Інтерактивний перелік. Почніть вводити потрібне слово.

ЗВ'ЯЗОК

ЗВ'ЯЗОК, -і, про зв'язок, у зв'язку та у зв'язку, ж.

1. (У зв'язку). Відношення взаємної залежності, обумовленості, спільності між чимось. С. теорії та практики. Причинна с.

2. (У зв'язку). Тісне спілкування між ким-чим-н. Дружня с. Зміцнювати міжнародні зв'язки.

3. (У зв'язку та у зв'язку). Любовні стосунки, співжиття. Любовна с. Бути у зв'язку з ким-н.

4. мн. ч. Близьке знайомство з ким-н., що забезпечує підтримку, заступництво, вигоду. Мати зв'язки у впливових колах. Великі зв'язки.

5. (У зв'язку). Повідомлення з ким-чим-н., а також засоби, які дають можливість зноситися, повідомлятися. Космічна с. Жива с.(через зв'язкових). Повітряна с. Міжміська телефонна с.

6. (У зв'язку). Галузь народного господарства, що відноситься до засобів такого сполучення (пошта, телеграф, телефон, радіо), а також сукупності таких коштів, зосереджені у відповідних установах. Служба зв'язку. Працівники зв'язку.

7. (У зв'язку), зазвичай багато. ч. Частина будівельної конструкції, що поєднує її основні елементи (спец.).

У зв'язку з чим, прийменник з тб. п. внаслідок чого-н., через що-н., будучи обумовлено чим-н. Запізнення у зв'язку із заметами.

У зв'язку з тим що, союз з тієї причини що, на підставі того, що. Поцікавився, у зв'язку з тим, що потрібні точні відомості.

ЗВ'ЯЗОКце, що таке ЗВ'ЯЗОК, значення слова ЗВ'ЯЗОК, синоніми до ЗВ'ЯЗОК, походження (етимологія) ЗВ'ЯЗОК, ЗВ'ЯЗОКнаголос, форми слова в інших словниках

+ ЗВ'ЯЗОК– Т.Ф. Єфремова Новий словник російської. Тлумачно-словотворчий

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

ж.

а) Взаємні відносини між ким-л., чим-л.

б) Спільність, взаєморозуміння, внутрішнє єдність.

а) Спілкування з ким-л.

б) Любовні стосунки, співжиття.

3) Відносини між ким-л., Що створюють взаємну залежність, обумовленість.

4) Послідовність, узгодженість, стрункість (у думках, викладі тощо).

5) Можливість спілкування з ким-л., чим-л. на відстані.

6) Кошти, з допомогою яких здійснюється спілкування з відривом.

7) Сукупність установ, які забезпечують засобами спілкування з відривом (телеграф, пошта, телефон, радіо).

а) З'єднання, скріплення чогось-л.

б) Зчеплення, взаємне тяжіння (молекул, атомів, електронів тощо).

+ ЗВ'ЯЗОК- Сучасний тлумачний словник вид. «Велика Радянська Енциклопедія»

ЗВ'ЯЗОК це

ЗВ'ЯЗОК

1) передача та прийом інформації за допомогою різних технічних засобів. Відповідно до характеру застосовуваних засобів зв'язку поділяється на поштову (див. Пошта) та електричну (див. Електрозв'язок).2) Галузь народного господарства, що забезпечує передачу та прийом поштових, телефонних, телеграфних, радіо- та ін. У СРСР 1986 налічувалося 92 тис. підприємств зв'язку; відправлено 8,5 млрд. листів, 50,3 млрд. газет та журналів, 248 млн. посилок, 449 млн. телеграм; кількість телефонних апаратів загальної телефонної мережі становило 33,0 млн. з сер. 60-х. в СРСР впроваджується Єдина автоматизована мережа зв'язку (ЕАСС).3) Зв'язок військовий забезпечується Військами зв'язку. Зв'язки класифікують за об'єктами пізнання, за формами детермінізму (однозначні, імовірнісні та кореляційні), за їх силою (жорсткі та корпускулярні), за характером результату, що дає зв'язок (зв'язок породження, зв'язок перетворення), за напрямом дії (прямі та зворотні), за типом процесів, які визначає цей зв'язок (зв'язок функціонування, зв'язок розвитку, зв'язок управління), за змістом, який є предметом зв'язку (зв'язок, що забезпечує перенесення речовини, енергії або інформації).

+ ЗВ'ЯЗОК- Малий академічний словник російської мови

ЗВ'ЯЗОК це

зв'язок

І, предл.про зв'язок, у зв'язку та у зв'язку, ж.

Взаємні відносини між ким-чем-л.

Зв'язок між промисловістю та сільським господарством. Зв'язок науки та виробництва. Торговельні зв'язки. Господарський зв'язок районів. Родинні зв'язки.

Взаємна залежність, обумовленість.

Причинний зв'язок.

Ми хочемо тільки сказати, що всі науки знаходяться між собою в тісному зв'язку і що міцні придбання однієї науки повинні не залишатися безплідними для інших.Чернишевський, Граматичні нотатки. В. Класовського.

Зв'язок творчості Петрова-Водкіна з традиціями давньоруського живопису очевидна.

Л. Мочалов, Неповторність таланту.

Узгодженість, стрункість, послідовність (у поєднанні думок, у викладі, мовленні).

Думки заважали в його голові, і слова не мали жодного зв'язку.Пушкін, Дубровський.

У думках недостатньо послідовності, і, коли я викладаю їх на папері, мені щоразу здається, що я втратив чуття до їхнього органічного зв'язку.Чехов, Нудна історія.

Близькість з ким-л., внутрішнє єдність.

Між ними виріс той невидимий зв'язок, який не висловлювався словами, а тільки відчувався.Мамин-Сибіряк, Привалівські мільйони.

Коли письменник глибоко відчуває свій кровний зв'язок із народом - це дає красу та силу йому.М. Горький, Лист Д. Н. Мамину-Сибіряку, 18 жовт. 1912.

Спілкування (дружнє чи ділове), зносини з ким-чем-л.

Підтримувати зв'язок із ким-л. Зав'язати зв'язки у літературному світі.

(Іван Іванович та Іван Никифорович) перервали всі зв'язки, тим часом як раніше були відомі за найнерозлучніших друзів!Гоголь, Повість у тому, як посварився Іван Іванович з Іваном Никифоровичем.

Були встановлені зв'язки Дроздова з однією з революційних організацій, здійснено арешти.М. Горький, Розповідь про героя.

Любовні стосунки; співжиття.

(Матвій) вступив у зв'язок з однією міщанкою та мав від неї дитину.Чехов, Вбивство.

(Софія:) Яке ти маєш право говорити про мою невірність?.. У тебе були десятки зв'язків.М. Горький, Останні.

|| мн. год.(зв'язку, -їй).

Близьке знайомство із впливовими особами, що може забезпечити підтримку, заступництво.

Добрий Б. зважився прилаштувати вітчима. Він уже тоді мав великі зв'язки і негайно почав просити та рекомендувати свого бідного товариша.Достоєвський, Неточка Незванова.

Завдяки зв'язкам покійного батька-інженера я був зарахований до Михайлівського училища.Перцов, З автобіографії.

Повідомлення, зносини з ким-чем-л. за допомогою різних засобів.

У каюті за допомогою переговорної труби командир міг тримати зв'язок із містком, а по телефону – з будь-яким відділенням корабля.Новіков-Прибій, Капітан 1-го рангу.

Мороз був серед кінних, виділених для зв'язку зі взводами під час бою.Фадєєв, Розгром.

Тепер залишався лише один шлях зв'язку – через Волгу.Симонов, Дні та ночі.

|| тех.

Передача та прийом інформації за допомогою спеціальних засобів.

5. зазвичай із визначенням.

Кошти, за допомогою яких здійснюються зносини та передача інформації.

Радіотелефонний зв'язок. Телеграфний зв'язок. Диспетчерський зв'язок.

Вночі зв'язківці артилерійського полку зуміли провести до танка телефонний зв'язок.В. Кожевніков, Сім днів.

Сукупність установ, які обслуговують технічними засобами спілкування на відстані (телеграф, пошта, телефон, радіо).

Працівники зв'язку.

|| Військовий.

Служба, що забезпечує спілкування між військовими підрозділами (за допомогою телефону, радіо, посильних тощо).

Начальником розвідки та зв'язку став Архіп Хромков.Марків, Строгови.

Зі штабу армії прибув офіцер зв'язку з терміновим пакетом.Поповкін, Сім'я Рубанюк.

З'єднання, скріплення чогось л.

Зв'язок каменів та цегли за допомогою глини.

У Троїцькому соборі для зв'язку кутів він уводить у кладку будівлі залізо.Пілявський, Роботи В. П. Стасова в Ленінграді.

Зчеплення, взаємне тяжіння (молекул, атомів, електронів тощо).

Зв'язок електронів із ядром.

Пристосування, що зв'язує, що скріплює частини якогось л. будівлі чи споруди; скріпа.

Це була величезна декоративна майстерня - купол, переплетений зверху залізними кроквами та зв'язками.А. Н. Толстой, Єгор Абозов. логічність, зв'язковість, безперервність, складність, послідовність, стрункість, взаємодія, з'єднання, зчленування, конкатенація, зчеплення, комунікація, засіб спілкування, зносини, спілкування, контакт, асоціація, стосунки, відношення, залежність, прив'язка, узи, роман, сполучна ланка, союз, причинність, паблік рілейшнз, томба, інтимні відносини, інтрига, співвідношення, дуплекс, пуповина, зносини, бондинг, релігія, співжиття, паратаксис, сполучна нитка, спадкоємність, обумовленість, зв'язки, спорідненість, замазка, скріпа, амури, інтрижка, синапс, контекст, любов, нитка, пошта, повідомлення, квадруплекс. Ant. розрізненість

Основна функціятелекомунікаційних мереж (ТКС) полягає у забезпеченні інформаційного обміну між усіма абонентськими системами комп'ютерної мережі. Обмін здійснюється каналами зв'язку, які становлять один з основних компонентів телекомунікаційних мереж.

Каналом зв'язку називають сукупність фізичного середовища (лінії зв'язку) та апаратури передачі даних (АПД), що здійснюють передачу інформаційних сигналів від одного вузла комутації мережі до іншого або між вузлом комутаціїта абонентською системою.

Таким чином, канал зв'язку та фізична лінія зв'язку - це не те саме. У випадку на основі однієї лінії зв'язку може бути організовано кілька логічних каналів шляхом тимчасового, частотного, фазового та інших видів поділу.

У комп'ютерних мережах використовуютьсятелефонні, телеграфні, телевізійні, супутникові мережі. Як лінії зв'язку застосовуються провідні (повітряні), кабельні, радіоканали наземного та супутникового зв'язку. Відмінність з-поміж них визначається середовищем передачі. Фізичне середовище передачі може бути кабель, і навіть земну атмосферу чи космічний простір, якими поширюються електромагнітні хвилі.

У комп'ютерних мережах використовують телефонні, телеграфні, телевізійні, супутникові мережі зв'язку. Як лінії зв'язку застосовуються провідні (повітряні), кабельні, радіоканали наземного та супутникового зв'язку. Відмінність з-поміж них визначається середовищем передачі. Фізичне середовище передачі може бути кабель, і навіть земну атмосферу чи космічний простір, якими поширюються електромагнітні хвилі.

Провідні (повітряні) лінії зв'язку- це дроти без ізолюючих або екрануючих обплетень, прокладені між стовпами і висять у повітрі. Зазвичай вони служать передачі телефонних і телеграфних сигналів, але за відсутності інших можливостей застосовуються передачі комп'ютерних даних. Провідні лінії зв'язку відрізняються невеликою пропускною здатністю і малою перешкодою, тому вони швидко витісняються кабельними лініями.

Кабельні лініївключають кабель, що складається з провідників з ізоляцією в кілька шарів - електричної, електромагнітної, механічної, і роз'єм для приєднання до нього різного обладнання. У КС застосовуються в основному три типи кабелю: кабель на основі скручених пар мідних проводів (це кручена пара в екранованому варіанті, коли пара мідних проводів обгортається в ізоляційний екран, і неекранованому, коли ізоляційна обгортка відсутня), коаксіальний кабель (складається з внутрішньої мідної жили і оплетки, відокремленої від жили шаром ізоляції) і волоконно-оптичний кабель (складається з тонких - 5-60 мікрон волокон, якими поширюються світлові сигнали).

Серед кабельних ліній зв'язкунайкращі показники мають світловоди. Основні переваги: ​​висока пропускна здатність (до 10 Гбіт/с і вище), обумовлена ​​використанням електромагнітних хвиль оптичного діапазону; нечутливість до зовнішніх електромагнітних полів та відсутність власних електромагнітних випромінювань, низька трудомісткість прокладання оптичного кабелю; іскро-, вибухо- та пожежобезпечність; підвищена стійкість до агресивних середовищ; невелика питома маса (ставлення погонної маси до смуги пропускання); широкі сфери застосування (створення магістралей колективного доступу, систем зв'язку ЕОМ з периферійними пристроями локальних мереж, в мікропроцесорній техніці і т.д.).

Недоліки волоконно-оптичних ліній зв'язку: підключення до світловода додаткових ЕОМ значно послаблює сигнал, необхідні для світловодів високошвидкісні модеми поки що дороги, світловоди, що з'єднують ЕОМ, повинні забезпечуватися перетворювачами електричних сигналів у світлові та назад.

Радіоканали наземного та супутникового зв'язкуутворюються за допомогою передавача та приймача радіохвиль. Різні типи радіоканалів відрізняються частотним діапазоном, що використовується, і дальністю передачі інформації. Радіоканали, що працюють у діапазонах коротких, середніх та довгих хвиль (КВ, СВ, ДВ), забезпечують далекий зв'язок, але при невисокій швидкості передачі даних. Це радіоканали, де використовується амплітудна модуляція сигналів. Канали, що працюють на діапазонах ультракоротких хвиль (УКХ), є швидкіснішими, для них характерна частотна модуляція сигналів. Надшвидкісними є канали, які працюють на діапазонах надвисоких частот (НВЧ), тобто. понад 4 ГГц. У діапазоні НВЧ сигнали не відбиваються іоносферою Землі, для стійкого зв'язку потрібна пряма видимість між передавачем і приймачем. Тому сигнали НВЧ використовуються або в супутникових каналах, або в радіорелейних, де ця умова виконується.

Характеристики ліній зв'язку. До основних характеристик ліній зв'язку відносяться такі: амплітудно-частотна характеристика, смуга пропускання, згасання, пропускна здатність, стійкість до перешкод, перехресні наведення на ближньому кінці лінії, достовірність передачі даних, питома вартість.

Характеристики лінії зв'язку часто визначаються шляхом аналізу її реакцій деякі еталонні впливу, як яких використовуються синусоїдальні коливання різних частот, оскільки часто зустрічаються у техніці і з допомогою можна уявити будь-яку функцію часу. Ступінь спотворення синусоїдальних сигналів лінії зв'язку оцінюється за допомогою амплітудно-частотної характеристики, смуги пропускання та згасання на певній частоті.

Амплітудно-частотна характеристика(АЧХ) дає найбільш повне уявлення про лінію зв'язку, вона показує, як загасає амплітуда синусоїди на виході лінії в порівнянні з амплітудою на її вході для всіх можливих частот сигналу, що передається (замість амплітуди сигналу часто використовується його потужність). Отже, АЧХ дозволяє визначати форму вихідного сигналу будь-якого вхідного сигналу. Проте отримати АЧХ реальної лінії зв'язку дуже важко, тому практично замість неї використовуються інші, спрощені характеристики - смуга пропускання і згасання.

Смуга пропускання лінії зв'язкує безперервним діапазоном частот, в якому відношення амплітуди вихідного сигналу до вхідного перевищує заздалегідь задану межу (зазвичай 0,5). Отже, смуга пропускання визначає діапазон частот синусоїдального сигналу, у яких цей сигнал передається лінії зв'язку без значних спотворень. Ширина смуги пропускання, що найбільше впливає на максимально можливу швидкість передачі інформації по лінії зв'язку, це різниця між максимальною та мінімальною частотами синусоїдального сигналу в даній смузі пропускання. Смуга пропускання залежить від типу лінії та її довжини.

Слід робити різницю між шириною смуги пропусканняі шириною спектра інформаційних сигналів, що передаються. Ширина спектру переданих сигналів це різницю між максимальною і мінімальною значущими гармоніками сигналу, тобто. тими гармоніками, які роблять основний внесок у результуючий сигнал. Якщо значні гармоніки сигналу потрапляють у смугу пропускання лінії, такий сигнал буде передаватися і прийматися приймачем без спотворень. В іншому випадку сигнал буде спотворюватися, приймач - помилятися при розпізнаванні інформації, і, отже, інформація зможе передаватися із заданої пропускної спроможністю.

Згасання- це відносне зменшення амплітуди або потужності сигналу під час передачі по лінії сигналу певної частоти.

Згасання А вимірюється в децибелах (dB, дБ) та обчислюється за формулою:

A = 10?lg (P вих / P вх)

де Р вих, Р вх - потужність сигналу відповідно на виході та на вході лінії.

Для приблизної оцінкиспотворення переданих лінії сигналів досить знати згасання сигналів основний частоти, тобто. частоти, гармоніка якої має найбільшу амплітуду та потужність. Більш точна оцінка можлива при знанні згасання на кількох частотах, близьких до основної.

Пропускна спроможність лінії зв'язку - це її характеристика, що визначає (як і ширина смуги пропускання) максимально можливу швидкість передачі по лінії. Вона вимірюється в бітах за секунду (біт/с), а також у похідних одиницях (Кбіт/с, Мбіт/с, Гбіт/с).

Пропускна спроможністьлінії зв'язку залежить від її характеристик (АЧХ, ширини смуги пропускання, згасання) і від спектру сигналів, що передаються, який, у свою чергу, залежить від обраного способу фізичного або лінійного кодування (тобто від способу подання дискретної інформації у вигляді сигналів). Для одного способу кодування лінія може мати одну пропускну здатність, а для іншого - іншу.

При кодуваннізазвичай використовується зміна будь-якого параметра періодичного сигналу (наприклад, синусоїдальних коливань) - частоти, амплітуди та фази, синусоїдиабо знак потенціалу послідовності імпульсів. Періодичний сигнал, параметри якого змінюються, називають несучим сигналом або частотою, що несе, якщо в якості такого сигналу використовується синусоїда. Якщо в синусоїди, що приймається, не змінюється жоден з її параметрів (амплітуда, частота або фаза), то вона не несе жодної інформації.

Кількість змін інформаційного параметра періодичного сигналу, що несе в секунду (для синусоїди це кількість змін амплітуди, частоти або фази) вимірюється в бодах. Тактом роботи передавача називають період між сусідніми змінами інформаційного сигналу.

У загальному випадкупропускна спроможність лінії в бітах за секунду не збігається з числом бод. Залежно від способу кодування вона може бути вищою, дорівнює або нижче числа бод. Якщо, наприклад, при даному способі кодування одиничне значення біта представляється імпульсом позитивної полярності, а нульове значення - імпульсом негативної полярності, то при передачі бітів, що по черзі змінюються (серії однойменних бітів відсутні) фізичний сигнал за час передачі кожного біта двічі змінює свій стан. Отже, при такому кодуванні пропускна здатність лінії вдвічі нижча, ніж число бод, що передається по лінії.

На пропускну спроможністьлінії впливає не тільки фізичне, але і так зване логічне кодування, яке виконується до фізичного кодування і полягає в заміні вихідної послідовності біт інформації новою послідовністю біт, що несе ту ж інформацію, але має додаткові властивості (наприклад, можливістю для приймальної сторони виявляти помилки в прийнятих даних або забезпечувати конфіденційність даних, що передаються шляхом їх шифрування). Логічне кодування, як правило, супроводжується заміною вихідної послідовності біт довшою послідовністю, що негативно позначається на часі передачі корисної інформації.

Існує певний зв'язокміж пропускною здатністю лінії та її смугою пропускання. При фіксованому способі фізичного кодування пропускна здатність лінії збільшується з підвищенням частоти періодичного несучого сигналу, так як це підвищення супроводжується зростанням інформації, що передається в одиницю часу. Але з підвищенням частоти цього сигналу збільшується і ширина спектра, який передається з спотвореннями, що визначаються смугою пропускання лінії. Чим більша невідповідність між смугою пропускання лінії і шириною спектра інформаційних сигналів, тим більше піддаються сигнали спотворення і тим вірогідніше помилки в розпізнаванні інформації приймачем. У результаті швидкість передачі виявляється менше, ніж можна було припустити.

C = 2F log 2 M, (4)

де М - кількість різних станів інформаційного параметра сигналу, що передається.

У співвідношенні Найквіста, використовуваному також визначення максимально можливої ​​пропускної спроможності лінії зв'язку, у вигляді не враховується наявність шуму лінії. Проте його вплив опосередковано відбивається у виборі кількості станів інформаційного сигналу. Наприклад, підвищення пропускної спроможності лінії можна було при кодуванні даних використовувати не 2 або 4 рівня, а 16. Але якщо амплітуда шуму перевищує різницю між сусідніми 16-ма рівнями, то приймач не зможе стійко розпізнавати дані, що передаються. Тому кількість можливих станів сигналу фактично обмежується співвідношенням потужності сигналу та шуму.

За формулою Найквіста визначається граничне значення пропускної спроможності каналу випадку, коли кількість станів інформаційного сигналу вже обрано з урахуванням можливостей їх стійкого розпізнавання приймачем.

