Химическая связь и ее виды

Размещено на http://www.allbest.ru/

РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ

ИНСТИТУТ ИНОСТРАННЫХ ЯЗЫКОВ

Реферат

по теме «Химическая связь и её виды»

Выполнил(а): студент(ка) 1 курса

группа ЛВМ-101

Чахалян Гоар Оганесовна

Преподаватель: Мраченко Екатерина Аркадьевна

Москва 2018

Содержание

Введение

1. Теории возникновения химической связи в истории

2. Химическая связь и типы химической связи

2.1 Ковалентная связь

2.2 Ионная связь

2.3 Водородная связь

2.4 Ионные кристаллы

2.5 Металлическая связь

3. Динамика химической связи

3.1 Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

3.2 Механизм перехода ковалентной в ионную связь

Заключение

Список использованной литературы



Введение

Химические элементы встречаются в природе главным образом не в виде отдельных атомов, а в виде сложных или простых веществ. Лишь благородные газы - гелий, неон, аргон, криптон и ксеон - находятся в природе в атомном состоянии, что объясняется устойчивостью электронных оболочек атомов благородных газов. Во всех других простых и сложных веществах атомы связаны химическими силами. Существует несколько типов химической связи, важнейшие из них - ковалентная, ионная и металлическая.

В общем случае химическая связь образуется, если полная энергия системы, состоящей из взаимно-действующих атомов, при сближении атомов понижается. химический ковалентный металлический ионный

Пользуясь понятием электроотрицательности элементов, можно предвидеть основные три случая химического взаимодействия между атомами:

Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых резко отличаются, например, атомами щелочных металлов и атомами галогенов.

Химические реакции происходят между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы. Такое взаимодействие наблюдается при образовании газов (Н2,Р2, Cl 2, О2, N2), молекулы которых состоят из 2-х одинаковых атомов.

Вступать в химические реакции могут атомы элементов, электроотрицательности которых отличаются, но не очень сильно. Этот случай является промежуточным между двумя первыми крайними и встречаются особенно часто. Примерами его является образование молекул водорода Н2О, хлородоводорода HCl, метана СН4, и многих других веществ.

В зависимости от того, к какому случаю следует отнести данное химическое взаимодействие элементов, различают определенный тип химической связи. Надо учесть, что между этими типами химических связей нет резких границ. Между ними существует постепенный взаимопереход. Поэтому во многих химических соединениях одновременно существуют разные типы связей. Это объясняет последовательным изменением электроотрицательностей химических элементов.



1. Теории возникновения химических связей

К XIX веку человечество обладало достаточной информацией, чтобы обработать и проанализировать результаты различных исследований о природе химической связи. Вследствие , XIX век стал решающим для развития теории строения химической связи. Разными учеными были предложены несколько концепций, которые бы объясняли природу связи в рамках имеющихся тогда научных объяснений и исследований.

Самой первой была концепция электрохимического дуализма, выработанная Берцелиусом (шведский химик, которому принадлежат таблицы относительных атомных масс около 50 элементов, разработки в области органической химии, открыл церий, торий и селен), в основе которой теории лежал уже известный в то время закон Кулона, согласно которому модуль силы взаимодействия двух точечных зарядов прямо пропорционален произведению величин этих зарядов и обратно пропорционален квадрату расстояния между ними. Согласно концепции, все элементы располагаются в ряд в порядке уменьшения их электроотрицательных свойств, причем ряд начинается с кислорода, а не фтора, который к тому времени еще не был выделен в свободном состоянии; завершается ряд щелочными металлами. Наиболее электроотрицательные элементы обладают избыточным минусовым зарядом, а сам атом - полярный. Таким образом, атомы переориентируются в пространстве друг друга противоположными полюсами, при этом заряд частично нейтрализуется. Нейтрализация заряда приводит к выделению избыточной энергии - химическая связь образована. Теория дала начало научного подхода к объяснению явления химической связи, но не была достаточно логично обоснованной, потому что не могла объяснить возникновение сил, которые бы заставили атомы объединяться. Следующая теория разрабатывалась группой талантливых органиков в середине XIX века (Кекуле, Бутлеров, Куллер) и получила название «концепция валентности». Основу теории положил Кекуле, объяснив понятие кратной связи на примере бензола. Со временем теория расширилась и на неорганические соединения вследствие открытия периодического закона Д. И. Менделеева. Решающим этапом концепции стала теория химического строения Бутлерова (все физические и химические свойства соединений зависят не только от качественного и количественного состава, но и от пространственной структуры соединения).

Следующая теория - ионная концепция - начала бурно развиваться в начале XX века и принадлежала Косселю. Связана она с открытием электрона Томсона, что способствовало формированию представлений о природе межатомных сил. После этого стали считать, что атом - электронейтральная частица, а образование связи между несколькими атомами проходит в два этапа:

1) отделение электрона от атома и его переход на другой атом: образование двух заряженных частиц - аниона и катиона;

2) объединение двух противоположно заряженных частиц в нейтральную молекулу.

Число отданных/принятых электронов принято считать валентностью.

Концепция электронных пар, которую разработал Льюис, начиналась с объяснения ковалентной связи. Черту в структурных формулах соответствует одной электронной паре, которая является общей для двух атомов, потому как находится в оболочке обоих из них. В рамках концепции были классифицированы виды химической связи, а главным достижением ее было понимание, что не все электроны участвуют в образовании связи, то есть, было понимание всей сложности и многоступенчатости строения электронных уровней.

Последней и использующейся до сих пор была орбитальная теория химической связи, которая очень связана с квантовой химией. Согласно теории, связь образуется в результате электростатических взаимодействий электронных плотностей атомов, а также электростатических взаимодействий электронной плотности одного атома с ядром другого.

Неверным будет сказать, что какая-либо из теорий возникновения химической связи была явно неправильной и лишней: все они были результатом упорной, долгой работы и гениальнейших умозаключений. Эволюция поздних теорий обусловлена как различными открытиями в физике и химии, так и научно-техническим прогрессом. То есть, последние концепции представляют собой результат работы огромного количества талантливых ученых.

Возможно, спустя сотни лет откроется новая правда о химических структурах, и наши теории также канут в лету, но сейчас орбитальная концепция принимается за истинную и используется для различных квантово-химических расчетах.



2. Химическая связь и типы химической связи

Химическая связь -- это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость молекулы или кристалла как целого. Химическая связь определяется взаимодействием между заряженными частицами (ядрами и электронами). Современное описание химической связи проводится на основе квантовой механики.

Основные характеристики химической связи -- прочность, длина, полярность и порядок связей:

Длина связи - равновесное расстояние между ядрами атомов, которые соединены химической связью. Обычно измеряется экспериментально.

Энергия химической связи определяет ее прочность. В данном случае под энергией подразумевается усилие, необходимое, для того, чтобы разорвать химическую связь и разъединить атомы.

Полярность химической связи показывает, насколько электронная плотность смещена к одному из атомов. Способность атомов смещать к себе электронную плотность или говоря простым языком «тянуть одеяло на себя» в химии называют электроотрицательностью.

Порядок химической связи, или кратность химической связи - это число электронных пар, вступающих в химическую связь. Порядок может быть, как целым, так и дробным, чем он выше, тем большее число электронов осуществляют химическую связь и тем труднее ее разорвать.

Механизм образования химической связи сильно зависит от ее типа или вида, в целом различаются такие основные виды химической связи:

§ Ковалентная химическая связь (которая в свою очередь может быть полярной и неполярной)

§ Ионная связь

§ Водородная связь

§ Металлическая связь



2.1 Ковалентная связь

Сам термин «ковалентная связь» происходит от двух латинских слов: «со» -- совместно и «vales» -- имеющий силу, так как это связь происходящая за счет пары электронов, принадлежащей одновременно обоим атомам (или говоря более простым языком, связь между атомами за счет пары электронов, являющихся общими для них). Образование ковалентной связи происходит исключительно среди атомов неметаллов, причем появляться она может как в атомах молекул, так и кристаллов. Впервые ковалентная химическая связь была обнаружена в далеком 1916 году американских химиком Дж. Льюисом и некоторое время существовала в виде гипотезы, идеи, лишь затем была подтверждена экспериментально. Что же выяснили химики по ее поводу? А то, что электроотрицательность неметаллов бывает довольно большой и при химическом взаимодействии двух атомов перенос электронов от одного к другому может быть невозможным, именно в этот момент и происходит объединение электронов обоих атомов, между ними возникает самая настоящая ковалентная связь атомов.

