На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти образцы готовых работ или получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


реферат Типы химических связей

Информация:

Тип работы: реферат. Добавлен: 18.11.2012. Сдан: 2012. Страниц: 14. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


ГБОУ ВПО  «Волгоградский государственный медицинский  университет»
Министерства  здравоохранения и социального  развития России
Кафедра химии
                                                            
 
 
реферат
Химическая  связь
 
 
 
Выполнила: студентка 4 группы, 1 курса,
педиатрического факультета
Зарецких О. А.
Проверил: ассистент  каф. химии, к. х. н. 
Василькова  Е. А.
 
 
 
 
 
 
 
Волгоград - 2011 г.
Содержание
 
Введение……………………………………………………………………………….3
Ковалентная связь……………………………………………………………………..4
Водородная  связь…………………………………………………….........................11
Металлическая связь………………………………………………………………...15
Ионная связь………………………………………………………………….............16
Кристаллические решетки…………………………………………………………..18
Выводы……………………………………………………………………………….22
Список литературы…………………………………………………………………..23
 

Введение
Химическая  связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы. Данное определение неразрывно связано с термином “химическое строение”
Термин "химическое строение" впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861. Он подчёркивал, сколь существенно  выражать строение единой формулой, показывающей, как в молекуле соединения каждый атом связан с другими атомами. Согласно Бутлерову, все свойства соединения предопределяются его молекулярным строением. Бутлеров утверждал, что точную структурную формулу можно установить по результатам изучения путей синтеза данного соединения.
В связи с этим изучение данной темы, является актуальной задачей и в настоящее время, так как, зная строение вещества, можно спрогнозировать его свойства.
Целью данной реферативной работы является углубленное изучения материалов курса общей химии, а  также сбор и систематизация информации на тему: “Химическая связь”.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ковалентная связь
В слове "ковалентная" приставка "ко-" означает "совместное участие". А "валента" в переводе на русский - сила, способность. В данном случае имеется в виду способность  атомов связываться с другими  атомами.
При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую "копилку" - молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.
Рассмотрим возникновение  ковалентной связи на примере  образования молекулы водорода из двух атомов водорода (рис. 1-1). Этот процесс уже является типичной химической реакцией, потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое - молекулярный водород. Внешним признаком энергетической выгодности этого процесса является выделение большого количества теплоты.

Рис 1-1. Возникновение ковалентной связи при образовании молекулы водорода из двух атомов водорода.
Электронные оболочки атомов водорода (с одним s-электроном у  каждого атома) сливаются в общее  электронное облако (молекулярную орбиталь), где оба электрона "обслуживают" ядра независимо от того, "свое" это  ядро или "чужое".
Когда электронные оболочки двух атомов водорода сближаются и образуют новую, теперь уже молекулярную электронную оболочку (рис. 1-1), эта новая оболочка подобна завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s2).
Завершенные оболочки, как  мы помним, устойчивее незавершенных. Таким образом, суммарная энергия новой системы - молекулы водорода - оказывается гораздо ниже суммарной энергии двух несвязанных атомов водорода. Избыток энергии при этом выделяется в виде теплоты.
Минимум энергии молекулы отвечает определенному расстоянию между ядрами атомов водорода (рис. 1-2). Если атомы в молекуле с помощью внешней силы сдвинуть еще ближе, то в действие вступает мощное отталкивание между одноименно заряженными ядрами атомов и общая энергия системы начинает быстро возрастать. Это невыгодно системе, поэтому длина связи представляет собой строго определенное, равновесное значение. Для молекулы водорода равновесная длина химической связи составляет 0,74 ангстрема (1 А = 10-8 см), как это видно на рис. 1-2.

Рис. 1-2. Кривая изменения потенциальной энергии при взаимодействии двух атомов водорода с образованием молекулы водорода.
В образовавшейся системе  из двух водородных атомов каждое ядро обслуживается двумя электронами. В новой (молекулярной) оболочке уже  невозможно различить, какой из электронов ранее принадлежал тому или другому атому. Принято говорить, что электроны обобществлены.
Поскольку оба ядра претендуют на пару электронов в равной степени, электронная плотность сосредоточена  как вокруг ядер, так и в пространстве между атомами (это показано на рис. 1-3). Именно эту область повышенной электронной плотности между ядрами и называют ковалентной связью.

Рис. 1-3. Изображение атомных и молекулярных орбиталей
Густота точек отражает "электронную плотность", то есть вероятность нахождения электрона в какой-либо точке пространства около ядер атомов водорода. Видно, что значительная электронная плотность сосредоточена в пространстве между двумя ядрами в молекуле водорода.
На рисунках 1-1 и 1-3 вы видите очень детальное изображение ковалентной связи. На практике используют более простые способы. Например, американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:

Оказалось, что формулы  Льюиса имеют глубокий химический смысл. Мы видим, что связь между атомами  водорода обозначается парой электронов. Как предположил Льюис, именно пара электронов позволяет образовать ковалентную связь. Впоследствии это предположение подтвердилось квантовой теорией.
Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных  пар.
Рассмотрим связывание двух атомов хлора 17Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора. Для этого запишем формулу Льюиса для атома хлора и конфигурацию его внешней электронной оболочки:

На внешнем электронном  уровне хлора содержится s2 + p5 = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками мы обозначили только электроны внешнего, третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.
После объединения атомов в молекулу из двух неспаренных электронов атомов получается новая электронная пара:

При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении октета электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора.
Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.
Льюис не только предложил  теорию ковалентной связи, но и первым сформулировал правило октета-дублета, которым мы уже пользовались в прошлой главе для объяснения устойчивости атомов. Это правило применительно к химическим связям можно сформулировать так: атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.
Два атома водорода, объединившись  в молекулу, приобрели “завершенную” молекулярную оболочку, подобную завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s2). Атомы хлора в молекуле приобрели молекулярную оболочку, похожую на завершенную оболочку атома аргона (...3s23p6).
Познакомимся теперь с ионной связью. Как ни удивительно, она ничем принципиально не отличается от ковалентной связи. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому ионная связь, в отличие от ковалентной, возникает только между атомами разного вида.
Рассмотрим конкретный пример: реакцию между атомами  натрия (Z = 11) и фтора (Z = 9). При образовании  связи между ними оба элемента приобретают внешнюю электронную оболочку благородного газа неона (Z = 10). Для того, чтобы убедиться в этом, надо записать электронные формулы всех трех элементов:
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
F: 1s2 2s2 2p5
Ne: 1s2 2s2 2p6
В электронных формулах нам важны только электронные  конфигурации внешних уровней (они подчеркнуты). Запишем реакцию с помощью формул Льюиса:

Натрий, отдав фтору  свой 3s1-электрон, становится ионом Na+ и остается с заполненной 2s22p6 оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает атом F, приняв один электрон, отданный натрием. Теперь это ион F-. Разумеется, при этом ионы F- и Na+ продолжают оставаться все теми же элементами фтором и натрием, потому что никакие электронные переходы не могут изменить природу элемента - число протонов в его ядре.
Теперь в дополнение к ковалентной составляющей химической связи в молекуле Na+:F- добавляется еще и электростатическое притяжение между ионами натрия и фтора. Это увеличивает прочность химической связи. Однако ковалентная составляющая (стремление к октету) продолжает играть большую роль и в ионных соединениях.
Полярная ковалентная  связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью. Так же, как и ионная, она может возникнуть между двумя атомами разных видов. В полярной ковалентной связи электроны смещаются от атома к атому не так сильно, как в ионной. Это происходит тогда, когда атомам энергетически невыгодно далеко “отпускать” свои собственные электроны, отданные в общую “копилку” - молекулярную орбиталь. Если электроны слишком далеко сдвинутся к одному из атомов, молекулярная орбиталь перестанет быть похожей на “октетную”. В то же время у разных атомов разные донорные и акцепторные свойства, поэтому связывающая электронная пара не располагается точно посередине между ядрами, как в ковалентной связи.
В качестве примера рассмотрим образование воды в реакции между  атомами водорода (Z = 1) и кислорода (Z = 8). Для этого удобно сначала  записать электронные формулы для  внешних оболочек водорода (1s1) и кислорода (...2s2 2p4). Затем на помощь приходят формулы Льюиса, которые наглядно показывают, как образуются “завершенные” электронные оболочки рядом с атомами водорода и кислорода в молекуле воды:

Оказывается, для этого  необходимо взять именно два атома водорода на один атом кислорода. Однако природа такова, что акцепторные свойства атома кислорода выше, чем у атома водорода (о причинах этого чуть позже). Поэтому связывающие электронные пары в формуле Льюиса для воды слегка смещены к ядру атома кислорода. Связь в молекуле воды - полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды.

