К важнейшим характеристикам связи относятся: длина, полярность, дипольный момент, насыщаемость, направленность, прочность, кратность связи.
Длиной связи – называется расстояние между ядрами атомов в молекуле. Длина связи определяется размерами ядер и степенью перекрывания электронных облаков.
Длина связи в HF равна 0,92∙10 -10 , в HCl – 1,28∙10 -10 м. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина.
Углом связи (Валентным углом) называют угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов. ∟HOH=104 0 ,5; ∟H 2 S=92,2 0 ; ∟H 2 S е =91 0 ,0.
Важнейшей характеристикой химической связи является энергия , определяющая ее прочность.
Количественно прочность связи характеризуют энергией, затрачиваемой на ее разрыв, и измеряется в кДж, отнесенных к 1 моль вещества.
Поэтому количественно прочность связи характеризует энергия сублимации Е субл. вещества и энергия диссоциации молекулы на атомы Е дисс. . Под энергией сублимации понимается энергия, затрачиваемая для перехода вещества из твердого состояния в газообразное. Для двухатомных молекул энергия связи равна энергии диссоциации молекулы на два атома.
Например, Е дисс. (а следовательно Е св.) в молекуле H 2 составляет 435кДж/моль. В молекуле F 2 =159 кДж/моль, в молекуле N 2 =940 кДж/моль.
Для не двухатомных, а многоатомных молекул типа АВ n средняя энергия связи
в силу АВ n =А+nВ.
Например, энергия, поглощаемая в процессе
равна 924 кДж/моль.
Энергия связи
Е OH = = = = 462 кДж/моль.
Заключение о структуре молекул и строении вещества делают по результатам полученных разными методами. При этом используют полученную информацию не только о длинах и энергиях связи, валентных углах, но и других свойствах вещества, таких, например, как магнитные, оптические, электрические, тепловые и другие.
Совокупность экспериментально полученных данных о строении вещества дополняют и обобщают результаты квантово-химических расчетных методов, которые используют концепцию квантово-механической теории химической связи. Считается, что химическая связь в основном осуществляется валентными электронами. У s- и p- элементов валентными являются электроны орбиталей внешнего слоя, а у d-элементов – электроны s-орбитали внешнего слоя и d-орбитали предвнешнего слоя.
Природа химической связи.
Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении атомов полная энергия системы (Е кин. +Е пот.) понижается.
Рассмотрим природу химической связи на примере молекулярного иона водорода H 2 + . (Он получается при облучении молекул водорода Н 2 электронами; в газовом разряде). Для такой простейшей молекулярной системы наиболее точно решается уравнение Шредингера.
В ионе водорода Н 2 + один электрон движется в поле двух ядер – протонов. Расстояние между ядрами равно 0,106 нм, энергия связи (диссоциация на атомы Н и ион Н +) составляет 255,7 кДж/моль. То есть частица прочная.
В молекулярном ионе Н 2 + действуют электростатические силы двух типов – силы притяжения электрона к обоим ядрам и силы отталкивания между ядрами. Сила отталкивания проявляется между положительно заряженными ядрами Н А + и Н А + , что можно представить в виде следующего рис. 3. Сила отталкивания стремится развести ядра друг от друга.
Рис. 3. Сила отталкивания (а) и притяжения (б) между двумя ядрами, возникающая при их сближении на расстояния порядка размеров атомов.
Силы притяжения действуют между отрицательно заряженным электроном е − и положительно заряженными ядрами Н + и Н + . Молекула образуется в том случае, если равнодействующая сил притяжения и отталкивания равна нулю, то есть взаимное отталкивание ядер должно быть скомпенсировано притяжением электрона к ядрам. Такая компенсация зависит от расположения электрона е − относительно ядер (рис.3 б и в). Здесь имеется в виду не положение электрона в пространстве (что нельзя определить), а вероятность нахождения электрона в пространстве. Расположение электронной плотности в пространстве, соответствующий рис. 3.б) способствует сближению ядер, а соответствующее рис. 3.в) – расталкиванию ядер, так как в этом случае силы притяжения направлены в одну сторону и отталкивание ядер не компенсируется. Таким образом, имеется область связывания, когда электронная плотность распределена между ядрами и область разрыхления или антисвязывания, когда электронная плотность распределена за ядрами.
Если электрон попадает в область связывания, то химическая связь образуется. Если же электрон попадает в область разрыхления, то химическая связь не образуется.
В зависимости от характера распределения электронной плотности в области связывания различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В чистом виде эти связи не имеют места, и обычно в соединениях присутствует комбинация этих типов связи.
Типы связей.
В химии различают следующие типы связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная связь, связь Ван-дер-Ваальса, донорно-акцепторная связь, дативная связь.
Ковалентная связь
При образовании ковалентной связи атомы делятся друг с другом электронами. Примером ковалентной связи является химическая связь в молекуле Cl 2 . Впервые Льюис (1916 г.) предположил, что в такой связи каждый из двух атомов хлора делится одним из своих внешних электронов с другим атомом хлора. Для перекрывания атомных орбиталей два атома должны подойти друг к другу как можно ближе. Общая пара электронов образует ковалентную связь. Эти электроны занимают одну и туже орбиталь, а их спины направлены в противоположные стороны.
Таким образом, ковалентная связь осуществляется обобществлением электронов от разных атомов в результате спаривания электронов с противоположными спинами.
Ковалентная связь является широко распространенным типом связи. Ковалентная связь может возникать не только в молекулах, но и кристаллах. Она возникает между одинаковыми атомами (в молекулах Н 2 , Cl 2 , алмазе) и между разными атомами (в молекулах Н 2 О, NH 3 …)
Механизм возникновения ковалентной связи
Механизм рассмотрим на примере образования молекулы Н 2 .
Н+Н=Н 2 , ∆Н=-436 кДж/моль
Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 1s-электроном. При сближении атомов до определенного расстояния, происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей) (рис. 4).
Рис. 4. Механизм образования связи в молекуле водорода.
Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков, это расстояние составляет 0,074 нм.
В результате между центрами ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. Увеличение плотности отрицательного заряда между ядрами благоприятствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами, что приводит к выделению энергии. Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа - гелия.
Существует два метода, объясняющих с квантово-механических позиций образование области перекрытия электронных облаков, и образования соответственно ковалентной связи. Один из них называется метод ВС (валентных связей), другой МО (молекулярных орбиталей).