В целом есть два типа ковалентной связи:

§ обменный,

§ донорно-акцептный.

При обменном типе ковалентной связи между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспареному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины).

Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимально расстояние между ними.

Что же касается донорно-акцепторного типа ковалентной связи, то он происходит когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор -- свободную орбиталь.

Различают две основные разновидности ковалентной связи:

· Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О₂; N₂; C₁₂.

· Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.

2.2 Ионная связь

Чисто ионной связью называется химически связанное состояние атомов, при котором устойчивое электронное окружение достигается путем полного перехода общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента.

На практике полный переход электрона от одного атома к другому атому - партнеру по связи не реализуется, поскольку каждый элемент имеет большую или меньшую электроотрицательность, и любая химическая связь будет в некоторой степени ковалентной. Если степень ковалентной связи достаточна высока, то такая химическая связь является полярной ковалентной связью с той или иной степенью ионности. Если же степень ковалентности связей мала, по сравнению со степенью ее ионности, то такая связь считается ионной.

Ионная связь возможна только между атомами электроположительных и электроотрицательных элементов, находящимися в состоянии разноименно заряженных ионов. Процесс образования ионной связи позволяет объяснить электростатическая модель, т.е. рассмотрение химического взаимодействия между отрицательно и положительно заряженными ионами.

Ионы - это электрически заряженные частицы, образующиеся из нейтральных атомов или молекул путем отдачи или приема электронов.

При отдаче или приеме электронов молекулами образуются молекулярные или многоатомные ионы, например, - атион диоксигена, - нитрит-ион.

Одноатомные положительные ионы, или одноатомные отрицательные ионы, или одноатомные анионы, возникают при химической реакции между нейтральными атомами путем взаимопередачи электронов при этом атом, электроположительного элемента, обладающий небольшим числом внешних электронов, переходит в более устойчивое состояние одноатомного катиона путем уменьшения числа этих электронов. Наоборот, атом электроотрицательного элемента, имеющий большое число внешних электронов, переходит в более устойчивое для него состояние одноатомного иона путем увеличения числа электронов. Одноатомные катионы образуются, как правило, металлами, а одноатомные анионы - неметаллами.

При передачи электронов атомы металлических и неметаллических элементов стремятся сформироваться вокруг своих ядер устойчивую конфигурацию электронной оболочки. Атом неметаллического элемента создает вокруг своего остова внешнюю оболочку последующего благородного газа. Тогда как атом металлического элемента после отдачи внешних электронов получает устойчивую октетную конфигурацию предыдущего благородного газа.



2.3 Водородная связь

Водородсодержащие группы атомов (где атом водорода соединен с атомом фтора, кислорода или азота, реже: хлора, серы или других неметаллов) часто образуют устойчивую химическую связь с электроотрицательными атомами, входящими в состав другой или той же самой молекулы. Такой вид химической связи получил название водородной связи. Это частный случай Ван-дер-ваальсовых сил.

Ковалентные связи H-O, H-F, H-N являются сильно полярными, за счет чего на атоме водорода скапливается избыточный положительный заряд, а на противоположных полюсах - избыточный отрицательный заряд. Между разноименно заряженными полюсами возникают силы электростатического притяжения - водородные связи. Водородный вид химической связи может быть как межмолекулярным, так и внутримолекулярным. Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи, но тем не менее водородные связи играют большую роль во многих физико-химических и биологических процессах. В частности, молекулы ДНК представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны между собой водородными связями.

Одним из признаков этого вида химической связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н... В больше, чем А-В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F-H-F]^- энергия водородной связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией другого вида связи - ковалентной связью. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно меньше (25 кДж/моль).



2.4 Ионные кристаллы

При взаимодействии металлических и неметаллических простых веществ, сопровождающемся отдачей и приемом электронов, образуются соли. Пример:

2Na + Cl2 = 2NaCl,

2Al + 3F2 = 2AlF3

Ионная связь характерна не только для солей производного бескислородных и кислородосодержащих кислот [типа NaCl, AlF3, NaNO3, Al(SO4)3], но и для других классов неорганических веществ - основных оксидов и гидроксидов [типа Na2O и NaOH], бинарных соединений [типа Li3N и CaC2]. Между ионами с противоположными по знаку зарядами проявляются электростатические силы притяжения. Такие силы притяжения изотропны, т.е. действуют одинаково, во всех направлениях. В результате расположение ионов в твердых солях упорядочивается в пространстве определенным образом. Система упорядочено расположенных катионов и анионов называется ионной кристаллической решеткой, а сами твердые вещества (соли, основные оксиды и гидроксиды) - ионными кристаллами.

Все ионные кристаллы имеют солеобразный характер. Под солеобразным характером понимается определенный набор свойств, отличающий ионные кристаллы от кристаллических веществ с другими типами решеток.

Естественно, не все ионные решетки характеризуются таким расположением ионов в пространстве, число ионов - соседей с противоположным зарядом может быть и иным.Однако чередование катионов и анионов в пространстве является обязательным для кристаллов.

Из-за того, что кулоновские силы притяжения распространяются одинаково по всем направлениям, ионы в узлах кристаллической решетки связаны относительно прочно, хотя каждый из ионов не зафиксирован неподвижно, а непрерывно совершает тепловые колебания вокруг своего положения в решетке. Поступательное же движение ионов вдоль решетки отсутствует, поэтому все вещества с ионными связями при комнатной температуре - твердые (кристаллические). Амплитуда тепловых колебаний может быть увеличена нагреванием ионного кристалла, которое в результате приводит к разрушению решетки и переходу твердого вещества в жидкое состояние (при температуре плавления). Температура плавления ионных кристаллов относительно высока. Температура кипения, при которой совершается переход жидкого вещества в самое неупорядоченное, газовое состояние, имеет очень большие значения. Пример:

	NaCl	NaOH	KBr	BaF2	BaCl2
Темп. плавления, °С	801	321	734	1368	961
Темп. кипения, °С	1465	1390	1380	2260	2050

Многие соли, особенно многоэлементные комплексные, а так же соли органических кислот могут разлагаться при температуре более низких, чем температура кипения и даже температура плавления.

Типичным свойством многих соединений с ионной связью (которые не взаимодействуют с водой или не разлагаются до плавления) является их способность к диссоциации на составляющие ионы; вследствие подвижности ионов водные растворы или расплавы ионных кристаллов проводят электрический ток.

В ионных кристаллах отсутствуют связи между отдельными парами ионов; точнее следует сказать, что все содержащиеся в образце ионного соединения катионы и анионы оказываются связанными.

В ионных кристаллах, построенных из катионов и анионов, молекулы отсутствуют.

Химические формулы ионных веществ передают только соотношение катионов и анионов в кристаллической решетке; в целом образец ионного вещества электронейтрален. Например, в соответствии с формулой ионного кристалла Al2O3 соотношение катионов Al3+ и анионов О2- в решетке равно 2:3; вещество электронейтрально - шесть положительных зарядов (2 Al3+) нейтрализуется шестью отрицательными зарядами (3 О2-).

Хотя реальных молекул в ионных кристаллах не существует для единообразия с ковалентными веществами принято с помощью формул типа NaCl и Al2O3 передавать состав условных молекул, следовательно, характеризовать ионные вещества определенными значениями относительной молекулярной массы. Это тем более оправдано, поскольку переход от ковалентной связи к ионной происходит постепенно и имеют лишь условную границу с Dх = 1,7.

Относительная молекулярная масса веществ с ионной связью находится сложением относительных атомных масс соответствующих элементов с учетом числа атомов каждого элемента.

Пример: Относительная молекулярная масса Al2O3 составляет:

Относительная атомная масса 2 (Al)	2 Ч 26,992
Относительная атомная масса 3 (О)	3 Ч 15,999
	101,961»101,96

Строение и форма кристаллов являются предметом исследования кристаллографии, а связь свойств кристаллов и их строения изучает кристаллохимия.

Следует отметить, что соединений в которых существует только ионная связь практически нет. Всегда между соседними атомами в кристалле возникают и ковалентные связи.



2.5 Металлическая связь

Металлическая связь -- химическая связь между атомами в металлическом кристалле, возникающая за счёт перекрытия (обобществления) их валентных электронов.

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми», которую следует рассматривать как геометрическое место в k-пространстве, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла -- проводить электрический ток[3]. Таким образом, электрический ток в металлах -- это движение сорванных с орбитального радиуса электронов в поле положительно заряженных ионов, находящихся в узлах кристаллической решётки металла. Выход и вход свободных электронов в связывающее звено кристалла осуществляется через точки «0», равноудалённые от положительных ионов атомов (рис.2).

Свободное движение электронов в металле подтверждено в 1916 году опытом Толмена и Стюарта по резкому торможению быстро вращающейся катушки с проводом -- свободные электроны продолжали двигаться по инерции, в результате чего гальванометр регистрировал импульс электрического тока. Свободное движение электронов в металле обусловливает высокую теплопроводность металла и склонность металлов к термоэлектронной эмиссии, происходящей при умеренной температуре.

Колебание ионов кристаллической решётки создаёт сопротивление движению электронов по металлу, сопровождающееся разогревом металла. В настоящее время важнейшим признаком металлов считается положительный температурный коэффициент электрической проводимости, то есть понижение проводимости с ростом температуры. С понижением температуры электросопротивление металлов уменьшается, вследствие уменьшения колебаний ионов в кристаллической решётке. В процессе исследования свойств материи при низких температурах Камерлинг-Оннес открывает явление сверхпроводимости. В 1911 году ему удаётся обнаружить уменьшение электросопротивления ртути при температуре кипения жидкого гелия (4,2 К) до нуля. В 1913 году Камерлинг-Оннесу присуждается Нобелевская премия по физике со следующей формулировкой: «За исследование свойств веществ при низких температурах, которые привели к производству жидкого гелия.»

Однако теория сверхпроводимости была создана позднее, в основе которой лежит концепция куперовской электронной пары -- коррелированного состояния связывающих электронов с противоположными спинамии и импульсами, и, следовательно, сверхпроводимость можно рассматривать как сверхтекучесть электронного газа, состоящего из куперовских пар электронов, через ионную кристаллическую решётку. В 1972 году авторам теории БКШ -- Бардину, Куперу и Шрифферу присуждена Нобелевская премия по физике «За создание теории сверхпроводимости, обычно называемой БКШ-теорией».

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми», которую следует рассматривать как геометрическое место в k-пространстве, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла -- проводить электрический ток. Таким образом, электрический ток в металлах -- это движение сорванных с орбитального радиуса электронов в поле положительно заряженных ионов, находящихся в узлах кристаллической решётки металла. Выход и вход свободных электронов в связывающее звено кристалла осуществляется через точки «0», равноудалённые от положительных ионов атомов (рис.2).

Свободное движение электронов в металле подтверждено в 1916 году опытом Толмена и Стюарта по резкому торможению быстро вращающейся катушки с проводом -- свободные электроны продолжали двигаться по инерции, в результате чего гальванометр регистрировал импульс электрического тока. Свободное движение электронов в металле обусловливает высокую теплопроводность металла и склонность металлов к термоэлектронной эмиссии, происходящей при умеренной температуре.

Колебание ионов кристаллической решётки создаёт сопротивление движению электронов по металлу, сопровождающееся разогревом металла. В настоящее время важнейшим признаком металлов считается положительный температурный коэффициент электрической проводимости, то есть понижение проводимости с ростом температуры. С понижением температуры электросопротивление металлов уменьшается, вследствие уменьшения колебаний ионов в кристаллической решётке. В процессе исследования свойств материи при низких температурах Камерлинг-Оннес открывает явление сверхпроводимости. В 1911 году ему удаётся обнаружить уменьшение электросопротивления ртути при температуре кипения жидкого гелия (4,2 К) до нуля. В 1913 году Камерлинг-Оннесу присуждается Нобелевская премия по физике со следующей формулировкой: «За исследование свойств веществ при низких температурах, которые привели к производству жидкого гелия.»

Однако теория сверхпроводимости была создана позднее. В её основе лежит концепция куперовской электронной пары -- коррелированного состояния связывающих электронов с противоположными спинамии и импульсами, и, следовательно, сверхпроводимость можно рассматривать как сверхтекучесть электронного газа, состоящего из куперовских пар электронов, через ионную кристаллическую решётку. В 1972 году авторам теории БКШ -- Бардину, Куперу и Шрифферу присуждена Нобелевская премия по физике «За создание теории сверхпроводимости, обычно называемой БКШ-теорией».



3. Динамика химической связи

Химическая связь достаточно динамична. Так, металлическая связь трансформируется в ковалентную в процессе фазового перехода при испарении металла. Переход металла из твёрдого в парообразное состояние требует затраты больших количеств энергии.

Металл	Li	Na	K	Rb	Cs
Теплота возгонки (ккал/г-атом)	36	26	22	21	19

В парах указанные металлы состоят практически из гомоядерных двухатомных молекул и свободных атомов. При конденсации паров металла ковалентная связь превращается в металлическую.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

Характеристика химической связи в молекулах фторидов щелочных металлов и их димерах.

ЭF	dЭF, Е	м, D	Э2F2	dЭF, Е	<F-Э-F
LiF	1,56	6,60	Li2F2	1,75	105°
NaF	1,93	-	Na2F2	2,08	95°
KF	2,17	7,37	K2F2	2,35	88°
RbF	2,27	-	Rb2F2	2,45	84°
CsF	2,35	7,88	Cs2F2	2,56	79°

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

3.1 Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обусловливает межатомное взаимодействие и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов -- валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи (в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

В теории отталкивания электронных пар считается важным соотношение между радиусом орбитали электронной пары r_e и длиной ковалентной химической связи d (рис.11). Для элементов каждого периода таблицы Д. И. Менделеева существует некоторый радиус электронной пары (Е):

-- 0,6 для элементов вплоть до неона;

-- 0,75 для элементов вплоть до аргона;

-- 0,75 для элементов вплоть до криптона;

-- 0,8 для элементов вплоть до ксенона

Указанное соотношение между r_e и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле -- в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы -- положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил (силы Ван-дер-Ваальса). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по соседству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера. В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра -- квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки a_w (рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки a_w кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи молекулы щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

Щёлочный металл	Li	Na	K	Rb	Cs
Постоянная решётка aw,Е [13]	3,5021	4,2820	5,247	5,69	6,084
Длина ковалентной связи, Me2, Е[14]	2,67	3,08	3,92	4,10	4,30

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми», которую следует рассматривать как геометрическое место, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла -- проводить электрический ток.

Рис. 14 Фазовая диаграмма водорода

При сопоставлении процесса конденсации паров щелочных металлов с процессом конденсации газов, например, водорода, проявляется характерная особенность в свойствах металла. Так, если при конденсации водорода проявляются слабые межмолекулярные взаимодействия, то при конденсации паров металла протекают процессы, характерные для химических реакций. Сама конденсация паров металла идёт в несколько стадий и может быть описана следующей процессией: свободный атом > двухатомная молекула с ковалентной связью > металлический кластер > компактный металл с металлической связью.

В 1935 году Юджин Вигнер и Хиллард Хантингтон предсказали возможность существования и металлического водорода. Действительно, ковалентная связь, свойственная молекулярному водороду, переходит в металлическую связь. Этот переход можно наблюдать для твёрдого водорода при высоком давлении.

3.2 Механизм перехода ковалентной в ионную связь

Переход ковалентной в ионную связь наблюдается для гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью, например, галогенидов щелочных металлов при переходе из газообразного в твёрдое состояние.

