Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Внутримолекулярные химические связи

Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными .

Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов , в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.

– это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны . Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.

Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .

Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль атомов, а она примерно одинакова в любой системе.

Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.

Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А: В . Такая связь называется ковалентной неполярной.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .

Основные типы химических связей — ковалентная , ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

Ковалентная химическая связь

Ковалентная связь – этохимическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами ) или атомов одного элемента.

Основные свойства ковалентных связей

• направленность ,
• насыщаемость ,
• полярность ,
• поляризуемость .

Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.

Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108 о 28′.

Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется .

Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.

Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

Ковалентная неполярная химическая связь

Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .

Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H 2 . Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

H . + . H = H:H

Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .

Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

Примеры : H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .

Ковалентная полярная химическая связь

Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами ) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).

Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.

Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.

Примеры: HCl, CO 2 , NH 3 .

Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:

1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

А . + . В= А:В

2. образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

А: + B= А:В

При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.

Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей .

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:

– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;

– в ионе аммония NH 4 + , в ионах органических аминов , например, в ионе метиламмония CH 3 -NH 2 + ;

– в комплексных соединениях , химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na связь между алюминием и гидроксид-ионами;

– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO 3 , NaNO 3 , в некоторых других соединениях азота;

– в молекуле озона O 3 .

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.

Кратность химической связи

Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении . Кратность связи достаточно легко можно определить из значения атомов, образующих молекулу.

Например , в молекуле водорода H 2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.

В молекуле кислорода O 2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

В молекуле азота N 2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.

Длина ковалентной связи

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:

Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов , образующих связь, или по кратности связи , если радиусы атомов не сильно отличаются.

При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.

Например

При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.

Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.

Энергия связи

Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.

Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.

Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается , т.к. увеличивается длина связи.

Ионная химическая связь

Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов .

Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

Пример . Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

+11Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11Na +) 2 ) 8

Пример . Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

+17Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Обратите внимание:

• Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
• Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы , но и группы атомов . Например: ион аммония NH 4 + , сульфат-ион SO 4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
• Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);

Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na 2 + SO 4 2- .

Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи :

Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов , образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов . Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями .

Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь , т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе , создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку . При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

Межмолекулярные взаимо-действия

Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами . Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.

Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.

Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения .

Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .

Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь . Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также кислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .

Водородные связи возникают между следующими веществами:

— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H 2 O (пар, лед, жидкая вода):

— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;

— органические соединения, в которых связи O-H или N-H : спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.

Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.

Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристика ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии.

Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.

Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.

Деление химических связей на типы носит условный характер, по скольку все они характеризуются определенным единством.

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.

Металлическая связь совмещает ковалентное взаимодействие атомов с помощью обобществленных электронов и электростатическое притяжение между этими электронами и ионами металлов.

В веществах часто отсутствуют предельные случаи химической связи (или чистые химические связи).

Например, фторид лития $LiF$ относят к ионным соединениям. Фактически же в нем связь на $80%$ ионная и на $20%$ ковалентная. Правильнее поэтому, очевидно, говорить о степени полярности (ионности) химической связи.

В ряду галогеноводородов $HF—HCl—HBr—HI—HАt$ степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной $(ЭО(Н) = 2.1; ЭО(At) = 2.2)$.

Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах, например:

1. в основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;
2. в солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;
3. в солях аммония, метиламмония и т. д.: между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;
4. в пероксидах металлов (например, $Na_2O_2$) связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная и т.д.

Различные типы связей могут переходить одна в другую:

— при электролитической диссоциации в воде ковалентных соединений ковалентная полярная связь переходит в ионную;

— при испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную и т.д.

Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая химическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии.

Способы образования ковалентной связи. Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи

Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

Механизм образования такой связи может быть обменным и донорно-акцепторным.

I. Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.

1) $H_2$ - водород:

Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары $s$-электронами атомов водорода (перекрыванию $s$-орбиталей):

2) $HCl$ — хлороводород:

Связь возникает за счет образования общей электронной пары из $s-$ и $p-$электронов (перекрывания $s-p-$орбиталей):

3) $Cl_2$: в молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных $p-$электронов (перекрывание $p-p-$орбиталей):

4) $N_2$: в молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары:

II. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере иона аммония $NH_4^+$.

Донор имеет электронную пару, акцептор — свободную орбиталь, которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна — по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные связи можно классифицировать по способу перекрывания электронных орбиталей, а также по смещению их к одному из связанных атомов.

Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются $σ$-связями (сигма-связями) . Сигма-связь очень прочная.

$p-$Орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания:

Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т.е. в двух областях, называются $π$-связями (пи-связями).

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Электронные пары не смещены ни к одному из атомов, т.к. атомы имеют одинаковую ЭО — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов. Например:

т.е. посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов. Ковалентную химическую связь между атомами элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

Длина и энергия ковалентной связи.

Характерные свойства ковалентной связи — ее длина и энергия. Длина связи — это расстояние между ядрами атомов. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Однако мерой прочности связи является энергия связи , которая определяется количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Обычно она измеряется в кДж/моль. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул $H_2, Cl_2$ и $N_2$ соответственно составляют $0.074, 0.198$ и $0.109$ нм, а энергии связи соответственно равны $436, 242$ и $946$ кДж/моль.

Ионы. Ионная связь

Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла I группы и атом неметалла VII группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершенным.

Первый атом легко отдаст второму свой далекий от ядра и слабо связанный с ним электрон, а второй предоставит ему свободное место на своем внешнем электронном уровне.

Тогда атом, лишенный одного своего отрицательного заряда, станет положительно заряженной частицей, а второй превратится в отрицательно заряженную частицу благодаря полученному электрону. Такие частицы называются ионами.

Химическая связь, возникающая между ионами, называется ионной.

Рассмотрим образование этой связи на примере хорошо всем знакомого соединения хлорида натрия (поваренная соль):

Процесс превращения атомов в ионы изображен на схеме:

Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

Рассмотрим алгоритм (последовательность) рассуждений при записи образования ионной связи, например между атомами кальция и хлора:

Цифры, показывающие число атомов или молекул, называются коэффициентами , а цифры, показывающие число атомов или ионов в молекуле, называют индексами.

Металлическая связь

Ознакомимся с тем, как взаимодействуют между собой атомы элементов-металлов. Металлы обычно существуют не в виде изолированных атомов, а в форме куска, слитка или металлического изделия. Что удерживает атомы металла в едином объеме?

Атомы большинства металлов на внешнем уровне содержат небольшое число электронов — $1, 2, 3$. Эти электроны легко отрываются, и атомы при этом превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому, связывая их в единое целое. Соединяясь с ионами, эти электроны образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другим ионом и т.д. Следовательно, в объеме металла атомы непрерывно превращаются в ионы и наоборот.

Связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов называется металлической.

На рисунке схематически изображено строение фрагмента металла натрия.

При этом небольшое число обобществленных электронов связывает большое число ионов и атомов.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении внеш них электронов. Однако при ковалентной связи обобществлены внешние непарные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск.

Металлическая связь характерна как для чистых металлов, так и для смесей различных металлов — сплавов, находящихся в твердом и жидком состояниях.

Водородная связь

Химическую связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары ($F, O, N$ и реже $S$ и $Cl$), другой молекулы (или ее части) называют водородной.

Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно- акцепторный характер.

Примеры межмолекулярной водородной связи:

При наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями (спирт, вода) или легко сжижающимися газами (аммиак, фтороводород).

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки.

Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения

Молекулярное и немолекулярное строение веществ

В химические взаимодействия вступают не отдельные атомы или молекулы, а вещества. Вещество при заданных условиях может находиться в одном из трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном. Свойства вещества зависят также от характера химической связи между образующими его частицами — молекулами, атомами или ионами. По типу связи различают вещества молекулярного и немолекулярного строения.

Вещества, состоящие из молекул, называются молекулярными веществами . Связи между молекулами в таких веществах очень слабые, намного слабее, чем между атомами внутри молекулы, и уже при сравнительно низких температурах они разрываются — вещество превращается в жидкость и далее в газ (возгонка йода). Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы.

К молекулярным веществам относятся вещества с атомной структурой ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), среди них есть металлы и неметаллы.

Рассмотрим физические свойства щелочных металлов. Относительно малая прочность связи между атомами обуславливает низкую механическую прочность: щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом.

Большие размеры атомов приводят к малой плотности щелочных металлов: литий, натрий и калий даже легче воды. В группе щелочных металлов температуры кипения и плавления понижаются с увеличением порядкового номера элемента, т.к. размеры атомов увеличиваются, и ослабевают связи.

К веществам немолекулярного строения относятся ионные соединения. Таким строением обладает большинство соединений металлов с неметаллами: все соли ($NaCl, K_2SO_4$), некоторые гидриды ($LiH$) и оксиды ($CaO, MgO, FeO$), основания ($NaOH, KOH$). Ионные (немолекулярные) вещества имеют высокие температуры плавления и кипения.

Кристаллические решетки

Вещество, как известно, может существовать в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом.

Твердые вещества: аморфные и кристаллические.

Рассмотрим, как влияют особенности химических связей на свойства твердых веществ. Твердые вещества делятся на кристаллические и аморфные.

Аморфные вещества не имеют четкой температуры плавления — при нагревании они постепенно размягчаются и переходят в текучее состояние. В аморфном состоянии, например, находятся пластилин и различные смолы.

Кристаллические вещества характеризуются правильным расположением тех частиц, из которых они состоят: атомов, молекул и ионов — в строго определенных точках пространства. При соединении этих точек прямыми линиями образуется пространственный каркас, называемый кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы кристалла, называют узлами решетки.

В зависимости от типа частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Ионные кристаллические решетки.

Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы. Их образуют вещества с ионной связью, которой могут быть связаны как простые ионы $Na^{+}, Cl^{-}$, так и сложные $SO_4^{2−}, ОН^-$. Следовательно, ионными кристаллическими решетками обладают соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов. Например, кристалл хлорида натрия состоит из чередующихся положительных ионов $Na^+$ и отрицательных $Cl^-$, образующих решетку в форме куба. Связи между ионами в таком кристалле очень устойчивы. Поэтому вещества с ионной решеткой отличаются сравнительно высокой твердостью и прочностью, они тугоплавки и нелетучи.

Атомные кристаллические решетки.

Атомными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы. В таких решетках атомы соединены между собой очень прочными ковалентными связями. Примером веществ с таким типом кристаллических решеток может служить алмаз — одно из аллотропных видоизменений углерода.

Большинство веществ с атомной кристаллической решеткой имеют очень высокие температуры плавления (например, у алмаза она выше $3500°С$), они прочны и тверды, практически нерастворимы.

Молекулярные кристаллические решетки.

Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в этих молекулах могут быть и полярными ($HCl, H_2O$), и неполярными ($N_2, O_2$). Несмотря на то, что атомы внутри молекул связаны очень прочными ковалентными связями, между самими молекулами действуют слабые силы межмолекулярного притяжения. Поэтому вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют малую твердость, низкие температуры плавления, летучи. Большинство твердых органических соединений имеют молекулярные кристаллические решетки (нафталин, глюкоза, сахар).

Металлические кристаллические решетки.

Вещества с металлической связью имеют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся атомы и ионы (то атомы, то ионы, в которые легко превращаются атомы металла, отдавая свои внешние электроны «в общее пользование»). Такое внутреннее строение металлов определяет их характерные физические свойства: ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность, характерный металлический блеск.

Единой теории химической связи не существует, условно химическую связь делят на ковалентную (универсальный вид связи), ионную(частный случай ковалентной связи), металлическую и водородную.

Ковалентная связь

Образование ковалентной связи возможно по трем механизмам: обменному, донорно-акцепторному и дативному (Льюиса).

Согласно обменному механизму образование ковалентной связи происходит за счет обобществления общих электронных пар. При этом каждый атом стремится приобрести оболочку инертного газа, т.е. получить завершенный внешний энергетический уровень. Образование химической связи по обменному типу изображают с использованием формул Льюиса, в которых каждый валентный электрон атома изображают точками (рис. 1).

Рис. 1 Образование ковалентной связи в молекуле HCl по обменному механизму

С развитием теории строения атома и квантовой механики образование ковалентной связи представляют, как перекрывание электронных орбиталей (рис. 2).

Рис. 2. Образование ковалентной связи за счет перекрывания электронных облаков

Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем прочнее связь, меньше длина связи и больше ее энергия. Ковалентная связь может образовываться за счет перекрывания разных орбиталей. В результате перекрывания s-s, s-p орбиталей, а также d-d, p-p, d-p орбиталей боковыми лопастями происходит образование – связи. Перпендикулярно линии, связывающей ядра 2-х атомов образуется – связь. Одна – и одна – связь способны образовывать кратную (двойную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкенов, алкадиенов и др. Одна – и две – связи образуют кратную (тройную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкинов (ацетиленов).

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму рассмотрим на примере катиона аммония:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Атом азота имеет свободную неподеленную пару электронов (электроны не участвующие в образовании химических связей внутри молекулы), а катион водорода свободную орбиталь, поэтому они являются донором и акцептором электронов, соответственно.

Дативный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере молекулы хлора.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Атом хлора имеет и свободную неподеленную пару электронов и вакантные орбитали, следовательно, может проявлять свойства и донора и акцептора. Поэтому при образовании молекулы хлора, один атом хлора выступает в роли донора, а другой – акцептора.

