МІНІСТЕРСТВОАГЕНТСТВО ПО ОСВІТІ
Вологодськийдержавний Технічний Університет
Кафедра:електропостачання
Контрольнаробота
похімії
ХІМІЧНА ЗВ'ЯЗОК І БУДОВА РЕЧОВИНИ
Виконав:Артамонов Євген Миколайович
Група:ЗЕСВ-11
Шифр: 09013203102
Вологда2010
ЗМІСТ
I Хімічний зв'язок
1.1 Хімічний зв'язок і типи хімічного зв'язку
1.2 Ковалентний зв'язок
1.3 Іонна зв'язок
1.4 Іонні кристали
1.5 Металева зв'язок
1.6 Зв'язок в комплексних сполуках
1.7 Валентність і ступінь окиснення елементів
1.8 Стеохіміческая валентність
1.9 Заряд іонів
II Будова речовини
2.1 Молекули хімічних сполук
2.2 Розміри і маса атомів і молекул
2.3 Будова багатоатомних молекул
СПИСОК ВИКОРИСТАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ
I Хімічний зв'язок
Хімічніелементи зустрічаються в природі головним чином не у вигляді окремих атомів, а ввигляді складних або простих речовин. Лише благородні гази - гелій, неон, аргон,криптон і Ксеоном - знаходяться в природі в атомному стані, що пояснюєтьсястійкістю електронних оболонок атомів благородних газів. У всіх іншихпростих і складних речовинах атоми зв'язані хімічними силами. Існуєкілька типів хімічного зв'язку, найважливіші з них - ковалентний, іонний таметалева.
Взагальному випадку хімічний зв'язок утворюється, якщо повна енергія системи,складається з взаємно-діючих атомів, при зближенні атомів знижується.
Користуючисьпоняттям електронегативності елементів, можна передбачити основні три випадкихімічної взаємодії між атомами:
1.Хімічні реакції відбуваються міжатомами елементів, електронегативності яких різко відрізняються, наприклад,атомами лужних металів і атомами галогенів.
2.Хімічні реакції відбуваються міжатомами елементів, електронегативності яких однакові. Такевзаємодія спостерігається при утворенні газів (Н2, Р2, Cl 2, О2, N2), молекулияких складаються з 2-х однакових атомів.
3.Вступати в хімічні реакції можутьатоми елементів, електронегативності яких відрізняються, але не дуже сильно.Цей випадок є проміжним між двома першими крайніми і зустрічаютьсяособливо часто. Прикладами його є утворення молекул водню Н2О,хлородоводорода HCl, метану СН4, і багатьох інших речовин.
ВЗалежно від того, до якого нагоди слід віднести дана хімічнавзаємодія елементів, розрізняють певний тип хімічного зв'язку. Требаврахувати, що між цими типами хімічних зв'язків немає різких кордонів. Між нимиіснує поступовий взаємоперехід. Тому в багатьох хімічних сполукаходночасно існують різні типи зв'язків. Це пояснює послідовною зміноюелектроотріцательностей хімічних елементів.
1.1Хімічний зв'язок ітипи хімічного зв'язку
Хімічназв'язок - це взаємне зчеплення атомівв молекулі і кристалічній решітці в результаті дії між атомамиелектричних сил застосування.
Появиатомної моделі бору, вперше що пояснила будову електронної оболонки атома,сприяло створенню уявлення про хімічний зв'язок і її електронноїприроді. У 1915 році німецький фізик Коссель дав пояснення хімічного зв'язку всолях, в 1916 році. Американський фізико-хімік Льюїс припустив трактуванняхімічного зв'язку в молекулах. Коссель і Льюїс виходили з уявлення про те,що атоми елементів володіють тенденцією до досягнення електронної конфігураціїблагородних газів. Атоми благородних газів, крім елемента першого періоду -гелію мають у зовнішньому шарі, тобто на вищому енергетичному рівні, стійкийоб'єкт (вісім) електронів; при такій будові здатність атомів до вступув хімічні реакції мінімальна, наприклад, в протилежність атомам водню,кисню, хлору та іншим, атоми благородних газів не утворюють двохатомнихмолекул. Уявлення Косселя і Льюїса отримали в історії хімії назвуоктетное теорії, або електронної теорії валентності.
