Типы химических связей в химическом производстве. Характеристика и назначение

 

 

 

 

 

Реферат

на тему:

 

 

 

 

 

«Типы химических связей в химическом производстве.

Характеристика  и назначение»

 

 

 

 

 

 

 

 

Содержание

 

 

Введение

Литературный  обзор

Типы химических связей

1 Ионная связь, характеристики

2 Основные свойства ковалентной связи

3 Характеристики металлической связи

4 Водородная связь, свойства

Выводы

Список цитируемой литературы

 

 

Введение

 

 

Учение о химической связи - центральная проблема современной  химии. Число известных химических соединений близко к восьми миллионам, из них около трехсот тысяч неорганических, остальные соединения относятся к органическим веществам. И ежегодно в химических журналах описывается около двадцати тысяч новых соединений. Число же возможных реакций между известными веществами настолько велико, что вряд ли можно надеяться на описание их всех в обозримом будущем.

Не зная природу  взаимодействия атомов в веществе, нельзя понять причины многообразия химических соединений, представить  механизм их образования, их состав, строение, реакционную способность и энергетику химических реакций. Создание надежной модели, отражающей строение атомов, молекул и природу сил между ними, позволит рассчитать свойства веществ, не прибегая к эксперименту. Так, термодинамика позволяет предсказать направление процессов, если известны термические характеристики веществ - теплоты образования и теплоемкости. Для многих веществ этих данных нет, но они могут быть с высокой точностью оценены, если известно строение молекул или кристаллов, если известна связь между термодинамическими и структурными характеристиками веществ. С другой стороны, статистическая термодинамика позволяет рассчитывать химическое равновесие по молекулярным постоянным: частотам колебаний, моментам инерции, энергиям диссоциации молекул. Все эти постоянные могут быть найдены спектральными и другими физическими методами или рассчитаны на основе теоретических представлений, но для этого надо знать основные законы, управляющие движением электронов в атомах и молекулах, и строение молекул. Это одна из важных причин, почему необходимо изучать строение молекул и кристаллов, теорию химической связи. 
Литературный обзор

 

Типы  химических связей

 

Известно, что  атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При  этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

Тип химической связи зависит от того, насколько  велика разность значений электроотрицательностей  соединяющихся атомов элементов. Чем  больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

 

1 Ионная  связь

 

 Химическая  связь, осуществляемая за счет  электростатического притяжения  между ионами, называется ионной связью. Соединения, образованные путем притяжения ионов называются ионными. Ионные соединения состоят из отдельных молекул только в парообразном состоянии. В твердом (кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. Молекулы в этом случае отсутствуют. Ионные соединения образуют резко различные по величине электроотрицательности элементы главных подгрупп I и II групп и главных подгрупп VI и VII групп. В зависимости от величины электроотрицательности все элементы делятся на:

1. электроположительные (элементы 1-3 группы)
2. электротрицательные (все остальные элементы)

Ионная связь  образуется между элементами сильно отличающимися по электроотрицательности.

Ионных соединений сравнительно немного. Например неорганические соли: NH4Cl (ион аммония NH4 + и ион хлора Cl-), а также солеобразные органические соединения: алкоголяты соли карбоновых кислот, соли аминов Неполярная ковалентная связь и ионная связь — два предельных случая распределения электронной плотности.

Неполярной  связи отвечает равномерное распределение  связующего двух электронного облака между одинаковыми атомами. Наоборот, при ионной связи связующие электронное  облако практически полностью принадлежит  одному из атомов.

В большинстве  же соединений химические связи оказывают  промежуточными между этими видами связи, то есть в них осуществляется полярная ковалентная связь.

Потенциал ионизации  – энергия, которую необходимо затратить  для удаления 1-го электрона с  внешней орбитали, при этом атом переходит из нейтрального в положительно заряженный ион (катион).

Чем меньше потенциал  ионизации, тем легче атом теряет электроны, тем сильнее выражены у электрона металлические свойства. Потенциал ионизации растет в  пределах периода слева направо, уменьшается сверху вниз.

Ионная связь  образуется за счет перехода одного или  нескольких электронов от одного атома  на внешнюю оболочку другого атома.

Атом, отдавший электрон становится положительно заряженным, а получивший – отрицательно заряженный.

 

 

Связь между  разноименными ионами осуществляется за счет сил электростатического  притяжения.

Образование ионной связи происходит по октаэдрическому  правилу. Согласно этому правилу  атом принимает, теряет или разделяет электроны таким образом, чтобы электронное облако для него соответствовало ближайшему инертному газу.

 

2 Основные свойства ковалентной связи

 

Химическая  связь, осуществляемая за счет образования  общих (связывающих) электронных пар, называется ковалентной.

Для объяснения ковалентной  связи используют 2 метода квантово-механического  расчета:

1. метод валентных связей (МВС)
2. метод молекулярных орбиталей (ММО)

1916 году американский  ученый Льюис высказал предположение  о том, что химическая связь  образуется за счет обобществления двух электронов .

При этом электронная оболочка атома стремится по строению к  электронной оболочке благородного газа. В дальнейшем эти предположения  послужили основой для развития метода валентных связей. В 1927году Гайтлером  и Лондоном был выполнен теоретический расчет энергии двух атомов водорода в зависимости от расстояния между ними. Оказалось, что результаты расчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов. При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы. При противоположно направленных спинах на энергетической кривой имеется минимум, т.е. образуется устойчивая система – молекула водорода Н_2.

Образование химической связи  между атомами водорода является результатом взаимопроникновения (перекрывания) электронных облаков. Вследствие этого перекрывания плотность отрицательного заряда в межъядерном пространстве возрастает, и положительно заряженные ядра притягиваются к этой области.

Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метод валентных связей (метод ВС).

1) Ковалентная 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.

Комбинации двухэлектронных  двухцентровых связей, отражающие электронную  структуру молекулы, получили название валентных схем. Примеры построения валентных схем:

 

 

Ковалентная связь характеризуется  длиной, энергией, полярностью, поляризуемостью  и имеет определённую направленность в пространстве.

С увеличением кратности  связи, длина связи уменьшается:

 

− 0,154 нм

= 0,134 нм

≡ 0,12 нм

 

Энергия связи  – энергия, которую надо затратить, чтобы разорвать химическую связь. Тоже количество энергии выделяется при образовании химической связи. С увеличением кратности связи, энергия увеличивается. Энергия p-связи меньше энергии s-связи.

Свойства ковалентной  связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность

1. Прочность  ковалентной связи — это свойства характер длинной связи (межъядерное пространство) и энергии энергией связи.

2. Полярность ковалентной  связи. В молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента, одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов, то связь называют полярной ковалентной связью.

3. Насыщаемость  ковалентной связи — это способность атома участвовать только в определенном числе ковалентной связи, насыщаемость характеризует валентностью атома. Количественные меры валентности являются число не спаренных электронов у атома в основном и в возбужденном состоянии.

4. Направленность  ковалентной связи. Наиболее прочные ковалентной связи образуются в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей, то есть мерой направленности служит валентный угол.

5. Гибридизация  ковалентной связи — при гибридизации происходит смещение атомных орбиталей, т.е. происходит выравнивание по энергии и по форме. Существует sp, sp², sp³ —гибридизация. sp — форма молекулы линейная (угол 180⁰), sp² — форма молекулы плоская треугольная (угол 120⁰), sp³ - форма тетраэдрическая (угол 109⁰28).

6. Кратность  ковалентной связи или делоколизация  связи — Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия.

Существуют  три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

Если атомы, образующие простую ковалентную  связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку  атомы, образующие связь, в равной степени  владеют обобществленной электронной парой. такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например О₂; N₂; C₁₂.

Если атомы  различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Такая ковалентная связь называется полярной.

2. Донорно-акцепторный механизм. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет 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.

3. Семиполярная связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподеленной парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:

• Окисление (перенос одного электрона) атома с НЭП атомом с двумя неспаренными электронами. В результате атом с НЭП превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).
• Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).

При образовании  семиполярной связи атом с НЭП  увеличивает свой формальный заряд  на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.

 

3 Металлическая  связь

 

При обычных  условиях металлы, за исключением ртути Hg, существуют в виде кристаллов. Взаимодействие, удерживающее атомы металлов в едином кристалле, называется металлической связью.

Природа металлической  связи подобна ковалентной связи: оба типа связи основаны на обобществлении валентных электронов. Однако в атомах металлов количество таких электронов меньше количества вакантных орбиталей. Электроны слабо удерживаются ядром. Поэтому они могут переходить из одной орбитали в другую. Стремясь принять более устойчивое состояние, а это структура инертного газа, атомы металлов довольно легко отдают валентные электронные электроны, превращаясь в положительно заряжённые ионы. Внутри этой решётки находятся валентные электроны, которые не принадлежат конкретно какому-то атому. Благодаря малым размерам электроны более или менее свободно перемещаются по всему объёму кристаллической решётки, поэтому возникает большое число многоцентрированных орбиталей. Электроны на этих орбиталях обобщены сразу несколькими атомами.

Благодаря свободному перемещению электронов металлы  обладают высокой электрической  проводимостью и теплопроводностью.

По прочности  металлическая связь меньше ковалентной  связи в 3-4 раза. Металлическая связь не имеет определённой направленности в пространстве. Электроны сталкиваясь с ионами образуют нейтральные частицы, которые сразу теряют электроны: . Электронные газы отражают световые лучи.

В результате движения внутри решётки электроны способны переносить тепловую энергию от нагретых участков к ненагретым, этим объясняется теплопроводность.

Если приложить  нагрузку к металлу, происходит деформация без разрушения решётки, металлам характерна ковкость, пластичность.

 

4 Водородная  связь 

 

Водородные  связи могут образовываться между  атомом водорода, связанным с атомом электроотрицательного элемента, и  электроотрицательным элементом, имеющим  свободную пару электронов(О,F,N). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением, которому способствуют малые размеры атома водорода, и отчасти, донорно-акцепторным взаимодействием. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Связи 0-Н имеют выраженный полярный характер: Водородная связь гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная, но более сильная, чем межмолекулярное взаимодействие. Водородные связи обуславливают некоторые физические свойства веществ (например, высокие температуры кипения). Особенно распространены водородные связи в молекулах белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений, обеспечивая им определенную пространственную структуру (организацию).

Различают водородную связь: межмолекулярную и внутримолекулярную.

 

 

 

 

 

Выводы

 

 

В химии могут быть выделены два основных структурных стержня, которые связаны с основными  этапами развития этой науки и, кроме  того, дают представление о взаимосвязях химии с другими естественными  науками.

Первый из этих стержней – появление веществ с заданными (необходимыми) свойствами, что является в то же время и главной задачей химии. Эта задача объединяет практически все химические знания, которые представляются в виде теорий, законов, методов, технологических инструкций и т.п. Она ближе к истокам химии и к конкретному производству (металлургии, выделке кож и т.п.), которое и сформировало саму эту науку.

Вторым структурным  стержнем химии является теоретическая  задача исследования генезиса (происхождения) свойств вещества. Ее решение допускает различные уровни обобщения представлений о химических веществах. В настоящее время выделяют четыре наиболее общих подхода:

1) исследование  элементного и молекулярного  состава вещества;

2) исследование  структуры молекул веществ;

3) исследование  термодинамических и кинетических условий, обеспечивающих протекание химических процессов;

4) исследование  природы реагентов (катализаторов), процессов самоорганизации и  эволюции химических соединений.

Одним из центральных  понятий химии служит понятие  «химическая связь». Химическая связь - взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов.

Известно, что  атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При  этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается  промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи.

 

 

 

Список цитируемой литературы

1. Горелов, А.А. Концепции современного Естествознания/ А.А. Горелов. -М.:ВЛАДОС, 2000.-512 с.

2. Дикерсон, Р. Основные законы химии/ Р. Дикерсон, Г. Грей, Дж. Хейт: в 2 т. - М.: Мир, 1982.- 145с.

3. Зайцев, О. С. Задачи и вопросы по химии/ О.С. Зайцев.- М.: Химия, 1955.- 204с.

4. Коттон, Ф. Современная неорганическая химия / Ф. Коттон, Дж. Уилкинсон.- М.: Мир, 1969.-276с.

5. Краснов, К. С. Молекулы и химическая связь/К.С. Краснов.-М.: Высш. шк., 1997.- 154с.

6. Кукушкин, Ю. П. Строение атома и химическая связь / Ю. П. Кукушкин, Е. И. Маслов. - М.:Химия, 2000.- 196с.

7. Любимова, Н. Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии/Н.Б. Любимова.- М.: Высш. шк:, 1996.

8. Минкин, В. И. Теория строения молекул / В. И. Минкин, Б. Я. Симкин, Р. М. Миняев.- Ростов на/Д: Феникс, 1999.- 243с.

9. Неорганическая химия / под ред. Ю. Д. Третьякова: в 3 т.т. 1. Физико-химические основы неорганической химии.- М.: Академия., 2005.

10.  Соловьев, Ю. И. История химии / Ю. И. Соловьев, Д. Н. Трифонов, А. Н. Шамин М.: Просвещение, 1994.- 206с.

11.  Спайс, Дж. Химическая связь и строение/ Дж. Спайс. М.: Мир, 1996.

12.  Хорошавина С.Г Концепции современного естествознания/ . Курс лекций для студентов вузов. (серия учебники, учебные пособия).-Ростов-на-Дону: «Феникс», 2000. -480 с.