Кратная связь это в химии определение

МО которую описывает уравнение:

называется связывающей
. М О

обеспечивает
большую плотность между ядрами по
сравнению с простой суммой электронных
плотностей отдельных атомов, это
обуславливает притяжение ядер. Она
имеет более низкую энергию, чем АО из
которых она образовалась.

МО которую описывает уравнение:

называется разрыхляющей (антисвязывающей)
.
МО

понижает
электронную плотность между ядрами,
что приводит к их отталкиванию. При это
энергия системы повышается в сравнении
с изолированными атомами. Энергия этой
МО больше чем энергия образующих ее
ядер.

Если АО практически не изменяется при
образовании молекулы – такая связь МО
называется несвязывающей
.

_{Кратность связи}
—

1) Кратность свзяи: Н ₂
= 1
HeH=0,5
3)

2) Кратность связи:

=0,5

Заполнение МО электронами. Принцип
Паули. Правило Хунда Кратность и
относительная прочность связи (что
такое «прочность связи»?). На примере
энергетических диаграмм двухатомных
молекул, образованных элементами 1-го
периода.

Заполнение МО электронами происходит
так же как и заполнение АО.

Принцип Паули
– в атоме не может
быть двух электронов, у которых все
четыре квантовых числа били бы одинаковы.
Каждая атомная орбиталь может быть
занята не более чем двумя электронами,
спины которых противоположны по
абсолютному значению.

Правило Хунда
– устойчивому состоянию
атомасоответствует такое распределение
электронов в пределах энергетического
подуровня, при котором абсолютное
значение суммарного спина атома
максимально. Правило Хунда не запрещает
другого распределения электронов на
подуровне.

Кратность связи
—

О
тносительнаю
прочность связи
можно оценить по
энергии, которая необходима для разрыва
связей между атомами в разных соединениях.
Эта энергия дается для одинакового
числа молекул таких соединений. Чем
выше кратность связи – тем она короче
и прочнее.

Кратность связи:

=1,

=0,5,

=0,5,
HeH=0,5

Прочность связи: прочная, непрочная,
непрочная, непрочная.

Содержание
Электронное строение веществ, образованных из атомов. Металлы, неметаллы, полупроводники.

Все металлы
характеризуются
сравнительной легкостью отдачи валентных
электронов, способностью образовывать
положительно заряженные ионы и проявлять
в своих соединениях только положительную
окисленность. В свободном состоянии
все металлы – востановители. Внешние
электроны в атомах металлов находятся
на значительном удалении от ядра и
связаны с ним сравнительно слабо –
атомы металла характеризуются низкими
потенциалами ионизации и близким к нулю
или отрицательным сродством к электрону.

Металлы в кристалическом состоянии
имеют «свободные» электроны, способные
под действием даже слабых электрических
полей перемещатся по кристаллу.

еметаллы

такими электронами – необладают. Их
свойства обусловленны тем, что их зона
проводимости отделена от валентной
зоны запрещенной зоной
(значительным
энергетическим промежутком

).
В изоляторах электроны не могут свободно
перемещаться по кристаллу и служить
переносчиками электрического тока.

Заполнение электронами МО, составляющих
энергитическую зону, происходит в
порядке последовательного возрастании
энергии.

Полупроводники
– вещества которые
при низких температурах проявляют
свойства изоляторов, а при выскоих
обладают высокой проводимостью
электричества.

Электронное строение: энергетическая
зона, валентная зона (совокупность
уровней занятых валентными электронами),
зона проводимости (незаполненные
уровни), запрещенная зона

Происходит
при смешивании одной s- и одной p-орбиталей.
Образуются две равноценные sp-атомные
орбитали, расположенные линейно под
углом 180 градусов и направленные в разные
стороны от ядра центрального атома. Две
оставшиеся негибридные p-орбитали
располагаются во взаимно перпендикулярных
плоскостях и участвуют в образовании
π-связей, либо занимаются неподелёнными
парами электронов

Происходит
при смешивании одной s- и двух p-орбиталей.
Образуются три гибридные орбитали с
осями, расположенными в одной плоскостии
направленными к вершинам треугольника
под углом 120 градусов. Негибридная
p-атомная орбиталь перпендикулярна
плоскости и, как правило, участвует в
образовании π-связей

Происходит
при смешивании одной s- и трех p-орбиталей,
образуя четыре равноценные по форме и
энергии sp3-гибридные орбитали. Могут
образовывать четыре σ-связи с другими
атомами или заполняться неподеленными
парами электронов.

