Какие электроны атомов участвуют в образовании химических связей?

3 ответов на вопрос “Какие электроны атомов участвуют в образовании химических связей?”

  1. YoungFlexMG Ответить

    Основные характеристики связи
    Химическая связь – это совокупность сил, удерживающих атомы в молекуле. В основе связей лежат электростатические силы притяжения. Отличие связей в степени распределения электронов.
    Главную роль в образовании химических связей играют электроны. Химическая связь образуется потому, что электронные структуры атомов становятся более устойчивыми.
    Наиболее устойчивыми являются электронные структуры с завершенным внешним электронным слоем типа nS2np6, который называется электронным октетом и электронная структура IS2 (у инертных газов, в этом причина их инертности).
    Атомы других элементов при образовании химических связей стремятся приобрести такие электронные структуры.
    Образование любой химической связи это процесс, в результате которого выделяется определенное количество энергии. Поэтому разрыв (разрушение) связи требует затраты энергии.
    Энергия, которая требуется для разрыва связи, называется энергией химической связи.
    Энергия химической связи является мерой её прочности. Чем больше энергия химической связи, тем больше её прочность. Различные химические связи характеризуются различными значениями энергии, т. е. неодинаковой прочностью. Прочность связи зависит от природы взаимодействующих атомов (их размеров, ЭО и т. д.) и от типа связи. Например, прочность любой ?-связи больше прочности любой ?-связи.
    Валентность – способность атомов образовывать химическую связь.
    Валентность определяется числом электронов, участвующих в образовании связей.
    Электровалентность – это способность атомов образовывать ионную связь, характеризуется числом орданных или принятых электронов.
    Ковалентность – способность атомов проявлять ковалентную связь характеризуется числом ковалентных связей.
    В образовании связи участвуют валентные электроны.
    В зависимости от способа образования устойчивых (завершенных) электронных структур атомов различают два основных вида химической связи – ковалентную связь и ионную (электровалентную) связь.
    Выводы:
    1.Химическая связь – это совокупность сил, удерживающих атомы в молекуле.
    2.В основе связей лежат электростатические силы притяжения. Отличие связей в степени распределения электронов.
    3.Химическая связь образуется потому, что электронные структуры атомов становятся более устойчивыми.
    4.Энергия, которая требуется для разрыва связи, называется энергией химической связи.
    5.Валентность – способность атомов образовывать химическую связь.
    6.Электровалентность – это способность атомов образовывать ионную связь, характеризуется числом орданных или принятых электронов.
    7.Ковалентность – способность атомов проявлять ковалентную связь характеризуется числом ковалентных связей.
    Ковалентная связь
    Ковалентная связь существует в молекулах простых веществ (H2, Cl2, O2, N2 и др.) и в молекулах, которые образованы атомами различных неметаллов (HCl, H2O, PCl3, NH3, CO2 и др.).
    Теорию ковалентной связи предложил в 1916 году американский ученый Джильбер Льюис. Согласно этой теории, причиной образования ковалентной связи является возникновение общих электронных пар между взаимодействующими атомами.
    Ковалентная связь – это связь атомов с помощью общих электронных пар.
    Образование ковалентной связи в молекуле водорода H2.

