Что такое дельта связь
3 Химическая связь
Химическая связь. Природа химической связи. Валентность элементов. Метод валентных связей (ВС). Основные виды химической связи. Полярность связи. Энергия, длина и направленность связи. Строение простейших молекул. Метод молекулярных орбиталей (МО). Понятие о методах исследования строения молекул. Проблема строения вещества.
В учении о химической связи широко используется понятие валентности. Валентностью элемента называют способность его атома к образованию химической связи. Это свойство атомов одного элемента соединяться с определенным количеством атомов другого элемента или замещать их. Количественной мерой валентности принять считать число различных атомов в молекуле, с которыми данный атом образует связи. Теория валентных связей (локализованных электронных пар) исходит из положения, что химическая связь образуется двумя неспаренными электронами с антипараллельными спинами. При этом происходит обобществление электронов и образуется электронная пара, принадлежащая одновременно двум атомам.
Валентная связь (пара электронов) обозначается черточкой между двумя атомами, вступающими в связь. Например, двухатомная молекула водорода обозначается так:
Рекомендуемые файлы
Если взаимодействующие атомы имеют различную электроотрицательность, то общая пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома. Такая связь называется ковалентной полярной. Например, электроотрицательность фтора (4,0эВ) больше электроотрицательности водорода (2,1 эВ), поэтому в молекуле фтористого водорода общая электронная пара смещена в сторону фтора. Вследствие смещения электронной пары средняя электронная плотность у одного атома будет выше, чем у другого, и молекула будет полярной.
При больших различиях в электроотрицательности элементов возникает ионная связь. Более электроотрицательный атом «отрывает» электронную пару и становится отрицательно заряженным ионом, тогда как менее электроотрицательный атом превращается в положительно заряженный ион. К типичным соединениям с ионной связью относятся соединения щелочных металлов с галогенами (например, CsF, CsCl, NaCl ).
Металлическая связь возникает в кристаллах металлов (общие электроны и ионы в узлах решетки).
Таким образом, природа химической связи едина и существующее различие между видами связи носит качественный характер. Химическая связь характеризуется следующими характеристиками:
Длина связи равна расстоянию между ядрами атомов м молекуле.
Энергия связи равна количеству энергии, выделяющемуся при образовании связи (так как полная энергии молекулы меньше суммы энергий составляющих ее атомов). Эта величина является важнейшей характеристикой прочности связи (и измеряется в кДж/моль).
Метод валентных связей не может объяснить некоторые существенные факты, например, наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов, вследствие чего молекула является парамагнитной; упрочнения связи при отрыве электрона от некоторых молекул, например молекулы фтора; существование свободных радикалов. С помощью метода молекулярных орбиталей (МО)можно объяснить факты, непонятные с точки зрения метода ВС.
Метод МО предполагает, что в молекуле электроны находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих все ядра атомов, и что молекулярные орбитали, захватывая весь объем атома, являются линейной комбинацией атомных орбиталей (ЛКАО). Каждый электрон в молекуле находится на определенном энергетическом уровне, характеризующимся соответствующими квантовыми числами и подчиняется принципу Паули. Заполнение уровней электронами происходит в порядке возрастания энергии от низшего уровня к высшему. При сложении двух АО может возникнуть связывающая или разрыхляющая орбиталь. Вместо валентности в методе МО для характеристики связи используют порядок связи, полуразности количества электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях.
По уровню энергии молекулярные орбитали располагаются в следующем порядке в порядке возрастания энергии:
Два электрона в молекуле Н2 занимают одну связывающую молекулярную орбиталь. Молекула Н2 стабильна, так как энергия связывающей орбитали меньше энергии орбиталей отдельных атомов. Порядок связи равен 2.
Для кислорода (два 1s-, два 2s- и четыре р-электрона) электронная структура молекулы следующая:
Методы ВС и МО взаимно дополняют друг друга и объясняют свойства различных молекул. Они служат квантовомеханическим обоснованием теории химической связи А.М.Бутлерова, согласно которой свойства химических соединений определяются природой, количеством и взаимных расположением атомов.
Для изучения строения молекул применяют следующие физические методы:
— молекулярную спектроскопию, то есть колебательные, вращательные и электронные спектры поглощения и излучения молекул, при этом получают информацию о длине связи, центрах вращения, определяют углы связей;
— рентгеноструктурный анализ, то есть по отражению рентгеновских лучей от кристаллической решетки вещества определяют центры атомов и другие характеристики;
В обычной жизни человек имеет дело не с атомами и молекулами, а с веществом, находящимся в одном из четырех агрегатных состояний. Поэтому следующим вопросом, требующим рассмотрения, является проблема строения вещества.
В зависимости от условий окружающей среды (в первую очередь от температуры и давления) химические вещества могут находиться в различных агрегатных состояниях. Различают газообразное, жидкое, твердое и плазменное состояние вещества.
Атомы или молекулы вещества, находящегося в газообразном состоянии, находятся на больших (по сравнению с их собственными размерами) расстояниях друг от друга. Вследствие этого силы взаимодействия между ними пренебрежимо малы. Молекулы в газах движутся хаотически («газ» в переводе с греческого языка означает «хаос»). Главным видом движения молекул в газах является поступательное движение. При этом молекулы испытывают громадное число соударений (10 20 соударений в секунду при комнатной температуре).
Физико-химические свойства газовых систем определяются по правилу аддитивности (суммированием характеристик образующих их молекул). Свойства газовых систем определяются уравнением состояния Менделеева-Клайперона:
(равная 8,3144×10 3 Дж/кмоль×К, если измерять давление в Па, а объем в м 3 )
При нагревании разреженных газов до высоких температур (десятков тысяч градусов) происходит ионизация молекул (от нейтральных атомов отщепляются электроны) и газ переходит в плазменное состояние. Ионы в плазме способны к химическим реакциям, поэтому в плазме можно обнаружить такие экзотические с точки зрения химии частицы, как CH5 + , H3 + , He2 + , Ne2 + и т.п.
Когда вещество находится в конденсированном состоянии (жидком или твердом), расстояния между частицами малы, а силы взаимодействия между ними велики. Эти силы удерживают частицы вещества друг около друга, поэтому твердые и жидкие вещества, в отличие от газов, имеют постоянный при данной температуре объем. Силы, удерживающие частицы вещества, имеют электрическую природу.
Силы межмолекулярного взаимодействия называют еще вандерваальсовыми силами. Силы Ван дер Ваальса слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В их основе лежит явление поляризации. Если вещество состоит из полярных молекул, например, молекул Н2О или НСl, то в конденсированном состоянии соседние полярные молекулы (диполи) ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего происходит их взаимное притяжение. Такой тип межмолекулярного взаимодействия называется ориентационным. Ориентационное взаимодействие ослабевает с ростом температуры, так как ему препятствует тепловое движение молекул.
Если вещество состоит из неполярных, но способных к поляризации молекул, например СО2, наблюдается возникновение наведенных, или индуцированных диполей. Каждый атом создает вокруг себя электрическое поле, оказывающее воздействие на каждый атом соседней молекулы. Молекула поляризуется и в свою очередь поляризует соседние молекулы, в результате чего происходит притяжение молекул друг к другу. Индукционное взаимодействие имеет место и у полярных молекул, но оно значительно слабее ориентационного.
Движение электронов в атомах, а также колебание ядер и связанное с этим непрерывное изменение положения электронов вызывают появление мгновенных диполей. В твердых телах и жидкостях мгновенные диполи возникают согласованно, причем ближайшие друг к другу участки соседних молекул оказываются заряженными противоположно, что приводит к их притяжению. Такое дисперсионное взаимодействие имеет место во всех веществах, находящихся в конденсированном состоянии.
Относительная величина всех видов межмолекулярного взаимодействия зависит от полярности и поляризуемости молекул вещества. Чем больше полярность, тем больше ориентационные силы. Чем крупнее атомы (чем слабее связаны с ядром внешние электроны), тем значительнее дисперсионные силы. Индукционные силы почти всегда малы.
Химическая связь в твердых телах имеет свои особенности и описывается с позиций зонной теории. Эта теория базируется на модели свободных электронов. Валентные электроны в металлических кристаллах обобществляются (делокализируются), при этом образуется катионная «решетка», помещенная в так называемую электронную жидкость. Энергия сцепления частиц определяется преобладанием кулоновского притяжения между электронами и катионами над энергией отталкивания электронов за счет их кинетической энергии и катионов за счет ионного взаимодействия, причем вклад последнего невелик. Зонная теория учитывает влияние поля решетки на поведение электронов. Вместо отдельных энергетических подуровней N несвязанных атомов в твердом теле имеются зоны энергетических подуровней, образующихся в результате расщепления при образовании N МО и N АО в сильном электрическом поле. Эти зоны обозначаются так же, как и подуровни отдельных атомов, то есть 1s, 2s, 3p и т.д. Максимальное число электронов, которое может разместиться в энергетических зонах, определяется принципом Паули и равно 2(2l+1)N.
Между энергетическими зонами размещаются запрещенные зоны, где электрон находиться не может. Свойства твердых тел определяются положением разрешенных и запрещенных зон и порядком расположения в них электронов. Под валентной зоной понимается разрешенная энергетическая зона, в которой размещаются валентные электроны. Следующая за ней разрешенная зона называется зоной проводимости. Особенностью проводников является перекрытие валентной зоны и зоны проводимости. Валентная зона частично заполнена электронами. При наложении электрического поля электроны приобретают дополнительную энергию и могут перемещаться в зону проводимости.
У полупроводников заполненная электронами валентная зона и зона проводимости не перекрываются, но близки по энергии (например, ширина запрещенной зоны для кремния или германия составляет 1 эВ). При наложении электрического поля, повышении температуры или под действием других факторов электроны в валентной зоне возбуждаются и переходят через запрещенную зону в зону проводимости. Для изоляторов заполненная электронами валентная зона и зона проводимости не перекрываются. Ширина запрещенной зоны между ними достаточно велика и составляет величину порядка 4-10 эВ. Поэтому электроны из валентной зоны не могут перейти в зону проводимости. Зонная теория объясняет многие свойства кристаллов различных элементов.
В лабораторной практике и промышленности имеют дело обычно не с индивидуальными веществами, а со смесями двух и более веществ, или растворами. Однако прежде, чем говорить о растворах, следует вспомнить некоторые общие и очень важные понятия химии.
Метод валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей
Метод валентных связей
Метод валентных связей (локализованных электронных пар) предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.
Поэтому химическая связь представляется двухэлектронной и двухцентровой, т.е. локализована между двумя атомами. В структурных формулах соединений обозначается черточкой:
Рассмотрим в свете Метода ВС, такие особенности связи, как насыщаемость, направленность и поляризуемость.
Образование сигма-, пи- и дельта-связей
Валентность атома — определяется числом неспаренных (валентных) электронов, способных принять участие в образовании химической связи.
Валентность выражается небольшими целыми числами и равна числу ковалентных связей. Валентность элементов, проявляющуюся в ковалентных соединениях, часто называют ковалентностью.
Некоторые атомы имеют переменную валентность, например углерод в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и будет двух валентен. При возбуждении атома, возможно распарить другие два спаренных электрона и тогда атом углерода станет четырех валентен:
Возбуждение атома до нового валентного состояния требует затраты энергии, которая компенсируется выделяемой при образовании связей энергией.
Взаимное перекрывание облаков, т.е. образование связи может происходить разными способами, ввиду их различной формы. Различают σ-, π- и δ-связи.
Как различить сигма-, пи- и дельта-связи?
Сигма – связи образуются при перекрывании облаков вдоль линии, проходящей через ядра атомов.
Пи – связи возникают при перекрывании облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Дельта – связи осуществляются при перекрывании всех четырех лопастей d – электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.
σ– связь может возникнуть при перекрывании вдоль линии, соединяющей ядра атомов в следующих орбиталей:
σ– связь обладает свойствами локализованной двухцентровой связи, каковой она и является.
π– связь может образовываться при перекрывании по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов следующих орбиталей:
Итак, s— элементы способны к образованию только σ– связи,
р— элементы — σ– и π– связи,
d— элементы — σ–, π– и δ‑ связи,
При совместном образовании π– и σ- связей получается двойная связь.
Если же одновременно возникают две π–и σ- связь, то образуется тройная связь.
Количество возникших связей между атомами, называется кратностью связи.
Между двумя атомами может возникнуть только одна сигма-связь.
Направленность ковалентной связи
Гибридизация атомных орбиталей
Рассмотрим пример. Представим, что четыре атома водорода соединились с атомом углерода и образовалась молекула метана CH4.
Рисунок показывает что происходит, но не объясняет, как ведут себя s- и р— орбитали, при образовании таких соединений.
Хотя р— орбиталь имеет две части, развернутые друг относительно друга, но она может образовывать только одну связь. В итоге, можно предположить, что в молекуле метана один атом водорода присоединяется к 2s- орбитали углерода, остальные – к 2р— орбитали.
Тогда, каждый атом водорода будет находиться по отношению к другому под углом 90°, но это не так. Электроны отталкиваются друг от друга и расходятся на большее расстояние.
Что же на самом деле происходит?
Происходит гибридизация атомных орбиталей, в результате которой все орбитали объединяются, перестраиваются и образуют 4 эквивалентные гибридные орбитали, которые направлены к вершинам тетраэдра.
Типы гибридизации атомных орбиталей
В нашем примере, каждая из гибридных орбиталей содержит некий вклад 2s- орбитали и некоторые вклады 2р— орбиталей.
Как видно из рисунка, конфигурация гибридных орбиталей позволяет четырем атомам вдорода образовать ковалентные связи с атомом углерода, при этом орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 109,5°.
В молекуле H2O неподеленными электронными парами заняты две гибридные орбитали атома кислорода, а две другие используются для связывания с атомами водорода.
Число гибридных орбиталей определяется числом одинарных связей, а также количеством неподеленных электронных пар в молекуле. Эти электроны находятся на гибридных орбиталях. Когда же происходит перекрывание негибридных орбиталей двух атомов, то образуется кратная связь. Например, в молекуле этилена связь реализуется следующим образом:
Орбитали будут располагаться относительно друг друга под углом 120°.
sp-гибридизация
Таким же образом, в молекуле ацетилена образуется тройная связь. В данном случае происходит sp-гибридизация атомов, т.е. гибридные орбитали образованы одной 2s- и одной 2р— орбиталями, а другие две 2р— орбитали являются негибридными.
Орбитали располагаются относительно друг друга под углом 180°
Гибридные орбитали в пространстве располагаются различным образом:
Считаем связь атомов (дельта электроотрицательности)
Дельта электроотрицательности:
Связь двух атомов иногда требуется посчитать, для этого используют таблицу, где электроотрицательность, в отличие от предыдущей иллюстрации, увеличивается вправо.
Мы видим, что связь в молекуле ковалентная полярная.
Если бы ΔЭО была = 0, то мы бы сказали, что связь ковалентная неполярная. Так как молекулы одинаково заряжены. Такое случается, когда связь образуется между одинаковыми молекулами: O2, Cl2, H2 и т.д.
Если же электроотрицательность ΔЭО превышает 2, то связь называют ионной, так как, похоже, что один из атомов отнял себе слишком много электронов и стал резко отрицательным парнем.
Вещества с ионной связью часто бывают кристаллами, где один отрицательный ион окружен несколькими положительными и каждый положительный несколькими отрицательными.
Ближайшие соседи иона называются координационным числом (они как бы окружают координату атома). И все вместе они становятся гигантской молекулой без начала и конца, которая очень крепка и только плавится при больших температурах.
Редактировать этот урок и/или добавить задание Добавить свой урок и/или задание
Добавить интересную новость
Добавить анкету репетитора и получать бесплатно заявки на обучение от учеников
При правильном ответе Вы получите 2 балла
Какая связь в молекуле NaCl?
Выберите всего один правильный ответ.
Добавление комментариев доступно только зарегистрированным пользователям
Lorem iorLorem ipsum dolor sit amet, sed do eiusmod tempbore et dolore maLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempborgna aliquoLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempbore et dLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempborlore m mollit anim id est laborum.
28.01.17 / 22:14, Иван Иванович Ответить +5
Lorem ipsum dolor sit amet, consectetu sed do eiusmod qui officia deserunt mollit anim id est laborum.
Lorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing sed do eiusmod tempboLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod temLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempborpborrum.
28.01.17 / 22:14, Иван Иванович Ответить +5
Дельта-телеком
«Де́льта Телеко́м» — первый сотовый оператор в России. Предоставляет услуги сети «Скай Линк» в Северо-Западном регионе страны. Название компании — ЗАО «Дельта Телеком».
История создания и деятельность
Оператор появился 9 сентября 1991 года в Ленинграде. Сотовая связь предоставлялась на базе технологии NMT-450.
В Ленинграде на улице Комиссара Смирнова (между улицей Академика Лебедева и Лесным проспектом) была создана радиовышка специально для радиотелефонной связи «Алтай». Её возведение велось в конце 1970-х годов. В дальнейшем именно с неё заработала первая сотовая связь «Дельта Телеком».
За первые четыре года работы «Дельта Телеком» подключила 10 000 абонентов.
С 2003 года ЗАО «Дельта Телеком» является оператором в Санкт-Петербурге и в Северо-Западном регионе России сети «Скай Линк».
Любопытные факты
Примечания
Полезное
Смотреть что такое «Дельта-телеком» в других словарях:
Дельта Телеком — ЗАО «Дельта Телеком» SMT Советские Мобильные Телесистемы Тип Закрытое акционерное общество Год основания 1991 Расположение … Википедия
Скай Линк — ЗАО «Скай Линк» Тип … Википедия
Телефон — (Phone) История возникновения телефона, принцип работы телефона История возникновения телефона, принцип работы телефона, достоинства и недостатки Содержание Содержание Определение История Неэлектрические «» Электрический телефонный аппарат… … Энциклопедия инвестора
Экономика Санкт-Петербурга — Экономика Санкт Петербурга 5 я экономика среди субъектов Россиийской Федерации по объёму валового регионального продукта (2008 г.).[1] Объём валового регионального продукта Санкт Петербурга в 2008 году составил 1,42 трлн… … Википедия
Сотовый телефон — Сотовый телефон мобильный телефон, предназначенный для работы в сетях сотовой связи; использует радиоприёмопередатчик и традиционную телефонную коммутацию для … Википедия
История сотового телефона — * В 1947 году исследовательская лаборатория Bell Laboratories (принадлежащая компании AT T) выступила с предложением создать мобильный телефон.* В 1981 в качестве единого стандарта для Швеции, Финляндии, Норвегии, Дании, Исландии и Саудовской… … Википедия
Мобильные коммуникации — Сотовые телефоны разных времён Сотовый телефон вид мобильного телефона (за исключением стационарного сотового телефона, см. секцию основные форм факторы сотовых телефонов) предназначенный для работы в сетях сотовой связи. В настоящее время… … Википедия
Мобильные телефоны — Сотовые телефоны разных времён Сотовый телефон вид мобильного телефона (за исключением стационарного сотового телефона, см. секцию основные форм факторы сотовых телефонов) предназначенный для работы в сетях сотовой связи. В настоящее время… … Википедия
Радиомачта радиотелефонной связи «Алтай» (Санкт-Петербург) — Перестроенная вышка на снимке с вертолёта Радиомачта радиотелефонной связи «Алтай» радиовышка высотой около 120 метров, ключевое сооружение системы в Ленинграде. Построено по проекту A0 100 в 1978 году, с его помощью обеспечивалась правител … Википедия
Мобильная связь в России — Первым оператором сотовой связи в России стала компания «Дельта Телеком», начавшая свою работу с сентябре 1991 году в Санкт Петербурге. Первый звонок по сотовому телефону был сделан 9 сентября того же года мэром города Анатолием… … Энциклопедия ньюсмейкеров