КРАТНЫЕ
СВЯЗИ
хим. связи двухцентрового
типа, к-рые в отличие от простой связи
образованы более чем одной парой
электронов. По числу пар электронов,
образующих К. с., различают двойные,
тройные и четверные связи. В
приближении молекулярных орбиталей
методов
К. с. сопоставляются с мол.
орбиталями, к-рые по св-вам симметрии
делят на s-, p- и d-орбитали. p-Орбитали
антисимметричны относительно плоскости,
проходящей через связь. В многоатомных
молекулах эта плоскость является общей
для всей молекулы или для мол. фрагмента,
включающего эту связь. d-Орбитали
антисимметричны относительно двух
взаимно перпендикулярных плоскостей,
проходящих через связь. При образовании
К. с. возникает, как правило, одна (или
более) s-орбиталь и обязательно хотя бы
одна p- или d-орбиталь. По этой причине
составляющие К. с., определяемые p- или
d-орбиталями, наз. соотв. p- или d-связями.
Атомы непереходных элементов в молекулах
и ионах м. б. связаны простой, двойной и
тройной связями. Образование простой
d-связи СЧС в молекуле этана соотносят
с перекрыванием двух sp ³
-гибридных
орбиталей атомов углерода. В молекуле
этилена кроме s-связи СЧС присутствует
одна, а в молекуле ацетилена с тройной
связью — две p-связи:

Четверная
связь (и м. б. связи более высокой
кратности) характерна только для
переходных металлов. d-Перскрываниe
ведет к образованию четверных связей
в солях октагалогеиодиренат-аниона
Re ₂
Hal ₈
^2-
, карбоксилатах
молибдена и вольфрама M(OOCR) ₄
,
внутрикомплексных соед. хрома и ванадия
М ₂
А ₂
, где А —
2,6-диметоксифенил. Энергетич. вклады,
приходящиеся на связи разл. типов,
неравноценны. Обычно энергия p-связи
составляет в среднем около 80% энергии
s-связи, а вклад d-связи оценивается,
напр., в солях октахлородирснат-аниона
всего в 14% от полной энергии связи. Чем
выше кратность связи, тем больше ее
прочность (энергия диссоциации), короче
межатомное расстояние и больше силовая
постоянная связи

Метод молекулярных орбиталей

MMO– квантово-химический метод описания
химической связи, рассматривающий
молекулу и любую многоатомную систему
как «многоядерный» атом, в котором
электроны заселяются по молекулярным
орбиталям.

ММО – более
общий, потому что объясняет строение
почти всех существующих молекул. В
отличие от метода валентных связей, в
котором сближаются уже готовые атомы,
в ММО происходит сближение атомных
ядер, а затем происходит перекрывание
пустых атомных орбиталей с образованием
молекулярных орбиталей. После этого
происходит заселение молекулярных
орбиталей электронами. В ММО молекулы
представляются многоядерным атомом и
отыскивается волновая функция каждого
электрона в поле этих нескольких ядер.
(формулы из практики)

Если есть
неспаренные электроны, молекулы вещества
притягиваются магнитным полем. Вещество
называется парамагнитным.

Если все
электроны спаренные, молекулы вещества
отталкиваются магнитным полем. Вещество
называется димагнитным.

Согласно
этому методу, в молекулах существуют
молекулярные орбитали, которые берутся,
как линейная комбинация атомных орбиталей
(Мо-ЛКАО). В отличие от атомных орбиталей
(АО — одноэлектронная волновая функция),
которые являются одноцентровыми,
молекулярные орбитали являются
многоцентровыми. При сближении атомных
орбиталей образуется такое же количество
молекулярных орбиталей. Те из них,
которые характеризуются меньшей
энергией, называются связывающими, а
те, которые имеют энергию выше, чем
энергия атомных орбиталей, называются
разрыхляющими. Электроны распределяются
на этих орбиталях по тем же правилам и
принципам, как и в методе валентных
связей. Эти молекулярные орбитали имеют
определенное обозначение, как и атомные
орбитали. А О – s,p,d,f;
молекулярные орбитали

Оценить
возможность или невозможность образования
связи этим методом можно, зная величину
порядка связи n.

Порядок
связи
– это дробь, в числителе которой
располагается разница между числом
электронов на связывающей и разрыхляющей
орбиталях, а в знаменателе число
взаимодействующих атомов. Если порядок
связи равен 0, то молекула (ион) не
существует.