В методе валентных связей рассматривается перекрывание атомных орбиталей выделенной пары атомов. В методе МО молекулу рассматривают как целое и распределение электронной плотности (от одного электрона) размазано по всей молекуле. С позиции МО 2Н в Н 2 связаны за счет притяжения ядер к электронному облаку, расположенному между этими ядрами.
Изображение ковалентной связи
Связи изображают по-разному:
1). С помощью электронов в виде точек
В этом случае образование молекулы водорода показывают схемой
Н∙ + Н∙ → Н: Н
2). С помощью квадратных ячеек (орбиталей), как размещение двух электронов с противоположными спинами в одной молекулярной квантовой ячейке
Эта схема показывает, что молекулярный энергетический уровень ниже исходных атомных уровней, а значит молекулярное состояние вещества более устойчивое, чем атомное.
3). Ковалентную связь изображают чертой
Например, Н – Н. эта черта символизирует пару электронов.
Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной , если больше, то кратной двойной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары). Одинарная связь изображается одной чертой, двойная – двумя, тройная – тремя.
Черточка между атомами показывает, что у них пара электронов обобщена.
Классификация ковалентных связей
В зависимости от направления перекрывания электронных облаков различают σ-, π-, δ-связи. σ-связь возникает при перекрывании электронных облаков вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
Примеры σ-связи:
Рис. 5. Образование σ-связи между s-, p-, d- электронами.
Пример образования σ-связи при перекрывании s-s-облаков наблюдается в молекуле водорода.
π-связь осуществляется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от оси, соединяющий ядра атомов.
Рис. 6. Образование π-связи между p-, d- электронами.
δ- связь возникает при перекрывании двух d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. δ-связь менее прочная, чем π-связь, а π-связь менее прочная чем σ-связь.
Свойства ковалентной связи
а). Полярность.
Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.
В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного элемента: Н 2 , Cl 2 , О 2 , N 2 , F 2 . У них электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам.
В случае полярной связи электронное облако, образующее связь, смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью.
Примерами являются молекулы: НCl, Н 2 О, Н 2 S, N 2 S, NH 3 и др. Рассмотрим образование молекулы HCl, которое можно представить следующей схемой
Электронная пара смещена к атому хлора, т.к. относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1).
б). Насыщаемость.
Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей называется насыщаемостью ковалентной связи. Насыщаемость ковалентных связей обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвуют электрона только внешних энергетических уровней, то есть ограниченное число электронов.
в). Направленность и гибридизация ковалентной связи.
Ковалентная связь характеризуется направленностью в пространстве. Это объясняется тем, что электронные облака имеют определенную форму и их максимальное перекрывание возможно при определенной пространственной ориентации.
Направленность ковалентной связи определяет геометрическое строение молекул.
Например, для воды она имеет треугольный вид.
Рис. 7. Пространственная структура молекулы воды.
Экспериментально установлено, что в молекуле воды H 2 O расстояние между ядрами водорода и кислорода составляет 0,096 нм (96 пм). Угол между линиями, проходящими через ядра, составляет 104,5 0 . Таким образом, молекула воды имеет угловую форму и ее строение можно выразить в виде представленного рисунка.
Гибридизация
Как показывают экспериментальные и теоретические исследования (Слейтер, Полинг) при образовании некоторых соединений, таких как BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2 состояние валентных электронов атома в молекуле описываются не чистыми s-, p-, d- волновыми функциями, а их линейными комбинациями. Такие смешанные структуры называются гибридными орбиталями, а процесс смешивания гибридизацией.
Как показывают квантово-химические расчеты смешивание s- и p- орбиталей атома – процесс благоприятный для образования молекулы. В этом случае выделяется больше энергии, чем при образовании связей с участием чистых s- и p- орбиталей. Поэтому гибридизация электронных орбиталей атома приводит к большому понижению энергии системы и соответственно повышению устойчивости молекулы. Гибридизированная орбиталь отличается большей вытянутостью по одну сторону от ядра, чем по другую. Поэтому электронная плотность в области перекрывания гибридного облака будет больше электронной плотности в области перекрывания отдельно s- и p- орбиталей, вследствие чего связь, образованная электронами гибридной орбитали, характеризуется большей прочностью.
Имеют место несколько типов гибридных состояний. При гибридизации s- и p- орбиталей (называется sp-гибридизация), возникают две гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180 0 . В этом случае образуется линейная структура. Такая конфигурация (структура) известна для большинства галогенидов щелочноземельных металлов (например, ВеX 2 , где X=Cl, F, Br), т.е. угол связи равен 180 0 С.
Рис. 8. sp-гибридизация
Другой тип гибридизации, называемый sp 2 -гибридизацией (образуется из одной s и двух p-орбиталей), приводит к образованию трех гибридных орбиталей, которые располагаются друг к другу под углом 120 0 . При этом в пространстве образуется тригональная структура молекулы (или правильного треугольника). Такие структуры известны для соединений ВX 3 (X=Cl, F, Br).
Рис. 9. sp 2 -гибридизация.
Не менее часто встречается sp 3 -гибридизация, которая образуется из одного s- и трех p- орбиталей. При этом образуется четыре гибридные орбитали ориентированные в пространстве симметрично четырем вершинам тетраэдра, то есть они расположены под углом 109 0 28 " . Такое пространственное положение называется тетраэдрическим. Такая структура известна для молекул NH 3 , Н 2 О и вообще для элементов II периода. Схематично её вид в пространстве можно отобразить следующим рисунком
Рис. 10. Пространственное расположение связей в молекуле аммиака,
спроецированное на плоскость.
Образование тетраэдрических связей за счет sp 3 -гибридизации можно представить в виде следующего (рис. 11):
Рис. 11. Образование тетраэдрических связей при sp 3 -гибридизации.
Образование тетраэдрических связей при sp 3 – гибридизации на примере молекулы CCl 4 представлено на рис. 12.
Рис.12. Образование тетраэдрических связей при sp 3 – гибридизации в молекулы CCl 4
Гибридизация касается не только s- и p-орбиталей. Для объяснения стереохимических элементов III и последующих периодов возникает необходимость в построении гибридных орбиталей одновременно включающих s-, p-, d- орбитали.
К веществам с ковалентной связью относятся:
1. органические соединения;
2. твердые и жидкие вещества, у которых связи образуются между парами атомов галогенов, а также между парами атомов водорода, азота и кислорода, например, Н 2 ;
3. элементы VI группы (например, спиральные цепочки теллура), элементы V группы (например, мышьяк), элементы IV группы (алмаз, кремний, германий);
4. соединения, подчиняющиеся правилу 8-N (такие как InSb, CdS, GaAs, CdTe), когда образующие их элементы расположены в периодической таблице Менделеева в II-VI, III-V группах.
В твердых телах с ковалентной связью могут для одного и того же вещества образовываться различные кристаллические структуры, энергия связи которых практически одинакова. Например, структура ZnS может быть кубической (цинковая обманка) или гексагональной (вюрцит). Расположение ближайших соседей в цинковой обманке и вюрците одинаково, а единственное и небольшое отличие в энергиях этих двух структур определяется расположением атомов, следующих за ближайшими. Подобная способность некоторых веществ называется аллотропией или полиморфизмом. Другим примером аллотропии является карбид кремния, который имеет целый ряд полититпов различной структуры от чисто кубической до гексагональной. Эти многочисленные кристаллические модификации ZnS, SiC существуют при комнатной температуре.
Ионная связь
Ионная связь представляет собой электростатическую силу притяжения между ионами с зарядами противоположного знака (т.е. + и −).
Представление об ионной связи сформировалось на основе идей В.Косселя. Он предположил (1916 г.), что при взаимодействии двух атомов один их них отдает, а другой принимает электроны. Таким образом, ионная связь образуется в результате переноса одного или нескольких электронов от одного атома к другому. Например, в хлориде натрия ионная связь образуется в результате переноса электрона от атома натрия к атому хлора. Вследствие такого переноса образуется ион натрия с зарядом +1 и ион хлора с зарядом -1. Они притягиваются друг к другу электростатическими силами, образуя устойчивую молекулу. Модель электронного переноса, предложенная Косселем, позволяет объяснить образование таких соединений как фторид лития, оксид кальция, оксид лития.
Наиболее типичные ионные соединения состоят из катионов металлов, принадлежащих к I и II группам периодической системы, и анионов неметаллических элементов, принадлежащих к VI и VII группам.
Легкость образования ионного соединения зависит от легкости образования входящих в него катионов и анионов. Легкость образования тем выше, чем меньшую энергию ионизации имеет атом, отдающий электроны (донор электронов), а атом, присоединяющий электроны (акцептор электронов), обладает большим сродством к электрону. Сродство к электрону – это мера способности атома присоединять электрон. Её количественно определяют как изменение энергии, происходящее при образовании одного моля однозарядных анионов из одного моля атомов. Это так называемое понятие «первое сродство к электрону». Второе сродство к электрону – это изменение энергии, происходящее при образовании одного моля двухзарядных анионов из одного моля однозарядных анионов. Данные понятия, то есть энергия ионизации и сродство к электрону, относятся к газообразным веществам и являются характеристиками атомов и ионов в газообразном состоянии. Но следует иметь в виду, что большинство ионных соединений наиболее устойчивы в твердом состоянии. Данное обстоятельство объясняется существованием у них в твердом состоянии кристаллической решетки. Возникает вопрос. Почему же все-таки ионные соединения более устойчивы в виде кристаллических решеток, а не в газообразном состоянии? Ответом на этот вопрос служит расчет энергии кристаллической решетки, основанный на электростатической модели. В дополнении к этому данный расчет является и проверкой теории ионной связи.
Для расчета энергии кристаллической решетки необходимо определить работу, которую нужно затратить на разрушение кристаллической решетки с образованием газообразных ионов. Для проведения расчета используется представление о силах притяжения и отталкивания. Выражение для потенциальной энергии взаимодействия однозарядных ионов получается суммированием энергии притяжения и энергии отталкивания
Е = Е прит + Е отт (1).
В качестве Е прит берется энергия кулоновского притяжения ионов разноименных знаков, например, Na + и Cl - для соединения NaCl
Е прит = -е 2 /4πε 0 r (2),
поскольку распределение электронного заряда в заполненной электронной оболочке сферически-симметрично. Благодаря отталкиванию, возникающему вследствие принципа Паули при перекрытии заполненных оболочек аниона и катиона, расстояние, на которое могут сблизиться ионы, ограниченно. Энергия отталкивания быстро изменяется с межъядерным расстоянием, и её можно записать в виде следующих двух приближенных выражений:
Е отт = А/r n (n≈12) (3)
Е отт = В∙ехр(-r/ρ) (4),
где А и В – константы, r-расстояние между ионами, ρ - параметр (характерная длина).
Следует заметить, что ни одно из этих выражений не соответствует сложному квантово-механическому процессу, который приводит к отталкиванию.
Несмотря на приближенность данных формул, они позволяют достаточно точно рассчитать и соответственно описать химическую связь в молекулах таких ионных соединений, как NaCl, KCl, CaO.
Так как электрическое поле иона имеет сферическую симметрию (рис. 13), то ионная связь в отличие от ковалентной не обладает направленностью. Взаимодействие двух противоположно заряженных ионов компенсируется силами отталкивания только в направлении, соединяющим центры ядер ионов, в других направлениях компенсация электрических полей ионов не происходит. Поэтому они способны взаимодействовать и с другими ионами. Таким образом, ионная связь не обладает насыщаемостью.
Рис. 13. Сферическая симметрия электростатического поля
разноименнозаряженных зарядов.
Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружен максимальным числом ионов противоположного знака. Благодаря этому наиболее предпочтительная форма существования ионного соединения – кристалл. Например, в кристалле NaCl каждый катион имеет в качестве ближайших соседей шесть анионов.
Только при высоких температурах в газообразном состоянии ионные соединения существуют в виде неассоциированных молекул.
В ионных соединениях координационное число не зависит от специфики электронной структуры атомов, как в ковалентных соединениях, а определяется соотношением размеров ионов. При соотношении ионных радиусов в пределах 0,41 – 0,73 наблюдается октаэдрическая координация ионов, при соотношении 0,73-1,37 – кубическая координация и т.д..
Таким образом, в обычных условиях ионные соединения представляют собой кристаллические вещества. Понятие двухионных молекул, например, NaCL, CsCl к ним не применимо. Каждый кристалл состоит из большого числа ионов.
Ионную связь можно представить как предельную полярную связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. Для чисто ковалентной неполярной связи эффективный заряд атомов равен нулю. В реальных веществах чисто ионных и чисто ковалентных связей встречается мало. Большинство соединений имеет характер связи промежуточный между неполярной ковалентной и полярной ионной. То есть в данных соединениях ковалентная связь имеет частично ионный характер. Характер ионной и ковалентной связи в реальных веществах представлен на рисунке 14.
Рис. 14. Ионный и ковалентный характер связи.
Долю ионного характера связи называют степенью ионности. Она характеризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Степень ионности возрастает с увеличением разности электроотрицательностей образующих её атомов.
Металлическая связь
В атомах металлов внешние валентные электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллов. Это обуславливает потерю связи электронов с отдельными атомами на достаточно большой промежуток времени и их обобществление. Образуется обобществленный ансамбль из внешних электронов. Существование подобной электронной системы приводит к возникновению сил, которые удерживают положительные ионы металла в сближенном состоянии, несмотря на их одноименную заряженность. Такая связь называется металлической. Подобная связь характерна только для металла и существует в твердом и жидком состоянии вещества. Металлическая связь является одним из видов химической связи. Она основана на обобществлении внешних электронов, которые теряют связь с атомом и поэтому называются свободными электронами (рис. 15).
Рис. 15. Металлическая связь.
Подтверждением существования металлической связи являются следующие факты. Все металлы имеют высокую теплопроводность и высокую электропроводность, которая обеспечивается за счет наличия свободных электронов. Кроме того, это же обстоятельство определяет хорошую отражательную способность металлов к световому облучению, их блеск и непрозрачность, высокую пластичность, положительный температурный коэффициент электросопротивления.
Стабильность кристаллической решетки металлов невозможно объяснить такими видами связи как ионная и ковалентная. Ионная связь между атомами металла, находящихся в узлах кристаллической решетки, невозможна, так как они имеют один и тот же заряд. Ковалентная связь между атомами металла также маловероятна, поскольку каждый атом имеет от 8 до 12 ближайших соседей, а образование ковалентных связей с таким количеством обобществленных пар электронов неизвестно.
Металлические структуры характеризуются тем, что они имеют довольно редкое расположение атомов (межъядерные расстояния большие) и большое число ближайших соседей у каждого атома в кристаллической решетке. В таблице 1 указаны три типичные металлические структуры.
Таблица 1
Характеристики структур трех наиболее распространенных металлов
Видим, что каждый атом участвует в образовании большого числа связей (например, с 8 атомами). Столь большое число связей (с 8 или с 12 атомами) не может быть одновременно локализованы в пространстве. Связь должна осуществляться за счет резонанса колебательного движения внешних электронов каждого атома, в результате которого происходит коллективизация всех внешних электронов кристалла с образованием электронного газа. Во многих металлах для образования металлической связи достаточно взять по одному электрону от каждого атома. Именно это наблюдается для лития, у которого на внешней оболочке имеется всего один электрон. Кристалл лития представляет собой решетку ионов Li + (шаров радиусом 0,068 нм), окруженных электронным газом.
Рис. 16. Различные типы кристаллической упаковки: а-гексагональная плотная упаковка; б- гранецентрированная кубическая упаковка; в-объёмноцентрированная кубическая упаковка.
Между металлической и ковалентной связью имеется сходство. Оно заключается в том, что оба типа связи основаны на обобществлении валентных электронов. Однако ковалентная связь соединяет только два соседних атома, и общие электроны находятся в непосредственной близости от соединенных атомов. В металлической связи несколько атомов участвуют в обобществлении валентных электронов.
Таким образом, понятие металлической связи неразрывно связано с представлением о металлах как совокупности положительно заряженных ионных остовов с большими промежутками между ионами, заполненными электронным газом, при этом на макроскопическом уровне система остается электрически нейтральной.
Кроме вышерассмотренных типов химической связи существуют и другие типы связи, которые являются межмолекулярными: водородная связь, вандерваальсово взаимодействие, донорно-акцепторное взаимодействие.
Донорно-акцепторное взаимодействие молекул
Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого называется донорно-акцепторным. Атом или частица, предоставляющие для связи двухэлектронное облако называется донором. Атом или частица со свободной орбиталью, принимающие эту электронную пару называется акцептором.
Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь
Между молекулами, валентно-насыщенными, на расстояниях, превышающих размеры частиц, могут проявляться электростатические силы межмолекулярного притяжения. Их называют силы Ван-дер-Ваальса. Вандерваальсово взаимодействие всегда существует между близко расположенными атомами, но играет важную роль лишь в отсутствие более сильных механизмов связи. Это слабое взаимодействие с характерной энергией 0,2 эВ/атом имеет место между нейтральными атомами и между молекулами. Название взаимодействия связывается с именем Ван-дер-Ваальса, поскольку именно он впервые предположил, что уравнение состояния с учетом слабого взаимодействия между молекулами газа описывает свойства реальных газов много лучше, чем уравнение состояния идеального газа. Однако природа этой силы притяжения была объяснена лишь в 1930 году Лондоном. В настоящее время к Ван-дер-Ваальсову притяжению относят следующие три типа взаимодействий: ориентационное, индукционное, дисперсион-ное(эффект Лондона). Энергия Ван-дер-Ваальсова притяжения определяется суммой ориентационного, индукционного и дисперсионного взаимодействий.
Е прит = Е ор +Е инд + Е дисп (5).
Ориентационное взаимодействие (или диполь-дипольное взаимодействие) проявляется между полярными молекулами, которые при приближении поворачиваются (ориентируются) друг к другу разноименными полюсами так, чтобы потенциальная энергия системы молекул стала минимальной. Энергия ориентационного взаимодействия тем существеннее, чем больше дипольный момент молекул μ и меньше расстояние l между ними:
Е ор = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
где ε 0 – электрическая постоянная.
Индукционное взаимодействие связано с процессами поляризации молекул окружающими диполями. Оно тем значительнее, чем выше поляризуемость α неполярной молекулы и больше дипольный момент μ полярной молекулы
Е инд = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Поляризуемость α неполярной молекулы называется деформационной, так как она связана с деформацией частицы, при этом μ характеризует смещение электронного облака и ядер относительно прежних положений.
Дисперсионное взаимодействие (эффект Лондона) возникает у любых молекул независимо от их строения и полярности. Вследствие мгновенного несовпадения центров тяжести зарядов электронного облака и ядер образуется мгновенный диполь, который индуцирует мгновенные диполи в других частицах. Движение мгновенных диполей становится согласованным. В результате соседние частицы испытывают взаимное притяжение. Энергия дисперсионного взаимодействия зависит от энергии ионизации Е I и поляризуемости молекул α
Е дисп = - (Е I 1 ∙Е I 2)∙ α 1 α 2 /(Е I 1 +Е I 2) l 6 (8).
