Подготовка к ЕГЭ по химии. Лекция по теме «Виды химической связи. Типы кристаллических решеток»


Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Средняя общеобразовательная школа села Старобурново
муниципального района Бирский район Республики Башкортостан
Тематические лекции
по химии для 11 класса
для подготовки к ЕГЭна 2015-2016 учебный годcоставила учитель химииАсылбаева Марина Евгеньевна
Тема 3. Химическая связь и строение вещества
1.3.1. Ковалентная химическая связь, ее разновидности и
механизмы образования. Характеристики ковалентной
связи (полярность и энергия связи). Ионная связь.
Металлическая связь. Водородная связь
Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.
Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел.
Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить:
11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5
Эти атомы- с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь.
При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его.

Схематично это можно записать так:
Na0 — l е- —> Na+
Ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня.
Cl0 + 1е --> .Cl - ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение.
Ионная связь- образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.


Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, на один от каждого атома:
A· + ·В → А : В
В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень.
Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют вещества, образованные между одинаковыми неметаллами, например: О2, N2, Cl2.

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. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью. Например: Н2О, NH3, CH4, СО2, HCl и др

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов.
Сигма (σ)- это перекрывание электронных облаков вдоль одной плоскости

При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Следовательно, пи (π)-связи- это перекрывание электронных облаков вдоль двух плоскостей.

Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов.
Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.
Водородная связь- возникает как электростатическое взаимодействие, между атомом водорода и электроотрицательными атомами N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.

Например:

Донорно-акцепторный связь (иначе координационный механизм) — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.

Наличие или отсутствие неподеленной электронной пары и количество неподеленной электронной паря вычисляется по формуле:
Количество неподеленной электронной пары=№ группы-(8-№группы)2Например, для азота кол-во неподел. эл.пары=5-(8-5)2=1, для кислорода =6-(8-6)2=2, для углерода=4-(8-4)2=0, следовательно, у углерода в возбужденном состоянии неподеленных электронных пар нет.
1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и
валентность химических элементов
Электроотрицательность— фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары.
Электроотрицательность- это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи.
Электроны в общей электронной паре смещены к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.
На рис. приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу. Электроотрицательность фтора в системе Полинга принята равной 4.


В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет от Cs к F по диагонали периодической системы.
Степень окисления- Это число показывающее количество отданных «+» или принятых «- » электронов в результате образования химической связи, вычисленный на основе предположения , что все соединения состоят из ионов.

При вычислении степеней окисления следует учитывать , что атомы электронейтральны, т.е. количество «+» и «-» всегда должны быть одинаковыми. Например:

Виды степеней окисления:
Высшая степень окисления числено равна номеру группы элемента в периодической системе. Например, для азота: азот находится в 5 группе, следовательно, высшая степень окисления равно +5: N+5. Исключение, для фтора, хотя он находится в 7 группе высшая степень окисления = 0, т. к. он имеет наивысшую электроотрицательность, и не может отдать никому свой электрон.
Низшая степень окисления. Для металлов всегда равна нулю, а для неметаллов вычисляется по формуле:
- (8-№ группы). Например, для азота – (8-5)=-3 :N-3
3. Промежуточная степень окисления. Для азота: 0, +1, +2, +3,+4.
Валентность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. Она определяется числом химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами в молекуле.
Валентность показывает число неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химических связей. Валентность указывают римскими цифрами.

Не всегда валентность и степень окисления совпадают численно. Особенно в органических веществах.
Во многих случаях степень окисления атома элемента не совпадает с числом образуемых им связей, т.е. не равна валентности данного элемента. Особенно наглядно это видно на примере органических соединений. Известно, что в органических соединениях валентность углерода равна 4 (образует четыре связи), однако степень окисления углерода, как легко подсчитать, в метане СН4 равна -4, метаноле СНзОН -2, в формальдегиде СН2О 0, в муравьиной кислоте НСООН +2, в СО2 +4. Валентность измеряется только числом ковалентных химических связей, в том числе возникших и по донорно-акцепторному механизму.
Например: 1. определим степени окисления (СО) атомов углерода в молекуле этанола:

C-3H3 – C-1H2 – OH

Три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный (С0+3е-→С-3) -3.
Две связи С-Н дают заряд на атоме С, равный -2,а связь С→О заряд +1, следовательно, суммарный заряд на атоме С, равен (-2+1=-1) -1.
2. Определим степень окисления атомов углерода в молекуле уксусной кислоты:
С-3Н3 – С+3О – ОН
Три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный (С0+3е-→С-3) -3.
Двойная связь С=О (кислород как более электроотрицательный, забирает электроны у атома углерода) даёт заряд на атоме С, равный +2 (С0-2е-→С+2),а связь С→О заряд +1, следовательно, суммарный заряд на атоме С, равен (+2+1=+3) +3.
Определим степень окисления атомов углерода в молекуле уксусного альдегида:

С-3Н3 – С+1(О) – Н
Три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный (С0+3е-→С-3) -3.
Двойная связь С=О (кислород как более электроотрицательный, забирает электроны у атома углерода) даёт заряд на атоме С, равный +2 (С0-2е-→С+2),а связь С-H заряд -1, следовательно, суммарный заряд на атоме С, равен (+2-1=+1) +1.
1.3.3. Вещества молекулярного и немолекулярного строения.
Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств
веществ от их состава и строения.
Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение. Оно характеризуется правильным расположением частиц в строго определенных точках пространства. При мысленном соединении этих точек пересекающимися прямыми линиями образуется пространственный каркас, который называют кристаллической решеткой.
Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки. В узлах воображаемой решетки могут находиться ионы, атомы или молекулы.
В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.
Кристаллические решетки, состоящие из ионов, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью. Примером может служит кристалл хлорида натрия, в котором, каждый ион натрия окружен шестью хлорид-ионами, а каждый хлорид-ион - шестью ионами натрия. Такому расположению соответствует наиболее плотная упаковка, если ионы представить в виде шаров, размещенных в кристалле . Очень часто кристаллические решетки изображают, как показано на рис , где указывается только взаимное расположение частиц, но не их размеры.

Число ближайших соседних частиц, вплотную примыкающих к данной частице в кристалле или в отдельной молекуле, называется координационным числом.

Связи между ионами в таком кристалле весьма прочны. Поэтому вещества с ионной решеткой обладают сравнительно высокой твердостью. Они тугоплавки и мало летучи, растворимые в воде.
Плавление ионных кристаллов приводит к нарушению геометрически правильной ориентации ионов относительно друг друга и уменьшению прочности связи между ними. Поэтому расплавы их проводят электрический ток. Ионные соединения, как правило, легко растворяются в жидкостях, состоящих из полярных молекул, например в воде.
Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решетках соединены между собой прочными ковалентными связями. Примером может служить алмаз - одна из модификаций углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами. Координационное число углерода в алмазе 4 . В решетке алмаза, как и в решетке хлорида натрия, молекулы отсутствуют. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую молекулу. Атомная кристаллическая решетка характерна для твердого бора, кремния, оксида кремния 4-валентного (формула речного песка), кремнезема, кварца, германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием. Вещества с молекулярной решеткой имеют очень высокую твердость и высокие температуры плавления, нерастворимы, нелетучие, т.е. неиспаряются.

Кристаллические решетки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными. Молекулы в таких решетках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость и низкие температуры плавления, нерастворимы или малорастворимы в воде, их растворы почти не проводят электрический ток, легко испаряются. Число неорганических веществ с молекулярной решеткой невелико.
Примерами их являются лед (вода), твердый оксид углерода (IV) ("сухой лед"), твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (F2, Сl2, Br2, I2, Н2, О2, N2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьми- (S8) атомными молекулами. Молекулярная кристаллическая решетка йода показана на рис . Большинство кристаллических органических соединений имеют молекулярную решетку.

4) Кристаллические решетки, где расположены положительные ионы или атомы металлов называются металлической кристаллической решеткой. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа движутся валентные электроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть.

*

Приложенные файлы

  • docx svyz
    Размер файла: 2 MB Загрузок: 14