Теория химической связи

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Российская академия народного хозяйства и государственной службы

при Президенте Российской Федерации»

 

Поволжский институт управления имени П.А. Столыпина

 

 

Факультет государственного и муниципального управления

Направление подготовки 38.03.04 "Государственное и муниципальное управление"

Кафедра философии

 

 

 

РЕФЕРАТ

по дисциплине "Концепция современного естествознания"

на тему:

« Теория химической связи»

 

 

 

 

 

Автор работы:

студентка 1 курса 102 гр.

очной формы обучения

специальности

Ковбеня Татьяна Владимировна

 

Проверил:

Решетников В.В.

Оценка______________________

Подпись_____________________

"____"_________2015 г.

 

 

 

 

Саратов 2015

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение………………………………………………………………………......3

Глава 1. Электронная теория химического строения…………………………5

Глава 2. Основные типы химической связи……………………………….…….7

Заключение……………………………………………………………………...13 
Литература………………………………………………………………………15

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ВВЕДЕНИЕ

Впервые о природе химической связи заговорили примерно 150 лет тому назад, когда химики пришли к заключению, что молекула состоит из связанных друг с другом атомов. В первую очередь нужно было понять, не является ли сила, удерживающая атомы в молекуле, некоей третьей силой, отличной от хорошо известных с середины XVII века электрической и гравитационной сил. И. Ньютон предположил, что химическая связь имеет электростатическую природу. Роль электростатических взаимодействий в образовании химической связи была подтверждена экспериментально в начале XIX века.

В 1800 г. В. Никольсон и С. Карслайл получили кислород и водород, пропуская электрический ток через воду. Таким же путем Г.Дэви в 1807 г. выделил натрий из расплава гидроксида натрия и калий из карбоната калия. Именно поэтому Дэви считал, что силы, связывающие частицы друг с другом, являются электростатическими, а заряд на частицах появляется в результате их контакта.

Позднее С.Аррениус предпринял попытки объяснить возникновение химической связи с позиций электростатического взаимодействия в разработанной им теории электролитической диссоциации.

В 1916 г. В. Коссель опубликовал работу, в которой он объясняет природу ионной связи на основе модели атома Резерфорда–Бора. Согласно утверждению Косселя, в ходе химической реакции электрон переходит от одного элемента к другому, в результате чего образуются положительно и отрицательно заряженные ионы, которые затем электростатически взаимодействуют, например по схеме:

Na – ē → Na + ; Cl + ē → Cl – ; Na + + Cl – → NaCl

Вскоре после этого, Г. Льюис опубликовал статью, в которой предложил модель атома, отличную от модели Бора. По этой модели атом представляет собой куб, в центре которого находится его ядро, а в местах пересечения ребер (в углах куба) — электроны.  Было  высказано  предположение,  что максимальное  число электронов в наружном слое атома равняется восьми (в соответствии с геометрией куба). В процессе химической реакции электроны одного атома заполняют вакантные места в углах куба другого атома. Такое предположение находится в хорошем соответствии с правилами валентности. Эта модель подтверждалась целым рядом химических экспериментов. Так, хлор способен присоединить только один электрон и один атом соответственно, тогда как инертные газы, у которых углы куба полностью заняты электронами, согласно Льюису, должны обладать абсолютной инертностью, что и наблюдается 1.

Целью данной работы является раскрытие такого понятия как электронная теория химического строения и рассмотрение видов химических связей на некоторых примерах.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Глава 1. Электронная теория химической связи

Электронная теория химической связи была предложена и развита американским физикохимиком Льюисом Г.Н в 1912—1916 гг2. Ковалентная химическая связь, по Льюису, образуется за счёт обобществления пары электронов, то есть электронная плотность распределяется между двумя атомами, в противовес господствующей в то время теории, будто один из связанных атомов несёт положительный, а другой отрицательный заряд. Льюис также предложил обозначать электроны точками у символа химического элемента. Электронная теория химической связи включает идею Льюиса, что завершённый внешний электронный слой атома содержит восемь электронов.

Электронная теория химической связи Льюиса стала основой классической теории строения в органической химии, базирующейся на представлении о парной связи между атомами, образованной дублетом электронов. Например, связь C-C в молекуле этана изображается как пара электронов, принадлежащая обоим атомам углерода

При этом электроны атомов водорода дозаполняют электронные оболочки обоих атомов углерода до октета (правило октета).

Образование химической связи может происходить как путём обобществления двух электронов, принадлежащих разным атомам или свободным радикалам

R· + R· → R : R,

так и в результате передачи пары электронов одним из атомов в общее пользование с другим, электронодефицитным атомом по донорно-акцепторному механизму:

X+ + :Y- → X : Y

Концепции электронной теории химической связи — общепринятый язык теоретической органической химии3.

Образование ковалентной связи, осуществляемое, по Льюису, общей для двух атомов электронной парой (дублетом электронов) впоследствии было интерпретировано в рамках квантовой механики В.Гайтлером и Ф.Лондоном как эффект перекрывания электронных плотностей (атомных орбиталей) взаимодействующих атомов. В рамках этой теории (теория валентных схем) образование валентной связи между двумя атомами обусловлено взаимной компенсацией спинов их валентных электронов, причём получающаяся электронная пара входит во внешние электронные оболочки обоих атомов.

Концепции электронной теории химической связи и её квантовомеханического дополнения — теории валентных схем оказалась не применимыми для описания структуры «неклассического» иона —H2+ — молекулярного соединения, образованного единственным электроном. В молекулярном ионе водорода H2+ нет ни дублета электронов, нет ни компенсации спинов электронов, нет ни перекрывания атомных орбиталей, которые образуют ковалентную связь, поскольку в системе присутствует лишь единственный электрон. Тем не менее, молекулярный ион водорода H2+ является устойчивым соединением.4

Глава 2. Типы химической связи

В настоящее время все виды химической связи делят ковалентную, ионную, ван-дер-ваальсовы силы, водородную, металлическую.

Ковалентная связь - химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков.

Термин ковалентная связь был впервые введён лауреатом Нобелевской премии Ирвингом Ленгмюром в 1919 году5. Этот термин относился к химической связи, обусловленной совместным обладанием электронами, в отличие от металлической связи, в которой электроны были свободными, или от ионной связи, в которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом, а другой атом принимал электрон и становился анионом.

Позднее (1927 год) Ф.Лондон и В.Гайтлер на примере молекулы водорода дали первое описание ковалентной связи с точки зрения квантовой механики.

С учётом статистической интерпретации волновой функции М.Борна плотность вероятности нахождения связывающих электронов концентрируется в пространстве между ядрами молекулы. В теории отталкивания электронных пар рассматриваются геометрические размеры этих пар. Так, для элементов каждого периода существует некоторый средний радиус электронной пары (Å):

0,6 для элементов вплоть  до неона; 0,75 для элементов вплоть  до аргона; 0,75 для элементов вплоть  до криптона и 0,8 для элементов  вплоть до ксенона.6 Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные — двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H2, Cl2, N2) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные — двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

Однако дважды лауреат Нобелевской премии Л. Полинг указывал, что «в некоторых молекулах имеются ковалентные связи, обусловленные одним или тремя электронами вместо общей пары».7 Одноэлектронная химическая связь реализуется в молекулярном ионе водорода H2+.

Молекулярный ион водорода H2+ содержит два протона и один электрон. Единственный электрон молекулярной системы компенсирует электростатическое отталкивание двух протонов и удерживает их на расстоянии 1,06 Å (длина химической связи H2+). Центр электронной плотности электронного облака молекулярной системы равноудалён от обоих протонов на боровский радиус α0=0,53 А и является центром симметрии молекулярного иона водорода H2+.

Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома.8

A· + ·В → А : В

В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле H2. Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.

Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара переходит преимущественно к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноимённо заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу, образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1,7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

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 притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы, окружённые диполями растворителя.

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.

Ван-дер-Ваальсовы силы — силы межмолекулярного (и межатомного) взаимодействия с энергией 10 — 20 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Открыты Я. Д. ван дер Ваальсом в 1869 году.

Ван-дер-Ваальсовы силы межатомного взаимодействия инертных газов обусловливают возможность существования агрегатных состояний инертных газов (газ, жидкость и твёрдые тела).