Химическая связь и строение молекул. Химический состав сливочного масла.

Вопросы.

1.Химическая связь и строение молекул.

2. Химический состав сливочного масла.

1.Химическая связь и строение молекул.

Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, которые обуславливают образование химически устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы, кристалла и др.). Химическая связь возникает лишь в случае, если полная энергия взаимодействующих атомов уменьшается, следовательно, выделяется энергия. [2]

      Энергия связи – это количество энергии, которая выделяется при образовании химической связи. Это величина является важнейшей характеристикой прочности связи, ее выражают в килоджоулях на 1 моль образующегося вещества. Энергию связи определяют, сравнивая с состоянием предшествовавшем образованию связи. Например, энергия связи хлорида водорода, равная 431,8 кДж/моль, показывает, что по сравнению с основным состоянием водорода 1s1 и основным состоянием хлора 1s22s22p63s23p5 , сумма энергий, которых принята за исходный уровень, при образовании HCl выделилась энергия в количестве 432 кДж/моль. Важными геометрическими характеристиками химической связи являются длина, углы между связями в молекулах, кристаллах и т.п. [2]

Длина химической связи – это расстояние между ядрами атомов в молекуле. Она всегда меньше, чем сумма радиусов взаимодействующих атомов. Чем прочнее связь, тем меньше расстояние между ядрами, тем меньше длина связи. [6]

Различают три основных вида химической связи: металлическую, ковалентную и ионную.

1.      Ковалентная связь – это химическая связь между атомами, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков. Электронные облака, обеспечивающие связь называются общей электронной парой. [2]

Ковалентная связь существует между атомами, как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает, как между одинаковыми атомами (например, в молекулах H2, Cl2), так и между разными атомами (например, в молекулах H2O и NH3, в кристаллах SiC). [2]

1.1. Характерными особенностями ковалентной связи являются ее насыщаемость направленность, энергия связи, длина связи, кратность, полярность. Энергия и длина связи рассмотрены были выше. [2]

1.1.1.Насыщаемость обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвуют электроны только внешних энергетических уровней, т.е. ограниченное число электронов. [2]

1.1.2.Ковалентная связь обладает направленностью. Электронные облака атомов имеют определенную пространственную ориентацию. Соответственно и область перекрывания электронных облаков находится в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают  σ-, δ-, π-связи [2]

Сигма (σ)- связь возникает при перекрывании орбиталей, направленных вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (в простейшем случае двух s-орбиталей в молекуле водорода Н2). [6]

Пи (π)-связи образуются при перекрывании атомных орбиталей, расположенных по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов. [6]

Дельта (δ)–связь возникает при перекрывании всех четырех лопастей двух d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях. При наложении  δ-  и π- связей на σ-связь образуются двойные и тройные связи ( молекула этилена СН2=СН2; молекула оксида углерода О=С=О; молекула ацетилена СН=СН и т.д.). Число связей между атомами называется кратностью или порядком связи.[6]

1.1.3.Кратность. Между двумя атомами в молекуле может быть одно- двух- или трехкратная связь. Одинарная связь - всегда сигма–связь. В случае кратных связей – одна из них σ-связь, а другие π-связи. [6]

1.1.4. Полярность - характеристика, которая показывает перераспределение электронной плотности в пространстве вблизи ядер по сравнению с исходным распределением этой плотности в нейтральных атомах, образующих данную связь. Количественной мерой полярности химической связи служат  эффективные заряды на атомах: разность между зарядом электронов, сосредоточенным в некоторой области пространства (порядка атомных размеров) вблизи ядра, и зарядом ядра. Эта мера приближённая, так как выделить в молекулах области, которые относятся к отдельным атомам и отдельным связям (если их несколько),  нельзя. Связи строго неполярны лишь в двухатомных гомоядерных молекулах, в остальных случаях они в той или иной степени полярны. Обычно ковалентные связи слабо полярны, ионные связи сильно полярны. Полярность химической связи иногда указывают символами зарядов у атомов (например, Н+d — Cl-d, где d — некоторая доля элементарного заряда). [5]

1.2. Виды ковалентной связи.