Соседние файлы в предмете Химия

КРАТНЫЕ СВЯЗИ

КРАТНЫЕ СВЯЗИ: хим. связи двухцентрового типа, к-рые в отличие от простой связи образованы более чем одной парой электронов. По числу пар электронов, образующих К. с., различают двойные, тройные и четверные связи. В приближении молекулярных орбиталей методов
К. с. сопоставляются с мол. орбиталями, к-рые по св-вам симметрии делят на s-, p- и d-орбитали. p-Орбитали антисимметричны относительно плоскости, проходящей через связь. В многоатомных молекулах эта плоскость является общей для всей молекулы или для мол. фрагмента, включающего эту связь. d-Орбитали антисимметричны относительно двух взаимно перпендикулярных плоскостей, проходящих через связь. При образовании К. с. возникает, как правило, одна (или более) s-орбиталь и обязательно хотя бы одна p- или d-орбиталь. По этой причине составляющие К. с., определяемые p- или d-орбиталями, наз. соотв. p- или d-связями. Атомы непереходных элементов в молекулах и ионах м. б. связаны простой, двойной и тройной связями. Образование простой d-связи СЧС в молекуле этана соотносят с перекрыванием двух sp ³
-гибридных орбиталей атомов углерода. В молекуле этилена кроме s-связи СЧС присутствует одна, а в молекуле ацетилена с тройной связью — две p-связи:

Четверная связь (и м. б. связи более высокой кратности) характерна только для переходных металлов. d-Перскрываниe ведет к образованию четверных связей в солях октагалогеиодиренат-аниона Re ₂
Hal ₈
^2-
, карбоксилатах молибдена и вольфрама M(OOCR) ₄
, внутрикомплексных соед. хрома и ванадия М ₂
А ₂
, где А — 2,6-диметоксифенил. Энергетич. вклады, приходящиеся на связи разл. типов, неравноценны. Обычно энергия p-связи составляет в среднем около 80% энергии s-связи, а вклад d-связи оценивается, напр., в солях октахлородирснат-аниона всего в 14% от полной энергии связи. Чем выше кратность связи, тем больше ее прочность
(энергия диссоциации), короче межатомное расстояние и больше силовая постоянная связи (см. табл.).

Две или больше К. с. могут образовывать в хим. соединении системы кумулированных и сопряженных связей. В первом случае две двойные связи примыкают к одному и тому же атому как, напр., в аллене Н ₂
С=С=СН ₂
; во втором — двойные или (и) тройные связи разделены одной простой, как, напр., в 1,3-бутадиене Н ₂
С=СНЧСН=СН ₂
или акрилонитриле
. В сопряженных системах кратность связи не м. б. определена целым числом. Мерой кратности связи (заселенности ее электронами) служит дробная величина порядка связи, расчет к-рой осуществляется обычно при помощи методов квантовой химии. Лит.:
Гиллеспи Р., Геометрия молекул, пер. с англ., М., 1975; Коттон Ф. А., Уолтон Р., Кратные связи металл Ч металл, пер. с англ., М., 1985. В. И. Минкин
.

Полезное

Смотреть что такое «КРАТНЫЕ СВЯЗИ» в других словарях:

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов с одинаковой электроотрицательностью. Эта связь находится в простых веществах неметаллах, а также в сложных веществах, содержащих несколько одинаковых атомов неметаллов.

Рассмотрим примеры веществ с ковалентной неполярной связью. Такая связь может быть одинарной, двойной и тройной. Кратность связи зависит от числа неспаренных электронов у атомов.

Одинарные связи в простых веществах

Одинарные связи существуют в простых веществах, например в молекулах водорода, галогенов, белого фосфора, серы, а также в кристаллах алмаза, кремния, красного фосфора и других веществ.

В таблице приведены примеры веществ с одинарной связью, указаны характеристики связи.

На основании приведённых в таблице данных можно сделать вывод, что длина связи определяется радиусами связанных атомов, а энергия связи снижается с увеличением её длины.

Кратные связи в простых веществах

Кратные связи в простых веществах возникают, если атомы имеют два или три неспаренных электрона. Примеры и характеристики кратных связей приведены в таблице.

Сравнение данных показывает, что чем выше кратность связи, тем она прочнее.

Неполярные связи в сложных веществах

Ковалентные неполярные связи существуют и в сложных веществах. Примеры — одинарная связь между атомами кислорода в пероксиде водорода, одинарные, двойные и тройные связи между атомами углерода в молекулах органических веществ.

