1.1: Хімічне склеювання

Last updated
Save as PDF

Page ID: 24587

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Підсумовуючи просто, хімічний зв'язок - це приваблива сила, що утримує атоми або іони разом. Така приваблива взаємодія призводить до більш стабільного стану для всієї системи в порівнянні з окремими атомами.

Валентні електрони відіграють фундаментальну роль в хімічному зв'язку. В електронній конфігурації атома зовнішня оболонка називається валентною оболонкою, а електрони в валентній оболонці (зовнішній оболонці) відомі як валентні електрони. Візьмемо, наприклад, атом вуглецю: електронна конфігурація вуглецю становить 1s ² 2s ² 2p ². Зовнішня оболонка є ^2-й основною оболонкою, тому у вуглеці є 4 валентних електронів. Валентні електрони - це електрони, які знаходяться найдалі від ядра, і, таким чином, відчувають найменше тяжіння від ядра і тому є найбільш реактивними. Вони грають найважливішу роль в хімічному склеюванні.

Вправи 1.1

Визначте кількість валентних електронів для наступних елементів: B, N, O, Cl, Mg.

Відповіді на практичні питання Глава 1

Іонний зв'язок і ковалентний зв'язок

Існує два основних типи хімічного зв'язку: іонні зв'язки і ковалентні зв'язки. Іонний зв'язок - це зв'язок, що виникає в результаті електростатичного тяжіння (сили) між іонами протилежних зарядів. Іонні зв'язки застосовуються до іонних сполук, таких як хлорид натрію (NaCl).

У простих іонних сполуках металевий елемент втрачає валентний електрон (и), утворюючи катіон, а неметалевий елемент отримує електрон (и) для утворення аніону. При належній кількості втрачених або отриманих електронів як катіон, так і аніон досягають повної зовнішньої оболонки, яка містить вісім електронів, як у наступних прикладах Na ⁺, Ca ², Cl ^- і O ² ^- . Згідно з теорією Льюїса, атом найбільш стійкий, якщо його зовнішня оболонка заповнена або містить вісім електронів. Це ще називають правилом октета.

Na (атом) → Na ⁺ e ^— Ca (атом) → Ca ²⁺ 2e ^—

Cl (атом) + е ^— → Cl ^— O (атом) + 2e ^— → O ^2-

Ковалентний зв'язок - це зв'язок, утворений шляхом спільного використання електронних пар між двома атомами зв'язку. Спільні електронні пари взаємно притягуються ядрами обох атомів. Ділившись електронними парами, обидва атоми також отримують заповнену зовнішню оболонку, або октет. Майже всі зв'язки, що беруть участь в органічних сполуках, є ковалентними зв'язками.

Ковалентний зв'язок може бути неполярної або полярної.

Для ковалентних зв'язків, утворених між двома однаковими атомами, електронні пари поділяються порівну між двома ядрами. Електронна щільність розподіляється рівномірно через зв'язок, роблячи зв'язок неполярним зв'язком. Приклади включають всі гомоядерні молекули, такі як H-H, Cl-Cl, O = O, NN.

Між позитивним атомом водню і негативним атомом хлориду утворюється полярний ковалентний зв'язок. — Рисунок 1.1a неполярний ковалентний зв'язок і полярний ковалентний зв'язок

Для гетеронуклеарних зв'язків (зв'язку, утвореного між двома різними атомами) електронні пари поділяються не рівномірно, а зв'язок полярна. Електронні пари більше притягуються до атома, який має більш сильну здатність тягнути електронні пари до себе. Ця здатність вимірюється за допомогою електронегативності. Відносні значення електронегативності (EN) перераховані за шкалою, розробленою Лінусом Полінгом, як узагальнено в наступній таблиці:

Електронегативність збільшується, коли ви йдете знизу вгору і зліва направо по таблиці Менделєєва. — Рисунок 1.1b Значення електронегативності за шкалою Паулінга

Примітки про значення електронегативності для цілей органічної хімії:

Набагато важливіше знати тенденцію електронегативності, ніж запам'ятовувати значення. Тенденція полягає в тому, що значення EN зменшуються вздовж групи зверху вниз і збільшуються вздовж періоду зліва направо (тенденція в основному працює для елементів Основної групи, а не для перехідних металевих елементів).
Дуже корисно (хоча і не обов'язково) знати значення EN кількох вибраних елементів: F (4,0, найвищий), O (3,5), N (3,0), C (2,5) та H (2.1).
EN C (2.5) і H (2.1) досить близький, що робить C-H зв'язок (зв'язок, що бере участь у всіх органічних сполуках) технічно неполярною.

З введенням в поняття електронегативності полярність зв'язку може бути представлена різницею електронегативності між двома атомами зв'язку, яка відома як ΔEN. Для неполярних зв'язків ΔEN дорівнює нулю, а для полярних ΔEN не дорівнює нулю. Чим більше ΔEN, тим більш полярна зв'язок.

Вправи 1.2

Визначте наступні зв'язки як «полярні» або «неполярні»: C-C, C-H, B-F, O-O, C = N
Перерахуйте наступні зв'язки в порядку збільшення полярності зв'язку: C—S, C—O, C—F (посилаючись на тенденцію EN, точні значення EN використовувати не потрібно).

Відповіді на практичні питання Глава 1

Через різницю електронегативності атом з вищим EN притягує спільні електронні пари сильніше, тому несучи трохи негативний заряд (δ-). Інший атом з нижчим EN несе трохи позитивний заряд (Δ+). Напрямок полярності зв'язку можна вказати стрілкою, при цьому головка стрілки спрямована на негативний кінець і короткою перпендикулярною лінією біля хвоста стрілки позначає позитивний кінець. Наступний приклад молекули H-Cl вказує на те, як показати полярність зв'язку та часткові заряди полярного зв'язку.