Хімічний зв'язок

ЧЕРНІГІВСЬКИЙ АВТОРСЬКИЙ КОЛЛЕГИУМ.

Реферат по навчальної дисципліни хімія на тему:

«Хімічна зв’язок «.

Виконав: учень 11-Д класса.

Пономарьов Алексей.

Чернігів 2002.

ХІМІЧНА ЗВ’ЯЗОК, загальне визначення зусиль і різних типів взаємодій, зумовлюючих існування двохі багатоатомних сполук — молекул, іонів, радикалів, кристалів. Головні отличитительные риси X. з.: 1) зниження повної енергії многоатомной системи з порівнянню з енергією ізольованих атомів чи атомних фрагментів, із яких воно освічена; 2) істотне перерозподіл електронної щільності в області X. з. проти простим накладенням електронних плотностей незв’язаних атомів чи атомних фрагментів, зближених на відстань зв’язку. Остання особливість найбільш, точно відокремлює X. з. від межмолекулярных взаємодій, тоді як енергетичний критерій є визначальним менш определенным.

Природа X. з цілком визначається електричним кулоновскими взаємодією ядер і електронів, проте правильне опис розподілу електронного заряду можливе лише урахуванням законів квантової механіки. Точні розрахунки залежностей повної енергії і його компонент від межъядерного відстані для найпростішої структури з X. з.— молекулярного іона Н[pic] з одноэлектронной зв’язком — показують, що повної енергії, який характеризується равновесном межъядерном відстані, рівному 1,06 А, пов’язані з різким зниженням потенційної енергії електрона внаслідок концентрації та стискування хмари електронної щільності в межъядерной області. У цьому кінетична енергія електрона зростає й наполовину компенсує зниження потенційної. Результуючий ефект (зниження енергії) перевищує енергію расталкивания позитивно заряджених ядер і обумовлює освіту X. з. з енергією 255 кДж/моль. Така інтерпретація природи X. з., доповнена урахуванням ефектів межэлектронного відштовхування та електронної кореляції, загалом поширюється на опис зв’язків у двохі многоэлектронных молекулах.

Вважаючи рух електронів незалежною від набагато більше повільних ядерних рухів (адиабатическое наближення), можна цілком суворо описати освіту X. із, як результат дії кулоновских сил тяжіння позитивно заряджених атомних ядер до електронному хмарі, сконцентрованому в межъядерном просторі. Заряд цього хмари прагне наблизити ядра друг до друга (котра зв’язує область), тоді як електронний заряд поза межъядерного простору (несвязывающая область) прагне ядра розсунути. У цьому напрямі діють сили ядерного відштовхування. При зближення атомів на рівноважний відстань частина електронної щільності з несвязывающей області перетворюється на яка б пов’язала (див. рис.). Електронний заряд розподіляється на обох областях те щоб сили, які прагнуть зблизити і відіпхнути ядра, були однакові. Це досягається попри деякий равновесном відстані, відповідному довжині связи.

Варіанти класифікації X. з. визначаються різними її характеристиками чи способами описи (на кшталт класичної теорії валентності чи рамках квантовохимических уявлень; слід підкреслити, що цими підходами який завжди могло 6ыть встановлено однозначне відповідність). Теоретично валентності кожної зв’язок між атомами відповідає одна електронна пара. Залежно від способу її освіти з електронів пов’язують атомів можна назвати ковалентну зв’язок і координаційну зв’язок. Якщо електронна пара X. з цілком належить одного з атомів, то утворюється іонна зв’язок. За рівнем усунення центру ваги електронного хмари що пов’язують; електронів X. з. ділять на неполярные (рівновіддаленість від обох атомних центрів) і полярні (проміжні між неполярными і ионными). Ковалентные і координаційні зв’язку поділяються за кількістю їхнім виокремленням їх електронних пар на прості і кратні — подвійні, потрійні і четвертные.

Зблизька X. з., заснованому на квантовомеханических розрахунках хвильових функцій багатоатомних молекул, іонів, кристалів, поняття двухцентровой зв’язку, використовуване у класичної теорії валентності, не отримує прямого еквівалента, внаслідок делокализации електронних орбиталей з кількох (нерідко всім) атомним центрам. Перехід до локалізованим орбиталям часто зберігає можливість аналізувати X. з. в багатоатомних молекулах у межах традиційних поглядів на зв’язках, поділених і неподеленных електронних парах. Типові приклади сполук з локализованными двухцентровыми зв’язками — насичені вуглеводні (зв'язку С—С, С—Н). У разі, коли процедура локалізації Демшевського не дозволяє однозначно виділити в молекулі локалізовані двухцентровые орбитали, реализующиеся у ній X. з. належать до мпогоцентровым зв’язкам, притаманним ненасичених сполук з сполученими зв’язками. Граничний випадок делокализации — металева зв’язок, обумовлена переміщенням валентных електронів металу в всьому просторі кристалічною грати, образуемой його позитивними ионами.

До основних рис X. з.— міцність, довжина, полярність. Міцність X. з. визначається енергією зв’язку. У двухатомной молекулі вона дорівнює теплоту дисоціації молекули деякі атоми. Енергії X. з. в многоатомной молекулі відповідає енергія атомізації — різницю між повної енергією молекули і сумою енергій ізольованих атомів і нульових коливань молекули. У розрахунку одну зв’язок енергії X. з. сягають від 10—20 кДж/модъ (зв'язку в молекулах і іонах Сd2, Н[pic], зв’язок С—С1 в радикала СОСl, слабкі водневі зв’язку) до > 1000 кДж/моль (потрійні зв’язку в молекулах N2, ЗІ). Для багатоатомних молекул із добре локализованными двухцентровыми зв’язками повна енергія X. з. досить точно оцінюється як сума енергій окремих связей.

Довжина X. з. менше суми ван-дер-ваальсовых радіусів атомів, їхнім виокремленням зв’язок. Залежно від кратності зв’язків, і навіть від характеру найближчого оточення вони можуть змінюватися у досить межах, наприклад для вуглець-вуглецевих зв’язків — від 1,21 А (потрійні зв’язку в алкинах) до 1,7—1,8А (прості зв’язку в напружених углеводородах).

Полярність зв’язку характеризується її дипольным моментом, який більшості ковалентних зв’язків становить 0—3D, для координаційних зв’язків — зазвичай 2—7D. Дипольные моменти сполук з іонної зв’язком істотно вище, наприклад для молекули КВг — 10, 4D (1D = 3,33 564*10[pic] Кл*м).