В сложных веществах, так же как и в простых, прочность (энергия) связи зависит от её длины и от кратности.

Чем короче связь, тем она прочнее.

Чем выше кратность связи, тем она прочнее.

Простые и кратные связи

Простые связи имеют элементы, у которых
имеется одна связь. Кратные, – у которых
имеются две, три связи.

Если между двумя атомами образуется
только одна общая электронная пара, то
такая ковалентная связь называется
простой (одинарной) связью
.

π-Связи
– это ковалентные связи,
при образовании которых область
перекрывания электронных облаков
находится по обе стороны от линии,
соединяющей ядра атомов.

s-Облака не могут образовать
π-связи. В образовании π-связей могут
участвовать p- и d-облака.
Например, π-связь образуется при
перекрывании двух p-облаков.

π-Связь образуется в тех случаях, когда
между двумя атомами возникает две

или три
общие электронные пары.

Число общих электронных пар между
связанными атомами характеризует
кратность связи
.

Если связь между двумя атомами образована
двумя
общими электронными парами,
то такая связь называется двойной
связью
. Любая двойная связь состоит
из одной σ-связи
и одной π-связи
.

Если связь между двумя атомами образована
тремя
общими электронными парами,
то такая связь называется тройной
связью
. Любая тройная связь состоит
из одной σ-связи
и двух π-связей
.

Двойные и тройные связи имеют общее
название: кратные связи

.

Вопрос №4 Классификация химических реакций Неорганическая химия

Химические реакции можно классифицировать
по следующим признакам:

По изменению степени окисления.

Процессы, в результате которых происходит
изменение степени окисления, то есть
переход или смещение электронов от
атомов с меньшей электроотрицательностью
к атомам с большей электроотрицательностью,
называют окислительно-восстановительными
реакциями
.

К окислительно-восстановительным
реакциям относят замещение, разложение,
соединение.

По числу и составу исходных и образующихся
веществ.
1. Реакциями разложения
  называются
  реакции, в результате которых из одного
  вещества образуются несколько других
  веществ.

Реакциями соединения
называются
реакции, в результате которых из двух
или нескольких веществ образуется
одно новое вещество.

2Fe + Cl2 
2FeCl3

Реакциями замещения
называются
реакции, при которых атомы простого
вещества замещают атомы одного из
элементов в сложном веществе.

2AgNO3 + Fe 
Fe(NO3)2 + 2Ag

Реакциями обмена
называют реакции,
протекающие между двумя сложными
веществами, при которых их составные
части обмениваются местами.

Fe2(SO4)3 + 3BaCl2 
3BaSO4

+ 2FeCl3

Ba + SO4 
BaSO4

H + OH 
H2O

По тепловому эффекту.

Количество теплоты, которое выделяется
в результате реакции, называют тепловым
эффектом
данной химической реакции.

Химические реакции по тепловому эффекту
подразделяются на две группы:

Экзотермическими
называют реакции,
которые протекают с выделением теплоты;

H2 + Cl2 = 2HCl + 184,6 кДж

Эндотермическими
называют реакции,
которые протекают с поглощением теплоты.

1/2N2 + 1/2O2 = NO – 90,4 кДж

По признаку обратимости.
1. Необратимыми
  называют такие
  реакции, которые протекают до конца,
  то есть до полного израсходования
  одного из реагирующих веществ.

AlCl3 + 3AgNO3 
3AgCl

+ Al(NO3)3

Al + 3Cl + 3Ag + 3NO3 
3AgCl

+ Al + 3NO3

Ag + Cl 
AgCl

Химические реакции, протекающие при
данных условиях во взаимно противоположных
условиях, называют обратимыми
.

N2 + O2

2NH3
+ Q

N2 + O2

2NO
– Q

Ковалентная связь образуется в результате спаривания неспаренных электронов. Их электронные орбитали перекрываются. Между ядрами двух атомов образуется область, в которой бывают оба электрона. Это область повышенной электронной плотности. К ней притягиваются оба ядра и удерживаются рядом.

Перекрывание орбиталей происходит по-разному. Область перекрывания может находиться на линии, соединяющей ядра атомов (говорят: «на линии связи»). Это

Но при образовании связи за счёт \(p\)-орбиталей может произойти боковое перекрывание. В этом случае возникают две области повышенной электронной плотности — над линией связи и под ней .
Это

В образовании \(σ\)-связи могут участвовать любые орбитали: \(s\)–\(s\), \(s\)–\(p\), \(p\)–\(p\), а также гибридные. В таблице показаны способы перекрывания орбиталей и типы связей.