По теории Льюиса и  правилу октета связь между атомами  может осуществляться не обязательно  одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами, если этого требует правило октета. Такие связи называются двойными и тройными. Например, только что рассмотренный нами кислород может образовывать двухатомную молекулу с октетом электронов у каждого атома только тогда, когда между атомами помещаются две поделенные пары:

Атомы азота (...2s2 2p3 на последней оболочке) также связываются в двухатомную молекулу, но для организации октета электронов им требуется расположить между собой уже три поделенные пары:

В настоящее время  принято изображать электронные пары (то есть химические связи) между атомами черточками. Каждая черточка - это поделенная пара электронов. В этом случае уже знакомые нам молекулы выглядят так:

Формулы с черточками между атомами называются структурными формулами. Чаще в структурных формулах не изображают неподеленные пары электронов, но в ряде случаев (мы столкнемся с ними при обсуждении донорно-акцепторных связей) неподеленные пары играют важную роль.
Структурные формулы  очень хороши для изображения  молекул: они четко показывают - как атомы связаны между собой, в каком порядке, какими связями.
Двойные и тройные  связи имеют общее название - кратные связи. О молекуле азота говорят, что она имеет порядок связи, равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора - один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Водородная  связь
Водородная  связь (Н-связь) – особый тип взаимодействия между реакционно-способными группами, при этом одна из групп содержит атом водорода, склонный к такому взаимодействию. Водородная связь – глобальное явление, охватывающее всю химию. В отличие от обычных химических связей, Н-связь появляется не в результате целенаправленного синтеза, а возникает в подходящих условиях сама и проявляется в виде межмолекулярных или внутримолекулярных взаимодействий.
Отличительная черта водородной связи – сравнительно низкая прочность, ее энергия в 5–10 раз ниже, чем энергия химической связи. По энергии она занимает промежуточное  положение между химическими связями и Ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, теми, что удерживают молекулы в твердой или жидкой фазе.
В образовании  Н-связи определяющую роль играет электроотрицательность участвующих в связи атомов –  способность оттягивать на себя электроны химической связи от атома – партнера, участвующего в этой связи. В результате на атоме с повышенной электроотрицательностью возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме-партнере – положительный, химическая связь при этом поляризуется.
Возникший частичный положительный заряд на атоме водорода позволяет ему притягивать другую молекулу, также содержащую электроотрицательный элемент, таким образом, основную долю в образование Н-связи вносят электростатические взаимодействия.
В формировании Н-связи участвуют три атома, два электроотрицательных  и находящийся между ними атом водорода- (водородную связь обычно обозначают точечной линией).

Само понятие и термин «водородная связь» ввели В.Латимер и Р.Родебуш в 1920, для того, чтобы объяснить высокие температуры кипения воды, спиртов, жидкого HF и некоторых других соединений. Сопоставляя температуры кипения родственных соединений Н2O, Н2S, Н2Se, и Н2Te, они обратили внимание на то, что первый член этого ряда – вода – кипит намного выше, чем это следовало из той закономерности, которую образовали остальные члены ряда. Из этой закономерности следовало, что вода должна кипеть на 200° С ниже, чем наблюдаемое истинное значение.
Точно такое  же отклонение наблюдается для аммиака  в ряду родственных соединений: NН3, Н3P, Н3As, Н3Sb. Его истинная температура кипения (–33° С) на 80° С выше ожидаемого значения.
При кипении  жидкости разрушаются только Ван-дер-Ваальсовы взаимодействия, те, что удерживают молекулы в жидкой фазе. Если температуры кипения неожиданно высокие, то, следовательно, молекулы связаны дополнительно еще какими-то силами. В данном случае это и есть водородные связи.
Точно также  повышенная температура кипения спиртов (в сравнении с соединениями, не содержащими группу -ОН) – результат образования водородных связей.
В настоящее  время надежный способ обнаружить Н-связи  дают спектральные методы (чаще всего  инфракрасная спектроскопия). Спектральные характеристики групп АН, связанных водородными связями, заметно отличаются от тех случаев, когда такая связь отсутствует. Кроме того, если структурные исследования показывают, что расстояние между атомами Б – Н меньше суммы Ван-дер-Ваальсовых радиусов, то считают, что присутствие Н-связи установлено.
Борная кислота  В(ОН)3 имеет слоистую кристаллическую структуру, каждая молекула связана водородными связями с тремя другими молекулами. Упаковка молекул в слое образует паркетный узор, собранный из шестиугольников:

Большинство органических веществ не растворимо в воде, когда такое правило нарушается, то, чаще всего, это результат вмешательства водородных связей.
Кислород и  азот – основные доноры протонов-. Они же, чаще всего, выступают в роли акцепторов. Водородные связи между органическим веществом и водой помогают «растащить» молекулы органического вещества, переводя его в водный раствор.
Существует  эмпирическое правило: если органическое вещество содержит не более трех атомов углерода на один атом кислорода, то оно  легко растворяется в воде:

Бензол весьма незначительно растворим в воде, но если заменить одну группу СН на N, то получим пиридин С5Н5N, который смешивается с водой в любых соотношениях.
Водородные  связи могут проявить себя и в  неводных растворах, когда на водороде возникает частичный положительный  заряд, а рядом находится молекула, содержащая «хороший» акцептор, как  правило кислород. Например, хлороформ HCCl3 растворяет жирные кислоты, а ацетилен HC?CH растворим в ацетоне:

Этот факт нашел  важное техническое применение, ацетилен, находящийся под давлением, очень  чувствителен к легким сотрясениям  и легко взрывается, а его раствор в ацетоне под давлением безопасен в обращении.
Важную роль играют водородные связи в полимерах  и биополимерах.
В молекуле ДНК  записана вся информация о конкретном живом организме в виде чередующихся циклических фрагментов, содержащих карбонильные и аминогруппы. Таких  фрагментов четыре типа: аденин, тимин, цитозин и гуанин. Они расположены  в виде боковых подвесков вдоль всей полимерной молекулы ДНК. Порядок чередования этих фрагментов определяет индивидуальность каждого живого существа., При парном взаимодействие карбонильных С=О и аминогрупп NH, а также аминогрупп NH и атомов азота, не содержащих водород, возникают Н-связи, именно они удерживает две молекулы ДНК в форме широко известной двойной спирали:

К образованию  Н-связи (в роли акцепторов протонов) склонны комплексы некоторых переходных металлов; наиболее расположены к участию в Н-связи комплексы металлов VI–VIII групп. Для того, чтобы такая связь возникла в ряде случае необходимо участие мощного донора протона, например, трифторуксусной кислоты. На первой стадии (см. рисунок ниже) возникает Н-связь с участием атома металла иридия (комплекс I), играющего роль акцептора.
Далее при понижении  температуры (от комнатной до –50°  С) протон переходит к металлу  и появляется обычная связь М–Н. Все превращения обратимы, в зависимости от температуры протон может передвигаться либо к металлу, либо к своему донору – аниону кислоты.
На второй стадии металл (комплекс II) принимает протон, а вместе с ним положительный  заряд и становится катионом. Образуется обычное ионное соединение (как NaCl). Однако, перейдя к металлу, протон сохраняет свою постоянную тягу к различным акцепторам, в данном случае к аниону кислоты. В результате появляется Н-связь, дополнительно стягивающая ионную пару.
Атом водорода может участвовать в роли атома акцептора протона в том случае, когда на нем сосредоточен отрицательный заряд, это реализуется в гидридах металлов, соединениях, содержащих связь металл – водород. Если гидрид металла взаимодействует с донором протона средней силы (например, фторированным трет-бутанолом), то возникает необычный диводородный мостик, где водород сам с собой организует Н-связь:

В показанном комплексе  клиновидными линиями со сплошной заливкой или поперечной штриховкой обозначены химические связи, направленные к вершинам октаэдра.
Металлическая связь
Металлическая связь – химический связь, обусловленная взаимодействие электронного газа (валентные электроны) в металлах с остовом положительно заряженных ионов кристаллической решетки. Идеальная модель металлической связи отвечает образованию частично заполненных валентными электронами металла зон энергетических уровней, называют зонами проводимости. При сближении атомов, образующих металл, атомные орбитали валентных электронов переходят в орбитали, делокализованные по кристаллической решетке аналогично делокализованным p-орбиталям сопряженных соединений.
При сближении  двух атомов металла, например Li, образуется ковалентная связь, при этом происходит расщепление каждого энергетического уровня валентного электрона на два. Когда N атомов Li образуют кристаллическую решетку, перекрывание электронных облаков соседних атомов приводит к тому, что каждый энергетический уровень валентного электрона расщепляется на N уровней, расстояния между которыми из-за большой величины N настолько малы, что их совокупность может считаться практически непрерывной зоной энергетических уровней, имеющей конечную ширину. Поскольку каждый атом участвует в образовании большего числа связей, чем, например, в двухатомной молекуле при том же числе валентных электронов, то минимум энергии системы (или максимум энергии связи) достигается при расстояниях больших, чем в случае двухцентровой связи в молекуле. Межатомные расстояния в металлах заметно больше, чем в соединение с ковалентной связью, а координационное число (число ближайших соседей) в кристаллических решетках металлов обычно 8 или больше 8. Для наиболее часто встречающихся кристаллических структур координационные числа равны 8, 12. Расчеты параметров металлической решеток с использованием ковалентных радиусов дают заниженные результаты. Так, расстояние между атомами Li в молекуле Li2 (ковалентная связь) равно 0,267 нм, в металле Li-0,304 нм. Каждый атом Li в металле имеет 8 ближайших соседей, а на расстоянии, в раз большем, - еще 6. Энергия связи в расчете на один атом Li в результате увеличения числа ближайших соседей увеличивается с 0,96.10-19 Дж для Li2 до 2,9.10-19 Дж.
Металлическая связь характерна не только для металлов и их сплавов, но и для металлических соединений, она сохраняется не только в твердых кристаллах, но и в расплавах и в аморфном состоянии.
 
 
 
 
 
Ионная связь
Ионная связь - один из видов химической связи, в основе которого лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами.
Расплавленный хлорид натрия - хороший проводник  электричества. Эту расплавленную  соль можно считать состоящей  из положительных ионов натрия Na+ и отрицательных ионов хлора Cl- в достаточно компактном состоянии, при котором в условиях термического равновесия каждый ион обладает возможностью медленно перемещаться. Под действием приложенного электрического поля ионы натрия передвигаются в направлении отрицательного электрода, а ионы хлора - в направлении положительного электрода, обусловливая проводимость электрического тока.
Ион натрия Na+ - это атом натрия, потерявший один электрон и приобретший устойчивую электронную конфигурацию неона, а ион хлора Cl- - атом хлора, присоединивший один электрон и приобретший устойчивую электронную конфигурацию аргона. Формула хлорида натрия NaCI определяется стабильностью этих ионов и условием электронейтральности данного вещества. Металлы первой группы периодической системы элементов Менделеева образуют однозарядные ионы и, как принято говорить, имеют ионную валентность +1; металлы второй группы образуют двухзарядные ионы и имеют ионную валентность +2, и т.д. Аналогично галогены, элементы седьмой группы, присоединяют электрон и образуют однозарядные отрицательные ионы, т. е. имеют ионную валентность -1; кислород и его аналоги могут присоединять два электрона с образованием двухзарядных отрицательных ионов со структурой инертных газов и обладают ионной валентностью -2, и т.д. Состав солей определяется ионными валентностями их катионов и анионов при соблюдении условия электронейтральности образующегося соединения.
Кулоновские силы, действующие между ионами, например Na+ и Cl-, приводят к тому, что каждый ион притягивает соседние ионы противоположного знака и создаёт из них окружение. В случае хлорида натрия это приводит к устойчивому упорядоченному расположению, отвечающему кристаллической структуре, при которой каждый ион имеет шесть ближайших соседей противоположного знака и двенадцать соседей того же знака, находящихся на расстоянии в 21/2 раза большем. Общая кулоновская энергия для такого расположения находится суммированием по парам ионов, и она равна -1,7476 e2/R для пары ионов Na+CI-, где R - расстояние между центрами ионов ближайших соседей, е - заряд иона. Следовательно, кристалл стабилизирован кулоновским притяжением, энергия такой системы на 75% превышает энергию системы положительных и отрицательных зарядов, находящихся на тех же расстояниях R друг от друга. Кулоновская энергия кристалла NaCI большая - она составляет около 860 кдж?моль-1, с учётом сродства хлора к электрону затраты такой энергии более чем достаточно для сублимации металлического натрия, ионизации его атомов и диссоциации молекул хлора на атомы, а остальная энергия (410 кдж?моль-1) соответствует энергии образования хлорида натрия из элементов.
Силы притяжения ионов противоположного заряда называются силами ионной валентности. Можно сказать, что в кристалле хлорида натрия, в котором ион натрия имеет  координационное число шесть (то есть он окружен шестью ближайшими соседями), общая ионная валентность иона натрия +1 разделяется между соседями, при этом каждую из шести связей между натрием и прилегающим хлором можно рассматривать как ионную связь силой 1/6. Отрицательный заряд иона хлора удовлетворяет шесть ионных связей, каждая силой 1/6, от шести соседних ионов натрия. Согласно правилу валентности, весьма существенному в неорганической химии, сумма ионных валентностей, направленных к каждому отрицательному иону, должна быть точно или приближённо равна ионной валентности данного отрицательного иона. 
 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Кристаллические решетки
Характер химической связи часто находит отражение в агрегатном состоянии и физических свойствах вещества. Такие ионные соединения, как хлорид натрия NaCl твердые и тугоплавкие потому, что между зарядами их ионов "+" и "–" существуют мощные силы электростатического притяжения.
Отрицательно заряженный ион хлора притягивает не только "свой" ион Na+, но и другие ионы натрия вокруг себя. Это приводит к тому, что около любого из ионов находится не один ион с противоположным знаком, а несколько (рис. 1-4).