Валентністьелементів головних груп Періодичної системи залежить від числа електронів,знаходяться у зовнішньому шарі електронній оболонці атома. Тому ці зовнішніелектрони прийнято називати валентними. Всі зміни, що відбуваються велектронних оболонках атомів при хімічних реакціях, стосуються тільки валентнихелектронів. Для елементів побічних груп в якості валентних можуть виступатияк електрони вищого енергетичного рівня, так і електрони внутрішніхнезавершених підрівнів.
Розвитокквантово-механічних уявлень про будову атома і створення орбітальноїмоделі атома привели до вироблення двох сучасних наукових підходів дляпояснення хімічного зв'язку - методу валентних зв'язків і методу молекулярнихорбіталей. Обидва методу не взаємовиключають, а доповнюють один одного і дозволяютьтрактувати процес формування хімічного зв'язку і з'ясувати внутрішню будовуречовин.
Розрізняютьтри основних (модельних) типу хімічного зв'язку: ковалентний, іонний таметалеву зв'язку. Ці типи хімічного зв'язку не існують ізольовано одинвід одного в реальних речовинах, вони є тільки моделями різних формхімічного зв'язування, які реалізуються в дійсності як впроміжні форми зв'язку.
Значнобільш слабкі, ніж ковалентний, іонний і металева зв'язку, міжмолекулярнісили, які забезпечують взаємне утримування твердого діоксиду вуглецю, абов рідинах, наприклад, у воді. Ці сили називаються силами Ван-дер-Ваальса.
1.2Ковалентний зв'язок
Хімічназв'язок, що виникає в результаті утворення загальних (зв'язують) електроннихпар, називається ковалентного або атомної зв'язком.
Найпростішийприклад ковалентного зв'язку - утворення молекули водню Н2. Атоми воднюмають наступну електронну оболонку: 1S1. Зовнішній енергетичнийрівень є незавершеним: до завершення не вистачає одного електрона. Призближенні двох атомів водню відбувається взаємодія електронів зантипаралельними стінами з формуванням загальної електронної пари:
S S
Н
Поясненнямеханізму утворення хімічного зв'язку за рахунок загальних електронних пар лежить воснові методу валентних зв'язків. Схему утворення ковалентного зв'язку можна такожпоказати, позначивши неспарений електрон зовнішнього енергетичного рівня атомаоднією точкою, а загальну електронну пару - двома точками:
Н В· + В· Н Н: Н
Загальнуелектронну пару або ковалентний зв'язок часто позначають рискою, наприклад, Н- М.
Загальнаелектронна пара утворюється в результаті перекривання S - орбіталей атомівводню, на яких знаходяться електрони з протилежними спіновимиквантовими числами. При цьому в області перекривання орбіталей створюєтьсяпідвищена електронна щільність.
Розглянемовиникнення ковалентного зв'язку в молекулі фтору. Атом фтору має сімелектронів на зовнішньому енергетичному рівні, причому на
2р- Підрівні знаходиться один неспарений електрон:
9 F 1S 2 2S 2 2P 5 2
1 P
S
Призближення двох атомів фтору відбувається перекривання 2р - орбіталей знеспареними електронами, в результаті формується загальна електронна пара:
F + F F F або F - F
Укожного атома фтору в молекулі Р2 зберігається три неподілені електронніпари.
Існуютьмолекули, в яких між двома атомами виникають дві або три загальні електронніпари. Такі ковалентні зв'язки називаються подвійними і потрійними, а загальна їхназва - кратні зв'язки.
Наприклад,в утворенні хімічних зв'язку в молекулі азоту N2 беруть участь по триелектрона кожного атома азоту:
7 N 1S 2 2S 2 2p 3 2
1 P
S
Вцьому випадку утворюється три загальні електронні пари:
N N абоN N
Такимчином, ковалентного називається зв'язок, здійснювана однією або декількомазагальними електронними парами.
а)Найважливіші характеристики ковалентного зв'язку
Характеристикамихімічного зв'язку, в тому числі ко...
