Строение атомов химических элементов и природа химической связи

1. Раздел 1. Лекция 1.2. Строение атомов химических элементов и природа химической связи

РАЗДЕЛ 1. ЛЕКЦИЯ 1.2.
СТРОЕНИЕ АТОМОВ
ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И
ПРИРОДА ХИМИЧЕСКОЙ
СВЯЗИ

2. Электронная природа химической связи

ЭЛЕКТРОННАЯ ПРИРОДА
ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
Суть химической связи (кратко):
o Цель атомов — достичь стабильности, как у благородных газов (заполненный внешний
слой: 8 электронов, правило октета, или 2 для гелия).
o Способ достижения — атомы соединяются, чтобы обобществлять или передавать
валентные электроны, создавая завершенную внешнюю оболочку.
o Движущая сила — понижение потенциальной энергии системы. При образовании
связи система становится устойчивее и выделяет энергию.
o Физическая (электронная) природа всех связей едина — это кулоновское притяжение
между отрицательными электронами и положительными ядрами.
o Разница между типами связей — только в том, как именно распределяются электроны:
o Ковалентная — делятся поровну или со смещением.
o Ионная — полностью переходят от одного атома к другому.
o Металлическая — свободно бродят по всему кристаллу.

3. Ковалентная связь, ее разновидности и механизмы образования

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ, ЕЕ
РАЗНОВИДНОСТИ И МЕХАНИЗМЫ
ОБРАЗОВАНИЯ
Ковалентная связь — связь между неметаллами, возникающая за счет образования
общих электронных пар.
Разновидности
Признак
По полярности
По кратности
По
перекрыванию
Виды
Краткая суть
Неполярная (Cl₂, O₂,
H₂)
Общая пара принадлежит атомам строго поровну (ЭО одинаковая).
Полярная (HCl, H₂O,
NH₃)
Общая пара смещена к более электроотрицательному атому.
Одинарная (H—H)
1 общая пара (только σ-связь).
Двойная (O=O)
2 общие пары, прочнее одинарной.
Тройная (N≡N)
3 общие пары, самая прочная.
σ-связь
Перекрывание по линии ядер, прочная.
π-связь
Перекрывание над и под линией ядер, менее прочная.

4.

Механизмы образования
Механизм
Суть
Пример
Обменный
Каждый атом дает по 1
неспаренному электрону →
они спариваются.
H· + ·H → H:H (H₂)
Донорноакцепторный
Один атом (донор) дает
готовую неподеленную пару,
другой (акцептор) — пустую
орбиталь.
NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
(аммоний)
Как определить тип:
o Оба атома — неметаллы → связь ковалентная.
o Атомы одинаковые → неполярная.
o Атомы разные → полярная.
Электронная природа: Оба атома предоставляют по
одному неспаренному электрону на внешнем уровне,
эти электроны спариваются и начинают
одновременно принадлежать обоим ядрам. За счёт
этого каждый атом «достраивает» свою внешнюю
оболочку до стабильного октета (или дуплета для
водорода).

5. Ионная связь

ИОННАЯ СВЯЗЬ
Ионная связь — связь за счет электростатического притяжения между
противоположно заряженными ионами (катионами⁺ и анионами⁻).
Учавствует:
o Металл (отдает электроны) + Неметалл (принимает электроны).
Механизм:
o Na отдает 1 электрон → становится Na⁺.
o Cl принимает 1 электрон → становится Cl⁻.
o Разноименные ионы притягиваются → образуется кристалл.
Как определить тип связи. Посмотрите на состав вещества.
o Если в формуле есть металл + неметалл → связь ионная.
o Исключение: Если металл и неметалл, но разница ЭО маленькая (например, BeCl₂,
AlCl₃) — там связь ковалентная полярная (это исключения, их нужно знать).

6. Металлическая связь

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Металлическая связь — связь между ионами металлов и обобществленными
свободными электронами («электронным газом») в кристаллической решетке.
Участвует только металлы и их сплавы (Cu, Fe, Al, Na).
Механизм
o Атомы металла легко отрывают внешние электроны.
o Эти электроны становятся свободными и движутся по всему кристаллу.
o Положительные ионы притягиваются к этому «электронному газу» — так возникает
связь.
Как определить
o В веществе только металл → связь металлическая.

7. Водородная связь

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
Водородная связь — это слабое электростатическое притяжение между атомом
водорода (связанным с F, O или N) и электроотрицательным атомом (F, O или N)
соседней молекулы.
Кто участвует
o Вещества с группами —O—H, —N—H, H—F
Причина возникновения водородной связи — в сильной поляризации связи Э—Н (где
Э = F, O, N). Водород приобретает значительный эффективный положительный заряд
(δ⁺) и электростатически притягивается к неподеленной электронной паре атома Э
соседней молекулы, несущей частичный отрицательный заряд (δ⁻).

8. Межмолекулярные взаимодействия

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ
ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ
Межмолекулярное взаимодействие — это слабые силы притяжения между
отдельными молекулами (в 10–100 раз слабее химических связей).
Три типа сил (ван-дер-ваальсовы)
Тип
Ориентационные
Индукционные
Дисперсионные
Сила взаимодействия (по
убыванию):
Суть
Водородная связь >
Между полярными
Ориентационные >
молекулами (плюс к минусу).
Индукционные >
Полярная молекула «наводит»
Дисперсионные
диполь в неполярной.
Между неполярными
молекулами (мгновенные
диполи).

9. Домашнее Задание

ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ
Задание 1. Известно, что вода (H₂O) имеет аномально высокую температуру кипения
(+100°C) по сравнению с сероводородом (H₂S), у которого температура кипения –60°C,
хотя молекулярная масса H₂S (34 г/моль) больше, чем у H₂O (18 г/моль).
oОбъясните данное явление с точки зрения межмолекулярных взаимодействий.
oНарисуйте схему, показывающую, как образуются водородные связи между тремя
молекулами воды.
oПриведите еще один пример вещества (не вода и не спирт), в котором водородные
связи играют решающую роль в его физических свойствах или структуре.