Перешкодостійкість лінії зв'язку- це її здатність зменшувати на внутрішніх провідниках рівень перешкод, що створюються у зовнішньому середовищі. Вона залежить від типу використовуваного фізичного середовища, а також від засобів лінії, що екранують та пригнічують перешкоди. Найбільш завадостійкими, малочутливими до зовнішнього електромагнітного випромінювання, є волоконно-оптичні лінії, найменш завадостійкими - радіолінії, проміжне положення займають кабельні лінії. Зменшення перешкод, зумовлених зовнішніми електромагнітними випромінюваннями, досягається екранізацією та скручуванням провідників.

Перехресні наведення на ближньому кінці лінії визначають перешкодостійкість кабелю до внутрішніх джерел перешкод. Зазвичай вони оцінюються стосовно кабелю, що складається з декількох кручених пар, коли взаємні наведення однієї пари на іншу можуть досягати значних величин і створювати внутрішні перешкоди, порівняні з корисним сигналом.

Достовірність передачі даних(або інтенсивність бітових помилок) характеризує ймовірність спотворення для кожного біта даних, що передається. Причинами спотворення інформаційних сигналів є перешкоди лінії, і навіть обмеженість смуги її пропускання. Тому підвищення достовірності передачі даних досягається підвищенням ступеня перешкодозахищеності лінії, зниженням рівня перехресних наведень у кабелі, використанням широкосмугових ліній зв'язку.

Для звичайних кабельних ліній зв'язку без додаткових засобів захисту від помилок достовірність передачі становить як правило, 10 -4 -10 -6 . Це означає, що в середньому з 10 4 або 10 6 біт, що передаються, буде спотворено значення одного біта.

Апаратура ліній зв'язку(Апаратура передачі даних - АПД) є прикордонним обладнанням, що безпосередньо пов'язує комп'ютери з лінією зв'язку. Вона входить до складу лінії зв'язку і зазвичай працює фізично, забезпечуючи передачу і прийом сигналу потрібної форми і потужності. Прикладами АПД є модеми, адаптери, аналого-цифрові та цифро-аналогові перетворювачі.

До складу АПД не включається кінцеве обладнання даних (ООД) користувача, яке виробляє дані передачі по лінії зв'язку і підключається безпосередньо до АПД. До ООД відноситься, наприклад, маршрутизатор локальних мереж. Зауважимо, що поділ устаткування класи АПД і ООД є досить умовним.

На лініях зв'язкувеликою протяжністю використовується проміжна апаратура, яка вирішує дві основні завдання: підвищення якості інформаційних сигналів (їх форми, потужності, тривалості) та створення постійного складового каналу (наскрізного каналу) зв'язку між двома абонентами мережі. У ЛКС проміжна апаратура не використовується, якщо довжина фізичного середовища (кабелів, радіоефіру) невисока, так що сигнали від одного мережного адаптера до іншого можна передавати без проміжного відновлення їх параметрів.

У глобальних мережах забезпечується якісна передача сигналів на сотні та тисячі кілометрів. Тому через певні відстані встановлюються підсилювачі. Для створення між двома абонентами наскрізної лінії використовуються мультиплексори, демультиплексори та комутатори.

Проміжна апаратура каналу зв'язку прозора для користувача (він її не помічає), хоча насправді вона утворює складну мережу, яка називається первинною мережею і служить основою для побудови комп'ютерних, телефонних та інших мереж.

Розрізняють аналоговіі цифровілінії зв'язку, В яких використовуються різні типи проміжної апаратури. У аналогових лініях проміжна апаратура призначена посилення аналогових сигналів, мають безперервний діапазон значень. У високошвидкісних аналогових каналах реалізується техніка частотного мультиплексування, коли кілька низькошвидкісних аналогових каналів мультиплексують в один високошвидкісний канал. У цифрових каналах зв'язку, де інформаційні сигнали прямокутної форми мають кінцеве число станів, проміжна апаратура покращує форму сигналів та відновлює період їхнього прямування. Вона забезпечує утворення високошвидкісних цифрових каналів, працюючи за принципом тимчасового мультиплексування каналів, коли кожному низькошвидкісному каналу виділяється певна частка високошвидкісного каналу.

При передачі дискретних комп'ютерних даних по цифрових лініях зв'язку протокол фізичного рівня визначено, так як параметри інформаційних сигналів, що передаються лінією, стандартизовані, а при передачі по аналогових лініях - не визначено, оскільки інформаційні сигнали мають довільну форму і до способу подання одиниць і нулів апаратурою передачі даних ніяких вимог не висувається.

У мережах зв'язку знайшли застосування такі режими передачі інформації :

Симплексні, коли передавач і приймач зв'язуються одним каналом зв'язку, яким інформація передається лише одному напрямку (це для телевізійних мереж зв'язку);

Напівдуплексні, коли два вузли зв'язку з'єднані також одним каналом, яким інформація передається поперемінно то в одному напрямку, то в протилежному (це характерно для інформаційно-довідкових, запит-відповідних систем);

Дуплексні, коли два вузли зв'язку з'єднані двома каналами (прямим каналом зв'язку та зворотним), якими інформація одночасно передається в протилежних напрямках. Дуплексні канали застосовуються в системах з вирішальним та інформаційним зворотним зв'язком.

Комутовані та виділені канали зв'язку. У ТСС розрізняють виділені (некомутовані) канали зв'язку та з комутацією на час передачі інформації цими каналами.

При використанні виділених каналів зв'язку приймальна апаратура вузлів зв'язку постійно з'єднана між собою. Цим забезпечується високий рівень готовності системи до передачі інформації, більш висока якість зв'язку, підтримка великого обсягу трафіку. Через порівняно високі витрати на експлуатацію мереж з виділеними каналами зв'язку їх рентабельність досягається лише за умови досить повного завантаження каналів.

Для комутованих каналів зв'язку,створюваних лише на час передачі фіксованого обсягу інформації, характерні висока гнучкість та порівняно невелика вартість (при малому обсязі трафіку). Недоліки таких каналів: втрати часу на комутацію (на встановлення зв'язку між абонентами), можливість блокування через зайнятість окремих ділянок лінії зв'язку, нижчу якість зв'язку, більшу вартість за значного обсягу трафіку.

Хімічний зв'язок

Всі взаємодії, що призводять до поєднання хімічних частинок (атомів, молекул, іонів тощо) у речовини поділяються на хімічні зв'язки та міжмолекулярні зв'язки (міжмолекулярні взаємодії).

Хімічні зв'язки- Зв'язки безпосередньо між атомами. Розрізняють іонний, ковалентний та металевий зв'язок.

Міжмолекулярні зв'язки- Зв'язок між молекулами. Це водневий зв'язок, іон-дипольний зв'язок (за рахунок утворення цього зв'язку відбувається, наприклад, утворення гідратної оболонки іонів), диполь-дипольний (за рахунок утворення цього зв'язку поєднуються молекули полярних речовин, наприклад, в рідкому ацетоні) та ін.

Іонний зв'язок- Хімічний зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння різноіменно заряджених іонів. У бінарних з'єднаннях (з'єднаннях двох елементів) вона утворюється у разі, коли розміри зв'язуваних атомів сильно відрізняються один від одного: одні атоми великі, інші маленькі - тобто одні атоми легко віддають електрони, а інші схильні їх приймати (зазвичай це атоми елементів, що утворюють типові метали та атоми елементів, що утворюють типові неметали); електронегативність таких атомів також сильно відрізняється.
Іонний зв'язок ненаправлений і не насичений.

Ковалентний зв'язок- Хімічний зв'язок, що виникає за рахунок утворення загальної пари електронів. Ковалентний зв'язок утворюється між маленькими атомами з однаковими чи близькими радіусами. Необхідна умова - наявність неспарених електронів в обох зв'язуваних атомів (обмінний механізм) або неподіленої пари в одного атома і вільної орбіталі в іншого (донорно-акцепторний механізм):

а)	H · + · H H:H	H-H	H 2	(Одна загальна пара електронів; H одновалентний);
б)		NN	N 2	(три загальні пари електронів; N тривалентний);
в)		H-F	HF	(одна загальна пара електронів; H і F одновалентні);
г)			NH 4+	(чотири загальні пари електронів; N чотиривалентний)

За кількістю загальних електронних пар ковалентні зв'язки поділяються на
• прості (одинарні)- одна пара електронів,
• подвійні- Дві пари електронів,
• потрійні- Три пари електронів.

Подвійні та потрійні зв'язки називаються кратними зв'язками.

За розподілом електронної щільності між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на неполярнуі полярну. Неполярний зв'язок утворюється між однаковими атомами, полярний - між різними.

Електронегативність- міра здатності атома в речовині притягувати себе загальні електронні пари.
Електронні пари полярних зв'язків зміщені у бік електронегативних елементів. Саме усунення електронних пар називається поляризацією зв'язку. часткові (надлишкові) заряди, що утворюються при поляризації, позначаються + і -, наприклад: .

За характером перекриття електронних хмар ("орбіталей") ковалентний зв'язок ділиться на -зв'язок і -зв'язок.
-Зв'язок утворюється за рахунок прямого перекривання електронних хмар (вздовж прямої, що з'єднує ядра атомів);

Ковалентний зв'язок має спрямованість і насичуваність, а також поляризується.
Для пояснення та прогнозування взаємного спрямування ковалентних зв'язків використовують модель гібридизації.

Гібридизація атомних орбіталей та електронних хмар- передбачуване вирівнювання атомних орбіталей за енергією, а електронних хмар за формою при утворенні атомом ковалентних зв'язків.
Найчастіше зустрічається три типи гібридизації: sp-, sp 2 та sp 3-гібридизація. Наприклад:
sp-гібридизація - в молекулах C 2 H 2 BeH 2 CO 2 (лінійна будова);
sp 2 -гібридизація - в молекулах C 2 H 4 , C 6 H 6 BF 3 (плоска трикутна форма);
sp 3 -гібридизація - в молекулах CCl 4 SiH 4 CH 4 (тетраедрична форма); NH 3 (пірамідальна форма); H 2 O (кутова форма).

Металевий зв'язок- хімічний зв'язок, утворений за рахунок усуспільнення валентних електронів всіх атомів металевого кристала, що зв'язуються. В результаті утворюється єдина електронна хмара кристала, яка легко зміщується під дією електричної напруги - звідси висока електропровідність металів.
Металевий зв'язок утворюється в тому випадку, коли атоми, що зв'язуються, великі і тому схильні віддавати електрони. Прості речовини з металевим зв'язком - метали (Na, Ba, Al, Cu, Au та ін), складні речовини - інтерметалеві сполуки (AlCr 2 , Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 та ін.).
Металевий зв'язок не має спрямованості насичуваності. Вона зберігається у розплавах металів.

