Материал: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий

Скачать

Заказать новую работу

Внимание! Если размещение файла нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам
Ионная связьОтличительные особенности ковалентной связи – направленность и насыщаемость. В то же время известны химические соединения, для которых такие свойства нехарактерны. Например, в соединениях, которые называют «ионными», связь свойств направленности и насыщаемости не проявляет. Природу такой связи можно объяснить электростатическим притяжением ионов с противоположными по знаку зарядами. Однако даже при образовании связи между атомами с наибольшей ЭОЭ, она не будет ионной на 100 %: так, в соединении Cs–F эффективные заряды атомов по 0,97. Ионная связь – это случай предельной поляризации ковалентной связи при образовании ионного кристалла. Структура элементарной кристаллической решетки ионного соединения определяется не столько строением валентного уровня атомов, сколько соотношением радиусов и зарядов ионов, которыми она образована. В большинстве простых солей, например галогенидов щелочных металлов, при соотношении радиусов катиона и аниона, rкатиона/rаниона = = 0,73 0,41 ионный кристалл имеет простую кубическую структуру с числом ближайших ионов противоположного знака, равным шести (NaCl). При соотношении радиусов 0,73 1,37 каждый ион окружен восемью ионами с противоположным зарядом – объемно-центрированная кубическая структура (CsCl). Ионные кристаллы относят к наиболее распространенному типу кристаллических веществ. Варианты образования кристаллов с другими типами связей будут подробнее рассмотрены в химии элементов («Нерганической химии»).Метод молекулярных орбиталей (основные положения)Согласно этой модели, ковалентная химическая связь образуется в результате перекрывания попарно валентных орбиталей атомов. При этом каждая пара атомных орбиталей (АО) образует пару молекулярных орбиталей (МО), из которых одна – с энергией более низкой, чем исходные АО (ее называют связывающей МО), а другая – с энергией большей, чем исходные АО (ее называют разрыхляющей молекулярной орбиталью). Способы перекрывания орбиталей, по
σ- или π- типу, аналогичны рассмотренным ранее в методе валентных связей (см. рисунок 3.5). Соответственно способу перекрывания орбиталей называют образующиеся молекулярные орбитали: если две АО перекрылись по σ- типу, то в результате образуются две σ-МО (σ- связывающая и σ*- разрыхляющая, рисунок 3.10, 3.11); если две АО перекрылись по π-типу, то в результате образуются две π- МО (π- связывающая и π*- разрыхляющая).

Рисунок 3.10 – Энергетическая диаграмма МО молекулы Н2

Рисунок 3.11 – Энергетическая диаграмма МО молекулы Не2

На рисунке 3.12 показаны энергетические диаграммы атомных орбиталей (АО) валентного уровня двух атомов кислорода и молекулярных орбиталей (МО) молекулы О2.

Рисунок 3.12 – Энергетическая диаграмма орбиталей (АО) атомов кислорода и молекулярных орбиталей (МО) молекулы кислорода О2Из рисунка 3.12 видно, что число молекулярных орбиталей равно числу атомных орбиталей – их восемь; из них четыре связывающие и четыре разрыхляющие. Распределение электронов на МО подчиняется принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Гунда (см. тему 3). В соотвествии с этим двенадцать валентных электронов двух атомов кислорода при образовании молекулы О2 распределяются по МО следующим образом: – электронная конфигурация МО молекулы О2.Вместо понятия валентность (МВС) в методе молекулярных орбиталей вводится понятие порядок химической связи – это разность между числом электронных пар на связывающих и разрыхляющих орбиталях (одиночный электрон считают ½ электронной пары). В молекуле Н2 (рисунок 3.10) порядок связи равен 1, в молекулярном ионе Н2+ он равен 0,5. В молекуле Не2 (рисунок 3.11) порядок связи равен нулю – в подобных случаях связь не образуется (а в молекулярном ионе Не+?). В молекуле О2 (рисунок 3.12) на связывающих орбиталях – четыре электронных пары, а на разрыхляющих – две; следовательно, порядок связи в О2 равен 4 – 2 = 2 (т.е. в данном случае порядок связи в модели ММО численно совпадает с «валентностью» в представлениях МВС). В общем случае порядок связи может быть не только целым, но и дробным. Например, молекулярный ион О2–, в отличие от О2, имеет дополнительный электрон, который занимает π*- орбиталь, и в этом случае порядок связи будет 4 – 2,5 = 1,5; следовательно связь в О2– менее прочная, чем в О2 (сравните с ним О2+). Из рисунка 3.12 видно также, что в молекуле О2 два электрона неспаренные, и поэтому молекулярный кислород должен проявлять свойство парамагнетизма

(что соответствует действительности, хотя по МВС молекулярный кислород не должен иметь неспаренных электронов и поэтому должен быть диамагнитным).
Как видно из приведенных примеров, метод молекулярных орбиталей – модель с гораздо большими возможностями прогнозирования свойств химических соединений.

В настоящее время в химической теории используются не только рассмотренные нами модели МВС и ММО. Так, при изучении комплексных соединений будет рассмотрена еще одна модель химической связи – теория кристаллического поля лигандов. Для прогнозирования геометрии химических соединений часто гораздо эффективнее теории гибридизации орбиталей оказывается модель, предложенная Гиллеспи – теория взаимного отталкивания валентных электронов атомов в соединении.

Межмолекулярное взаимодействие

Природа межмолекулярного взаимодействия электромагнитная. Различают следующие варианты связывания молекул друг с другом:– с образованием ковалентной связи (по донорно-акцепторному или обменному механизму; последний реализуется между молекулами–радикалами);– связывание без обобществления электронов, за счет так называемых сил Ван-дер-Ваальса: ориентационного, индукционного и дисперсионного взаимодействий;– образование водородных связей.Ориентационное взаимодействие (рисунок 3.13) возможно между полярными молекулами, например галогеноводородов, аммиака, оксида серы(IV) и др.: при ориентации диполей относительно друг друга противоположно заряженными концами они связываются за счет электростатического притяжения. Чем полярнее молекулы, тем больше диполь-дипольное взаимодействие между ними.Рисунок 3.13 – Схема взаимодействия двух полярных молекулИндукционное взаимодействие (рисунок 3.14) реализуется между полярной и неполярной молекулой, по механизму диполь-наведенный (индуцированный) диполь. Под действием полярной молекулы симметричная вначале электронная оболочка неполярной молекулы деформируется, и индуцированный диполь притягивается к диполю полярной молекулы. Примером такого взаимодействия может быть растворение в воде, молекулы которой полярные, неполярных молекул углекислого газа. Индукционное взаимодействие тем больше, чем более полярна одна из молекул и чем легче деформируется электронная оболочка неполярной молекулы.
Рисунок 3.14 – Схема взаимодействия между полярной и неполярной молекуламиДисперсионное взаимодействие возникает между неполярными молекулами за счет того, что в результате колебательного теплового движения электронной оболочки относительно ядер на короткое время образуются «мгновенные» диполи, взаимодействующие друг с другом. Из всех электростатических межмолекулярных взаимодействий дисперсионные – самые слабые; однако благодаря им оказывается возможным (при очень низких температурах) сжижение водорода, кислорода, азота, инертных газов. Дисперсионное взаимодействие тем больше, чем подвижнее электронная оболочка молекул. Так, в молекулярном азоте при тройной ковалентной связи между атомами электронная оболочка более «жесткая» по сравнению с молекулярным кислородом (связь двойная). Вследствие этого дисперсионное взаимодействие между молекулами N2 более слабое, и поэтому жидкий азот кипит при более низкой температуре, чем жидкий кислород. Эту особенность следует иметь в виду при работе с жидким азотом, т.к. в нем может конденсироваться кислород из воздуха.Особенность водородной связи (рисунок 3.15) обусловлена уникальностью атома водорода – единственного атома, имеющего только один электрон. При связывании водорода с сильно электроотрицательными атомами его очень малый по размерам положительно поляризованный ион способен глубоко внедряться в электронные оболочки других атомов. Водородная связь весьма распространена и играет важную роль в процессах ассоциации, растворения, образования кристаллогидратов и др. Именно водородной связью обусловлены «аномальные» свойства воды (температура кипения, структура жидкой и кристаллической воды). Ассоциацией молекул HF за счет водородных связей объясняется наличие кислых солей «одноосновной» плавиковой кислоты, например KHF2.Рисунок 3.15 – Схема образования водородной связи между молекулами фтороводородаМежмолекулярная ковалентная связьпо донорно-акцепторномумеханизму образуется в случае, если атомы одной молекулы имеют неподеленные электронные пары, а атомы другой – вакантные валентные орбитали. Примером таких соединений могут быть AlCl
Источник: https://files.student-it.ru/previewfile/274165

Смотрите также:

ЦЕНОВАЯ ПОЛИТИКА ПРЕДПРИЯТИЯ НА ПРИМЕРЕ ООО «ДНС РИТЕЙЛ»
_archivetempпротивовоспалительные
- Сопротивление изоляции 25
!Контрольная работа (задание)
!Фармакология препаратов для терапии заболеваний дыхательных путей
'Свадьба'. Керамика
«Предмет, метод предпринимательского права и принципы предпринимательского права» (Понятие предмета и метода российского предпринимательского права)
«Українська література в першій половині ХХ століття»
03
0303_Болкунов_ВО_ЛР1