Рис. 1-4. Строение кристалла поваренной соли NaCl.
Фактически, около каждого  иона хлора располагается 6 ионов  натрия, а около каждого иона натрия - 6 ионов хлора. Такая упорядоченная упаковка ионов называется ионным кристаллом. Если в кристалле выделить отдельный атом хлора, то среди окружающих его атомов натрия уже невозможно найти тот, с которым хлор вступал в реакцию. Притянутые друг к другу электростатическими силами, ионы крайне неохотно меняют свое местоположение под влиянием внешнего усилия или повышения температуры. Но если хлорид натрия расплавить и продолжать нагревать в вакууме, то он испаряется, образуя двухатомные молекулы NaCl . Это говорит о том, что силы ковалентного связывания никогда не выключаются полностью.
По-другому устроены металлические кристаллы. Если рассмотреть кусочек металлического натрия, то обнаружится, что внешне он сильно отличается от поваренной соли. Натрий - мягкий металл, легко режется ножом, расплющивается молотком, его можно без труда расплавить в чашечке на спиртовке (плавится при 97,8 оС). В кристалле натрия каждый атом окружен восемью другими такими же атомами (рис. 1-5).

Рис. 1-5. Строение кристалла металлического Na.
Из рисунка видно, что атом Na в центре куба имеет 8 ближайших соседей. Но это же можно сказать и о любом другом атоме в кристалле, поскольку все они одинаковы. Кристалл состоит из "бесконечно" повторяющихся фрагментов, изображенных на этом рисунке.
Атомы натрия в кристалле отдают в пространство между атомами по одному валентному электрону (...3s1), превращаясь в ионы натрия Na+. Ионы, таким образом, "омываются" электронным "морем" общих электронов. Это "электронное море" не позволяет металлическому кристаллу распадаться.
Таким образом, металлическую  связь склонны образовывать элементы, атомы которых на внешних оболочках  имеют мало валентных электронов. Эти валентные электроны, осуществляющие металлическую связь, обобществлены  настолько, что могут перемещаться по всему металлическому кристаллу и обеспечивают высокую электропроводность металла.
Кристалл NaCl не проводит электрический ток, потому что в  пространстве между ионами нет свободных  электронов. Все электроны, отданные атомами натрия, прочно удерживают около себя ионы хлора. В этом одно из существенных отличий ионных кристаллов от металлических.
Еще один вид кристаллов - это так называемые молекулярные кристаллы. "Строительными деталями" в них выступают отдельные молекулы, которые удерживаются рядом друг с другом силами межмолекулярного взаимодействия.
Такие силы могут иметь  различную природу – например, у воды это водородные связи. Молекулы также могут связываться друг с другом слабым электростатическим диполь-дипольным взаимодействием  – т.е. притяжением разноименных частичных зарядов (как в твердом СО2 – "сухой лед"). Это могут быть и дисперсионные силы, возникающие при случайном мгновенном перераспределении электронной плотности в соседних молекулах. Послед
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.