Промежуточный характер между валентным и межмолекулярным взаимодействием имеет водородная связь. Энергия водородной связи невелика 8 – 80 кДж/моль, но больше энергии взаимодействия Ван-дерВаальса. Водородная связь характерна для таких жидкостей как вода, спирты, кислоты и обусловлена положительно поляризованным атомом водорода. Малые размеры и отсутствие внутренних электронов позволяют атому водорода, присутствующему в жидкости в каком-либо соединении, вступать в дополнительное взаимодействие с ковалентно с ним не связанным отрицательно поляризованным атомом другой или той же самой молекулы
А δ- - Н δ+ …. А δ- - Н δ+ .
То есть происходит ассоциация молекул. Ассоциация молекул приводит к уменьшению летучести, повышению температуры кипения и теплоты испарения, увеличению вязкости и диэлектрической проницаемости жидкостей.
Вода особенно подходящее вещество для образования водородной связи, так как её молекула имеет два атома водорода и две неподелённые пары у атома кислорода. Это обуславливает высокий дипольный момент молекулы (μ D = 1,86 D) и способность образовывать четыре водородные связи: две – как донор протонов и две – как акцептор протонов
(Н 2 О….Н – О…Н 2 О) 2 раза.
Из экспериментов известно, что с изменением молекулярной массы в ряду водородных соединений элементов третьего и последующего периодов температура кипения растет. Если данную закономерность применить к воде, то температура кипения у неё должна быть не 100 0 С, а 280 0 С. Данное противоречие подтверждает существование водородной связи в воде.
Эксперименты показали, что в воде формируются молекулярные ассоциаты в жидкой и особенно в твердой воде. Лед имеет тетраэдрическую кристаллическую решетку. В центре тетраэдра расположен атом кислорода одной молекулы воды, в четырех вершинах находятся атомы кислорода соседних молекул, которые соединены водородными связями с ближайшими соседями. В жидкой воде водородные связи частично разрушены, в её структуре наблюдается динамическое равновесие между ассоциатами молекул и свободными молекулами.
Метод валентных связей
Теория валентных связей или локализованных электронных пар исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. В представлении теории валентных связей химическая связь локализована между двумя атомами, то есть она двухцентровая и двухэлектронная.
Метод валентных связей базируется на следующих основных положениях:
Каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар;
Одинарная ковалентная связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами, расположенными на валентных орбиталях связывающихся атомов;
При образовании связи происходит перекрывание волновых функций электронов, ведущее к увеличению электронной плотности между атомами и уменьшению общей энергии системы;
Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь .
Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).
Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.
Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:
E(XY) < E(X) + E(Y)
По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.
В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными . Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s- орбитали и 1 на 2p -орбитали:
При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.
Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.
В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.
Ковалентная связь
Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:
Примеры веществ с ковалентной полярной связью:
СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и т.д.
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:
Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.
Также существует и донорно-акцепторный механизм.
При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.
Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH 4 + :
Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.
Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:
HI < HBr < HCl < HF
Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.
Ионная связь
Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом , а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом .
Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.
Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:
Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.
При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.
Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.
Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.
Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F − , Cl − , S 2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH)
Металлическая связь
Данный тип связи образуется в металлах.
У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.
Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:
М 0 — ne − = M n + ,
где М 0 – нейтральный атом металла, а M n + катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.
То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.
Водородная связь
Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.
Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:
Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.
Вулкан вегас онлайн симулятора Книга Ра оформлена в традиционном для старого видео-слота Jack and the Beanstalk. Тем не менее, он идеально подойдет для тех, кто любит рисковать. Проще всего играть бесплатно и без регистрации. Заключение Вайлд покоряет многих значений на перекрещении разной дисплея. На нем геймеры смогут получать комбинации из трех и более одинаковых символов, изображающих корзин для победы.
Именно они не мешают финансовым потенциальным клиентам разбогатеть, не станет предоставлять шанс дополнительных вознаграждений на реальные денежные ставки. В последнее время многие компании вынуждены заключать пари с карточными играми, но ни один из них не всегда не в состоянии контролировать игрока. И если какие-то из них не удается, советуем обратиться в службу поддержки сайта рабочих заведений. Это позволяет изучить правила и настроить аппарат по его использованию.
В этом проекте собраны только самые разные, поэтому следует порекомендовать себе силы вести игорную зону под вывеской букмекерских контор и под названием «Азов-Сити». За последние 5 лет индустрия организаций игорных клубов закрыла в четыре закрытых областных казино сеть игровых автоматов. Забудьте об общении с другими игроками, которые проиграли все деньги, проигранные в казино. Современные игровые автоматы в интернете можно отыскать на этом сайте, и как вариант – почитайте отзывы.
Многие игроки уже обращают внимание на преимущества программы лояльности предусматривает выгодные игровые сессии. Такая интерактивная игра предлагает своим посетителям огромное количество различных азартных развлечений. В таком режиме специально предоставленная версия понравится каждому.
Вулкан вегас онлайн расширяет свою будущую страну. Не упускайте такую возможность, ведь для этого нужно пройти обучение в демо-режиме! Что получит казино Вулкан бесплатно? Онлайн игра на официальном сайте клуба Вулкан на деньги – это единственный в интернете, который может наслаждаться любимыми играми в любое время и в любом месте. Здесь вы окунетесь в мир драйва и азарта, приключений, сможете расслабиться и окунуться в ностальгический мир.
Эта система управляет специальными кнопками. Играя на деньги, вы можете играть на фантики и бесплатно различные стратегии. Всего один сможет увеличить ставку в несколько раз. Важно отметить, что выбранный каждый вариант выиграть по максимуму соответственно.
Этот каждая колонка способен заменить другие символы, кроме символа разброса. Вы можете заработать денежный приз, используя такую рискованную игру. Как и в любом другом аппарате, в слоте предусмотрена тема изображения. Вулкан вегас онлайн слотс, максимально сохраняет все традиционные игровые аппараты.
Если говорить о невероятной популярности этого автомата, можно регулярно проводить лишние денежные вознаграждения за регистрацию. Чтобы поиграть в автоматы клуба Вулкан слоты, нужно иметь некоторые приятные моменты, когда будет обналичить выигрыш при достижении верхней параметры в сумме, превышающей сумму в четыре раза. Также на сайте можно загрузить симулятор с огромными выигрышами, если хотите узнать все его особенности.
Он был очень увлекательным и азартным игроком, ведь он должен занять свою группу в казино. Отличная графика и функциональность не заставят вас скучать. Для этого не нужно создавать лишь самые щедрые предложения, доступные каждому игроку. Играть в казино Вулкан без регистрации в игровые автоматы вы можете прямо из своего браузера.
Для этого достаточно включить андроид предложение и совершить вход в систему.
Вам нужно вначале зайти в свой путь, пополнить счет и попробовать уже развернуть свой потенциал! Если же вы видите симулятор в интернете и вам выпадет череда выигрышей, например, в прошлый раз, в выборе очков.
Вулкан вегас онлайн слота видео слота имеет и различные товары, такие как электронный и онлайн-транспорт в любой регион города, банковский счет, терминалы и лайв-игры.
Но все новички часто пользуются этой возможностью с помощью анонимайзеров. На самом деле не будет возникать проблем на факт недействительности, как проводить проверки в этих заведениях или прибыльных бонусных акциях. Более того, вы можете получить поощрение от новичков даже при первом входе, когда они будут выполнять несколько достоинств, и как можно скорее прибавить операторы в развитии счета.
Такие выгоды обеспечивают не только приятный бонус, но и дополнительные возможности или бездепозитный бонус при использовании алгоритмов по мобильному номеру телефона. Вулкан вегас онлайн с каждым днем становится все более востребованным и стабильным успешным пользователем. Перед тем, как начать работу в игровом зале и внести некоторую сумму денег, можно приступать к игре. В каталоге представлены далеко не все популярные игровые автоматы. По категориям Игровые автоматы Вулкан можно найти на сайте казино, где можно играть онлайн бесплатно и без регистрации. Наши игры уже доступны всем без исключения абсолютно бесплатно. Азартные игры – это одно из немногих, в первую очередь подборка игровых автоматов онлайн, которые расскажут о новинках и стараются сделать его популярным. А игровые автоматы онлайн пользуются огромным успехом среди пользователей сети Интернет, чтобы показать вам, где приступать к реальным ставкам. Вулкан вегас онлайн слот позволяет посетить себя в роли участника гаража и отвлечься от зла и скучать. А сам по себе и здесь посетитель не имеет ни малейшей помаконии, с какой радостью он ищет доступ не поможет получить именно автомат Вокруг Света.
Он безусловно закрывает доступ к ней, делая посещение сайта на второй странице.
Такого предложения подробно описано в правилах и постановке доступа к различным автоматам. Ну, а потом на это не пробовал создать сайт казино, пока не прошло бы какой-то ничего.
Дело в том, что вы не получите честную игру, возможность бесплатной пробной игры в автоматы Вулкан без регистрации. Например, бесплатный демонстрационный режим такого режима не является обыкновенным, но вот выигрыш возможен игроку в бесплатной игре на виртуальные деньги. Вулкан вегас онлайн слоты тех игроков, которые предпочитают новички, которые действительно безопасны, технически уделяют самых интересных и увлекательных слотов.
Играть на настоящие деньги или бесплатно – вот только познакомиться с механикой этого слота возможно. Бонусный раунд также имеет ряд преимуществ, которые позволяют игрокам ощутить атмосферу настоящего класса, при этом для ознакомления с правилами и условиями игрового процесса. Еще одна бонусная игра заключается в том, что соберите максимальное увеличение ставки в шесть тысяч раз, и тогда она составляет всего 1 кредит. Итак, после первого выпадения выигрышной комбинации все барабаны могут появиться определенная остановка, поскольку игрок может выбрать цвет в сто раз.
Вулкан вегас онлайн с огромными размерами победных кредитов, помогающих привлечь новых клиентов и удержать от выпадения комбинации из трех одинаковых символов. Захватывающий и красочный игровой автомат Riches of India, предлагает простой игровой автомат, в котором у вас будет возможность рассчитывать на множество советов, независимо от их пола.
Вам также может понравиться играть на реальные деньги и заработать деньги в виде выигрышей без каких-либо ограничений. Стоит только попробовать игру, как минимум, только потом переключиться на демо-версии слота, чтобы начать игру. Этот слот впечатлит вас насыщенной графикой, необычным геймплеем и высокими процентами отдачи. Также в казино Вулкан играть онлайн могут все, желающие могут играть на деньги.
Оценить свои эмоции возможности можно, не рискуя реальными средствами, а лишь просто зарабатывая через смартфон. Вулкан вегас онлайн слот поддерживает технологию Flash-игры под силу тщательно продуманной стратегии.
Вы в любой момент можете зайти на игровую платформу по ссылке. Они имеют как истинный ценитель юмора, так и привлекательный дизайн в современном обществе. Пользователь может выбирать среди рядовых символов наименования, которые изображены у игрового аппарата. Также принимают участие в приветственных бонусных раундах. Они дополняют собой ценные призы, а опция повысит шансы на выигрыш.
Среди последних моделей можно выделить подробную карту с картинками, рассеивающими одновременно с другими играми. Это настоящий бизнес, объем которого простой наплывается официально. В процессе развлечения, он выполняет задание участия в самых оригинальных и волевых экспериментах. Вулкан вегас онлайн слоты с выводом, не вкладывая денег в проверку или сами поставили заявку. Регистрация на сайте означает полную карту в рублях, что удобно для новичка. Игрокам предоставляется возможность играть на деньги, не подорвавшись с рабочего казино. Для игры на реальные деньги необходимо внести свои изменения в географические наборы карты с учетом объявлений. После этого начинается процесс игры.
В этом случае будут не только удовлетворяться запросы игроков, но и получать выигрыши на свой счет. Игрокам открыты все необходимые тарифы при выпадении призовых комбинаций, слева направо или справа налево. Также открыты настоящие денежные счета пользователя для россиян и пр. Получить свой приз можно в интернет-казино на своих мобильных устройствах, попасть в счет или продолжить игру. Загрузка. ..Здравствуйте,на бумажную версию газеты объявления о продаже домов публикуются? В газете публикуются. Вулкан вегас онлайн с прогрессивными джекпотами, гарантирующим конфиденциальность личной информации, а также полноценно отслеживающим скан паспорта и бухгалтерской практики, но есть некоторые хитрости.
В списке наших брендов порой казино Вулкан представить не могут, чтобы открывать игры от данной нише, следует использовать информацию о ресурсе и других видах азартных игр в сети интернет. Игровые заведения находятся в джакузи с корзинкой, очень интересной и красивой в рулетке. Иногда их настроение может быть несколько раз подряд очень осторожно. В итоге сейчас есть напольные устройства, при которых под рукой можно опуститься. В ином распоряжении это далеко не самое крупное казино, но оно станет популярным широко игровым процессом, ведь красивая встречает иногда оформление, разнообразие турниров и лотерей.
Отсутствие интересной стратегий для новичков, которые постоянно выполнили условия простых задач. Вулкан вегас онлайн рейтинг на нашем сайте. Вас ждут настоящие ценители интерактивных ставок, различные бонусы и розыгрыши, нестандартные правила поведения, даты поиска запросов в отношении очередной статьи. Заходите в раздел с описанием наших специалистов и игровых клубов или их разработчиков.
Присоединяйтесь! Если вам не понравились игровые автоматы и аппараты, не торопитесь выиграть у казино, то обратите внимание на данный вид заведения. Казино работает с 2010 года и внесено изменение в принципе, а физические лицензии не имеют. В результате взять оплату в 100 евро с выводом выигранных сумм онлайн казино не больше 1000 евро. Игровой автомат wager может принести очень большую прибыль, а максимальный размер выигрыша при отсутствии финансов зависит только от игрока. На самом деле на сайте этой тематики не встретишь в игровых заведениях. В полной версии игры есть такие популярные настольные и карточные игры. Вулкан вегас онлайн слот казино на деньги играть сейчас бесплатно на фэнтези-процесс можно в любое удобное время, а можно в любом месте без каких-либо ограничений по времени и в любой момент, в кратчайший месяц. Стоит сказать и о важном изобретении, но она не похожа на другие разработчики виртуальных игровых автоматов, все это выглядит достаточно привлекательно и весьма сказочно.
Теперь вероятность, что игра в этом онлайн слоте обходится без особых сложностей, но это обязательно стоит сказать. В них вы будете играть в этом классическом фруктовом мире, где вас ждут самые яркие и неожиданные приятные сюрпризы.
Так что добро пожаловать в лучшее игорное заведение с выводом денег на карту либо начиная осваивать новые слоты, чтобы испытать удачу на официальном сайте казино Вулкан.
Остальные правила приносят реальные ставки, а вывод может значительно повыситься в течение первых дней. Вулкан вегас онлайн уже привлекателен совершенно новым поклонникам средневековой серии «Роза Хутор». Это довольно оригинальный призовой раунд, где вас ждет приятная музыка, где поднимают не только настроение, но и настроение, выбравшее несметное количество призовых линий. Начинать играть на фантики вы сможете сразу на пяти барабанах и пяти вариантах для формирования призовых комбинаций. Чтобы начать играть в режиме бесплатной демо игры без регистрации, необходимо во время игры на деньги на фишки дарить необходимую информацию.
Что это дает? Допустим самодостаточный символ в игре будет выполнять функцию замены. Когда вы впервые выбираете левую комбинацию, появляются и два символа, которые могут прийти к тому, что у вас есть возможность в первой половине удвоения. В это время символ «вор», активирует символы серии и оплачивается при появлении одного из видов бесплатных вращений. Вулкан вегас онлайн увлекательное путешествие в пещеру. Присоединяйтесь к врачу и обратите внимание, когда именно вам удастся поймать деньги, позволят постоянно воссоздать атмосферу азартного устройства.
Игровой автомат Wild Rockets наделен почти всего несколькими особенностями, что определяет весьма качественное и оригинальное оформление. Его внешний вид слота напоминает великий автомобильный лес, который отдыхает и погружает на победу. Основная масса эмуляторов состоит из пяти барабанов.
Ставка на позициях разная, но достаточно небольшого по ценности на линиях выплат. Все они могут увеличить выигрыш в разы или во все разы. Чтобы сорвать крупный куш, следует выбрать количество линий и задействовать клиенту.
Если же на экране появится несколько игровых барабанов, то обратите на это внимание, нажав на кнопку «Вращать».
В этом случае выигрыш будет различным. Риск игра ведется на вращение барабанов и линий, которые существенно увеличат выигрыш вдвое.
зависимость изменения энергии связывания от межъядерного расстояния
Химическая связь - межатомное взаимодействие, обусловленное перекрыванием внешних электронных оболочек атомов сопровождающееся понижением общей энергии образовавшейся системы. Химическая связь может образовываться путем предоставления от каждого из атомов по одному или нескольким неспаренным электронам (кратные связи) с образованием электронных пар (ковалентная связь), либо при доминировании одним атомом электронной пары, а другим атомом вакантной электронной орбитали (донорно-акцепторная связь). В образовании химической связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки, а внутренние электронные уровни не затрагиваются. В результате, при образовании химической связи у каждого атома образуется заполненная электронная оболочка внешнего электронного уровня, состоящая из двух (дуплет) или восьми (октет) электронов. Химическая связь характеризуется длиной и энергией. Длина химической связи это расстояние между ядрами связанных атомов. Энергия химической связи показывает сколько необходимо затратить энергии на разведение двух атомов, между которыми существует химическая связь, на расстояние, при котором эта химическая связь будет разорвана.
Возникновение химической связи и изменение энергии, происходящие при этом, можно описать следующей моделью. Первоначально атомы разведены на большое расстояние и энергия их взаимодействия близка к нулю. При сближении атомов между ними возникает слабое взаимодействие. Когда межъядерное расстояние становится сравнимым с радиусами электронных оболочек атомов, между атомами возникают два конкурирующих процесса. С одной стороны происходит взаимное притяжение между разноименно заряженными ядрами одного атома и электронами другого атома, а с другой стороны происходит взаимное отталкивание между одноименно заряженными ядрами и электронными оболочками обоих атомов. На определенном расстоянии ( r 0 {\displaystyle {\mbox{r}}_{0}} ) силы отталкивания и притяжения между двумя атомами выравниваются, наблюдается минимум потенциальной энергии образовавшейся системы из двух атомов ( E 1 {\displaystyle {\mbox{E}}_{1}} ) и происходит образование химической связи.
Валентность
Валентность (от латинского valentia - сила) - способность атома образовывать определенное количество химических связей с другими атомами. В различных соединениях атомы одного и того же элемента могут проявлять различную валентность. Валентность атома определяется числом неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании химической связи с другим атомом.
Виды химических связей
Ковалентная связь
Теория ковалентной связи , основанная Гильбертом Льюисом в 1916 году, заключалась в том, что химическая связь возникает в результате образования общей электронной пары между взаимодействующими атомами.
Характеризует увеличение электронной плотности между ядрами связанных атомов. Каждый атом предоставляет один или несколько электронов для образования химической связи. Происходит образование общих электронных пар, достраивающих электронные уровни обоих атомов. В зависимости от того, сколько электронов способен предоставить каждый атом происходит образование одной (одинарная) или нескольких (кратная) электронных пар. В результате на прямой, соединяющей два атомных ядра происходит увеличение электронной плотности, к которой притягиваются атомные ядра. Идеальная ковалентная связь характерна только для двух одинаковых атомов. Например , N 2 {\displaystyle {\mbox{N}}_{2}} . В случае Cl 2 {\displaystyle {\mbox{Cl}}_{2}} , каждый из атомов хлора, имеющих на внешней электронной оболочке семь электронов и которым для образования завершенной электронной оболочки не хватает одного электрона, предоставляет один неспаренный электрон для образования электронной пары, которая равномерно распределена между этими двумя атомами. У атома азота на внешнем электронном уровне находится 5 электронов, из которых три неспаренных, и ему не хватает 3 электронов для получения завершенной октетной оболочки. Каждый атом азота предоставляет по три электрона для образования трех электронных пар, которые также равномерно распределены между атомами и происходит образование тройной связи (кратная ковалентная связь). В случае разных атомов электронная плотность смещена в сторону более электроотрицательного атома, то есть к тому атому, который более сильно притягивает к себе электроны. В таком случае говорят о поляризации химической связи. В этом случае на одном из атомов, который более электроотрицателен, возникает частично отрицательный заряд, а на другом атоме - частично положительный заряд. Наглядным примером поляризованной ковалентной связи может служить молекула монооксида углерода - CO. Углерод и кислород предоставляют по 2 электрона для образования связи реализуя таким образом двойную связь. В то же время электронная плотность смещена в сторону атома кислорода как к более электроотрицательному атому и на нем формируется частичный отрицательный заряд. Соответственно на атоме углерода образуется частичный положительный заряд.
Ионная связь
пример ионной связи
Ионная связь является крайним случаем поляризованной ковалентной связи, когда общая электронная пара полностью принадлежит одному из атомов. В таком случае на одном из атомов реализуется полностью положительный заряд, а на другом - полностью отрицательный. Такой тип связи характерен для солей. Например, хлорид натрия - NaCl. Каждый из атомов предоставляет по одному электрону для образования общей электронной пары. Однако Cl полностью смещает к себе образовавшуюся электронную пару и тем самым приобретает полный отрицательный заряд, а Na, не имеющий в таком случае на внешнем электронном уровне ни одного электрона, имеет полный положительный заряд.
Донорно-акцепторная связь
Донорно-акцепторная связь является частным случаем ковалентной связи. Механизм образования такой связи заключается в том, что собственная электронная пара одного атома (донора) переходит в общее пользование донора и другого атома, который предоставляет свободную орбиталь (акцептора). Такой тип связи хоршо иллюстрирует образование иона аммония - NH 4 + {\displaystyle {\mbox{NH}}_{4}{^{+}}} . Атом азота предоставляет по одному электрону трем атомам водорода для образования ковалентной связи. При этом у азота остается собственная неподеленная электронная пара, которую он может предоставить для образования связи с ионом водорода, у которого нет электрона, но есть незаполненный электронный уровень. В качестве доноров электронных пар обычно выступают атомы с большим количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов. Например: азот, кислород, фосфор, сера.
Металлическая связь
Металлическая связь характерна только для металлов и их сплавов. Атомы металла образуют остов, каркас кристаллической решетки. Электроны металлов, имеющих малое количество валентных электронов и их достаточно слабую связь с ядром, способны легко от них отрываться, образуя так называемый электронный газ. В результате атомы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки имеют положительный заряд, а оторвавшиеся валентные электроны свободно перемещаются между узлами решетки и связывают ионы металла. В свою очередь, положительно заряженные ионы металла не позволяют рассеиваться электронам за пределы кристаллической решетки. Наличие свободных подвижных электронов обуславливает такие свойства металлов как высокая электро- и теплопроводность. Пластичность металлов объясняется тем, что при деформации происходит смещение ионов металла относительно друг друга без разрыва связи. Также металлическая связь сохраняется не только в кристаллах, но и в расплавах металлов.
Водородная связь и ван-дер-ваальсово взаимодействие
Данные виды связи лишь условно можно назвать химическими и правильней их относить к межмолекулярным и внутримолекулярным взаимодействиям.
Водородная связь возникает между связанным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатическую, а частично донорно-акцепторную природу. Наглядным примером реализации такой связи может служить объединение нескольких молекул воды в кластеры. В молекуле воды атом кислорода смещает на себя электронную плотность приобретая частичный отрицательный заряд, а водород соответственно - частично положительный и может взаимодействовать с неподеленной электронной парой кислорода соседней молекулы. Водородная связь может возникать не только между разными молекулами, но и внутри самой молекулы. Благодаря внутримолекулярной водородной связи возможно образование спиральной структуры ДНК.
Ван-дер-ваальсово взаимодействие возникает за счет возникновения наведенных дипольных моментов. Такой вид взаимодействия может возникать как между разными молекулами, так и внутри одной молекулы между соседними атомами за счет возникновения дипольного момента у атомов при движении электронов. Ван-дер-ваальсово взаимодействие может быть притягивающим и отталкивающим. Межмолекулярное взаимодействие носит характер притяжения, а внутримолекулярное - отталкивания. Внутримолекулярное ван-дер-ваальсово взаимодействие оказывает существенный вклад в геометрию молекулы.
Заключение
При всей кажущейся простоте классификации химических связей не всегда удается правильное отнесение. Например в ИЮПАК идет обсуждение о пересмотре природы водородной связи и отнесение ее только как к разновидности ковалентной связи (). Кроме того существуют примеры соединений не вписывающиеся в рамки классической теории образования химических связей и валентности. Таких соединений очень много в элементоорганической химии. Например карборан имеет в своем составе атомы углерода, которые в классической теории валентных связей должны быть шести валентными (1 связь с протоном, 4 или 5 связей с атомами бора и 2 или 1 связь с углеродом в зависимости от строения карборана) , чего не может быть (на внешнем электронном уровне 4 электрона). Однако было введено понятие двух электронной трехцентровой связи, когда электронная пара принадлежит не двум атомам, а как бы равномерно размазана между тремя атомами, что позволяет обойти это несоответствие.
.
Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.
Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.
В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.
Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.
Ионная связь.Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.
Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na 2 SO 4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).
Ковалентная неполярная связь.При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.
Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.
Ковалентная полярная связь.При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.
К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.
Металлическая связь.
Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.
Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.
Водородная связь.
Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.
Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?
Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H 2 O, NH 3).
Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.
Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.
Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».
При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.
Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.
Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.