1.2.1.  В молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента, одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам. При образовании молекул H2, Cl2, F2 , O2  и т.п. каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. (Рис.1)[6]

(Рис.1)

1.2.2.Согласно Полингу, сила притяжения электрона к атому в ковалентной связи характеризуется электроотрицательностью (ЭО). Если взаимодействующие атомы характеризуются различной ЭО, то обобществленная пара электронов смещается к ядру более ЭО атома. Например, ЭО фтора (4,0) больше ЭО водорода (2,1), поэтому обобществленная электронная пара в молекуле HF смещена в сторону втора. Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, то связь называют полярной ковалентной связью. (Рис.2)[2]

(Рис.2)

1.3.Способы образования ковалентных связей.

1.3.1. Обменный механизм - атомы предоставляют на образование химической связи одноэлектронные облака, которые перекрываются: А• +В•→А:В.  Например, на рис 3(а) рассмотрены две молекулы H2  и Cl2. [6]

Рис.3(а,б)

1.3.2.Донорно-акцепторный механизм. Оба электрона предоставляют один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу. На рис.3(б)  рассмотрено два примера донорно–акцепторного механизма. [6]

2.Ионная связь – это взаимодействие двух атомов, один из них отдает, а другой принимает электроны. Электростатическое взаимодействие образующихся при этом ионов приводит к образованию химического соединения. [2]

Осуществляется ионная связь в результате образования и электрического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Она может возникать лишь при больших различиях в значениях электроотрицательностей атомов. (Рис.4)[5]

(Рис.4)

К типичным соединениям с ионной связью относят галогениды щелочных металлов, например CsF, СsCl, NaCl. [2]

Ионная связь не обладает направленностью, так как электрическое поле иона имеет сферическую симметрию. Взаимодействие двух противоположно заряженных ионов не приводит к полной взаимной компенсации их полей, они сохраняют способность притягивать и другие ионы. Из-за этого в отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает насыщаемостью. Так как отсутствуют направленность и насыщаемость в ионной связи, поэтому каждый ион окружен ионами противоположного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименно заряженных ионов. Поэтому соединения с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассмотреть как гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов. Лишь при высоких температурах, когда вещества переходят в газообразное состояние, ионные соединения могут существовать в виде неассоциированных молекул.[5]

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются окружённые диполями растворителя ионы. (Рис.5) [5]

(Рис.5)

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии. [5]

3.Металлическая связь – это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металлов в кристаллической решетке. [5]

Сущность образования металлической связи состоит в следующем. Атомы металлов легко отдают наружные электроны, и некоторые из них превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся от атомов электроны относительно свободно перемещаются между возникшими положительными ионами металлов. Между этими частицами возникает металлическая связь, т.е. электроны как бы цементируют положительные ионы в металлической решетке. (Рис.6)[5]

(Рис.6)

Таким строением металлов обусловлены и их характерные физические свойства. Проводимость электричества и теплоты зависит от наличия в металлических решетках свободных электронов. Ковкость и пластичность металлов объясняются тем, что ионы и атомы металлов в металлической решетке друг с другом непосредственно не связанны и отдельные их слои могут свободно перемещаться один относительно другого. [5]

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении внешних электронов. Однако при ковалентной связи обобществлены внешние непарные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают  участие  все атомы. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск. [5]

Металлическая связь характерна как для чистых металлов, так и для смесей различных металлов - сплавов, находящихся в твердом и жидком состояниях. Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью. [5]

Металлическая связь представляет собой результат перекрытия делокализованных орбиталей атомов, сближающихся между собой в кристаллической решетке металлических кристаллов. Особенностью кристаллической структуры металлов являются высокие координационные числа (8-12), свидетельствующие о большой плотности упаковки в кристаллических ячейках. Высокая плотность упаковки объясняется тем, что остовы атомов, лишенные внешних электронных уровней, укладываются в пространстве как шары одинакового радиуса.  

Металлы имеют кристаллические решетки различных типов. (Рис.7) Чаще всего встречаются три типа: кубическая объемно-центрированная (ОЦК), кубическая гранецентрированная (ГЦК) и гексагональная плотноупакованная (ГПУ) кристаллические решетки. [5]

В элементарной ячейке кубической объемно-центрированной решетки (рис. 7, а) содержится 9 атомов: 8 располагаются по узлам ячейки и один атом – в центре. Такой тип решетки имеют литий, натрий, калий, рубидий, ванадий, молибден, вольфрам, ниобий, тантал, железо и другие металлы. [5]

В элементарной ячейке кубической гранецентрированной решетки (рис. 7. б) находится 14 атомов, которые расположены в углах ячейки и в центре каждой грани. Этот тип решетки имеют свинец, никель, серебро, золото, медь, алюминий, платина, кальций, железо, церий, кальций и др. [5]

В элементарной ячейке гексагональной плотноупакованной решетки (рис. 7, в) содержится 17 атомов, которые расположены в углах ячейки и центрах шестигранных оснований призмы и 3 атома в средней плоскости призмы. Такую решетку имеют магний, цинк, кадмий, рений, бериллий, гафний, титан, осмий и др. Размеры кристаллической решетки характеризуются расстоянием между центрами соседних атомов, находящихся в вершинах элементарных ячеек, называемым параметром или периодом решетки. [5]

Часто в образовании нескольких химических связей участвуют электроны орбиталей одного и того же атома. Например, в молекуле метана 4 химические связи образованы перекрыванием одной s – и трех p – орбиталей различна. Однако все четыре связи равноценны. Это объясняется тем, что при образовании молекул происходит гибридизация – изменение энергии и формы  атомных орбиталей. При этом образуются равноценные гибридные орбитали, причем гибридизация приводит к большому понижению энергии системы и повышению устойчивости молекулы.[6]

Тип гибритизации определяет пространственную структуру образовавшейся молекулы, что видно из следующей таблицы:

Понятие молекулярной структуры, т.е. геометрической конфигурации молекулы, лежит в основе современного учения о строении молекул. Молекулярная структура определяется равновесной конфигурацией пространственного расположения ядер атомов, образующих молекулу. Эта конфигурация сложной молекулы в принципе может быть рассчитана по методу молекулярных орбиталий.[2]

Существует ряд приближенных моделей и методов, которые используются для систематического анализа накопленных экспериментальных данных по геометрическим конфигурациям молекул. В определенных пределах они часто позволяют не только дать разумное объяснение наблюдаемых конфигураций, но на основе установленных закономерностей и корреляций правильно предсказывать геометрию молекул без длительных и трудоемких квантовохимических расчетов. Одним из таких методов является метод отталкивания электронных пар (ОЭП) валентной оболочки.[2]

В основе данного метода лежат представления о том, что во многих соединениях химическая связь приближенно может считаться двухцентровой и двухэлектронной, т.е. отвечающей (1:1) -взаимодействию. Поэтому электронная оболочка каждого атома представляется состоящей из нескольких электронных пар. Часть этих электронных пар является неподеленными, т.е. принадлежащими только одному атому, а другая часть - поделенными, т.е. принадлежащими двум атомам в силу (1:1) - взаимодействия. Электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга, т.е. электронные пары ведут себя так, как если бы они взаимно отталкивались. Причем неподеленные электронные пары отталкиваются друг от друга сильнее, чем они отталкиваются от поделенных электронных пар, а последние отталкиваются между собой слабее. Если каждую электронную пару представить в виде Ї, то расположение пар можно изобразить в виде многогранника, который получается при соединении всех пар прямыми линиями. Например, если отталкиваются всего 2 электронные пары атома Э, то они будут располагаться под углом 180° друг к другу, давая линейную конфигурацию. (Рис.8):