Главными характеристиками ковалентной связи являются: насыщаемость (насыщенные связи образуются тогда, когда атом присоединяет к себе столько электронов, сколько ему позволяют его валентные возможности; ненасыщенные связи образуются, когда число присоединенных электронов меньше валентных возможностей атома); направленность (эта величина связана с геометрий молекулы и понятием «валентного угла» — угла между связями).

Ионная связь

Соединений с чистой ионной связью не бывает, хотя под этим понимают такое химически связанное состояние атомов, в котором устойчивое электронное окружение атома создается при полном переходе общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента. Ионная связь возможна только между атомами электроотрицательных и электроположительных элементов, находящихся в состоянии разноименно заряженных ионов – катионов и анионов.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Ионом называют электрически заряженные частицы, образуемые путем отрыва или присоединения электрона к атому.

При передаче электрона атомы металлов и неметаллов стремятся сформировать вокруг своего ядра устойчивую конфигурацию электронной оболочки. Атом неметалла создает вокруг своего ядра оболочку последующего инертного газа, а атом металла – предыдущего инертного газа (рис. 3).

Рис. 3. Образование ионной связи на примере молекулы хлорида натрия

Молекулы, в которых в чистом виде существует ионная связь встречаются в парообразном состоянии вещества. Ионная связь очень прочная, в связи с этим вещества с этой связью имеют высокую температуру плавления. В отличии от ковалентной для ионной связи не характерны направленность и насыщаемость, поскольку электрическое поле, создаваемое ионами, действует одинаково на все ионы за счет сферической симметрии.

Металлическая связью

Металлическая связь реализуется только в металлах – это взаимодействие, удерживающее атомы металлов в единой решетке. В образовании связи участвуют только валентные электроны атомов металла, принадлежащие всему его объему. В металлах от атомов постоянно отрываются электроны, которые перемещаются по всей массе металла. Атомы металла, лишенные электронов, превращаются в положительно заряженные ионы, которые стремятся принять к себе движущиеся электроны. Этот непрерывный процесс формирует внутри металла так называемый «электронный газ», который прочно связывает между собой все атомы металла (рис. 4).

Металлическая связь прочная, поэтому для металлов характерна высокая температура плавления, а наличие «электронного газа» придают металлам ковкость и пластичность.

Водородная связь

Водородная связь – это специфическое межмолекулярное взаимодействие, т.к. ее возникновение и прочность зависят от химической природы вещества. Она образуется между молекулами, в которых атом водорода связан с атомом, обладающим высокой электроотрицательностью (O, N, S). Возникновение водородной связи зависит от двух причин, во-первых, атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом не имеет электронов и может легко внедряться в электронные облака других атомов, а, во-вторых, обладая валентной s-орбиталью, атом водорода способен принимать неподеленную пару электронов электроотрицательного атома и образовывать с ним связь по донорно акцепторному механизму.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа. Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная , водородная и металлическая .

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

1) Обменный механизм . Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

2) Донорно-акцепторный механизм . Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь;

Два атома могут обобществлять не c колько пар электронов. В этом случае говорят о кратных связях:

Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной .

Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной .

Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.

Электроотрицательность - это способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Самый электроотрицательный элемент - фтор, самый электроположительный - франций.

ИОННАЯ СВЯЗЬ

Ионы - это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.

(фторид натрия состоит из ионов натрия Na + и фторид-ионов F - )

Если разность электроотрицательностей атомов велика, то электронная пара, осуществляющая связь, переходит к одному из атомов, и оба атома превращаются в ионы.

Химическая связь между ионами, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ионной связью.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ

Водородная связь - зто связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Валентные электроны металлов достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Поэтому металл содержит ряд положительных ионов, расположенных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу. Электроны в металле осуществляют связь между всеми атомами металла.

ГИБРИДИЗАЦИЯ ОРБИТАЛЕЙ

Гибридизация орбиталей - это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.

A

sp 3 - Гибридизация . Одна s - орбиталь и три p - орбитали превращаются в четыре одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 109 ° 28".

sp 3 - гибридизация, имеют тетраэдрическую геометрию (CH 4 , NH 3 ).

B

sp 2 - Гибридизация . Одна s - орбиталь и две p - орбитали превращаются в три одинаковые "гибридные" орбитали, угол между осями которых равен 120° .

Молекулы, в которых осуществляется sp

Две sp - орбитали могут образовывать две s - связи (BeH 2 , ZnCl 2 ). Еще две p - связи могут образоваться, если на двух p - орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (ацетилен C 2 H 2 ).

Молекулы, в которых осуществляется sp - гибридизация, имеют линейную геометрию.

КОНЕЦ РАЗДЕЛА