Водневий зв'язок- міжмолекулярний зв'язок, утворений за рахунок часткового акцептування пари електронів високоелектронегативного атома атомом водню з великим позитивним частковим зарядом. Утворюється в тих випадках, коли в одній молекулі є атом з неподіленою парою електронів та високою електронегативністю (F, O, N), а в іншій - атом водню, пов'язаний сильно полярним зв'язком з одним з таких атомів. Приклади міжмолекулярних водневих зв'язків:

H-O-H ··· OH 2 , H-O-H ··· NH 3 , H-O-H ··· F-H, H-F ··· H-F.

Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки існують у молекулах поліпептидів, нуклеїнових кислот, білків та ін.

Мірою міцності будь-якого зв'язку є енергія зв'язку.
Енергія зв'язку- Енергія необхідна для розриву даного хімічного зв'язку в 1 моле речовини. Одиниця вимірів – 1 кДж/моль.

Енергії іонного та ковалентного зв'язку – одного порядку, енергія водневого зв'язку – на порядок менше.

Енергія ковалентного зв'язку залежить від розмірів зв'язуваних атомів (довжини зв'язку) та від кратності зв'язку. Чим менше атоми і більша кратність зв'язку, тим більша її енергія.

Енергія іонного зв'язку залежить від розмірів іонів та їх зарядів. Чим менше іони і більше їх заряд, тим більша енергія зв'язку.

Будова речовини

За типом будови всі речовини поділяються на молекулярніі немолекулярні. Серед органічних речовин переважають молекулярні речовини, серед неорганічних – немолекулярні.

За типом хімічного зв'язку речовини поділяються на речовини з ковалентними зв'язками, речовини з іонними зв'язками (іонні речовини) та речовини з металевими зв'язками (метали).

Речовини з ковалентними зв'язками можуть бути молекулярними та немолекулярними. Це суттєво позначається на їхніх фізичних властивостях.

Молекулярні речовини складаються з молекул, пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними зв'язками, до них відносяться: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 та інші прості речовини; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органічні полімери та багато інших речовин. Ці речовини не мають високої міцності, мають низькі температури плавлення та кипіння, не проводять електричний струм, деякі з них розчиняються у воді або інших розчинниках.

Немолекулярні речовини з ковалентними зв'язками або атомні речовини (алмаз, графіт, Si, SiO 2 , SiC та інші) утворюють дуже міцні кристали (виняток - шаруватий графіт), вони нерозчинні у воді та інших розчинниках, мають високі температури плавлення та кипіння, більшість з них не проводить електричний струм (крім графіту, що володіє електропровідністю, та напівпровідників - кремнію, германію та ін.)

Усі іонні речовини, звісно, ​​є немолекулярними. Це тверді тугоплавкі речовини, розчини та розплави яких проводять електричний струм. Багато з них розчиняються у воді. Слід зазначити, що в іонних речовинах, кристали яких складаються зі складних іонів, є ковалентні зв'язки, наприклад: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 + )(NO 3-) тощо. буд. Ковалентними зв'язками пов'язані атоми, у тому числі складні іони.

Метали (речовини з металевим зв'язком)дуже різноманітні за своїми фізичними властивостями. Серед них є рідина (Hg), дуже м'які (Na, K) та дуже тверді метали (W, Nb).

Характерними фізичними властивостями металів є їхня висока електропровідність (на відміну від напівпровідників, зменшується зі зростанням температури), висока теплоємність і пластичність (у чистих металів).

У твердому стані майже всі речовини складаються із кристалів. За типом будови та типом хімічного зв'язку кристали ("кристалічні грати") ділять на атомні(кристали немолекулярних речовин з ковалентним зв'язком), іонні(кристали іонних речовин), молекулярні(кристали молекулярних речовин з ковалентним зв'язком) та металеві(Кристали речовин з металевим зв'язком).

Завдання та тести на тему "Тема 10. "Хімічний зв'язок. Будова речовини"."

• Типи хімічного зв'язку - Будова речовини 8-9 клас

  Уроків: 2 Задань: 9 Тестів: 1

• Завдань: 9 Тестів: 1

Пропрацювавши цю тему, Ви повинні засвоїти такі поняття: хімічний зв'язок, міжмолекулярний зв'язок, іонний зв'язок, ковалентний зв'язок, металевий зв'язок, водневий зв'язок, простий зв'язок, подвійний зв'язок, потрійний зв'язок, кратні зв'язки, неполярний зв'язок, полярний зв'язок, електронегативність, поляризація зв'язку , - та -зв'язок, гібридизація атомних орбіталей, енергія зв'язку.

Ви повинні знати класифікацію речовин за типом будови, за типом хімічного зв'язку, залежність властивостей простих та складних речовин від типу хімічного зв'язку та типу "кристалічних грат".

Ви повинні вміти: визначати тип хімічного зв'язку в речовині, тип гібридизації, складати схеми утворення зв'язків, користуватися поняттям електронегативності, рядом електронегативностей; знати як змінюється електронегативність у хімічних елементів одного періоду та однієї групи для визначення полярності ковалентного зв'язку.

Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходьте до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

Рекомендована література:

• О. С. Габрієлян, Г. Г. Лисова. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002.
• Р. Е. Рудзітіс, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвітництво, 2001.

В результаті вивчення даної теми ви дізнаєтесь: Чому молекула води полярна, вуглекислого газу немає. Якою є максимальна валентність азоту в сполуках. Чому вода має аномально високі температури плавлення та кипіння. В результаті вивчення даної теми ви навчитеся: Визначати характер хімічного зв'язку (ковалентна полярна та неполярна, іонна, воднева, металева) у різних сполуках. Визначати геометричну форму молекул на основі аналізу їхньої електронної будови із залученням уявлень про гібридизацію атомних орбіталей. Прогнозувати властивості речовин на основі відомостей про природу хімічного зв'язку та типи кристалічних грат. Навчальні питання:

5.1. Ковалентний зв'язок

Хімічний зв'язок утворюється при зближенні двох або більшої кількості атомів, якщо в результаті їх взаємодії відбувається зниження повної енергії системи. p align="justify"> Найбільш стійкими електронними конфігураціями зовнішніх електронних оболонок атомів є конфігурації атомів благородних газів, що складаються з двох або восьми електронів. Зовнішні електронні оболонки атомів інших елементів містять від однієї до семи електронів, тобто. є незавершеними. При утворенні молекули атоми прагнуть придбати стійку двоелектронну або восьмиелектронну оболонку. У освіті хімічного зв'язку беруть участь валентні електрони атомів.

Ковалентним називається хімічний зв'язок між двома атомами, який утворюється за рахунок електронних пар, що належать одночасно цим двом атомам.

Існує два механізми утворення ковалентного зв'язку: обмінний та донорно – акцепторний.

5.1.1. Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку

Обмінний механізмутворення ковалентного зв'язку реалізується за рахунок перекриття електронних хмар електронів, що належать різним атомам. Наприклад, при зближенні двох атомів водню відбувається перекриття 1s електронних орбіталей. В результаті виникає загальна пара електронів, що одночасно належить обом атомам. При цьому хімічний зв'язок утворюється електронами, що мають антипаралельні спини, рис. 5.1.

Мал. 5.1. Утворення молекули водню із двох атомів Н

5.1.2. Донорно - акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

При донорно-акцепторному механізмі утворення ковалентного зв'язку також утворюється за допомогою електронних пар. Однак у цьому випадку один атом (донор) надає свою електронну пару, а інший атом (акцептор) бере участь у освіті зв'язку своєю вільною орбіталлю. Приклад реалізації донорно-акцепторного зв'язку є утворення іону амонію NH 4 + при взаємодії аміаку NH 3 з катіоном водню H + .

У молекулі NH 3 три електронні пари утворюють три зв'язки N – H, четвертий, що належить атому азоту, електронна пара є неподіленою. Ця електронна пара може дати зв'язок із іоном водню, який має вільну орбіталь. В результаті виходить іон амонію NH 4 + , Мал. 5.2.

Мал. 5.2. Виникнення донорно-акцепторного зв'язку під час утворення іона амонію

Слід зазначити, що у іоні NH 4 + чотири ковалентних зв'язку N – H рівноцінні. В іоні амонію неможливо виділити зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом.

5.1.3. Полярний та неполярний ковалентний зв'язок

Якщо ковалентний зв'язок утворюється однаковими атомами, то електронна пара розташовується однаковій відстані між ядрами цих атомів. Такий ковалентний зв'язок називається неполярним. Прикладом молекул з неполярним ковалентним зв'язком є ​​Н 2 , Cl 2 , О 2 , N 2 та ін.

У разі полярного ковалентного зв'язку загальна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю. Цей тип зв'язку реалізується у молекулах, утворених різними атомами. Ковалентний полярний зв'язок має місце в молекулах HCl, HBr, CO, NO та ін. Наприклад, утворення полярного ковалентного зв'язку в молекулі HCl можна подати схемою, рис. 5.3:

Мал. 5.3. Утворення ковалентного полярного зв'язку в молекулі НС1

У аналізованій молекулі електронна пара зміщена до атома хлору, оскільки його електронегативність (2,83) більша, ніж електронегативність атома водню (2,1).

5.1.4. Дипольний момент та будова молекул

Мірою полярності зв'язку є її дипольний момент μ:

μ = е l,

де е- Заряд електрона, l– відстань між центрами позитивного та негативного зарядів.

Дипольний момент – це векторний розмір. Поняття «дипольний момент зв'язку» та «дипольний момент молекули» збігаються лише для двоатомних молекул. Дипольний момент молекули дорівнює векторній сумі дипольних моментів зв'язків. Таким чином, дипольний момент багатоатомної молекули залежить від її будови.

У лінійній молекулі 2 , наприклад, кожен із зв'язків С–О полярний. Однак молекула 2 в цілому неполярна, так як дипольні моменти зв'язків компенсують один одного (рис. 5.4). Дипольний момент молекули вуглекислого газу m=0.

У кутовий молекулі Н 2 Про полярні зв'язки Н-О розташовані під кутом 104,5 o . Векторна сума дипольних моментів двох зв'язків Н–О виражається діагоналлю паралелограма (рис. 5.4). В результаті дипольний момент молекули води m не дорівнює нулю.

Мал. 5.4. Дипольні моменти молекул СО2 та Н2О

5.1.5. Валентність елементів у з'єднаннях із ковалентним зв'язком

Валентність атомів визначається числом неспарених електронів, що у освіті загальних електронних пар з електронами інших атомів. Атоми галогенів, що мають один неспарений електрон на зовнішньому електронному шарі, в молекулах F 2 , НCl, PBr 3 і CCl 4 одновалентні. Елементи підгрупи кисню містять два неспарені електрони на зовнішньому шарі, тому в таких сполуках як O 2 , Н 2 Про, Н 2 S і SCl 2 вони двовалентні.

Оскільки, крім звичайних ковалентних зв'язків у молекулах, може утворюватися зв'язок по донорно-акцепторному механізму, валентність атомів залежить також від наявності у них неподілених електронних пар і вільних електронних орбіталей. Кількісним мірою валентності є число хімічних зв'язків, з допомогою яких атом з'єднаний з іншими атомами.

Максимальна валентність елементів зазвичай не може перевищувати номер групи, в якій вони знаходяться. Виняток становлять елементи побічної підгрупи першої групи Cu, Ag, Au, валентність яких у з'єднаннях більша за одиницю. До валентних відносяться перш за все електрони зовнішніх шарів, проте для елементів побічних підгруп в утворенні хімічного зв'язку беруть участь і електрони передостанніх шарів.

5.1.6. Валентність елементів у нормальному та збудженому станах

Валентність більшості хімічних елементів залежить від того, перебувають ці елементи у нормальному чи збудженому стані. Електронна конфігурація атома Li: 1s 2 2s 1 . Атом літію зовнішньому рівні має один неспарений електрон, тобто. літій одновалентний. Необхідна велика витрата енергії, пов'язана з переходом 1s-електрона на 2р-орбіталь, щоб отримати тривалентний літій. Ця витрата енергії настільки велика, що не компенсується енергією, яка виділиться під час утворення хімічних зв'язків. У зв'язку з цим немає сполук тривалентного літію.

Конфігурація зовнішнього електронного шару елементів підгрупи берилію ns2. Це означає, що на зовнішньому електронному шарі цих елементів на орбіталі ns осередку знаходиться два електрони з протилежними спинами. Елементи підгрупи берилію не містять неспарених електронів, тому їх валентність у нормальному стані дорівнює нулю. У збудженому стані електронна конфігурація елементів підгрупи берилію ns 1 nр 1 тобто. елементи утворюють сполуки, у яких двовалентні.

Валентні можливості атома бору

Розглянемо електронну конфігурацію атома бору переважно стані: 1s 2 2s 2 2р 1 . Атом бору в основному містить один неспарений електрон (рис. 5.5), тобто. він одновалентний. Однак для бору не характерне утворення з'єднань, в яких він одновалентний. При збудженні атома бору відбувається перехід одного 2s-електрона на 2р-орбіталь (рис. 5.5). Атом бору в збудженому стані має 3 неспарені електрони і може утворювати з'єднання, в яких його валентність дорівнює трьом.

Мал. 5.5. Валентні стани атома бору в нормальному та збудженому станах

Енергія, витрачена на перехід атома у збуджений стан у межах одного енергетичного рівня, як правило, з надлишком компенсується енергією, що виділяється при утворенні додаткових зв'язків.

Завдяки наявності в атомі бору однієї вільної 2р-орбіталі, бор у з'єднаннях може утворювати четвертий ковалентний зв'язок, виступаючи в ролі акцептора електронної пари. На рис.5.6 показано як відбувається взаємодія молекули BF з іоном F - , в результаті якого утворюється іон - , в якому бор утворює чотири ковалентні зв'язки.

Мал. 5.6. Донорно-акцепторний механізм утворення четвертого ковалентного зв'язку у атома бору

Валентні можливості атома азоту

Розглянемо електронну будову атома азоту (рис. 5.7).

Мал. 5.7. Розподіл електронів на орбіталях атома азоту

З представленої схеми видно, що азот має три неспарені електрони, він може утворювати три хімічні зв'язки та його валентність дорівнює трьом. Перехід атома азоту у збуджений стан неможливий, оскільки другий енергетичний рівень не містить d-орбіталей. Разом з тим, атом азоту може надати неподілену електронну пару зовнішніх електронів 2s 2 атому, що має вільну орбіталь (акцептору). В результаті виникає четвертий хімічний зв'язок атома азоту, як це має місце, наприклад, в іоні амонію (рис. 5.2). Таким чином, максимальна ковалентність (кількість утворених ковалентних зв'язків) атома азоту дорівнює чотирьом. У своїх сполуках азот, на відміну інших елементів п'ятої групи, може бути пятивалентным.

Валентні можливості атомів фосфору, сірки та галогенів

На відміну від атомів азоту, кисню та фтору, що знаходяться в третьому періоді атоми фосфору, сірки та хлору мають вільні 3d-осередки, на які можуть переходити електрони. При збудженні атома фосфору (рис. 5.8) у нього на зовнішньому електронному шарі виявляються 5 неспарених електронів. В результаті в з'єднаннях атом фосфору може бути не тільки три-, а й пятивалентним.

Мал. 5.8. Розподіл валентних електронів на орбіталях для атома фосфору, що у збудженому стані

У збудженому стані сірка крім валентності, що дорівнює двом, виявляє також валентність, що дорівнює чотирьом і шести. При цьому послідовно відбувається розпарювання 3р та 3s-електронів (рис. 5.9).

Мал. 5.9. Валентні можливості атома сірки у збудженому стані

У збудженому стані для всіх елементів головної підгрупи V групи, крім фтору, можливе послідовне розпарювання спочатку р-, а потім s-електронних пар. В результаті ці елементи стають три-, п'яти- та семивалентними (рис. 5.10).

Мал. 5.10. Валентні можливості атомів хлору, брому та йоду у збудженому стані

5.1.7. Довжина, енергія та спрямованість ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія та спрямованість.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина зв'язку – це відстань між ядрами атомів, що утворюють цей зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

.

Зверху вниз підгрупами періодичної системи елементів довжина хімічного зв'язку зростає, оскільки в цьому напрямку збільшується радіуси атомів (табл. 5.1). Зі збільшенням кратності зв'язку її довжина зменшується.

Таблиця 5.1.

Довжина деяких хімічних зв'язків

Хімічний зв'язок	Довжина зв'язку, пм	Хімічний зв'язок	Довжина зв'язку, пм
		З – З

Енергія зв'язку

Мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язкувизначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного. Ковалентний зв'язок є дуже міцним. Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Для молекули IСl 3 наприклад, Езв'язку ≈40 , а для молекул N 2 і CO Езв'язку ≈1000 кДж/моль.

Зверху вниз підгрупами періодичної системи елементів енергія хімічного зв'язку зменшується, оскільки в цьому напрямку збільшується довжина зв'язку (табл. 5.1). Зі збільшенням кратності зв'язку її енергія зростає (табл. 5.2).

Таблиця 5.2.

Енергія деяких хімічних зв'язків

Хімічний зв'язок	Енергія зв'язку,	Хімічний зв'язок	Енергія зв'язку,
		З – З

Насичуваність та спрямованість ковалентного зв'язку

Найважливішими властивостями ковалентного зв'язку є її насичуваність та спрямованість. Насичуваність можна визначити як здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Так атом вуглецю може утворювати лише чотири ковалентні зв'язки, а атом кисню – два. Максимальна кількість звичайних ковалентних зв'язків, які може утворювати атом (без урахування зв'язків, утворених за донорно-акцепторним механізмом) дорівнює числу неспарених електронів.

Ковалентні зв'язки мають просторову спрямованість, оскільки перекриття орбіталей при утворенні одинарного зв'язку відбувається по лінії, що зв'язує ядра атомів. Просторове розташування електронних орбіталей молекули зумовлюють її геометрію. Кути між хімічними зв'язками називають валентними кутами.

Насичуваність і спрямованість ковалентного зв'язку відрізняє цей зв'язок від іонного, який на відміну від ковалентного зв'язку є ненасиченим і ненаправленим.

Просторова будова молекул Н 2 O та NH 3

Спрямованість ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу молекул Н 2 O і NH 3 .

Молекула H 2 O утворюється з атома кисню та двох атомів водню. Атом кисню має два неспарені p-електрони, які займають дві орбіталі, розташовані під прямим кутом один до одного. Атоми водню мають неспарені 1s-електрони. Кут між зв'язками, утвореними р-електронами, має бути близьким до кута між орбіталями р-електронів. Експериментально, однак, знайдено, що кут між зв'язками О-Н у молекулі води дорівнює 104,50. Збільшення кута порівняно з кутом 90 o можна пояснити силами відштовхування, що діє між атомами водню, рис. 5.11. Таким чином, молекула Н2О має кутову форму.

В освіті молекули NH 3 беруть участь три неспарені p-електрони атоми азоту, орбіталі яких розташовані в трьох взаємно перпендикулярних напрямках. Отже, три зв'язки NH повинні розташовуватися під кутами один до одного, близькими до 90° (рис. 5.11). Експериментальне значення кута між зв'язками молекули NH 3 дорівнює 107,3°. Відмінність значення кутів між зв'язками від теоретичних обумовлена, як і у разі молекули води, взаємним відштовхуванням атомів водню. Крім того, представлені схеми не враховують можливості участі двох електронів на орбіталях 2s у освіті хімічних зв'язків.

Мал. 5.11. Перекривання електронних орбіталей при утворенні хімічних зв'язків у молекулах Н2O(а) та NH3(б)

Розглянемо утворення молекули ВеС1 2 . Атом берилію в збудженому стані має два неспарені електрони: 2s і 2p. Можна припустити, що атом берилію повинен утворювати два зв'язки: один зв'язок, утворений s-електроном і один зв'язок, утворений р-електроном. Ці зв'язки повинні мати різну енергію та різну довжину. Молекула ВеС1 2 у разі повинна бути не лінійної, а кутової. Досвід, однак, показує, що молекула ВеС1 має лінійну будову і обидва хімічні зв'язки в ній рівноцінні. Аналогічна ситуація спостерігається під час розгляду будови молекул BCl 3 і CCl 4 – всі зв'язки у цих молекулах рівноцінні. Молекула ВС1 3 має плоску будову, СС1 4 – тетраедричну.

Для пояснення будови таких молекул, як ВеС1 2 BCl 3 і CCl 4 Полінг та Слейтер(США) запровадили уявлення про гібридизацію атомних орбіталей. Вони запропонували замінити кілька атомних орбіталей, які не дуже відрізняються своєю енергією, таким самим числом рівноцінних орбіталей, які називають гібридними. Ці гібридні орбіталі складаються з атомних внаслідок їхньої лінійної комбінації.

Згідно Л. Полінгу при утворенні хімічних зв'язків атомом, що має електрони різного типу в одному шарі і, отже, не дуже відрізняються своєю енергією (наприклад, s і p) можлива зміна конфігурації орбіталей різних типів, при якій відбувається їх вирівнювання за формою та енергією . В результаті утворюються гібридні орбіталі, мають асиметричну форму і сильно витягнуті по одну сторону від ядра. Важливо підкреслити, що модель гібридизації використовується в тому випадку, коли у освіті зв'язків беруть участь електрони різного типу, наприклад, s і р.

5.1.8.2. Різні типи гібридизації атомних орбіталей

sp-гібридизація

Гібридизація однієї s- і однієї р- орбіталі ( sp- гібридизація)реалізується, наприклад, при освіті хлориду берилію. Як було показано вище, у збудженому стані атом Be має два неспарені електрони, один з яких займає 2s-орбіталь, а інший - 2p-орбіталь. При утворенні хімічного зв'язку ці дві різні орбіталі трансформуються на дві однакові гібридні орбіталі, спрямовані під кутом 180° один до одного (рис. 5.12). Лінійне розташування двох гібридних орбіталей відповідає мінімальному їх відштовхуванню один від одного. В результаті молекула BeCl 2 має лінійну будову - всі три атоми розташовані на одній лінії.

Мал. 5.12. Схема перекривання електронних орбіталей під час утворення молекули BeCl 2

Будова молекули ацетилену; сигма- та пі-зв'язку

Розглянемо схему перекривання електронних орбіталей під час утворення молекули ацетилену. У молекулі ацетилену кожен атом вуглецю знаходиться у sp-гібридному стані. Дві sp-гібридні орбіталі розташовані під кутом 1800 один до одного; вони утворюють один σ-зв'язок між атомами вуглецю і два σ-зв'язку з атомами водню (рис. 5.13).

Мал. 5.13. Схема утворення s-зв'язків у молекулі ацетилену

σ -зв'язком називають зв'язок, утворений в результаті перекриття електронних орбіталей по лінії, що з'єднує ядра атомів.

Кожен атом вуглецю в молекулі ацетилену містить ще по два р-електрони, які не беруть участі в освіті -зв'язків. Електронні хмари цих електронів розташовуються у взаємно перпендикулярних площинах і, перекриваючись один з одним, утворюють ще два - зв'язки між атомами вуглецю за рахунок бічного перекривання негібридних р-Хмар (рис. 5.14).

π -зв'язок – це ковалентний хімічний зв'язок, утворений в результаті збільшення електронної щільності по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів.

Мал. 5.14. Схема утворення σ - і π -зв'язків у молекулі ацетилену.

Таким чином, в молекулі ацетилену між атомами вуглецю утворюється потрійний зв'язок, який складається з одного - зв'язку і двох - зв'язків; σ -зв'язки є міцнішими, ніж π - зв'язки.

sp2-гібридизація

Будова молекули BCl 3 можна пояснити з позицій sp 2- гібридизації. Атом бору, що знаходиться в збудженому стані, на зовнішньому електронному шарі містить один s-електрон і два p-електрона, тобто. три неспарені електрони. Ці три електронні хмари можна перетворити на три рівноцінних гібридних орбіталі. Мінімальному відштовхуванню трьох гібридних орбіталей один від одного відповідає їхнє розташування в одній площині під кутом 120 o один до одного (рис. 5.15). Таким чином, молекула BCl3 має плоску форму.

Мал. 5.15. Плоска будова молекули BCl 3

sp 3 - гібридизація

Валентні орбіталі атома вуглецю (s, р x , р y , р z) можна перетворити на чотири рівноцінні гібридні орбіталі, які розташовані в просторі під кутом 109,5 o один до одного і спрямовані до вершин тетраедра, в центрі якого знаходиться ядро ​​атома вуглецю (Рис. 5.16).

Мал. 5.16. Тетраедрична будова молекули метану

5.1.8.3. Гібридизація за участю неподілених електронних пар

Модель гібридизації може використовуватися для пояснення будови молекул, в яких, крім зв'язувальних, є також неподілені електронні пари. У молекулах води та аміаку загальна кількість електронних пар центрального атома (Про і N) дорівнює чотирьом. При цьому в молекулі води є дві, а в молекулі аміаку одна неподілена електронна пара. Утворення хімічних зв'язків даних молекулах можна пояснити, припускаючи, що неподілені електронні пари також можуть заповнювати гібридні орбіталі. Неподілені електронні пари займають у просторі значно більше місця, ніж зв'язуючі. В результаті відштовхування, яке виникає між неподіленими та зв'язуючими електронними парами відбувається зменшення валентних кутів у молекулах води та аміаку, які виявляються меншими, ніж 109,5 o .

Мал. 5.17. sp 3 – гібридизація за участю неподілених електронних пар у молекулах H 2 O (А) та NH 3 (Б)

5.1.8.4. Встановлення типу гібридизації та визначення будови молекул

Для встановлення типу гібридизації, а отже, і структури молекул необхідно використовувати такі правила.

1. Тип гібридизації центрального атома, який не містить неподілених електронних пар, визначається числом сигма зв'язків. Якщо таких зв'язків два має місце sp-гібридизація, три - sp 2 -гібридизація, чотири - sp 3 -гібридизація. Неподілені електронні пари (без зв'язків, утворених по донорно-акцепторному механізму) відсутні в молекулах, утворених атомами берилію, бору, вуглецю, кремнію, тобто. у елементів головних підгруп II – IV груп.

2. Якщо центральний атом містить неподілені електронні пари, число гібридних орбіталей і тип гібридизації визначаються сумою числа сигма-зв'язків і числа неподілених електронних пар. Гібридизація з участю неподілених електронних пар має місце у молекулах, утворених атомами азоту, фосфору, кисню, сірки, тобто. елементів головних підгруп V та VI груп.

3. Геометрична форма молекул визначається типом гібридизації центрального атома (табл. 5.3).

Таблиця 5.3.

Валентні кути, геометрична форма молекул залежно від числа гібридних орбіталей та типу гібридизації центрального атома

5.2. Іонний зв'язок

Іонний зв'язок здійснюється шляхом електростатичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами. Ці іони утворюються внаслідок переходу електронів від одного атома до іншого. Іонний зв'язок утворюється між атомами, що мають великі відмінності електронегативності (зазвичай більше 1,7 за шкалою Полінга), наприклад, між атомами лужних металів та галогенів.

Розглянемо виникнення іонної зв'язку з прикладу освіти NaCl. З електронних формул атомів Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 і Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 видно, що для завершення зовнішнього рівня атома натрію легше віддати один електрон, ніж приєднати сім, а атому хлору легше приєднати чим віддати сім. У хімічних реакціях атом натрію дає один електрон, а атом хлору приймає його. В результаті електронні оболонки атомів натрію і хлору перетворюються на стійкі електронні оболонки благородних газів (електронна конфігурація катіону натрію Na + 1s 2 2s 2 2p 6 , а електронна конфігурація аніону хлору Cl - - 1s 2 2s 2 2p 6 3s. Електростатична взаємодія іонів призводить до утворення молекул NaCl.

Основні характеристики іонного зв'язку та властивості іонних сполук

1. Іонний зв'язок є міцним хімічним зв'язком. Енергія зв'язку становить величини близько 300 – 700 кДж/моль.

2. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненаправленоюоскільки іон може притягувати до себе іони протилежного знака в будь-якому напрямку.

3. На відміну від ковалентного зв'язку, іонний зв'язок є ненасиченоюоскільки взаємодія іонів протилежного знака не призводить до повної взаємної компенсації їх силових полів.

4. У процесі утворення молекул з іонним зв'язком немає повної передачі електронів, тому стовідсоткової іонної зв'язку у природі немає. У молекулі NaCl хімічний зв'язок лише 80% іонна.

5. З'єднання з іонним зв'язком – це тверді кристалічні речовини, що мають високі температури плавлення та кипіння.

6. Більшість іонних сполук розчиняються у воді. Розчини та розплави іонних з'єднань проводять електричний струм.

5.3. Металевий зв'язок

Атоми металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість валентних електронів. Оскільки енергія іонізації атомів металів невелика, валентні електрони слабо утримуються цих атомах. В результаті в кристалічній решітці металів з'являються позитивно заряджені іони та вільні електрони. При цьому катіони металу знаходяться у вузлах кристалічної їх ґрат, а електрони вільно переміщаються в поле позитивних центрів утворюючи так званий «електронний газ». Наявність між двома катіонами негативно зарядженого електрона призводить до того, що кожен катіон взаємодіє з цим електроном. Таким чином, металевий зв'язок – це зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється шляхом тяжіння електронів, що вільно переміщаються по всьому кристалу.

Оскільки валентні електрони в металі рівномірно розподілені по всьому кристалу металевий зв'язок, як і іонний, є ненаправленим зв'язком. На відміну від ковалентного зв'язку, металевий зв'язок є ненасиченим зв'язком. Від ковалентного зв'язку металевий зв'язоквідрізняється також міцністю. Енергія металевого зв'язку приблизно в три – чотири рази менша за енергію ковалентного зв'язку.

Внаслідок великої рухливості електронного газу метали характеризуються високою електро- та теплопровідністю.

5.4. Водневий зв'язок

У молекулах сполук HF, H 2 O, NH 3 існують зв'язки водню з сильно електронегативним елементом (Н-F, Н-O, Н-N). Між молекулами таких сполук можуть утворюватися міжмолекулярні водневі зв'язки. У деяких органічних молекулах, що містять зв'язки Н-О, Н-N, можуть виникати внутрішньомолекулярні водневі зв'язки.

Механізм утворення водневого зв'язку частково має електростатичний, частково донорно – акцепторний характер. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором атоми водню, з'єднані з цими атомами. Як і для ковалентного зв'язку, для водневого зв'язку характерні спрямованістьу просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок прийнято позначати точками: Н ··· F. Водневий зв'язок проявляється тим сильніше, чим більша електронегативність атома-партнера і чим менші його розміри. Вона характерна насамперед для сполук фтору, а також кисню, меншою мірою азоту, ще меншою мірою для хлору і сірки. Відповідно змінюється та енергія водневого зв'язку (табл. 5.4).

Таблиця 5.4.

Середні значення енергій водневих зв'язків

Міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок

Завдяки водневим зв'язкам молекули поєднуються в димери і складніші асоціати. Наприклад, утворення димеру мурашиної кислоти можна подати наступною схемою (рис. 5.18).

Мал. 5.18. Утворення міжмолекулярних водневих зв'язків у мурашиній кислоті

У воді можуть виникати довгі ланцюги асоціатів (Н2О)n (рис. 5.19).

Мал. 5.19. Освіта ланцюга асоціатів у рідкій воді за рахунок міжмолекулярних водневих зв'язків

Кожна молекула Н 2 Про може утворити чотири водневі зв'язки, а молекула HF – лише дві.

Водневі зв'язки можуть виникати як між різними молекулами (міжмолекулярний водневий зв'язок), так і всередині молекули (внутрішньомолекулярний водневий зв'язок). Приклади утворення внутрішньомолекулярного зв'язку деяких органічних речовин представлені на рис. 5.20.

Мал. 5.20. Утворення внутрішньомолекулярного водневого зв'язку в молекулах різних органічних сполук

Вплив водневого зв'язку на властивості речовин

Найзручнішим індикатором існування міжмолекулярного водневого зв'язку є температура кипіння речовини. Вища температура кипіння води (100 o C порівняно з водневими сполуками елементів підгрупи кисню (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) пояснюється наявністю водневих зв'язків: на руйнування міжмолекулярних водневих зв'язків у воді необхідно витратити додаткову енергію.

Водневий зв'язок істотно може впливати на структуру та властивості речовин. Існування міжмолекулярного водневого зв'язку підвищує температури плавлення та кипіння речовин. Наявність внутрішньомолекулярного водневого зв'язку призводить до того, що молекула дезоксирибонуклеїнової кислоти (ДНК) виявляється згорнутою у воді подвійної спіралі.

Водневий зв'язок також відіграє важливу роль у процесах розчинення, оскільки розчинність залежить від здатності сполуки давати водневі зв'язки з розчинником. В результаті містять ОН-групи такі речовини, як цукор, глюкоза, спирти, карбонові кислоти, як правило, добре розчиняються у воді.

5.5. Типи кристалічних грат

Тверді речовини зазвичай мають кристалічну будову. Частинки, з яких складаються кристали (атоми, іони або молекули) розташовуються в певних точках простору, утворюючи кристалічну решітку. Кристалічні грати складаються з елементарних осередків, які зберігають особливості структури, характерні для цієї решітки. Крапки, в яких знаходяться частинки, називаються вузлами кристалічних ґрат. Залежно від виду частинок, що у вузлах решітки і зажадав від характеру зв'язку з-поміж них розрізняють 4 типу кристалічних решіток.

5.5.1. Атомні кристалічні грати

У вузлах атомних кристалічних ґрат знаходяться атоми, з'єднані між собою ковалентними зв'язками. До речовин, що мають атомні грати, відносяться алмаз, кремній, карбіди, силіциди і т.д. У структурі атомного кристала неможливо виділити окремі молекули, весь кристал розглядається як гігантська молекула. Структура алмазу показано на рис. 5.21. Алмаз складається з атомів вуглецю, кожен із яких пов'язані з чотирма сусідніми атомами. Внаслідок того, що ковалентні зв'язки міцні, всі речовини, що мають атомні грати, є тугоплавкими, твердими та малолетючими. Вони мало розчиняються у воді.

Мал. 5.21. Кристалічні грати алмазу

5.5.2. Молекулярні кристалічні грати

У вузлах молекулярних кристалічних ґрат знаходяться молекули, пов'язані між собою слабкими міжмолекулярними силами. Тому речовини з молекулярними гратами мають малу твердість, вони легкоплавкі, характеризуються значною летючістю, мало розчиняються у воді, їх розчини, як правило, не проводять електричний струм. Речовин з молекулярними кристалічними ґратами відомо дуже багато. Це тверді водень, хлор, оксид вуглецю(IV) та інші речовини, які за нормальної температури перебувають у газоподібному стані. Більшість кристалічних органічних сполук мають молекулярні ґрати.

5.5.3. Іонні кристалічні грати

Кристалічні грати, у вузлах яких знаходяться іони, називаються іонними. Їх утворюють речовини з іонним зв'язком, наприклад, галогеніди лужних металів. У іонних кристалах не можна виділити окремі молекули, весь кристал можна як одну макромолекулу. Зв'язки між іонами міцні, тому речовини з іонними гратами мають малу летючість, високі температури плавлення і кипіння. Кристалічні грати хлориду натрію представлені на рис. 5.22.

Мал. 5.22. Кристалічні грати хлориду натрію

У цьому малюнку світлі кулі – іони Na ​​+ , темні – іони Сl – . Зліва на рис. 5.22 показаний елементарний осередок NaCI.

5.5.4. Металеві кристалічні грати

Метали у твердому стані утворюють металеві кристалічні ґрати. У вузлах таких ґрат знаходяться позитивні іони металів, а валентні електрони вільно переміщаються між ними. Електрони електростатично притягують катіони, тим самим надаючи стійкості металевих ґрат. Така будова решітки обумовлює високу теплопровідність, електропровідність і пластичність металів - при механічному деформуванні немає розриву зв'язків і руйнування кристала, оскільки його іони як би плавають у хмарі електронного газу. На рис. 5.23 представлені кристалічні грати натрію.

Мал. 5.23. Кристалічні грати натрію

Лекція для вчителів

Хімічну зв'язок (надалі – зв'язок) можна з'ясувати, як взаємодія двох чи кількох атомів, у результаті якого утворюється хімічно стійка багатоатомна мікросистема (молекула, кристал, комплекс та інших.).

Вчення про зв'язок займає центральне місце у сучасній хімії, оскільки хімія як така починається там, де закінчується ізольований атом і починається молекула. По суті, всі властивості речовин обумовлені особливостями зв'язків у них. Головна відмінність хімічного зв'язку з інших видів взаємодії між атомами у тому, що її утворення визначається зміною стану електронів у молекулі проти вихідними атомами.

Теорія зв'язку має дати відповіді на низку питань. Чому утворюються молекули? Чому одні атоми вступають у взаємодію, а інші – ні? Чому атоми з'єднуються у певних співвідношеннях? Чому атоми розташовуються у просторі певним чином? І, нарешті, треба розрахувати енергію зв'язку, його довжину та інші кількісні характеристики. Відповідність теоретичних уявлень експериментальним даним має розглядатися як критерій істинності теорії.

Існує два основних методи опису зв'язку, які дозволяють відповісти на поставлені питання. Це методи валентних зв'язків (ВС) та молекулярних орбіталей (МО). Перший наочніший і простий. Другий більш суворий і універсальний. Через більшу наочність основну увагу тут буде приділено методу ЗС.

Квантова механіка дозволяє описати зв'язок, виходячи із найзагальніших законів. Хоча розрізняють п'ять видів зв'язку (ковалентний, іонний, металевий, водневий і зв'язок міжмолекулярної взаємодії), зв'язок єдиний за своєю природою, а відмінності між її видами - відносні. Суть зв'язку в кулонівській взаємодії, в єдності протилежностей – тяжіння та відштовхування. Розподіл зв'язку на види та відмінність у методах її опису вказує швидше не на різноманітність зв'язку, а на недостатність знань про неї на етапі розвитку науки.

У цій лекції буде розглянуто матеріал, що відноситься до таких тем, як енергія хімічного зв'язку, квантово-механічна модель ковалентного зв'язку, обмінний та донорно-акцепторний механізми утворення ковалентного зв'язку, збудження атомів, кратність зв'язку, гібридизація атомних орбіталей, електронегативність елементів та полярність , Поняття методу молекулярних орбіталей, хімічна зв'язок у кристалах.

Енергія хімічного зв'язку

Відповідно до принципу найменшої енергії, внутрішня енергія молекули в порівнянні з сумою внутрішніх енергій атомів, що її утворюють, повинна знижуватися. Внутрішня енергія молекули включає суму енергій взаємодії кожного електрона з кожним ядром, кожного електрона з кожним іншим електроном, кожного ядра з кожним ядром. Тяжіння має превалювати над відштовхуванням.

Найважливішою характеристикою зв'язку є енергія, що визначає її міцність. Мірою міцності зв'язку може бути як кількість енергії, що витрачається на її розрив (енергія дисоціації зв'язку), так і величина, яка при підсумовуванні з усіх зв'язків дає енергію утворення молекули з елементарних атомів. Енергія розриву зв'язку завжди позитивна. Енергія освіти зв'язку за величиною та сама, але має негативний знак.

Для двоатомної молекули енергія зв'язку чисельно дорівнює енергії дисоціації молекули на атоми та освіти молекули з атомів. Наприклад, енергія зв'язку в молекулі НВr дорівнює кількості енергії, що виділяється у процесі Н + Вr = НВr. Очевидно, що енергія зв'язку НВr більша за кількість енергії, що виділяється при утворенні НВr з газоподібного молекулярного водню та рідкого брому:

1/2Н 2 (р.) + 1/2Вr 2 (ж.) = НBr (р.),

на величину енергії випаровування 1/2 моль Вr 2 і величини енергій розкладання 1/2 моль Н 2 і 1/2 моль Вr 2 на вільні атоми.

Квантово-механічна модель ковалентного зв'язку методом валентних зв'язків на прикладі молекули водню

У 1927 р. рівняння Шредінгера було вирішено для молекули водню німецькими фізиками В.Гейтлером та Ф.Лондоном. Це була перша вдала спроба застосування квантової механіки для вирішення проблем зв'язку. Їхня робота заклала основи методу валентних зв'язків, або валентних схем (ВС).

Результати розрахунку можна подати графічно як залежностей сил взаємодії між атомами (рис. 1, а) і енергії системи (рис. 1, б) від відстані між ядрами атомів водню. Ядро одного з атомів водню помістимо на початок координат, а ядро ​​другого наближаємо до ядра першого атома водню вздовж осі абсцис. Якщо спини електронів антипаралельні, сили тяжіння (див. рис. 1, а, крива I) та сили відштовхування (крива II) будуть наростати. Результуюча цих сил представлена ​​кривою ІІІ. Спочатку переважають сили тяжіння, потім відштовхування. Коли відстань між ядрами дорівнює r 0 = 0,074 нм, сила тяжіння врівноважується силою відштовхування. Рівноваги сил відповідає мінімальна енергія системи (див. рис. 1, б, крива IV) і, отже, найбільш стійкий стан. Глибина «потенційної ями» є енергією зв'язку Е 0 Н–Н у молекулі Н 2 при абсолютному нулі. Вона становить 458 кДж/моль. Однак при реальних температурах на розрив зв'язку потрібна дещо менша енергія Е Н–Н, яка за 298К (25 °С) дорівнює 435 кДж/моль. Різниця цих енергій у молекулі Н2 є енергією коливань атомів водню (Е кіль = Е 0 Н–Н – Е Н–Н = 458 – 435 = 23 кДж/моль).

Мал. 1. Залежність сил взаємодії атомів (а) та енергії системи (б)
від відстані між ядрами атомів у молекулі Н 2

При зближенні двох атомів водню, що містять електрони з паралельними спинами, енергія системи постійно збільшується (див. рис. 1 б, крива V) і зв'язок не утворюється.

Таким чином квантово-механічний розрахунок дав кількісне пояснення зв'язку. За наявності пари електронів протилежних спинів електрони рухаються у полі обох ядер. Між ядрами з'являється область із високою щільністю електронної хмари – надмірного негативного заряду, що стягує позитивно заряджені ядра. З квантово-механічного розрахунку випливають положення, що є основою методу ЗС:

1. Причиною зв'язку є електростатична взаємодія ядер та електронів.
2. Зв'язок утворюється електронною парою із антипаралельними спинами.
3. Насичуваність зв'язку зумовлена ​​утворенням електронних пар.
4. Міцність зв'язку пропорційна ступеню перекривання електронних хмар.
5. Спрямованість зв'язку зумовлена ​​перекриттям електронних хмар у області максимальної електронної густини.

Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку за методом ЗС. Спрямованість та насичуваність ковалентного зв'язку

Одним із найважливіших понять методу ЗС є валентність. Чисельне значення валентності у методі ЗС визначається числом ковалентних зв'язків, які атом утворює з іншими атомами.

Розглянутий для молекули Н 2 механізм утворення зв'язку парою електронів з антипаралельними спинами, що належали до утворення зв'язку різним атомам, називається обмінним. Якщо враховувати лише обмінний механізм, то валентність атома визначається числом його неспарених електронів.

Для молекул складніших, ніж Н 2 , принципи розрахунку залишаються постійними. До утворення зв'язку призводить взаємодія пари електронів із протилежними спинами, але з хвильовими функціями однакового знака, що підсумовуються. Результатом цього є збільшення електронної щільності в області перекриття електронних хмар та стягування ядер. Розглянемо приклади.

У молекулі фтору F 2 зв'язок утворена 2р-орбіталями атомів фтору:

Найбільша щільність електронної хмари у 2р-орбіталі у бік осі симетрії. Якщо неспарені електрони атомів фтору перебувають у 2р х -орбіталях, зв'язок здійснюється у бік осі х (рис. 2). На 2р y - і 2р z-орбіталях знаходяться неподілені електронні пари, які не беруть участі у освіті зв'язків (на рис. 2 заштриховані). Надалі такі орбіталі зображати не будемо.

Мал. 2. Утворення молекули F 2

У молекулі фтороводню НF зв'язок утворена 1s-орбіталлю атома водню і 2р х -орбіталлю атома фтору:

Спрямованість зв'язку у цій молекулі визначається орієнтацією 2рх-орбіталі атома фтору (рис. 3). Перекривання відбувається у напрямку осі симетрії x. Будь-який інший варіант перекриття енергетично менш вигідний.

Мал. 3. Утворення молекули НF

Більш складні d-і f-орбіталі також характеризуються напрямками максимальної електронної щільності вздовж осей їхньої симетрії.

Таким чином, спрямованість – одна з основних властивостей ковалентного зв'язку.

Спрямованість зв'язку добре ілюструє приклад молекули сірководню Н 2 S:

Оскільки осі симетрії валентних 3р-орбіталей атома сірки взаємно перпендикулярні, слід очікувати, що молекула Н 2 S повинна мати кутову структуру з кутом між зв'язками S–Н 90° (рис. 4). Справді, кут близький до розрахункового та дорівнює 92°.

Мал. 4. Утворення молекули Н2S

Вочевидь, що кількість ковалентних зв'язків неспроможна перевищувати числа утворюють зв'язку електронних пар. Однак насичуваність як властивість ковалентного зв'язку означає також, що якщо атом має деяку кількість неспарених електронів, всі вони повинні брати участь в утворенні ковалентних зв'язків.

Ця властивість пояснюється принципом найменшої енергії. При утворенні кожного додаткового зв'язку виділяється додаткова енергія. Тому всі валентні можливості реалізуються повністю.

Дійсно, стійка молекула Н 2 S, а не НS де є нереалізований зв'язок (неспарений електрон позначають точкою). Частинки, що містять неспарені електрони, називають вільними радикалами. Вони надзвичайно реакційноздатні та вступають у реакції з утворенням сполук, що містять насичені зв'язки.

Порушення атомів

Розглянемо валентні можливості щодо обмінного механізму деяких елементів 2-го та 3-го періодів періодичної системи.

Атом берилію на зовнішньому квантовому рівні містить два спарені 2s-електрони. Неспарених електронів немає, тому берилій повинен мати нульову валентність. Однак у з'єднаннях він двовалентний. Це можна пояснити збудженням атома, що полягає в переході одного з двох 2s-електронів на 2р-підрівень:

При цьому витрачається енергія збудження Е*, що відповідає різниці енергій 2р- та 2s-підрівнів.

При збудженні атома бору його валентність збільшується від 1 до 3:

а в атома вуглецю – від 2 до 4:

На погляд може здатися, що порушення суперечить принципу найменшої енергії. Однак у результаті збудження виникають нові, додаткові зв'язки, з допомогою чого енергія виділяється. Якщо ця енергія, що додатково виділяється більше, ніж витрачена на збудження, принцип найменшої енергії в кінцевому підсумку виконується. Наприклад, у молекулі метану СН 4 середня енергія зв'язку С–Н становить 413 кДж/моль. На збудження витрачається енергія Е* = 402 кДж/моль. Виграш енергії за рахунок утворення двох додаткових зв'язків становитиме:

D E = E дод.св - Е * = 2413 - 402 = 424 кДж / моль.

Якщо принцип найменшої енергії не дотримується, тобто E дод.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

Наприклад, кисень з цієї причини лише двовалентний. Однак електронний аналог кисню – сірка – має великі валентні можливості, оскільки на третьому квантовому рівні є 3d-підрівень, а різниця енергії між 3s-, 3р- та 3d-підрівнями незрівнянно менша, ніж між другим і третім квантовими рівнями атома кисню:

З цієї причини елементи 3-го періоду – фосфор і хлор – виявляють змінну валентність на відміну їх електронних аналогів у 2-му періоді – азоту і фтору. Порушенням на відповідний підрівень можна пояснити утворення хімічних сполук елементів VIII групи 3-го і наступних періодів. У гелію та неону (1-й та 2-й періоди), що мають завершений зовнішній квантовий рівень, хімічних сполук не виявлено, і тільки вони є істинно інертними газами.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

Пара електронів з антипаралельними спинами, що утворює зв'язок, може бути отримана не тільки за обмінним механізмом, що передбачає участь електронів обох атомів, але й за іншим механізмом, який називається донорно-акцепторним: один атом (донор) надає для утворення зв'язку неподілену пару електронів, а інший (акцептор) – вакантний квантовий осередок:

Результат з обох механізмів виходить однаковий. Часто освіту зв'язку можна пояснити і тим, і іншим механізмом. Наприклад, молекулу НF можна отримати не тільки в газовій фазі з атомів за обмінним механізмом, як показано вище (див. рис. 3), а й у водному розчині з іонів Н+ та F – за донорно-акцепторним механізмом:

Без сумнівів, молекули, отримані за різними механізмами, невиразні; зв'язки цілком рівноцінні. Тому правильніше не виділяти донорно-акцепторну взаємодію у особливий вид зв'язку, а вважати його лише особливим механізмом утворення ковалентного зв'язку.

Коли хочуть підкреслити механізм утворення зв'язку саме за донорно-акцепторним механізмом, його позначають у структурних формулах стрілкою від донора до акцептора (D® А). В інших випадках такий зв'язок не виділяють та позначають рисочкою, як і за обмінним механізмом: D–А.

Зв'язки в іоні амонію, що утворюється за реакцією: NH 3 + H + = NH 4 + ,

виражаються наступною схемою:

Структурну формулу NН 4+ можна представити як

.

Друга форма запису краща, оскільки відображає експериментально встановлену рівноцінність всіх чотирьох зв'язків.

Утворення хімічного зв'язку по донорно-акцепторному механізму розширює валентні можливості атомів: валентність визначається як числом неспарених електронів, а й числом неподілених електронних пар і вакантних квантових осередків, що у освіті зв'язків. Так, у наведеному прикладі валентність азоту дорівнює чотирьом.

Донорно-акцепторний механізм успішно використовується для опису зв'язку в комплексних сполуках за методом ЗС.

Кратність зв'язку. s- та p -Зв'язки

Зв'язок між двома атомами може здійснюватися як однієї, а й кількома електронними парами. Саме числом цих електронних пар і визначається методі ВС кратність – одне з властивостей ковалентного зв'язку. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 зв'язок між атомами вуглецю одинарна (одноразова), у молекулі етилену З 2 Н 4 – подвійна, а молекулі ацетилену З 2 Н 2 – потрійна. Деякі характеристики цих молекул наведено у табл. 1.

Таблиця 1

Зміна параметрів зв'язку між атомами C залежно від її кратності

Зі збільшенням кратності зв'язку, як і слід очікувати, зменшується її довжина. Кратність зв'язку збільшується дискретно, тобто в ціле число разів, тому, якби всі зв'язки були однакові, енергія також збільшилася б у відповідне число разів. Однак, як видно з таблиці. 1, енергія зв'язку зростає менш інтенсивно, ніж кратність. Отже, зв'язки нерівноцінні. Це можна пояснити різницею геометричних методів перекривання орбіталей. Розглянемо ці відмінності.

Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар по осі, що проходить через ядра атомів, називається s-зв'язком.

Якщо у зв'язку бере участь s-орбіталь, то може утворитися лише s -зв'язок (рис. 5, а, б, в). Звідси вона і отримала свою назву, тому що грецька буква s є синонімом латинської s.

За участю в освіті зв'язку р-орбіталі (рис. 5, б, г, д) і d-орбіталі (рис. 5, в, д, е) перекривання по s-типу здійснюється в напрямку найбільшої щільності електронних хмар, яке є найбільш енергетично вигідним. Тому при утворенні зв'язку такий спосіб завжди реалізується насамперед. Отже, якщо зв'язок одинарний, то це обов'язково s -зв'язок, якщо кратна, то один із зв'язків неодмінно s-зв'язок.

Мал. 5. Приклади s-зв'язків

Однак із геометричних міркувань зрозуміло, що між двома атомами може бути лише одна s -зв'язок. У кратних зв'язках другий і третій зв'язки повинні бути утворені іншим геометричним способом перекривання електронних хмар.

Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар по обидва боки від осі, що проходить через ядра атомів, називається p-зв'язком. Приклади p -Зв'язки наведені на рис. 6. Таке перекриття енергетично менш вигідне, ніж по s -Типу. Воно здійснюється периферійними частинами електронних хмар із меншою електронною щільністю. Збільшення кратності зв'язку означає освіту p -зв'язків, які мають меншу енергію порівняно з s -зв'язком. У цьому є причина нелінійного збільшення енергії зв'язку проти збільшенням кратності.

Мал. 6. Приклади p-зв'язків

Розглянемо утворення зв'язків у молекулі N 2 . Як відомо, молекулярний азот хімічно дуже інертний. Причиною цього є утворення дуже міцного потрійного зв'язку NеN:

Схему перекривання електронних хмар наведено на рис. 7. Один із зв'язків (2рх-2рх) утворений по s-типу. Дві інші (2рz-2рz, 2рy-2рy) - по p-типу. Для того щоб не захаращувати малюнок, зображення перекривання 2рy-хмар винесено окремо (рис. 7, б). Для отримання загальної картини рис. 7, а і 7 б слід поєднати.

На перший погляд може здатися, що s -зв'язок, обмежуючи зближення атомів, не дає можливості перекривання орбіталей по p -Типу. Однак зображення орбіталі включає лише певну частку (90%) електронної хмари. Перекриття відбувається периферійною областю, що знаходиться поза таким зображенням. Якщо уявити орбіталі, що включають велику частку електронної хмари (наприклад, 95%), їх перекривання стає очевидним (див. штрихові лінії на рис. 7, а).

Мал. 7. Утворення молекули N 2

Далі буде

В.І.Єлфімов,
професор Московського
державного відкритого університету