Одиннадцатый класс
  1. Основные концепции химии  1.1. Важность химии  1.2. Природа и область химии  1.3. законы химического соединения  1.3.1. Закон сохранения массы  1.3.2. Закон постоянства состава  1.3.3. Закон кратных отношений  1.3.4. Закон объемов газов  1.3.5. Закон Авогадро  1.4. Атомная теория Дальтона  1.5. Понятие моля и молярная масса  1.6. Процентный состав  1.7. Эмпирическая и молекулярная формула  1.8. Стехиометрия и стехиометрические расчеты  1.9. Концепция ограничивающего реагента
  2. Структура атома  2.1. Открытие электрона, протона и нейтрона  2.2. Атомная модель  2.2.1. Модель Томсона  2.2.2. Модель Резерфорда  2.2.3. Модель Бора  2.3. Квантово-механическая модель атома  2.4. Двойственная природа материи и излучения  2.5. Принцип неопределенности Гейзенберга  2.6. Квантовые числа  2.7. Атомные орбитали и их формы  2.8. Электронная конфигурация элементов  2.9. Aufbau principle  2.10. Принцип запрета Паули  2.11. Правило максимальной мультиплетности Хунда  2.12. Гипотеза де Бройля  2.13. Фотоэлектрический эффект
  3. Классификация элементов и периодичность в свойствах  3.1. Историческое развитие периодической таблицы  3.2. Современный периодический закон и периодическая таблица  3.3. Периодические тенденции в свойствах  3.3.1. Атомный и ионный радиус  3.3.2. Энтальпия ионизации  3.3.3. Энтальпия присоединения электрона  3.3.4. Электроотрицательность  3.3.5. Валентность  3.3.6. Металлические и неметаллические свойства  3.3.7. Степени окисления  3.4. Unusual Properties of the First Elements
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Подход Косселя – Льюиса к химической связи  4.2. Ionic or electrovalent bond  4.3. Ковалентная связь и ее особенности  4.4. Параметры связи  4.5. Теория ВСЭПР  4.6. Теория валентных связей  4.7. Hybridization and its types  4.8. Теория молекулярных орбиталей  4.8.1. Порядок связей и стабильность  4.9. Водородная связь
  5. Состояния вещества  5.1. Межмолекулярные силы  5.2. Газовые законы  5.2.1. Закон Бойля  5.2.2. Закон Шарля  5.2.3. Закон Авогадро  5.2.4. Dalton's law of partial pressure  5.2.5. Закон диффузии Грэма  5.3. Уравнение идеального газа и его применения  5.4. Реальные газы и отклонения от идеального поведения  5.5. Кинетическая теория газов  5.6. Сжижение газов  5.7. Свойства жидкостей  5.8. Поверхностное натяжение и вязкость
  6. термодинамика  6.1. Система и окружающая среда  6.2. Типы систем в термодинамике  6.3. Виды процедур  6.4. Первый закон термодинамики  6.5. Внутренняя энергия и энтальпия  6.6. Теплоемкость и удельная теплоемкость  6.7. Закон постоянной суммы теплот Гесса  6.8. Энтальпия диссоциации связей  6.9. Энтальпия образования и сгорания  6.10. Энтальпия раствора и нейтрализации  6.11. Спонтанность и второй закон термодинамики  6.12. Свободная энергия Гиббса и ее применения
  7. Balance  7.1. Концепция равновесия  7.2. Константа равновесия и ее приложения  7.3. Принцип Ле Шателье  7.4. Ионное равновесие в растворах  7.5. Теория кислот и оснований  7.5.1. Концепция Аррениуса  7.5.2. Концепция Бренстеда-Лоури  7.5.3. Концепция Льюиса  7.6. Шкала pH и pOH  7.7. Эффект общего иона  7.8. Гидролиз солей  7.9. Буферные растворы и их механизм действия  7.10. Равновесие растворимости малорастворимых солей
  8. Редокс-реакции  8.1. Концепции окисления и восстановления  8.2. Степень окисления и её применения  8.3. Окислительно-восстановительные реакции в терминах передачи электронов  8.4. Балансировка окислительно-восстановительных реакций (методы чисел окисления и ионо-электронный метод)  8.5. Типы окислительно-восстановительных реакций  8.6. Электрохимические ячейки и окислительно-восстановительные реакции
  9. Водород  9.1. Положение водорода в периодической таблице  9.2. Изотопы водорода  9.3. Получение водорода  9.4. Свойства водорода  9.5. Гидриды и их классификация  9.6. Вода и тяжёлая вода  9.7. Перекись водорода и ее свойства  9.8. Использование водорода и его соединений
  10. Элементы s-блока (щелочные и щелочноземельные металлы)  10.1. Элементы группы 1 - свойства и тенденции  10.2. Элементы группы 2 - свойства и тенденции  10.3. Необычные свойства лития и бериллия  10.4. Важные соединения натрия и их применения  10.5. Важные соединения магния и кальция
  11. Некоторые элементы p-блока  11.1. Общее введение в элементы р-блока  11.2. Элементы группы 13  11.2.1. Бор и его соединения  11.3. Элементы группы 14  11.3.1. Углерод и его аллотропы  11.3.2. Важные соединения углерода и кремния
  12. Органическая химия - Некоторые основные принципы и техники  12.1. Классификация и номенклатура органических соединений  12.2. Структурное представление органических соединений  12.3. Классификация органических реакций  12.4. Электронные эффекты в органической химии  12.4.1. Индуктивный эффект  12.4.2. Резонансный эффект  12.4.3. Гиперконъюгация  12.5. Механизм реакции и промежуточные виды  12.6. Очистка и качественный анализ органических соединений
  13. Углеводороды  13.1. Углеводороды  13.1.1. Получение и свойства алкенов  13.2. алкены  13.2.1. Preparation and Properties of Alkenes  13.2.2. Электрофильные реакции присоединения  13.3. Алкины  13.3.1. Подготовка и свойства алкинов  13.4. Ароматические углеводороды  13.4.1. Структура и свойства бензола  13.4.2. Электрофильные реакции замещения бензола
  14. Экологическая химия  14.1. Загрязнение окружающей среды  14.2. Атмосферное загрязнение и парниковый эффект  14.3. Загрязнение воды и методы очистки  14.4. Загрязнение почвы и его последствия  14.5. Промышленные отходы и их обработка  14.6. Стратегии контроля загрязнения

Одиннадцатый класс → Chemical Bonding and Molecular Structure ↓


Параметры связи


В химии важно понимать, как атомы соединяются друг с другом, образуя молекулы. Это соединение определяется несколькими факторами, известными как параметры связи, которые помогают нам понять природу химических связей. Эти параметры включают длину связи, угол связи, энергию связи, порядок связи и полярность. Понимание этих параметров помогает учащимся предсказывать молекулярную структуру и свойства веществ.

Длина связи

Длина связи — это расстояние между ядрами двух связанных атомов. Это важный показатель прочности и стабильности связи. Длину связи могут влиять размер атомов и порядок связи. Как правило, с увеличением размера атомов увеличивается и длина связи. Наоборот, с увеличением порядка связи длина связи уменьшается. Это связано с тем, что двойные связи короче, чем одиночные, а тройные связи короче, чем двойные.

Пример: длина связи одинарной связи C-C составляет примерно 154 пм. Длина связи двойной связи C=C составляет примерно 134 пм. Длина связи тройной связи C≡C составляет примерно 120 пм.

Взглянем на длину связи

Одинарные связи Двойная связь Тройная связь

Угол связи

Угол связи — это угол, образованный между тремя атомами в по крайней мере двух связях. Как и длина связи, углы связи также важны, потому что они определяют форму молекулы. Теория ВЭПР (валентной оболочки отталкивания электронных пар) помогает предсказывать углы связи. Согласно этой теории, электронные пары вокруг центрального атома будут располагаться как можно дальше друг от друга, чтобы минимизировать силы отталкивания.

Пример: в молекуле воды (H2O) угол связи между HOH составляет примерно 104,5°. В молекуле углекислого газа (CO2) угол связи между OCO составляет 180°, что делает её линейной.

Визуализация углов связи

H H O

Энергия связи

Энергия связи — это количество энергии, необходимое для разрыва одного моля связей в газообразных молекулах. Это прямой показатель прочности связи: чем выше энергия связи, тем сильнее связь. Различные связи имеют различные энергии связи, на которые влияют такие факторы, как порядок связи и длина связи. Сильные связи с более высокими порядками связей, как правило, обладают более высокой энергией связи.

Пример: энергия связи для CH связи составляет около 413 кДж/моль. Для двойной связи C=O она составляет примерно 743 кДж/моль.

Визуализация энергии связи

Одинарные связи Двойная связь Тройная связь

Порядок связи

Порядок связи — это показатель количества химических связей между парой атомов. Более высокие порядки связей указывают на более прочные, более короткие связи. Он рассчитывается путем деления разности между числом связывающих и антисвязывающих электронов на два. В простых двухатомных молекулах или образованиях он может равняться числу общих электронных пар.

Пример: для одинарной связи (HH) в H2 порядок связи равен 1. Для двойной связи (O=O) в O2 порядок связи равен 2. Для тройной связи (N≡N) в N2 порядок связи равен 3.

Взглянем на порядок связи

Порядок 1 Порядок 2 Порядок 3

Полярность связи

Полярность связи возникает, когда есть разница в электроотрицательностях между связанными атомами. В полярных ковалентных связях электроны распределены неравномерно, что приводит к частичному заряду. Неполярные связи предполагают равное распределение электронов. Степень полярности влияет на физические свойства соединений, такие как их состояние, температура кипения и растворимость.

Пример: в связи H-Cl атом хлора более электроотрицателен, что делает его частично отрицательным, тогда как водород частично положительный. В связи NH в аммиаке (NH3) азот более электроотрицателен, чем водород, создавая диполь.

Визуализация полярности связи

δ+ δ-

Заключение

Понимание параметров связи является ключом к пониманию того, как и почему вещества ведут себя так, как они ведут себя. Анализируя длины связей, углы связи, энергии связей, порядки связей и полярность, мы можем предсказывать и объяснять структуры и свойства различных химических соединений. Это понимание является фундаментальным для студентов, когда они продвигаются в изучении химии и переходят к более сложным молекулярным взаимодействиям и реакциям.


Одиннадцатый класс → 4.4


U
username
0%
завершено в Одиннадцатый класс

← Предыдущий (4.3)
Ковалентная связь и ее особенности
Следующий (4.5) →
Теория ВСЭПР

Комментарии 



Параметры связи

https://www.chemistryelite.com/g11/4.4?ceal=ru