Одинарные и кратные связи

Если атомы соединены одной общей электронной парой, то говорят, что образуется одинарная
связь. Между атомами может возникнуть также двойная
или тройная
связь. Такие связи называют кратными
.

Примеры одинарных и кратных связей в неорганических и органических веществах приведены в таблице.

Все одинарные связи между атомами — это

-связи, а двойные и тройные — это сочетание одной

-связи и одной или двух

в молекуле этилена H
2
C
=
C
H
2
между атомами углерода одна σ
-связь и одна π
-связь;
в молекуле ацетилена HC
≡
CH
атомы углерода соединены одной σ
-связью и двумя π
-связями.

Встречающиеся в органических соединениях кратные связи (двойные или тройные):

образуются при обобществлении двумя атомами более чем одной пары электронов:

Н ₂
С СН ₂
; R ₂
С О; HС CH; RС N и т.п.

Кратные связи являются сочетанием σ- и π-связей.

Двойная связь состоит из одной σ- и одной π-связей и осуществляется 4-мя общими электронами.

Тройная связь является комбинацией из одной σ- и двух π-связей и включает в себя шесть электронов.

Число электронных пар, участвующих в образовании ковалентной связи называется порядком связи
.

Таким образом, порядок простой связи

равен 1
,

двойной – 2
,

тройной – 3
.

В случае сопряжённых (делокализованных) связей порядок связи отличается от этих целочисленных значений

Делокализованные связи

Ковалентная связь считается локализованной
, если её электронная пара находится в поле двух ядер и связывает только два
атома.

Делокализованная связь
— связь, электронная пара которой рассредоточена между несколькими
(более двух) ядрами атомов (подобие металлической связи).

Такая делокализация (рассредоточение) электронов характерна для сопряжённых π-связей, то есть кратных связей, чередующихся с одинарными.
Делокализация подвижных π-электронов приводит к тому, что в сопряжённой системе связи становятся нецелочисленными (дробными), то есть ни двойными или тройными, ни одинарными.

Например, делокализация π-связей в молекуле CH ₂
=CH–CH=CH ₂
обусловлена возможностью перекрывания р
-орбиталей атомов C ^²
и C ^³
:

Порядок связи Порядок связи
— это число электронных пар, участвующих в ее образовании. Порядок связи С–С равен 1, порядок локализованной связи С=С соответствует 2.

C ^¹
–C ^²
или C ^³
–C ^⁴
равен 1,894, а связи C ^²
–C ^³
– 1,447

(данные расчёта по методу Хюккеля).

Кратные связи

Кратные связи: тип химической связи, осуществляемой двумя или тремя парами электронов, общими для двух непосредственно соединённых атомов, как, например, в этилене H ₂
C = CH ₂
, формальдегиде H ₂
C = О, ацетилене HC ≡ CH, синильной кислоте Н—С ≡ N (подробнее см. Двойная связь
.
Тройная связь
) .

Смотреть что такое «Кратные связи» в других словарях:

Одиночные и кратные связи. Сигма- и пи- связи.

Перекрывание
атомных орбиталей вдоль линии, связывающей
ядра атомов, приводит к образованию
σ-связей. Между двумя атомами в химической
частице возможна только одна σ-связь.
Все σ-связи обладают осевой симметрией
относительно межъядерной оси.

При
дополнительном перекрывании атомных
орбиталей, перпендикулярных линии
связи, образуются π-связи.

В результате
этого между атомами возникают кратные
связи:

Одинарная (σ) Двойная (σ +π)
Тройная (σ + π + π)

С появлением π-связи,
не имеющей осевой симметрии, свободное
вращение фрагментов химической частицы
вокруг σ-связи становится невозможным,
так как оно должно привести к разрыву
π-связи.

Концепция
гибридизации атомных орбиталей и
пространственное строение молекул
и

сложных
ионов. Типы гибридизации
sp
,

sp
²
,

sp
³
,

dsp
³
,
d
²
sp
³
.
Гибридизация с участием

неподеленных
электронных пар.

Сущность гибридизации
атомных орбиталей состоит в том, что
электрон вблизи ядра связанного атома
характеризуется не отдельной атомной
орбиталью, а комбинацией атомных
орбиталей с одинаковым главным квантовым
числом. sp линейная 180o BeCl ₂
;
sp2 треугольная 120o BCl ₃
;
sp3 тетраэдрическая 109,5o CH ₄
;
sp3d тригонально-бипирамидальная 90o PCl ₅
;
120o ; sp3d2 октаэдрическая 90o SF ₆

неподеленные
электронные пары
всегда
располагаются в экваториальной плоскости
тригональной бипирамиды. На этом
основании делается вывод, что они
требуют больше свободного пространства,
чем пары электронов, участвующие в
образовании связи. Если центральный
атом одновременно имеет неподеленные
пары электронов и образует кратные
связи (например, в молекуле XeOF2), то в
случае sp3d-гибридизации именно они
располагаются в экваториальной плоскости
тригональной бипирамиды.

Ионная связь. Простые и сложные ионы. Ионные кристаллические решетки. Концепция поляризации ионов.

Ионная
связь

— прочная химическая связь, образующаяся
между атомами с большой разностью (>1,7
по шкале Полинга) электроотрицательностей,
при которой общая электронная пара
полностью переходит к атому с большей
электроотрицательностью. Это притяжение
ионов как разноименно заряженных тел.
Ионная связь — крайний случай поляризации
ковалентной полярной связи. Образуется
между типичными металлом и неметаллом.
При этом электроны у металла полностью
переходят к неметаллу. Образуются ионы.

В узлах
кристаллической решетки помещаются
ионы разных знаков. Силы взаимодействия
между ними являются в основном
электростатическими (кулоновскими).
Связь между такими частицами называется
гетерополярной или ионной.

Электростатическое
воздействие на частицу вызывает в ней
смещение электронного облака относительно
ядра — поляризацию. Величина этого
смещения пропорциональна поляризуемости
частицы. Поляризация ионов сочетает
их поляризуемость и поляризующее
действие.

Метод
молекулярных орбиталей (МО). Связывающие
и разрыхляющие МО,
сигма-
и пи- МО. Энергетические диаграммы МО
и порядок заполнения орбиталей

электронами
для двухатомных молекул элементов 2
периода на примере молекул типа А
_{2
,}
AB
:

O
₂
,

HF
,

LiF
.

Основные
положения МО
:
1) вся молекула рассматривается как
единое целое, сост. из ядер из электронов
бывших атомов.

2) все
электроны явл. общими для всех ядер,
т.е. химические связи являются
многоцентровыми и простираются между
ядрами всей молекулы. 3) для решения
уравнений как и в случае расчета атомных
систем вводится понятие вводного
электронного притяжения, которое
предполагает, что можно рассматривать
каждый электрон в движущемся и усредненном
поле остальных электронов молекулы.

Электроны
на связывающих

молекулярных орбиталях упрочняют
связь, на разрыхляющих как бы
дестабилизируют (расшатывают). Молекула
является устойчивой лишь в том случае,
если число электронов на связывающих
орбиталях превышает число электронов
на разрыхляющих.

На
связывающей

МО электрон большую часть времени
пребывает между ядрами (повышается
электронная плотность), способствуя
их химическому связыванию.

Нa
разрыхляющей

же МО электрон большую часть времени
находится за ядрами, вызывая отталкивание
ядер друг от друга.

Способность веществ вступать в химические реакции определяется тем, какие связи существуют между атомами в их молекулах. Наибольшее значение имеют такие особенности ковалентных связей, как полярность, длина и прочность.

Если объединяются неспаренные электроны одинаковых атомов, то возникает неполярная
связь:

H
−
H

O
=
O

C
−
C

Если электронную пару образуют разные атомы, то это полярная
связь. Общую пару оттягивает к себе более электроотрицательный атом. Сдвиг электронов показывают стрелочкой или указывают частичные заряды на атомах:

H
→
F

H
δ
+

−
F
δ
−

В молекулах органических веществ есть неполярные связи

C
−
C

, а также полярные связи

C
−
H

C
−
O

C
−
N

Полярность связи, т. е. значение возникающих на атомах зарядов, определяется электроотрицательностью химических элементов.

Чем больше разница в электроотрицательности, тем более полярная связь.

Например, связь углерода с водородом малополярная, а с азотом и кислородом полярность связи значительно больше.

Под длиной связи понимают расстояние между ядрами соединённых атомов. Она зависит от размеров атомов и от кратности связи между ними.

Чем больше размеры атомов, тем длиннее образующаяся между ними связь.

Одинарная связь более длинная, чем двойная, а двойная длиннее тройной.

Прочность и энергия связи

Прочностью связей определяется активность вещества в химических реакциях. Прочность выражается энергией, требующейся для разрыва связи. Чем больше энергии нужно, чтобы разорвать связь, тем она прочнее.

