ВАЛЕНТНОСТЬ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ.

ПОЛЯРИЗАЦИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.

ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ

 

Валентность атома – способность атома элемента образовывать определённое число химических (ковалентных) связей с другими атомами; число химических связей, которое данный атом образует с другими атомами в простом или сложном веществе.

Ковалентная связь может быть σ - или π -связью. σ - Связь – это связь, образованная орбиталями, лежащими в плоскости молекулы. Образование π - связей происходит при перекрывании атомных орбиталей, расположенных перпендикулярно или под иными углами к σ -связи и параллельно друг другу.

Если в данном атоме имеется п неспаренных электронов и т неподелённых пар электроннов, то этот атом может образовать n +2m ковалентныхсвязей (т. е. валентность этого атома будет равна n +2m).

Например, электронная формула, описывающая электронную конфигурацию электронейтрального атома хлора, имеет вид

 

₁₇С1: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁰.

 

Графически это можно изобразить следующим образом:

 

В атоме хлора имеется на внешнем энергетическом уровне три неподелённые электронные пары и один неспаренный электрон. Перед образованием химических связей атомы хлора, как и некоторых других химических элементов переходят в возбуждённое состояние, сопровождаемое увеличением числа неспаренных электронов. Возбуждённое состояние экспериментально наблюдать невозможно, т. к. оно гипотетическое.

Если взаимодействующие атомы отличаются по электроотрицательности, то образующаяся за счёт обобществления электронная пара смещается к более электроотрицательному атому, вызывая появление на нём отрицательного заряда. Более электроположительный атом, лишившись части своего электрона (электронного облака), приобретает некоторый положительный заряд, равный по величине отрицательному. Такие заряды получили название эффективных.

Например, в молекуле НF связывающая пара электронов смещена к атому фтора, вследствие чего на нём появляется отрицательный заряд, равный 0, 43 доли заряда электрона. Понятие эффективного заряда не является строгим, так как разделить область перекрывания атомных орбиталей, т. е. область пространственного распределения зарядов между атомами, можно только условно. Явление смещения пары электронов химической связи к более электроотрицательному атому называют поляризацией ковалентной связи. Химические связи со смещённой связывающей парой электронов называются ковалентными полярными связями (они чаще всего встречаются в химических соединениях).

По мере выравнивания электроотрицательностей атомов галогенов и водорода химическая связь (см. табл. 3 приложения) становится всё менее полярной, и в молекуле НI её можно считать чисто ковалентной. В молекуле НF атом фтора не отрывает полностью электрон от атома водорода, и обобществлённая электронная пара лишь частично смещена к наиболее электроотрицательному атому фтора.

Электрический дипольный момент – является мерой полярности ковалентной связи.

Диполь – это система, состоящая из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на некотором расстоянии друг от друга.

Дипольный момент ковалентной связи определяют по формуле:

,

 

где q – абсолютная величина (модуль) заряда, в Кл;

l – длина диполя (вектор, направленный из центра положительного заряда к центру отрицательного заряда), пм. Величина l является межатомным расстоянием или длиной ковалентной связи.

Внесистемной единицей величины электрического дипольного момента служит Дебай[20] (1 D= 3, 33·10^–30 Кл · м).

 

Если в молекуле центры тяжести эффективных положительных и отрицательных зарядов совпадают, то молекула будет неполярной (СО₂, ВF₃, СС1₄, SiВr₄, СН₄ и др.). Поэтому молекулы с симметричным расположением атомов являются неполярными, хотя ковалентные связи в них могут быть полярными. Двухатомные молекулы простых веществ, состоящие из одинаковых атомов, также являются неполярными (С1₂, Н₂). В полярных молекулах Н₂О и NН₃ дипольные моменты соответственно равны 1, 86 и 1, 46 D. Значения дипольных моментов этих молекул свидетельствуют о смещении электронных пар ковалентных связей к атомам кислорода и азота. Чем больше дипольный момент двухатомной молекулы, тем более ионный характер приобретает её ковалентная (точнее ионно-ковалентная) связь.

ИОННАЯ СВЯЗЬ

Ионная[21] связь – это химическая связь, которая образуется катионом[22] и анионом[23] в результате их электростатического притяжения. Эта связь является предельным случаем полярности ковалентной связи, так как происходит значительное смещение электронной пары связи к наиболее электроотрицательному атому, который приобретает отрицательный заряд и превращается в анион. Атом, лишившийся своего электрона, превращается в положительно заряженный катион.

Иногда механизм образования ионной связи называют «гарпунным». Более электроположительный атом как бы «забрасывает» свой электрон на более электроотрицательный атом и «подтягивает» его к себе за счёт электрического притяжения образовавшихся ионов.

Ионная связь не обладает насыщаемостью, не имеет направленности и повышенной электронной плотности в области связывания.

Каждый ион окружён сферическим электрическим полем, действующим на любой другой противоположно заряженный ион вне зависимости от места его расположения. Сила притяжения определяется величиной заряда и расстоянием между ионами в соответствии с законом Кулона [24]:

.

В газах, жидкостях и кристаллах каждый ион стремится окружить себя наибольшим числом ионов противоположного заряда. Если представить ионы в виде несжимаемых сфер, то они располагаются в кристаллах друг около друга в определённом порядке, позволяющем занять минимально возможный объём с минимальной потенциальной энергией.

Проекция ионной кристаллической решётки

 

Отсутствие у ионной связи насыщаемости и направленности приводит к образованию ионных кристаллов, представляющих собой как быгигантские полимерные молекулы. Каждый ионный кристалл может и дальше увеличиваться в размерах путём присоединения к его поверхности в процессе кристаллизации всё новых и новых положительных и отрицательных ионов.

Понятие валентности к ионной связи неприменимо. Каждый ион имеет неограниченное число связей с другими ионами, находящимися относительно этого иона в ближнем и дальнем порядке. Однако идеальной ионной связи не существует. Даже при взаимодействии щелочных металлов с галогенами не происходит полного удаления электрона от атома металла и присоединения его к атому галогена. Электрон, правильнее электронная плотность, лишь смещается к атому галогена, образуя около него область повышенной электронной плотности. В области между ионами Nа⁺ и С1^– сохраняется незначительное перекрывание атомных орбиталей (образуется небольшой электронный мостик между ядрами атомов).

ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ.

РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

 

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

 

Если в каком-либо веществе (среде) распределено в виде очень мелких частиц другое вещество, то такая система называется дисперсной. В зависимости от агрегатного состояния распределяемого вещества и среды возможны следующие 9 типов дисперсных систем (Г – газообразное состояние, Ж – жидкое, Т – твёрдое; первая буква относится к распределяемому веществу, вторая – к среде):

 

1) Г + Г; 4) Г + Ж 7) Г + Т

2) Ж + Г; 5) Ж + Ж 8) Ж + Т

3) Т + Г; 6) Т + Ж 9) Т + Т

 

Наибольшее значение для химии имеют дисперсные системы, в которых средой является жидкость.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: