны более плотно перекрываться.
2) В гибридизации принимают участие атомные орбитали, близкие по уровню энергии, следовательно, устойчивые гибридные орбитали должны образовываться в левой части периодической системы.
|
Гибридизация |
Форма молекулы |
Валентный угол | |
|
Линейная | |||
|
Треугольник | |||
|
Тетраэдр | |||
- МО ЛКАО . Молекулярные орбитали можно рассматривать как линейную комбинацию атомных орбиталей. Молекулярные орбитали должны иметь определенную симметрию. При заполнении электронами атомных орбиталей необходимо учитывать правила:
1. Если атомная орбиталь – некоторая функция, являющаяся решением Уравнения Шредингера и описывающая состояние электрона в атоме, метод МО так же является решением уравнения Шредингера, но для электрона в молекуле.
2. Молекулярная орбиталь находится в результате сложения или вычитания атомных орбиталей.
3. Молекулярные орбитали и их число равны сумме атомных орбиталей реагирующих атомов.
Если решение для молекулярных орбиталей получено в результате сложения функций атомных орбиталей, то энергия молекулярных орбиталей будет ниже, чем энергия исходных атомных орбиталей. И такая орбиталь называется связывающей орбиталью.
В случае вычитания функций молекулярная орбиталь имеет большую энергию, и она называется разрыхляющей .
Имеются сигма- и пи-орбитали. Они заполняются согласно правилу Хунда.
Число связей (порядок связи) равно разности между общим числом электронов, находящихся на связывающей орбитали, и числом электронов, находящихся на разрыхляющей орбитали, деленной на 2.
В методе МО применяются энергетические диаграммы:
16. Поляризация связи. Дипольный момент связи. Характеристики взаимодействующих атомов: потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Степень ионности связи.
- Дипольный момент - физическая величина, характеризующая электрические свойства системы заряженных частиц. В случае диполя (две частицы с разноимёнными зарядами) электрический дипольный момент равен произведению положительного заряда диполя на расстояние между зарядами и направлен от отрицательного заряда к положительному. Дипольный момент химической связи обусловлен смещением электронного облака в сторону одного из атомов. Связь называется полярной, если соответствующий дипольный момент существенно отличается от нуля. Возможны случаи, когда отдельные связи в молекуле полярны, а суммарный дипольный момент молекулы равен нулю; такие молекулы называются неполярными (напр., молекулы СО 2 и CCl 4). Если же дипольный момент молекулы отличен от нуля, молекула называется полярной. Например, молекула Н 2 О. Порядок величины дипольного момента молекулы определяется произведением заряда электрона (1,6.10 -19 Кл) на длину химической связи (порядка 10 -10 м).
Химическая природа элемента обуславливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.
-
Энергией
ионизации
атома называется количество энергии,
необходимое для отрыва электрона от
невозбужденного атома. Она выражается
в килоджоулях на моль. Для многоэлектронных
атомов энергии ионизации Е1, Е2, Е3, …, Еn
соответствуют отрыву первого, второго
и т.д. электронов. При этом всегда
E1 -
Сродство
атома к электрону
– энергетический эффект присоединения
электрона к нейтральному атому с
превращением его в отрицательный ион.
Сродство атома к электрону выражают в
кДж/моль. Сродство к электрону численно
равно, но противоположно по знаку энергии
ионизации отрицательно заряженного
иона и зависит от электронной конфигурации
атома. Наибольшим сродством к электрону
обладают p-элементы
7 группы. Сродства к электрону не проявляют
атомы с конфигурацией s2
(Be,
Mg,
Ca)
и s2p6(Ne,
Ar,
Kr)
или наполовину заполненные p-подслоем
(N,
P,
As). -
Электроотрицательность
- усредненная характеристика способности
атома, находящегося в соединении,
притягивать электрон. При этом пренебрегают
разницей в состояниях атомов в различных
соединениях. В отличие от потенциала
ионизации и сродства к электрону, ЭО –
не строго определенная физическая
величина, а полезная условная
характеристика. Наиболее электроотрицательный
элемент – фтор. ЭО зависит от энергии
ионизации и сродства к электрону.
Согласно одному из определений ЭО атома
может быть выражена как полусумма его
энергии ионизации и сродства к электрону.
Элементу нельзя приписать постоянную
ЭО. Она зависит от многих факторов, в
частности от валентного состояния
элемента, типа соединения, в которое он
входит, и пр. 17.
Поляризационная способность и поляризующее
действие. Объяснение некоторых физических
свойств веществ с точки зрения этой
теории.
-
Теория
поляризации рассматривает все вещества
чисто ионные. В отсутствие внешнего
поля все ионы имеют сферическую форму.
При сближении ионов поле катиона влияет
на поле аниона, и они деформируются.
Поляризация ионов – смещение внешнего
электронного облака ионов относительно
их ядра. Поляризация
состоит из двух процессов: поляризуемость
иона поляризующее
действие на другой ион Поляризуемость
иона – мера способности электронного
облака иона к деформации под влиянием
внешнего электрического поля. Закономерности
поляризуемости ионов: Анионы поляризуются
сильнее, чем катионы. Избыточная
электронная плотность приводит к
большой диффузности, рыхлости электронного
облака. Поляризуемость
изоэлектронных ионов увеличивается с
уменьшением положительных увеличением
отрицательных зарядов. Изоэлектронные
ионы имеют одинаковую конфигурацию. У многозарядных
катионов заряд ядра намного превышает
число электронов. Это уплотняет
электронную оболочку, она стабилизируется,
поэтому такие ионы подвержены деформации
в меньшей степени. Поляризуемость
катионов уменьшается при переходе от
ионов с внешней электронной оболочкой,
заполненной 18 электронами, к незаполненной,
и далее к ионам благородного газа. Это
связано с тем, что для электронов одного
периода d-электронная
оболочка более диффузна по сравнению
с s-
и p-электронными
оболочками, т.к. d-электроны
проводят больше времени у ядра. Поэтому
d-электроны
сильнее взаимодействуют с окружающими
анионами. Поляризуемость
ионов – аналогов возрастает с увеличением
числа электронных слоев. Труднее всего
поляризуемость происходит у малых по
размеру и многозарядных катионов, с
электронной оболочкой благородных
газов. Такие катионы называют жесткими.
Легче всего поляризуются объемные
многозарядные анионы и малозарядные
объемные катионы. Это мягкие ионы. -
Поляризующее
действие
.
Зависит от зарядов, размеров и строения
внешнего электронного слоя. 1. Поляризующее
действие катиона увеличивается с
увеличением его заряда и уменьшением
радиуса. Максимальное поляризующее
действие характерно ля Катонов с малыми
радиусами и большими зарядами, поэтому
они образуют соединения ковалентного
типа. Чем больше заряд, тем больше
поляризующая связь. 2. Поляризующее
действие катионов увеличивается при
переходе о ионов с s-электронным
облаком к неполному и к 18-электронному.
Чем больше поляризующее действие
катиона, тем больший вклад ковалентной
связи. -
Применение
теории поляризации для объяснения
физических свойств
: Чем больше
поляризуемость аниона (поляризующее
действие катиона), тем более вероятно,
что он образует ковалентную связь.
Поэтому температура кипения и плавления
у соединений с ковалентной связью будет
меньше, чем у соединений ионной связью.
Чем больше ионность связи, тем выше
температура плавления и кипения. Деформация
электронной оболочки оказывает влияние
на возможность отражать или поглощать
световые волны. Отсюда с позиции теории
поляризации можно объяснить окраску
соединений: белое – все отражает; черное
– поглощает; прозрачное – пропускает.
Это связано: если оболочка деформирована,
то квантовые уровни электронов сближаются,
уменьшая энергетический барьер, поэтому
для возбуждения требуется малая энергия.
Т.к. поглощение связано с возбуждением
электронов, т.е. с переходом их на
высоколежащие уровни, то при наличии
высокой поляризации уже видимый свет
может возбуждать внешние электроны и
вещество окажется окрашенным. Чем выше
заряд аниона, тем меньше интенсивность
окраски. Поляризующее действие оказывает
влияние на реакционную способность
соединений, поэтому для многих соединений
соли кослород-содержащих кислот более
устойчивы, чем сами соли. Самое большое
поляризующее действие у d-элементов.
Чем больше заряд, тем больше поляризующее
действие. 18.
Ионная связь как предельный случай
ковалентной полярной связи. Свойства
веществ с различным типом связи.
Природу ионной
связи можно объяснить электростатическим
взаимодействием ионов. Способность
элементов образовывать простые ионы
обусловлено структурой их атомов.
Катионы легче всего образуют элементы
с малой энергией ионизации, щелочные и
щелочноземельные металлы. Анионы легче
всего образуются p-элементами
7 группы, вследствие их высокого сродства
к электрону. Электрические
заряды ионов обуславливают их притяжение
и отталкивание. Ионы можно представить
как заряженные шары, силовые поля которых
равномерно распределяются во всех
направлениях в пространстве. Поэтому
каждый ион может притягивать к себе
ионы противоположного знака в любом
направлении. Ионная связь, в отличие от
ковалентной, характеризуется
ненаправленностью. Взаимодействие
друг с другом ионов противоположного
знака не может привести к полной взаимной
компенсации их силовых полей. В силу
этого, они сохраняют способность
притягивать ионы и по другим направлениям.
Следовательно, в отличие от ковалентной,
ионная связь характеризуется
ненасыщаемостью. 19.Металлическая
связь. Сходство и различие с ионной и
ковалентной связями
Металлическая
связь – такая связь, в которой электроны
каждого отдельного атома принадлежат
всем атомам, находящемся в контакте.
Разность энергии «молекулярных»
орбиталей в такой связи мала, поэтому
электроны легко могут переходить с
одной «молекулярной» орбитали на другую
и, следовательно, двигаться в объёме
металла. Металлы отличаются
от других веществ высокой электрической
проводимостью и теплопроводностью. В
обычных условиях являются кристаллическими
веществами (за исключением ртути) с
высокими координационными числами
атомов. В металле число электронов
значительно меньше числа орбиталей,
поэтому электроны могут переходить из
одной орбитали в другую. Атомы металлов
характеризуются высокой энергией
ионизации – валентные электроны слабо
удерживаются в атоме, т.е. легко
перемещаются в кристалле. Возможность
перемещения электронов по кристаллу
определяет электрическую проводимость
металлов. Таким образом,
в отличие от ковалентных и ионных
соединений, в металлах большое число
электронов одновременно связывают
большое число атомных ядер, а сами
электроны могут перемещаться в металле.
Иначе говоря, в металлах имеет место
сильно делокализованная химическая
связь. Металлическая связь имеет
определенное сходство с ковалентной,
поскольку основана на обобществлении
валентных электронов. Однако в образовании
ковалентной связи участвуют валентные
электроны только двух взаимодействующих
атомов, в то время как при образовании
металлической связи в обобществлении
электронов принимают участие все атомы.
Именно поэтому металлическая связь не
обладает пространственной направленностью
и насыщаемостью, что во многом определяет
специфические свойства металлов. Энергия
металлической связи в 3-4 раза меньше
значений энергии ковалентной связи. 20.
Водородная связь. Межмолекулярная и
внутримолекулярная. Механизм образования.
Особенности физических свойств веществ
с водородной связью. Примеры.
-
Водородная связь является особым видом
химической связи. Она характерна для
соединений водорода с наиболее
электроотрицательными элементами(фтор,
кислород, азот и в меньшей степени хлор
и сера). Водородная связь
очень распространена и играет важную
роль при ассоциации молекул, в процессах
кристаллизации, растворения, образования
кристаллогидратов и др. Например, в
твердом, жидком и даже в газообразном
состоянии молекулы фторида водорода
соединены в зигзагообразной цепочке,
что обусловлено именно водородной
связью. Особенность его
в том, что атом водорода, входящий в
состав одной молекулы, образует вторую,
более слабую связь с атомом в другой
молекуле, в результате чего обе молекулы
объединяются в комплекс. Характерной
чертой такого комплекса является так
называемый водородный
мостик – А – Н...В–
.
Расстояние между атомами в мостике
больше, чем между атомами в молекуле.
Первоначально водородная связь
трактовалась как электростатическое
взаимодействие. В настоящее время пришли
к выводу, что большую роль в водородной
связи играет донорно-акцепторное
взаимодействие. Водородная связь
образуется не только между молекулами
различных веществ, но и в молекулах
одного и того же вещества H2O, HF, NH3 и др.
Это объясняет и отличие свойств этих
веществ по сравнению с родственными
соединениями. Известна водородная связь
внутри молекул, особенно в органических
соединениях. Образованию ее способствует
наличие в молекуле акцепторной группы
А-Н и донорной группы В-R. В молекуле А-Н
в качестве А выступает наиболее
электроотрицательный элемент. Образование
водородной связи в полимерах, например,
в пептидах, приводит к спиральной
структуре. Подобные структуры имеет и
ДНК – дезоксирибонуклеиновая кислота
– хранитель кода наследственности.
Водородные связи не прочные. Они легко
возникают и разрываются при обычной
температуре, что весьма важно в
биологических процессах. Известно, что
соединения водорода с сильно
электроотрицательными неметаллами
имеют аномально высокие температуры
кипения. Межмолекулярное
взаимодействие. Силы притяжения между
насыщенными атомами и молекулами крайне
слабы по сравнению с ионными и ковалентными
связями. Вещества, в которых молекулы
удерживаются крайне слабыми силами,
чаще являются газами при температуре
20 градусов, и во многих случаях их точки
кипения очень низки. Существование
таких слабых сил было обнаружено
Ван-дер-Ваальсом. Существование таких
сил в системе можно объяснить: 1. Наличие у молекулы
постоянного диполя. В этом случае в
результате простого электростатического
притяжения диполей возникают слабые
силы взаимодействия – диполь-дипольные(H2O,
HCl,
CO) 2. Дипольный момент
очень мал, но при взаимодействии с водой
может образовываться индуцированный
диполь, который возникает в результате
полимеризации молекул диполями окружающих
молекул. Это эффект может накладываться
на диполь-дипольное взаимодействие и
увеличивать притяжение. 3. Дисперсионные
силы. Эти силы действуют между любыми
атомами и молекулами независимо от их
строения. Это понятие ввел Лондон. Для
симметричных атомов единственно
действующие силы – это Лондонские силы. 21.
Агрегатные состояния вещества: твердое,
жидкое, газообразное. Кристаллическое
и аморфное состояния. Кристаллические
решетки.
-
В обычных условиях атомы, ионы и молекулы
не существуют индивидуально. Он всегда
составляют только части более высокой
организации вещества, практически
участвующего в химических превращениях
– так называемого агрегатного состояния.
В зависимости от внешних условий все
вещества могут находиться в разных
агрегатных состояниях – в газовом,
жидком, твердом. Переход из одного
агрегатного состояния в другое не
сопровождается изменением стехиометрического
состава вещества, но обязательно связан
с большим или меньшим изменением его
структуры. Твердое состояние
– это такое состояние, в котором вещество
имеет собственный объем и собственную
форму. В твердых телах силы взаимодействия
между частицами очень велики. Практически
все вещества существуют в виде нескольких
твердых тел. Реакционная способность
и другие свойства этих тел, как правило,
различны. Идеальному твердому состоянию
соответствует гипотетический идеальный
кристалл. Жидкое состояние
– это такое состояние, в котором вещество
имеет собственный объем, но не имеет
собственной формы. Жидкость обладает
определенной структурой. По структуре
жидкое состояние является промежуточным
между твердым состоянием со строго
определенной периодической структурой
и газом, в котором отсутствует какая-либо
структура. Отсюда, для жидкости характерно,
с одной стороны, наличие определенного
объема, а с другой – отсутствие
определенной формы. Непрерывное
перемещение частиц в жидкости определяет
сильно выраженную самодиффузию и ее
текучесть. Структура и физические
свойства жидкости зависят от химической
индивидуальности образующих ее частиц. Газообразное
состояние
.