Чем короче ковалентная связь и чем больше её кратность, тем она прочнее.

Сравним одинарные связи

H
−
H

C
−

. Длина первой связи составляет \(0,074\) нм, энергия — \(432\) кдж; длина второй связи — \(0,154\) нм, энергия — \(348\) кдж. Короткая связь прочнее длинной.

C
=
C

_C ≡
C

. Энергия первой связи составляет \(620\) кдж, а энергия второй — \(814\) кдж. Тройная связь прочнее двойной.

Кратность
связи определяется количеством
электронных пар, участвующих в связи
между атомами. Химическая связь
обусловлена перекрыванием электронных
облаков. Если это перекрывание происходит
вдоль линии, соединяющей ядра атомов,
то такая связь называется σ-связью.
Она может быть образована за счет

s
– s

электронов, р
– р
электронов, s
– р
электронов.
Химическая связь, осуществляемая одной
электронной парой, называется

одинарной.

Если
связь образуется более чем одной парой
электронов, то она называется кратной _.

Кратная
связь образуется в тех случаях, когда
имеется слишком мало электронов и
связывающихся атомов, чтобы каждая
пригодная для образования связи валентная
орбиталь центрального атома могла
перекрыться с какой-либо орбиталью
окружающего атома.

Поскольку р
-орбитали
строго ориентированы в пространстве,
то они могут перекрываться только в том
случае, если перпендикулярные межъядерной
оси

р-

орбитали
каждого атома будут параллельны друг
другу. Это означает, что в молекулах с
кратной связью отсутствует вращение
вокруг связи.

Полярность связи

Если
двухатомная молекула состоит из атомов
одного элемента, как, например, молекулы
Н 2

,
N

, Cl

и
т. п., то каждое электронное облако,
образованное общей парой электронов и
осуществляющее ковалентную связь,
распределяется в пространстве симметрично
относительно ядер обоих атомов. В
подобном случае ковалентная связь
называется неполярной
или гомеополярной
.
Если же двухатомная молекула состоит
из атомов различных элементов, то общее
электронное облако смещено в сторону
одного из атомов, так что возникает
асимметрия в распределении заряда. В
таких случаях ковалентная связь
называется полярной
или гетерополярной
.

Для
оценки способности атома данного
элемента оттягивать к себе общую
электронную пару пользуются величиной
относительной электроотрицательности.
Чем больше электроотрицательность
атома, тем сильнее притягивает он общую
электронную пару. Иначе говоря, при
образовании ковалентной связи между
двумя атомами разных элементов общее
электронное облако смещается к более
электроотрицательному атому, и в тем
большей степени, чем больше различаются
электроотрицательности взаимодействующих
атомов. Значения электроотрицательности
атомов некоторых элементов по отношению
к электроотрицательности фтора, которая
принята равной 4, приведены в табл. 4.5.

Как
показывает табл. 4.5, электроотрицательность
закономерно изменяется в зависимости
от положения элемента в периодической
системе. В начале каждого периода
находятся элементы с наиболее низкой
электроотрицательностью — типичные
металлы, в конце периода (перед благородными
газами) — элементы с наивысшей
электроотрицательностью, т. е. типичные
неметаллы.

У
элементов одной и той же подгруппы
электроотрицательность с ростом заряда
ядра проявляет тенденцию к уменьшению.
Таким образом, чем более типичным
металлом является элемент, тем ниже его
электроотрицательность; чем более
типичным неметаллом является элемент,
тем выше его электроотрицательность.

Смещение
общего электронного облака при образовании
полярной ковалентной связи приводит к
тому, что средняя плотность отрицательного
электрического заряда оказывается выше
вблизи более электроотрицательного
атома и ниже — вблизи менее
электроотрицательного. В результате
первый атом приобретает избыточный
отрицательный, а второй — избыточный
положительный заряд; эти заряды принято
называть эффективными зарядами атомов
в молекуле.

Так,
в молекуле хлористого водорода общая
электронная пара смещена в сторону
более электроотрицательного атома
хлора, что приводит к появлению у атома
хлора эффективного отрицательного
заряда, равного 0,17 заряда электрона, а
у атома водорода такого же по абсолютной
величине эффективного положительного
заряда. Следовательно, молекула НС1
является полярной молекулой. Ее можно
рассматривать как систему из двух равных
по абсолютной величине, но противоположных
по знаку зарядов, расположенных на
определенном расстоянии друг от друга.

Кратные химические связи

Одинарные связи
– это всегда σ – связи.

σ
– связь – эта связь, в которой перекрывание
АО происходит вдоль линии, соединяющей
ядра атомов н-р Н ₂
,
НСl.
Т.е. эта связь, которая имеет ось симметрии.

π
— это связь, которая образуется в
результате р- или d-
, но не s-
перекрывания. Перекрывание происходит
в двух областях: выше и ниже прямой,
соединяющей ядра атомов

С ростом кратности
связи наблюдается увеличение энергии
(прочности) связи и сокращение межъядерного
расстояния.

Механизмы
образования ковалентной связи.

1. Обычный механизм

один
из взаимодействующих атомов (или ионов)
– донор – предоставляет для образования
связи неподеленные электронные пары,
а другой атом– акцептор предоставляет
пустые, незанятые электронами квантовые
ячейки (орбитали).

Перекрывание
электронного облака донора (с неподеленной
электронной парой) с пустой орбиталью
акцептора приводит к образованию
донорно-акцепторной связи, обусловленной
только электронами донора:

А:
+ B

A:B

^{донор акцептор}

Например,
атом азота в :NH ₃

имеет неподеленную электронную пару,
а атом бора в BF ₃

– пустую орбиталь. При взаимодействии
этих веществ:

NH ₃
:
+ BF ₃


NH ₃
:BF _3∙∙

^{донор акцептор}

получается
соединение, в котором оба атома – азота
и бора – становятся четырехвалентными.
Или:

^{донор акцептор}

т.е. образуется ион
аммония с четырехвалентным азотом и
равноценными атомами водорода.

Донорно-акцепторная
связь весьма распространена среди
неорганических веществ, особенно в
комплексных соединениях.

Максимальная
валентность атомов определяется числом
валентных орбиталей внешнего электронного
слоя. Для элементов второго периода
периодической системы она равна четырем,
т.к. все орбитали внешнего слоя этих
элементов – одна 2s
и три 2p
– являются валентными. Элементы третьего
периода максимально шестивалентны. Для
них валентными являются одна 3s-,
три 3p-
и две 3d-орбитали.
d-элементы
могут быть предельно девятивалентными
за счет одной ns-,
трех np-
и пяти (n-1)d-орбиталей,
а f-элементы
– и более, чем девятивалентными.

КРАТНОСТЬ СВЯЗИ

КРАТНОСТЬ СВЯЗИ

— число электронных пар
, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы
в результате ковалентной химической связи.
Так, в молекуле этана Н ₃
С-СН ₃
связь С-С одинарная, К. с. равна единице (одна общая пара электронов); в молекуле этилена Н ₂
С = СН ₂
связь С = С двойная, К. с. равна двум (две — пары обобществлённых электронов); в молекуле ацетилена НС
СН тройная связь с тремя обобществлёнными парами электронов. Чем выше К. с., тем, как правило, меньше её длина и выше прочность
. Ср. длина связи С-С в органич. соединениях 0,154 нм, С=С — 0,133 нм и С
С — 0,121 нм. Прочность связи соответственно выше у связи С
С.

К. с. не всегда выражается целым числом. Так, в молекуле бензола С ₆
Н ₆
все связи углерод=углерод одинаковы и длины их равны 0,140 нм. Считается, что К. с. С-С в молекуле бензола равна 1,5. В металлоор-ганич. и комплексных соединениях К. с. выражается дробным числом, а иногда и вовсе не поддаётся однозначному определению. В. Г. Дашевский.

Физическая энциклопедия. В 5-ти томах. — М.: Советская энциклопедия
.
.
.

КРАТНАЯ СВЯЗЬ ЭТО В ХИМИИ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Электронное строение веществ, образованных из атомов. Металлы, неметаллы, полупроводники.

Метод молекулярных орбиталей

КРАТНЫЕ СВЯЗИ

Полезное

Смотреть что такое «КРАТНЫЕ СВЯЗИ» в других словарях:

Простые и кратные связи

Вопрос №4 Классификация химических реакций Неорганическая химия

Кратные связи

Смотреть что такое «Кратные связи» в других словарях:

Одиночные и кратные связи. Сигма- и пи- связи.

Ионная связь. Простые и сложные ионы. Ионные кристаллические решетки. Концепция поляризации ионов.

р-

Кратные химические связи

КРАТНОСТЬ СВЯЗИ

Полезное

Смотреть что такое «КРАТНОСТЬ СВЯЗИ» в других словарях: