Тема 1. «Строение атома и периодическая система элементов».

В химии своеобразными элементарными частицами являются атомы, из которых построены все химические соединения. Большое разнообразие химических веществ обусловлено различным сочетанием атомов химических элементов в молекулы и в немолекулярные соединения. Способность атомов вступать в химические соединения, его химические и физические свойства определяются структурой атома. Поэтому для химии первостепенное значение имеет строение атома, в первую очередь структура его электронной оболочки.

Долгое время в науке господствовало мнение, что атомы – это наименьшие неделимые частицы, т.е. не содержат более простых составных частей. Однако, открытие явления радиоактивности (1896 г., Беккерель), открытие периодического закона (1869 г., Менделеев), открытие электрона (1897 г., Томсон) привели к выводу, что атомы представляют собой сложные образования и построены из более мелких частиц.

Первая модель строения атома была предложена Томсоном (1903 г.). Он предполагал, что атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда. Однако эта модель оказалась несостоятельной. В 1911 г Резерфорд на основании своих опытов по рассеянию α -частиц опроверг предложения Томсона и впервые предложил ядерную модель строения атома. Согласно его модели, атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена основная часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Движение электрона по круговой орбите устойчиво, так как сила кулоновского притяжения электрона к ядру уравновешивается центробежной силой вращения электрона.

Планетарная модель атома Резерфорда была крупным шагом в познании строения атома. Благодаря этой модели было установлено, что заряд ядра атома и число электронов в атоме численно равены порядковому номеру элемента в периодической системе Менделеева.

Но модель имела и свои недостатки. Во-первых, резерфордовская модель атома не отвечала представлениям классической электродинамики, т.е. она не могла объяснить устойчивости атома. В соответствии с законами классической электродинамики движущийся электрон должен непрерывно излучать энергию, а, теряя энергию, неизбежно должен упасть на ядро. Однако этого не происходит, атом – это достаточно устойчивая система. Во-вторых, при непрерывном излучении энергии электроном спектр атома должен быть сплошным в виде одной полосы, а в действительности он имеет линейчатый характер.

Эти недостатки удалось устранить датскому ученому Бору, который в 1913 г., опираясь на ядерную модель Резерфорда, выдвинул свою теорию. Согласно этой теории:

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по определенным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных.

2. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает энергию.

3. Излучение происходит только при переходе с одной стационарной орбиты на другую.

Таким образом, в начале 20 века было установлено, что атом имеет достаточно сложную структуру и представляет собой электронейтральную систему, состоящую из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атомное ядро. Открытие радиоактивных явлений и их исследование привели к заключению, что не только атом, но и его ядро имеет свою сложную структуру.

Все атомные ядра состоят из особых частиц – протонов и нейтронов, которые связаны между собой особым видом взаимодействия – ядерными силами.

Протоны (р) – это устойчивые частицы с положительным зарядом «+1» и массой 1, 67*10^-24г. Нейтроны (n) – это неустойчивые частицы без заряда и массой, несколько превышающей массу протона.

Итак, всякое атомное ядро можно охарактеризовать двумя величинами: числом протонов (N_p) и числом нейтронов (N_n).

Число протонов (N_p) определяет заряд ядра атома и соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе Менделеева, т.е. N_p = z = №, где N_p – число протонов, z – заряд ядра атома, № - порядковый номер элемента. Например, порядковый номер фосфора в периодической системе элементов равен 15. Это означает, что в ядре атома фосфора находиться 15 протонов (N_p = 15) и заряд ядра этого элемента «+15» (z = +15).

Сумма протонов и нейтронов определяет массу ядра атома и называется массовым числом (А): А = N_p + N_n. Основная масса атома сосредоточена в его ядре, поэтому можно сказать, что массовое число ядра (А) числено равно относительной атомной массе элемента, т.е. А» Ar. Например, для атома фосфора массовое число его ядра равно А = 31. Зная массовое число ядра атома (А) и число протонов в ядре (N_р), можно определить число нейтронов (N_n): N_n = А – N_р = 31 – 15 = 16. Таким образом, в ядре атома фосфора содержится 15 протонов и 16 нейтронов.

Атомное ядро принято изображать следующим образом:

где А – массовое число, Z – заряд ядра, Х – символ элемента.

Разновидность элементов, ядра атомов которых характеризуются разными массовыми числами (А), но имеют одинаковый порядковый номер (или заряд ядра z), называют изотопами. Например, ⁶⁴₃₀ Zn, ⁶⁶₃₀ Zn, ⁶⁷₃₀ Zn, ⁶⁸₃₀ Zn, ⁷⁰₃₀ Zn.

Ядра естественных атомов бывают устойчивыми и радиоактивными. Устойчивость ядер характеризуется параметром Бора, т.е. значением отношения z²/А, где z – заряд ядра, А – его массовое число. Если z²/А > 33, то ядро атома неустойчиво, радиоактивно; если z²/А £ 33, то ядро атома устойчиво.

Все химические процессы протекают без изменения ядер атомов элементов, входящих в состав соединений. Изменения при этом претерпевают только их электронные оболочки. Чтобы понимать процессы образования и разрушения химических соединений, следует иметь представление об электроне вообще и, особенно, о свойствах и поведении электрона в атоме.

Электрон. Электронная оболочка атома. Электрон - это элементарная частица с массой покоя 9, 1083*10^-28 г и отрицательным электрическим зарядом «-1». Электрону присуща корпускулярно-волновая двойственность. С одной стороны – это частица, которая проявляет свое действие как единое целое. С другой стороны электрон проявляет волновые свойства в особенностях своего движения, т.е., иными словами, состояние движущегося в атоме электрона описывается волновыми функциями.

Из-за двойственной природы электрона определить точно его местонахождение в атоме в определенный момент времени невозможно. Обладая свойствами волны, электрон движется по всему объему атома. В этом случае можно говорить лишь о вероятности пребывания электрона в некоторой пространственной области.

Часто принято рассматривать электрон как размытое в пространстве облако. Такое облако называют электронным облаком. Электронные облака часто изображают в виде граничной поверхности. Форма и размер такой граничной поверхности соответствует форме и размеру электронного облака или орбитали. Формы электронных облаков могут быть разными: для s-электронов электронное облако имеет форму шара, для р-электронов – форму гантели, для d-электронов – «четырехлепестковую» форму, для f-электронов – еще более сложную форму.

Состояние электрона в атоме можно описать с помощью квантовых чисел: главное квантовое число, орбитальное квантовое число, магнитное квантовое число, спиновое квантовое число.

Главное квантовое число (n) определяет возможные энергетические состояния электрона в атоме. Оно показывает число энергетических уровней в атоме и может принимать положительные целочисленные значения: 1, 2, 3 и т.д.

Максимальное значение главного квантового числа соответствует номеру периода элемента в таблице Менделеева. Например, фосфор находиться в третьем периоде таблицы Менделеева, следовательно, максимальное значение n = 3. Максимальное главное квантовое число указывает на то, сколько энергетических уровней у атома данного элемента. Так у атома фосфора энергетических уровней три.

Главное квантовое число определяет уровень, на котором находиться электрон в атоме. Например, если n = 1, то это первый энергетический уровень, который ближе всего расположен к ядру атома; n = 2 – второй и т.д. Главное квантовое число указывает и на размер электронного облака. Чем больше значение n, тем дальше находиться электрон от ядра атома, тем больше размер его электронного облака, тем менее прочна связь электрона с ядром атома, тем большей энергией он обладает.

Орбитальное квантовое число (l) – определяет форму электронного облака. Орбитальное квантовое число зависит от главного квантового числа и принимает значения от 0 до n-1. Например,

при n = 1 l = 0,

при n = 2 l = 0 и l = 1

при n = 3 l = 0, l = 1, l = 2 и т.д.

Орбитальное квантовое число характеризует энергетические подуровни электронов в атоме. Так, если l = 0, то это s – подуровень; l = 1, то это р – подуровень; l = 2, то это d – подуровень; l = 3, то это f – подуровень. Электроны, находящиеся на этих подуровнях, называют соответственно s-, p-, d-, f- электроны. Эти электроны обладают разной энергией: самую низкую энергию имеют s – электроны, затем р – электроны, d – электроны, и наконец, f – электроны.

Орбитальное квантовое число, как было уже сказано выше, отвечает за форму электронного облака. Так, s – электроны имеют электронное облако в форме сферы, р – электроны – гантели, d – электроны – «четырехлепестковую» форму.

Магнитное квантовое число (m_l) – характеризует пространственное расположение электронных орбиталей. Число m_l зависит от орбитального квантового числа l и равно 2 l+ 1. Магнитное квантовое число принимает значения от – l … 0 … +l. Магнитное квантовое число определяет число орбиталей на энергетическом подуровне. Например,

Спиновое квантовое число (m_s) – это число не связано с движением электрона вокруг ядра атома, а определяет его собственное состояние. Спин можно представить как веретенообразное вращение электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число имеет только два значения: -1/2 и +1/2.

Все четыре квантовых числа полностью определяют состояние электрона в атоме. В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел; одно из квантовых чисел должно обязательно иметь другое значение. Это принцип Паули.

Из принципа Паули непосредственно вытекает, что на одной орбитали может находиться только два электрона, которые различаются спинами.

Строение многоэлектронных атомов. Правила заполнения электронами энергетических уровней. Строение многоэлектронных атомов принято изображать в виде электронно-графических структур (или энергетических диаграмм). При этом орбиталь изображают в виде клетки – квантовой ячейки. При заполнении энергетических уровней электронами в атоме следует руководствоваться несколькими правилами:

1. Принцип наименьшей энергии. Каждый электрон занимает ту из доступных для него орбиталей, на которой его энергия будет наименьшей. Согласно этому принципу, заполнение энергетических уровней электронами происходит в порядке возрастания энергии этих орбиталей: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s» 3d < 4p < 5s» 4d < 5p < 6s» 5d» 4f.

2. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений квантовых чисел. Исходя из этого, на одной орбитали могут находиться только два электрона, имеющие разные спиновые числа.

3. Правило Хунда. Электроны располагаются на подуровне так, чтобы их суммарное спиновое число было максимальным, т.е. заполнение атомной орбитали подуровня идет сначала только по одному электрону.

4. Правила Клечковского.

Первое. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется возрастанием суммы n + l, где n – главное квантовое число, l – орбитальное квантовое число. Сначала заполняются АО с меньшим значением этой суммы.

Второе. При одинаковом значении суммы n + l первым заполняется подуровень с меньшим значением n.

Рассмотрим электронное строение атома и правила заполнения электронами АО на примере марганца. Марганец – элемент с порядковым номером в таблице Менделеева 25, это значит в атоме марганца всего 25 электронов. Марганец находиться в 4 периоде, следовательно, главное квантовое число этого элемента принимает значения 1, 2, 3, 4. Построим электронно-графическую структуру Mn.

²⁵ Mn n_мак = 4 l = 0…3

n = 1 l = 0, m_l = 0

n = 2 l = 0, m_l = 0

l = 1, m_l = -1, 0, 1

n = 3 l = 0, m_l = 0

l = 1, m_l = -1, 0, 1

l = 2, m_l = -2, -1, 0, 1, 2

n = 4 l = 0, m_l = 0

l = 1, m_l = -1, 0, 1

l = 2, m_l = -2, -1, 0, 1, 2 l = 3, m_l = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Теперь заполним эту структуру электронами, учитывая все правила заполнения. Заполнение начинается с уровня с наименьшей энергией (принцип минимума энергии). Это уровень с n =1, затем с n = 2: 2s, затем 2p. Заполнение 2р - подуровня – правило Хунда. У атома Mn, согласно правилам Клечковского, электронами сначала заполняется 4s- подуровень, а затем 3d.

4s 3d

n = 4; l = 0 n = 3; l = 2

n + l = 4 + 0 = 4 n + l = 3 + 2 = 5

Теперь, если записать порядок заполнения электронами всех уровней, то получим электронную формулу атома Mn: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵.

По тому, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы подразделяются на s-, p-, d-, f –элементы. У s - элементов последним заполняется электронами s - подуровень, у р - элементов – р - подуровень, у d - элементов – d – подуровень, у f - элементов – f - подуровень. Например, приведенный выше элемент – Mn – относиться к d – элементам, т.к. у него последним заполняется электронами d – подуровень.

Все d- и f- элементы называют переходными, и в периодической системе они находятся в побочных подгруппах. S- и р – элементы образуют главные подгруппы периодической системы Менделеева.

Электроны, которые находятся у элементов на внешнем энергетическом уровне, называют валентными. Число валентных электронов у элементов совпадает с номером группы элемента в периодической системе. Приведем несколько примеров:

Элемент электронная формула число валентных электронов

Al (№ 13, n = 3) 1s²2s²2p⁶ 3s²3p¹ 3

K (№ 19, n = 4) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 4s¹ 1

F (№ 9, n = 2) 1s² 2s²2p⁵ 7

У d – и f – элементов валентными электронами являются электроны не только на внешнем уровне, но и соответствующие d – и f – электроны.

Валентность элемента – свойство атома элемента присоединять к себе один или несколько атомов другого элемента. Валентность элемента определяется числом неспаренных электронов в его атоме в данном состоянии. Максимальная валентность элемента определяется номером группы элемента в периодической системе. На валентной электронной оболочке может находиться максимум 8 электронов.

Различают валентность элемента в возбужденном и невозбужденном (стационарном) состояниях. Рассмотрим эти понятия на примере. Возьмем атом углерода. Невозбужденное состояние – это состояние, в котором атом обладает наименьшей возможной энергией. Такое состояние является устойчивым.

₆С (№ = 6, n = 2)

n = 1

n = 2

В невозбужденном состоянии атом углерода имеет 2 неспаренных электрона, следовательно, его валентность в этом случае равна 2.

Для того чтобы перевести атом углерода в возбужденное состояние, ему необходимо сообщить некоторую дополнительную энергию. При этом у атома углерода наблюдается распаривание 2s – электронов, и один s – электрон переходит на 2р – подуровень.

С*

В таком состоянии атом углерода имеет максимально возможную для него валентность, равную 4, т.к. у него в этом случае на внешнем уровне 4 неспаренных электрона.

Обратимся теперь к вопросу об устойчивости электронных конфигураций атомов, т.е. рассмотрим какие состояния атомов являются наиболее устойчивыми и от чего зависит эта устойчивость.

Считается, что наиболее устойчивы те электронные конфигурации, когда атомные орбитали заполнены электронами наполовину или полностью. В этом случае атом обладает наименьшей возможной для него энергией. Рассмотрим несколько примеров. Возьмем конфигурацию фтора и неона.

F № = 9, n = 2 Ne № = 10, n = 2

n = 1 n = 1

n = 2 n = 2

У неона более устойчивая конфигурация, т.к. все орбитали заполнены электронами. Неон – это инертный газ.

Теперь рассмотрим строение атомов азота и кислорода.

N № = 7, n = 2 O № = 8, n = 2

n = 1 n = 1

n = 2 n = 2

У атома азота более устойчивая конфигурация, чем у кислорода. Кислород химически более активен, чем азот.

Таким образом, свойства элементов очень тесно связаны с электронным строением их атомов, и имеют периодичность изменения.

В свое время это заметил Менделеев и сформулировал периодический закон: Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Рассмотрим зависимость некоторых свойств атомов от строения их электронных оболочек.

Ø Размеры атомов. Закономерность их изменения в ПС.

Электронная оболочка атома не имеет резко очерченных границ. Поэтому понятие о размере атома не является строгим. За радиус атома принято считать радиусы, рассчитанные из экспериментальных данных по межъядерному расстоянию в молекулах и кристаллах простых веществ.

Атомные радиусы элементов зависят от заряда ядра атома. В пределах одного периода с увеличением заряда ядра атома (т.е. с увеличением порядкового номера элемента) атомный радиус элементов уменьшается. Например, атомный радиус элементов от Li к F уменьшается. Это объясняется тем, что с увеличение заряда ядра атома возрастает сила притяжения электронов внешнего слоя к ядру.

В пределах одной подгруппы радиусы атомов с увеличением порядкового номера элемента, в общем, увеличиваются. Это связано с увеличением числа электронных слоев у атомов элементов вниз по подгруппе. Так, если сравнить радиусы атомов элементов первой группы, то от Li к Fr размеры атомов увеличиваются.

Ø Энергия ионизации и сродство к электрону.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома отдавать или принимать электроны. Все атомы стремятся приобрести более устойчивую электронную конфигурацию. Поэтому одни атомы стремятся отдать электроны, а другим атомам легче для приобретения устойчивой конфигурации легче принять электроны. Для атомов металлов характерна отдача электронов, а для атомов неметаллов более выгодно принять электроны на внешную электронную оболочку. Эти способности могут быть количественно оценены энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергия ионизации – количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва одного электрона от невозбужденного атома. Величина энергии ионизации может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента.

В пределах одной подгруппы периодической системы с увеличением порядкового номера элемента энергия ионизации уменьшается. В пределах одного периода при переходе от щелочного металла к инертному газу энергия ионизации постоянно увеличивается, металлические свойства ослабевают.

Энергия, которая выделяется при присоединении одного электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону характерно для атомов неметаллов. По периоду сродство к электрону возрастает, по подгруппе вниз – уменьшается.

Ø Электроотрицательность.

Это понятие условно. Оно позволяет оценить способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении.Электроотрицательность элементов в периодах возрастает, а в подгруппах уменьшается. Это понятие полезно для качественного объяснения химической связи и ее свойств в химических соединениях.

Тема 2. «Химическая связь и строение молекул».

Понятие о химической связи является одним из основополагающих понятий в современной химической науке. Природа химических веществ целиком определяется их химическим строением, а химическое строение зависит от характера взаимодействия атомов друг с другом в соединении, т.е. от природы химической связи.

Химическая связь – это явление взаимодействия атомов элементов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы. Химическая связь имеет электронную природу, т.к. она осуществляется за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов.

Любую химическую связь можно охарактеризовать с помощью нескольких параметров:

1. Энергия связи – характеристика, определяющая прочность химической связи. Энергией связи называют то количество энергии, которое необходимо затратить на разрыв химической связи между элементами. Чем больше энергия связи, тем химическая связь прочнее.

2.

3.

4. Геометрическая форма молекулы зависит от валентного угла.

Валентный угол геометрическая форма пример

180⁰ линейная N₂

104, 5⁰ угловая форма Н₂О

120⁰ триугольная BCl₃

109⁰, 28’ тетраэдр СН₄

102⁰ тригональная пирамида NH₃

90⁰ Т-образная ClF₃

90⁰ плоский квадрат XeF₄

Различают несколько видов химической связи: ковалентную, ионную, металлическую, водородную, межмолекулярное взаимодействие. Рассмотрим каждый вид химической связи в отдельности.

Ковалентная связь. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов элементов, не очень сильно различающихся по своей электроотрицательности. Ковалентная связь осуществляется за счет образования общей пары электронов, т.е. каждый атом предоставляет для образования связи по одному электрону. При этом в образовании химической связи участвуют только валентные неспаренные электроны. Образование одной общей пары электронов отвечает за образование одной ковалентной связи.

Представления о механизме образования ковалентной связи изложены в методе валентных связей. В основе этого метода лежат следующие положения:

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Рассмотрим механизм образования ковалентной связи по методу валентных связей на примере молекул Cl₂ и N₂. Начнем с молекулы хлора.

Атом хлора имеет следующую структуру внешнего электронного слоя:

Cl

Cl

Теперь обратимся к молекуле азота N₂. Атом азота имеет следующую электронную конфигурацию внешнего слоя:

N

N

Ковалентная связь может образовываться не только за счет обобществления (или спаривания) электронов. Существует и другой механизм ее образования – донорно-акцепторный механизм. Такой механизм реализуется при взаимодействии частиц, одна из которых имеет неподеленную пару электронов А: (донор), а другая – свободную орбиталь ВÌ (акцептор).

А: + É В ® А – В

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи наблюдается, например, в ионе аммония NH₄⁺.

H₃N: + É H⁺ ® NH₄⁺

Несмотря на то, что ковалентные связи в ионе аммония различаются по механизму образования (3 связи образованы за счет обобществления электронов, а 1 – по донорно-акцепторному механизму), они абсолютно не отличаются друг от друга.

Ковалентная связь отличается рядом свойств: полярностью, насыщаемостью, направленностью.

Свойства ковалентной связи.

1. Прежде всего, ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

Если ковалентная связь образована атомами одинакового типа, то связь будет неполярной. В этом случае общая пара электронов находиться на одинаковом расстоянии от ядер каждого атома. К неполярным молекулам можно отнести молекулы H₂, N₂, Cl₂ и т.п.

Если же двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного элемента. В таких случаях образуется полярная ковалентная связь. Например, в молекуле HCl.

На атомах, связанных такой связью, возникают избыточные заряды: H^d+®Cl^d-. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Молекулу HCl можно рассматривать как систему из двух равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга. Такие системы называются электрическими диполями. Произведение величины заряда (q) на расстояние (l) между центрами положительного и отрицательного зарядов в молекуле называют дипольным моментом (m): m = q l. Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее полярности. Молекула тем более полярна, чем больше смещена общая пара электронов к одному из атомов, т.е. чем выше эффективные заряды атомов и чем больше длина диполя.

У неполярных молекул дипольный момент равен нулю: m = 0.

Следует различать понятия полярность связи и полярность молекулы. Так, связь в молекуле может быть полярная, а сама молекула – неполярной. Полярность молекулы зависит от ее строения. Например, молекула СО₂ имеет линейное строение, валентный угол равен 180⁰.

О=С=О

Связь в молекуле С=О – полярная, дипольный момент связи направлен от атома углерода к атому кислорода (от d+ к d-):

О^d- = С^d+ = О^d-

В целом же общий дипольный момент молекулы равен нулю. Благодаря своему строению молекула является неполярной.

2. Ковалентная связь обладает таким свойством как насыщаемость.

Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей. Именно вследствие насыщаемости связи, молекулы имеют определенный состав и существуют в виде частиц с определенной структурой. Например, в атоме кислорода только 2 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне. Только эти два электрона могут вступать в химическую связь. Таким образом, в молекуле кислорода О₂ только две химические связи:

: О:: О:

3. Ковалентная связь обладает свойством направленности.

Ковалентная связь является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет возможно большей электронной плотности между ядрами, т.е. за счет более полного перекрывания валентных электронных облаков. Поскольку электронные облака имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами, при этом область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.

В зависимости от способа перекрывания и симметрии электронных облаков различают s -, p -, d - связи.

d - связь образуется в результате перекрывания всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

Поскольку электронные облака (кроме s – облака) направлены в пространстве, то и химические связи, образуемые с их участием, имеют пространственную направленность, поэтому и молекулы имеют свою определенную пространственную конфигурацию.

Например, молекула аммиака NH₃:

N

3 H

Гибридизация атомных орбиталей. Обычно химические связи образуются за счет электронов разных энергетических состояний атома. Например, у атомов бериллия (2s²), бора (2s²2p¹), углерода (2s²2p²) в образовании связей обычно участвуют как s -, так и р – электроны. Однако, связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположены симметрично. Как же неравноценные по исходному состоянию электроны образуют равноценные химические связи? Ответ на этот вопрос дает представление о гибридизации валентных орбиталей. Согласно этому представлению химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», так называемых гибридных орбиталей.

Гибридные орбитали являются результатом смешения атомных орбиталей. Иначе говоря, при гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей взаимно изменяются и образуются орбитали новой, но уже одинаковой формы и энергии.

Следует отметить, что как физический процесс, гибридизация орбиталей не существует. Теория гибридизации представляет собой лишь удобную модель наглядного описания строения молекул. Итак, при наложении s- и р - орбиталей образуются гибридные облака. Число гибридных орбиталей зависит от числа s и р – орбиталей, участвующих в гибридизации.

Так при наложении одной s и одной р орбитали образуется 2 гибридных облака, одной s и двух р орбиталей – 3, одной s и трех р орбиталей – 4.

Гибридное облако имеет форму неправильной восьмерки.

Рассмотрим типы гибридизации и пространственное строение молекул при данном виде гибридизации.

Sp – гибридизация: наблюдается при гибридизации одной s – и одной р - орбитали. Такой вид гибридизации наблюдается у атомов элементов 2 группы. Например, в молекуле BeF₂.

Ве ® Ве^*

Молекула BeF₂ имеет линейную форму.

Sp²-гибридизация: наложение одной s – и двух р – орбиталей. Такой вид гибридизации наблюдается у атомов элементов 3 группы. Пример, молекула BF₃.

В ® В^*

При гибридизации образуется три гибридных облака, которые расположены под углом 120⁰ относительно друг друга.

Комбинация одной s – и трех р – орбиталей приводит к sp³-гибридизации, при которой 4 гибридных облака симметрично ориентированы в пространстве под углом 109⁰, 28’. Молекулы с такой гибридизацией имеют форму тетраэдра. Пример, молекула СF₄.

С ® С*

Ионная связь. Ионная связь – химическая связь, возникающая за счет перехода электронов от одного атома к другому атому. Ионный тип связи представляет собой кулоновское (электростатическое) притяжение между разноименно заряженными ионами, которые образуются из нейтральных атомов при их химическом взаимодействии. К образованию ионной связи склонны атомы элементов, сильно отличающихся по своей электроотрицательности. Атомы с низкой электроотрицательностью (например, щелочные и щелочноземельные металлы - элементы 1 и 2 групп) превращаются в положительно заряженные частицы – катионы – путем отдачи электронов с внешнего энергетического уровня. Атом элемента с высокой электроотрицательностью (типичные представители – галогены) за счет приема одного или нескольких электронов (в зависимости от числа валентных мест) на внешний электронный уровень превращается в отрицательно заряженную частицу – анион. Между катионом и анионом имеет место электростатическое притяжение:

Na Cl Na⁺ Cl^-

1s²2s²2p⁶3s¹ + 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ ® 1s²2s²2p⁶ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределены во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.

Взаимодействие друг с другом двух ионов с противоположным знаком не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого у данных ионов сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной связи ионная связь характеризуется также ненасыщаемостью.

Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружен максимальным числом ионов противоположного знака. Однако из-за отталкивания одноименных ионов друг от друга устойчивость системы достигается лишь при определенной взаимной координации ионов. При этом каждый ион (катион или анион) окружен строго определенным числом ионов противоположного знака. Это число называют координационным. Координационное число определяется соотношением размеров ионов, участвующих во взаимодействии. Благодаря свойствам ионной связи (ее ненаправленности и ненасыщаемости), все ионные соединения существуют не в виде отдельных ионных молекул, а образуют упорядоченные структуры – ионные кристаллические решетки. Например, хлорид натрия NaCl. Координационное число

Таким образом, в обычных условиях ионные соединения представляют собой кристаллические вещества.

Металлическая связь. Этот тип химической связи реализуется только в металлах. Металлическая связь характеризуется высокой подвижностью электронов. Именно высокая подвижность электронов объясняет такие свойства металлов как их высокая электропроводность и теплопроводность. Все металлы (кроме ртути) в обычных условиях – кристаллические вещества.

Природу металлической химической связи и характерные особенности металлов можно объяснить на примере лития следующим образом:

Li

В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются, каждый атом предоставляет на связь 4 валентных орбитали и всего лишь один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов значительно меньше числа орбиталей, поэтому электроны могут переходить с одной орбитали на другую. Тем самым электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет электрическую проводимость металла.

Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений в металлах небольшое 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.

Межмолекулярное взаимодействие. Межмолекулярное взаимодействие проявляется в веществах, находящихся в конденсированном состоянии, т.е. в жидком или твердом состоянии. В таких системах расстояние между частицами мало и сила взаимодействия между ними достаточно велика. Эта сила удерживает частицы жидкости или твердого тела друг около друга. Поэтому вещества в конденсированном состоянии имеют в отличие от газов, постоянный при данной температуре объем.

Силы межмолекулярного взаимодействия, иначе их называют еще силами Ван-дер-Ваальса, носят электростатический характер. Они слабее ковалентных связей, но проявляются на больших расстояниях.

Различат три типа межмолекулярного взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное.

1) Дисперсионное взаимодействие – это наиболее универсальное взаимодействие между молекулами, т.к. проявляется в любых случаях. Это взаимодействие возникает в результате притяжения, так называемых, мгновенных диполей. Так как любая молекула – это система с движущимися зарядами (ядра и электроны атомов), то в ней непрерывно возникают, перемещаются, исчезают так называемые микродиполи. При сближении такие молекулы начинают ориентироваться уже не случайным образом:

Благодаря существованию дисперсионного взаимодействия, возможен перевод в жидкое или твердое состояние веществ, состоящих из неполярных молекул. Например, водород, кислород, азот, инертные газы.

2)

Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем самым больше ориентационное взаимодействие.

3)

Относительный вклад каждого из рассмотренных видов межмолекулярного взаимодействия зависит в основном от двух свойств взаимодействующих молекул: полярности и поляризуемости (деформируемости). Чем выше полярность, тем значительнее вклад ориентационных сил; чем больше деформируемость, тем значительнее роль дисперсионных сил. Индукционные силы зависят от обоих факторов, но сами играют обычно второстепенную роль.

Механизм возникновения водородной связи: у атома водорода всего один электрон, который при образовании ковалентной связи сильно смещается в сторону электроотрицательного атома. На атоме водорода возникает высокий положительный заряд d+, а на атоме электроотрицательного элемента, входящего в состав молекулы, высокий отрицательный заряд d-.

H^d+®F^d-

Основным условием образования водородной связи является высокая электроотрицательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Именно поэтому водородная связь характерна для соединений самых электроотрицательных элементов: сильнее всего она проявляется у соединений фтора и кислорода, слабее у соединений азота и еще слабее у соединений хлора и серы.

Водородная связь намного прочнее сил межмолекулярного взаимодействия, но слабее обычной ковалентной связи.

Различают межмолекулярную водородную связь и внутримолекулярную водородную связь.

Если водородная связь возникает внутри одной молекулы, то ее называют внутримолекулярной. Такой вид водородной связи можно обнаружить в молекулах органических соединений, в частности в полимерах, в белках и т.д. Пример, салициловый альдегид:

Например, за счет существования водородной связи вода – это жидкость, в сероводороде водородных связей практически нет, поэтому сероводород – это газ.