Характерная особенность газового
состояния заключается в том, что молекулы
(атомы) газа не удерживаются вместе, а
свободно движутся в объеме. Силы
межмолекулярного взаимодействия
проявляются, когда молекулы подходят
друг к другу на близкое расстояние.
Слабое межмолекулярное взаимодействие
обуславливает малую плотность газов и
их основные характерные свойства –
стремление к бесконечному расширению
и способность оказывать давление на
стенки сосудов, препятствующих этому
стремлению. Вследствие слабого
межмолекуярного взаимодействия при
малом давлении и высоких температурах
все типичные газы ведут себя приблизительно
одинаково, но уже при обычных температурах
и давлении начинают проявлятся
индивидуальности газов. Состояние газа
характеризуется его температурой,
давлением и объемом. Газ считается
находящимся при н.у. если его температура
0 градусов и давление 1* 10 Па. -
Кристаллическое
состояние
.
Среди твердых тел основным является
кристаллическое состояние, характеризующееся
определенной ориентацией частиц(атомов,
ионов, молекул) относительно друг друга.
Это определяет и внешнюю форму вещества
в виде кристаллов. Одиночные кристаллы
– монокристаллы существуют в природе,
но их можно получить искусственно. Но
чаще всего кристаллические тела
представляют собой поликристаллические
образования – это сростки большого
числа мелких кристаллов. Характерной
особенностью кристаллических тел,
вытекающей из их строения, является
анизотропия. Она проявляется в том, что
механические, электрические и другие
свойства кристаллов зависят от направления
внешнего воздействия сил на кристалл.
Частицы в кристаллах совершают тепловые
колебания около положения равновесия
или около узлов кристаллической решетки. Аморфное состояние
.
Аморфное состояние подобно жидкому.
Характеризуется не полной упорядоченностью
взаимного расположения частиц. Связи
между структурными единицами не
равноценны, поэтому у аморфных тел нет
определенной температуры плавления –
в процессе нагревания они постепенно
размягчаются и плавятся. Например,
температурный интервал процессов
плавления для силикатных стекол 200
градусов. В аморфных телах характер
расположения атомов при нагревании
практически не меняется. Изменяется
лишь подвижность атомов – увеличиваются
их колебания. -
Кристаллические решетки: Кристаллические
решетки могут быть ионными, атомными
(ковалентными или металлическими) и
молекулярными. Ионная решетка
состоит из ионов противоположного
знака, чередующихся в узлах. В атомных решетках
атомы связаны ковалентной или металлической
связью. Пример: алмаз (атомно-ковалентная
решетка), металлы и их сплавы
(атомно-металлическая решетка). Узлы
молекулярной кристаллической решетки
образованы молекулами. В кристаллах
молекулы связаны за счет межмолекулярного
взаимодействия. Различия в типе
химической связи в кристаллах определяют
существенные различия в типе физических
и химических свойств вещества со всеми
типами кристаллической решетки. Например,
вещества с атомно-ковалентной решеткой
характеризуются высокой твердостью, а
с атомно-металлической – высокой
пластичностью. Вещества с ионной решеткой
обладают высокой температурой плавления,
не летучи. Вещества с молекулярной
решеткой (межмолекулярные силы слабы)
– легкоплавки, летучи, твердость их не
высока. 22.
Комплексные соединения. Определение.
Состав.
Комплексные
соединения – это молекулярные соединения,
сочетание компонентов которых приводит
к образованию сложных ионов способных
к свободному существованию, как в
кристалле, так и в растворе. Комплексные
ионы – это результат взаимодействия
между центральным атомом
(комплексообразователем) и окружающими
его лигандами. Лиганды – это как ионы,
так и нейтральные молекулы. Чаще всего
комплексообразователем является металл,
который вместе с лигандами образует
внутреннюю сферу. Имеется внешняя сфера.
Внутренняя и внешняя сферы связаны
между собой ионной связью.