Атомы щелочных металлов при образовании соответствующего галогенида расходуют свой единственный внешний электрон и приобретают чётко выраженный положительный электрический заряд. Отрицательный электрический заряд фиксируется на атоме галогена. Молекулы галогенидов щелочных металлов фактически являются электрическими диполями.

Длина химической связи в молекулах галогенидов щелочных металлов (газовая фаза).

ЭX	Длина химической связи, Е
	ЭF	ЭCl	ЭBr	ЭI
LiX	1,56	2,02	2,17	2,39
NaX	1,93	2,36	2,50	2,71
KX	2,17	2,67	2,82	3,05
Rbx	2,27	2,79	2,95	3,18
CsX	2,35	2,91	3,07	3,32

Распределение силовых линий электрического диполя полярной ковалентной связи представлено на рис.4. При достаточно близких расстояниях силовые линии взаимно ориентируют полярные молекулы -- одноименно заряженные концы (полюса) их диполей взаимно отталкиваются, а разноимённо заряженные притягиваются. В результате между молекулами действуют силы притяжения, обусловленные взаимодействием их постоянных диполей и носящие название ориентационных сил.

Взаимодействие молекул галогенидов щелочных металлов сопровождается их димеризацией. Димерную молекулу можно рассматривать как электрический квадруполь. В настоящее время известны основные характеристики димеров галогенидов щелочных металлов (длины химической связи и валентные углы между связями).

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э₂X₂)(газовая фаза).

Э2X2	X=F	X=Cl	X=Br	X=I
	dЭF, Е	<F-Э-F,°	dЭCl, Е	<Cl-Э-Cl,°	dЭBr, Е	<Br-Э-Br, °	dЭI, Е	<I-Э-I, °
Li2X2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na2X2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K2X2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs2X2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

Тип кристаллической решётки и постоянная трансляционной решётки для галогенидов щелочных металлов.

Соединения и тип кристаллической решётки	Постоянная решётки, Е
	Li	Na	K	Rb	Cs
фториды (куб)	4,0279	4,628	5,344	5,64	6,020
хлориды (куб)	5,1399	5,639	6,21	-	-
хлориды (ОЦК)	-	-	-	3,749	4,10
бромиды (куб)	5,501	5,973	6,599	6,868	7,23
бромиды (ОЦК)	-	-	-	-	4,296
иодиды (куб)	6,012	6,475	7,066	7,340	7,66
иодиды (ОЦК)	-	-	-	-	4,567

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na⁺Cl^-).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na⁺Cl^? и Cs⁺Cl^? теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан (координирован) с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия). При этом все межионные расстояния в кристаллах равноудалены. Весь кристалл представляет собой гигантскую молекулу.



Заключение

При всей кажущейся простоте классификации химических связей не всегда удается правильное отнесение. Например, в ИЮПАК идет обсуждение о пересмотре природы водородной связи и отнесение ее только как к разновидности ковалентной связи. Кроме того, существуют примеры соединений не вписывающиеся в рамки классической теории образования химических связей и валентности. Таких соединений очень много в элементоорганической химии. Например, карбонар имеет в своем составе атомы углерода, которые в классической теории валентных связей должны быть шести валентными (1 связь с протоном, 4 или 5 связей с атомами бора и 2 или 1 связь с углеродом в зависимости от строения карборана), чего не может быть (на внешнем электронном уровне 4 электрона). Однако было введено понятие двух электронной трехцентровой связи, когда электронная пара принадлежит не двум атомам, а как бы равномерно размазана между тремя атомами, что позволяет обойти это несоответствие.



Список использованной литературы

1. Википедия, Химическая связь

2. Воскресенский П.И., Цветков Л.А. и др. Справочник по химии. М., 1974.

3. Егоров А.С., Шацкая К.П. и др. Репетитор по химии-Ростов н/Д, 2015

4. Рудзитис Г.Е. Химия. М., 1989.

5. Третьяков Ю.Д., Дайненко В.И. и др. Химия. Справочные материалы. М., 1984.

6. Хомченко И.Г Общая химия. М., 1987.

Размещено на Allbest.ru