  2. SAJOQO Ответить

    Каждый следующий элемент в таблице отличается от предыдущего по заряду ядра на один протон и по количеству электронов – на один дополнительный электрон. То есть, от лития (Li) к бериллию (Be) ядерный заряд увеличивается с 3-х до 4-х единиц протона, а число электронов, окружающих ядро, – тоже увеличивается с 3-х до 4-х. Увеличение количества электронов происходит за счет количества электронов во внешней оболочке (см. таблицу 4.1). Это происходит почти для всех элементов таблицы, если переходить от одного к другому – за исключением перехода от неона (Ne) к натрию (Na).
    Несмотря на то, что ядерный заряд натрия (Na), на одну единицу больше (Ne – 10 единиц протона, Na – 11), и число электронов в Ne составляет 11, при том, что в Na -12, число электронов во внешней оболочке (табл. 4.1) натрия равно 1, а неона – 8. То есть, дополнительный электрон не попадает в существующий внешний электронный слой неона, а начинает формирование нового внешнего электронного слоя.
    Согласно экспериментальным данным, приведенным в таблице 4.1, максимальное число электронов, которое может содержаться на внешней оболочке элементов второго и третьего периодов, ограничивается цифрой 8.
    Теперь вернемся к вопросу, в связи с которым мы обратились к изучению электронной структуры атомов второго и третьего периодов, а именно, к вопросу, являются или нет закономерности образования химической связи, установленные для водородоподобных молекул (состоящей из двух одинаковых атомов), общими для молекул, сформированных из других многоэлектронных атомов.
    Согласно принципу №2 (раздел 3), для образования одной связи используется один электронов из внешней оболочки, и, соответственно, количество химических связей, которые могут быть сформированы в многоэлектронных атомов, равно числу электронов во внешней оболочке. Согласно принципу №4, связывающие электроны входят во внешние оболочки связанных атомов, и, соответственно, число электронов во внешней оболочке связанного атома увеличивается на единицу.
    Экспериментальные данные по ЭИ показали, что максимальное число электронов, которое может содержаться во внешней оболочке элементов второго и третьего периодов равняется восьми.
    То есть, с одной стороны, максимальное число химических связей в данных элементах ограничивается числом электронов во внешней оболочке (один электрон используется для одной связи).
    С другой стороны, число связей, которые может образовать данный атом, ограничено числом электронов, содержащихся в существующей внешней оболочке многоэлектронного атома после образования связи. Фактически, это четвертый принцип образования химической связи.
    Наличие стабильных соединений, сформированных из атомов второго и третьего периодов и из атомов водорода или галогенов таких, как гидрид лития (LiH), трифторид бора (BF3), метан (CH4), воды (H2O), аммиака (NH3), сероводорода (H2S) и т.д., является экспериментальным доказательством того, что указанные выше второй и третий принципы образования связи, выявленные на основе расчета водородоподобных молекул, справедливы и в отношении многоэлектронных атомов.
    В каждой из вышеупомянутых молекул (LiH, BF3, CH4, H2O, NH3, H2S) количество связей или равно (первые три молекулы), или меньше (последние три молекулы), чем число электронов во внешней оболочке родственных им атомов: лития (Li), бора (B), углерода (C), кислорода (O), азота (N), серы (S).
    Согласно принципам, указанным выше, атомы водорода и атомы галогенов (F, Cl, Br, I) могут образовать только одну химическую связь. Атом водорода имеет только один электрон. Атомы галогенов имеют семь электронов во внешней оболочке и, следовательно, они могут дополнить свою внешнюю оболочку только один электрон.
    Значит, существование таких стабильных соединений, как LiH, BF3 и CH4 (в которых число связей равно числу электронов во внешней оболочке атомов лития, бора и углерода) и отсутствие стабильных соединений, где число связей превышает число электронов во внешних электронных оболочках, указывает на то, что принцип №2 образования химической связи для водородоподобных молекул справедлив также и для многоэлектронных атомов.
    Число электронов во внешних оболочках атомов вышеупомянутых молекул не превышает восьми, что доказывает, что не происходит нарушения принципов №5 и №6 (раздел 3) в многоэлектронных атомах, сформированных в результате расчетов для молекулы водорода при одновременной проверке сравнения образования химической связи с данными по энергии ионизации (ЭИ) многоэлектронных атомов.
    Принципы образования связи в многоэлектронных атомах
    Потенциал ионизации и энергия связи в двухатомных молекулах >>
    Энергия связи >>
    Длина связи >>
    G-теория химической связи >>
    Правило валентности >>
    Донорно-акцепторная связь >>
    Ван-дер-ваальсовая связь >>
    Изомеризация. Динамическая связь >>
    Основы стереохимии >>

  3. Bladewood Ответить

    7
    б) Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

    8
    Способы перекрывания ковалентной связи

    9

    10

    11
    SP 3 гибридизация Н ? Н – С – Н ? Н

    12
    SP 3 гибридизация форма молекулы – тетраэдр углы между осями орбиталей равны / длинна связи С – С равна 0,154 нм

    13
    SP 2 гибридизация

    14
    форма молекулы треугольная углы между осями орбиталей равны длинна связи С – С равна 0,134 нм

    15

    16
    SP гибридизация форма молекулы – линейная углы между осями орбиталей равны длинна связи С – С равна 0,120 нм

    17
    СН 3 – СН = С = СН 2 СН 3 – СН 2 – СН = СН 2

    18

    19
    Длина связи (r кс ) – расстояние между ядрами атомов, образующих связь (нм) Длина С- С связи в молекуле этана равна 0,154 нм Длина С=С связи в молекуле этина равна 0,134 нм Длина С ? С связи в молекуле этина равна 0,120 нм

    20
    Энергия связи (Е кс ) – количество энергии, которую нужно затратить на разрыв данной химической связи в 1 моль вещества (к Дж/моль). Энергия связи тем больше, чем меньше длина связи. Чем меньше длина связи и больше энергия, тем прочнее молекула

    21
    Направленность – соединение атомов между собой при образовании общих электронных пар в определённых направлениях.

    22
    Валентный угол (?) – угол между лучами, выходящими из центра одного атома к центрам двух соседних атомов.

    23
    Насыщаемость – способность атомов присоединять к себе определённое ограниченное валентными возможностями число других атомов. Полярность связи – неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле.

    24
    Ковалентную связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Ковалентную связь, образующуюся между атомами с разной электроотрицательностью, называют полярной.

    25
    x H Cl HCl 1s 2s 2p x + H Cl Полярная и неполярная связь x x Cl 2s 2p Cl 2 0 Cl

    26
    Химическую связь между катионами и анионами, обусловленную их взаимным притяжением, называют ионной Li+F Li + +[ F ] – LiF е

    27
    Водородная связь Для образования необходимо наличие в одной молекуле связи Н – сильно электроотрицательный элемент (F,O,N) Примеры: HF, H 2 O, CH 3 OH, NH 3

    28
    Образование межмолекулярной водородной связи. Н Н Н H O: – H + O: – H + O:

    29
    Водородная связь может быть и внутримолекулярной. В частности у белков вторичная структура поддерживается водородными связями.

Добавить ответ

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *