Любое взаимодействие между атомами возможно лишь при наличии химической связи. Такая связь является причиной образования устойчивой многоатомной системы - молекулярного иона, молекулы, кристаллической решетки. Прочная химическая связь требует много энергии для разрыва, поэтому она и является базовой величиной для измерения прочности связи.
Условия образования химической связи
Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии. Этот процесс происходит за счет уменьшения потенциальной энергии системы взаимодействующих частиц - молекул, ионов, атомов. Потенциальная энергия образовавшейся системы взаимодействующих элементов всегда меньше энергии несвязанных исходящих частиц. Таким образом, основанием для возникновения химической связи в системе является спад потенциальной энергии ее элементов.
Природа химического взаимодействия
Химическая связь - это следствие взаимодействия электромагнитных полей, возникающих вокруг электронов и ядер атомов тех веществ, которые принимают участие в образовании новой молекулы или кристалла. После открытия теории строения атома природа этого взаимодействия стала более доступной для изучения.
Впервые идея об электрической природе химической связи возникла у английского физика Г. Дэви, который предположил, что молекулы образуются по причине электрического притяжения разноименно заряженных частиц. Данная идея заинтересовала шведского химика и естествоиспытателя И.Я. Берцеллиуса, который разработал электрохимическую теорию возникновения химической связи.
Первая теория, объяснявшая процессы химического взаимодействия веществ, была несовершенной, и со временем от нее пришлось отказаться.
Теория Бутлерова
Более успешная попытка объяснить природу химической связи веществ была предпринята русским ученым А.М.Бутлеровым. В основу своей теории этот ученый положил такие предположения:
- Атомы в соединенном состоянии связаны друг с другом в определенном порядке. Изменение этого порядка служит причиной образования нового вещества.
- Атомы связываются между собой по законам валентности.
- Свойства вещества зависят от порядка соединения атомов в молекуле вещества. Иной порядок расположения становится причиной изменения химических свойств вещества.
- Атомы, связанные между собой, наиболее сильно влияют друг на друга.
Теория Бутлерова объясняла свойства химических веществ не только их составом, но и порядком расположения атомов. Такой внутренний порядок А.М. Бутлеров назвал «химическим строением».
Теория русского ученого позволила навести порядок в классификации веществ и предоставила возможность определять строение молекул по их химическим свойствам. Также теория дала ответ на вопрос: почему молекулы, содержащие одинаковое количество атомов, имеют разные химические свойства.
Предпосылки создания теорий химической связи
В своей теории химического строения Бутлеров не касался вопроса о том, что такое химическая связь. Для этого тогда было слишком мало данных о внутреннем строении вещества. Лишь после открытия планетарной модели атома американский ученый Льюис принялся разрабатывать гипотезу о том, что химическая связь возникает посредством образования электронной пары, которая одновременно принадлежит двум атомам. Впоследствии эта идея стала фундаментом для разработки теории ковалентной связи.
Ковалентная химическая связь
Устойчивое химическое соединение может быть образовано при перекрытии электронных облаков двух соседних атомов. Результатом такого взаимного пересечения становится возрастающая электронная плотность в межъядерном пространстве. Ядра атомов, как известно, заряжены положительно, и поэтому стараются как можно ближе притянуться к отрицательно заряженному электронному облаку. Это притяжение значительно сильнее, чем силы отталкивания между двумя положительно заряженными ядрами, поэтому такая связь является устойчивой.
Впервые расчеты химической связи были выполнены химиками Гейтлером и Лондоном. Ими была рассмотрена связь между двумя атомами водорода. Простейшее наглядное представление о ней может выглядеть следующим образом:
Как видно, электронная пара занимает квантовое место в обоих атомах водорода. Такое двуцентровое размещение электронов получило название «ковалентная химическая связь». Ковалентная связь типична для молекул простых веществ и их соединений неметаллов. Вещества, созданные в результате ковалентной связи, обычно не проводят электрический ток или же являются полупроводниками.
Ионная связь
Химическая связь ионного типа возникает при взаимном электрическом притяжении двух противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, состоящими из одного атома вещества. В соединениях подобного типа простые ионы - чаще всего положительно заряженные атомы металлов 1,2 группы, потерявшие свой электрон. Образование отрицательных ионов присуще атомам типичных неметаллов и оснований их кислот. Поэтому среди типичных ионных соединений имеется множество галогенидов щелочных металлов, например CsF, NaCl, и других.
В отличие от ковалентной связи, ион не обладает насыщенностью: к иону или группе ионов может присоединиться различное число противоположно заряженных ионов. Количество присоединенных частиц ограничивается лишь линейными размерами взаимодействующих ионов, а также условием, при котором силы притяжения противоположно заряженных ионов должны быть больше, чем силы отталкивания одинаково заряженных частиц, участвующих в соединении ионного типа.
Водородная связь
Еще до создания теории химического строения опытным путем было замечено, что соединения водорода с различными неметаллами обладают несколько необычными свойствами. Например, температура кипения фтороводорода и воды значительно выше, чем это можно было ожидать.
Эти и другие особенности водородных соединений можно объяснить способностью атома Н + образовывать еще одну химическую связь. Такой тип соединения получил название «водородная связь». Причины возникновения водородной связи кроются в свойствах электростатических сил. Например, в молекуле фтороводорода общее электронное облако настолько смещено в сторону фтора, что пространство вокруг атома этого вещества насыщенно отрицательным электрическим полем. Вокруг атома водорода, лишенного своего единственного электрона, поле значительно слабее, и имеет положительных заряд. В результате возникает дополнительная взаимосвязь между положительными полями электронных облаков Н + и отрицательными F - .
Химическая связь металлов
Атомы всех металлов расположены в пространстве определенным образом. Порядок расположения атомов металлов называется кристаллической решеткой. При этом электроны различных атомов слабо взаимодействуют друг с другом, образуя общее электронное облако. Такой вид взаимодействия между атомами и электронами получил название «металлическая связь».
Именно свободным передвижением электронов в металлах можно объяснить физические свойства металлических веществ: электропроводность, теплопроводность, прочность, плавкость и другие.
Является одним из краеугольных камней интересной науки под названием химия. В этой статье мы разберем все аспекты химических связей, их значение в науке, приведем примеры и многое другое.
Что такое химическая связь
Под химической связью в химии понимается взаимное сцепление атомов в молекуле и , в результате действия силы притяжения, существующей между . Именно благодаря химическим связям происходит образование различных химических соединений, в этом заключается природа химической связи.
Типы химических связей
Механизм образования химической связи сильно зависит от ее типа или вида, в целом различаются такие основные виды химической связи:
- Ковалентная химическая связь (которая в свою очередь может быть полярной и неполярной)
- Ионная связь
- Химическая связь
подобных людям.
Что касается , то на нашем сайте ей посвящена отдельная статья, и более детально вы можете почитать по ссылке. Далее же мы разберем более детально все другие основные типы химических связей.
Ионная химическая связь
Образование ионной химической связи возникает при взаимном электрическом притяжении двух ионов, имеющих разные заряды. Ионы обычно при таких химических связях простые, состоящие из одного атома вещества.
Схема ионной химической связи.
Характерной особенностью ионного типа химичечкой связи является отсутствие у нее насыщенности, и как результат, к иону или даже целой группе ионов может присоединиться самое разное количество противоположно заряженных ионов. Примером ионной химической связи может служить соединение фторида цезия CsF, в котором уровень «ионости» составляет практически 97%.
Водородная химическая связь
Еще задолго до появления современной теории химических связей в ее современном виде учеными химиками было замечено, что соединения водорода с неметаллами обладают различными удивительными свойствами. Скажем, температура кипения воды и вместе со фтороводородом гораздо выше, чем это могло бы быть, вот вам готовый пример водородной химической связи.
На картинке схема образования водородной химической связи.
Природа и свойства водородной химической связи обусловлены способностью атома водорода H образовывать еще одну химическую связь, отсюда собственно и название этой связи. Причиной образования такой связи являются свойства электростатических сил. Например, общее электронное облако в молекуле фтороводорода настолько смещено в сторону фтора, что пространство вокруг атома этого вещества насыщено отрицательным электрическим полем. Вокруг атома водорода, тем более лишенного своего единственного электрона, все с точностью до наоборот, его электронное поле значительно слабее и как следствие имеет положительный заряд. А положительные и отрицательные заряды, как известно, притягиваются, таким нехитрым образом и возникает водородная связь.
Химическая связь металлов
Какая химическая связь характерна для металлов? У этих веществ есть свой собственный тип химической связи – атомы всех металлов расположены не абы как, а определенным образом, порядок их расположения называется кристаллической решеткой. Электроны различных атомов образуют общее электронное облако, при этом они слабо взаимодействуют друг с другом.
Так выглядит металлическая химическая связь.
В качестве примера металлической химической связи могут выступать любые металлы: натрий, железо, цинк и так далее.
Как определить вид химической связи
В зависимости от веществ, принимающих в ней участие, если метал и неметалл, то связь ионная, если два метала, то металлическая, если два неметалла то ковалентная.
Свойства химических связей
Чтобы провести сравнение разных химических реакций используются разные количественные характеристики, такие как:
- длина,
- энергия,
- полярность,
- порядок связей.
Разберем их подробнее.
Длина связи – равновесное расстояние между ядрами атомов, которые соединены химической связью. Обычно измеряется экспериментально.
Энергия химической связи определяет ее прочность. В данном случае под энергией подразумевается усилие, необходимое, для того, чтобы разорвать химическую связь и разъединить атомы.
Полярность химической связи показывает, насколько электронная плотность смещена к одному из атомов. Способность атомов смещать к себе электронную плотность или говоря простым языком «тянуть одеяло на себя» в химии называют электроотрицательностью.
Порядок химической связи (другими словами кратность химической связи) – это число электронных пар, вступающих в химическую связь. Порядок может быть, как целым, так и дробным, чем он выше, тем большее число электронов осуществляют химическую связь и тем труднее ее разорвать.
Химическая связь, видео
И в завершение познавательное видео об разных видах химической связи.
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.
Атомы большинства элементов не существуют отдельно, так как могут взаимодействовать между собой. При этом взаимодействии образуются более сложные частицы.
Природа химической связи состоит в действии электростатических сил, которые являются силами взаимодействия между электрическими зарядами. Такие заряды имеют электроны и ядра атомов.
Электроны, расположенные на внешних электронных уровнях (валентные электроны) находясь дальше всех от ядра, слабее всего с ним взаимодействуют, а значит способны отрываться от ядра. Именно они отвечают за связывание атомов друг с другом.
Типы взаимодействия в химии
Типы химической связи можно представить в виде следующей таблицы:
Характеристика ионной связи
Химическое взаимодействие, которое образуется из-за притяжения ионов
, имеющих разные заряды, называется ионным. Такое происходит, если связываемые атомы имеют существенную разницу в электроотрицательности (то есть способности притягивать электроны) и электронная пара переходит к более электроотрицательному элементу. Результатом такого перехода электронов от одного атома к другому является образование заряженных частиц - ионов. Между ними и возникает притяжение.
Наименьшими показателями электроотрицательности обладают типичные металлы , а наибольшими - типичные неметаллы. Ионы, таким образом, образуются при взаимодействии между типичными металлами и типичными неметаллами.
Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая электроны внешних электронных уровней, а неметаллы принимают электроны, превращаясь таким образом в отрицательно заряженные ионы (анионы).
Атомы переходят в более устойчивое энергетическое состояние, завершая свои электронные конфигурации.
Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая, так как электростатическое взаимодействие происходит во все стороны, соответственно ион может притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях.
Расположение ионов таково, что вокруг каждого находится определённое число противоположно заряженных ионов. Понятие «молекула» для ионных соединений смысла не имеет .
Примеры образования
Образование связи в хлориде натрия (nacl) обусловлено передачей электрона от атома Na к атому Cl с образованием соответствующих ионов:
Na 0 - 1 е = Na + (катион)
Cl 0 + 1 е = Cl — (анион)
В хлориде натрия вокруг катионов натрия расположено шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.
При образовании взаимодействия между атомами в сульфиде бария происходят следующие процессы:
Ba 0 - 2 е = Ba 2+
S 0 + 2 е = S 2-
Ва отдаёт свои два электрона сере в результате чего образуются анионы серы S 2- и катионы бария Ba 2+ .
Металлическая химическая связь
Число электронов внешних энергетических уровней металлов невелико, они легко отрываются от ядра. В результате такого отрыва образуются ионы металла и свободные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются по объёму металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.
Строение вещества металла таково: кристаллическая решётка является остовом вещества, а между её узлами электроны могут свободно перемещаться.
Можно привести следующие примеры:
Mg - 2е <-> Mg 2+
Cs - e <-> Cs +
Ca - 2e <-> Ca 2+
Fe - 3e <-> Fe 3+
Ковалентная: полярная и неполярная
Наиболее распространённым видом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, отличаются не резко, в связи с этим происходит только смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.
Ковалентное взаимодействие может образовываться по обменному механизму или по донорно-акцепторному.
Обменный механизм реализуется, если у каждого из атомов есть неспаренные электроны на внешних электронных уровнях и перекрывание атомных орбиталей приводит к возникновению пары электронов, принадлежащей уже обоим атомам. Когда же у одного из атомов есть пара электронов на внешнем электронном уровне, а у другого — свободная орбиталь, то при перекрывании атомных орбиталей происходит обобществление электронной пары и взаимодействие по донорно-акцепторному механизму.
Ковалентные разделяются по кратности на:
- простые или одинарные;
- двойные;
- тройные.
Двойные обеспечивают обобществление сразу двух пар электронов, а тройные — трёх.
По распределению электронной плотности (полярности) между связываемыми атомами ковалентная связь делится на:
- неполярную;
- полярную.
Неполярную связь образуют одинаковые атомы, а полярную - разные по электроотрицательности.
Взаимодействие близких по электроотрицательности атомов называют неполярной связью. Общая пара электронов в такой молекуле не притянута ни к одному из атомов, а принадлежит в равной мере обоим.
Взаимодействие различающихся по электроотрицательности элементов приводит к образованию полярных связей. Общие электронные пары при таком типе взаимодействия притягиваются более электроотрицательным элементом, но полностью к нему не переходят (то есть образования ионов не происходит). В результате такого смещения электронной плотности на атомах появляются частичные заряды: на более электроотрицательном — отрицательный заряд, а на менее — положительный.
Свойства и характеристика ковалентности
Основные характеристики ковалентной связи:
- Длина определяется расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов.
- Полярность определяется смещением электронного облака к одному из атомов.
- Направленность - свойство образовывать ориентированные в пространстве связи и, соответственно, молекулы, имеющие определённые геометрические формы.
- Насыщаемость определяется способностью образовывать ограниченное число связей.
- Поляризуемость определяется способностью изменять полярность под действием внешнего электрического поля.
- Энергия необходимая для разрушения связи, определяющая её прочность.
Примером ковалентного неполярного взаимодействия могут быть молекулы водорода (H2) , хлора (Cl2), кислорода (O2), азота (N2) и многие другие.
H· + ·H → H-H молекула имеет одинарную неполярную связь,
O: + :O → O=O молекула имеет двойную неполярную,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула имеет тройную неполярную.
В качестве примеров ковалентной связи химических элементов можно привести молекулы углекислого (CO2) и угарного (CO) газа, сероводорода (H2S), соляной кислоты (HCL), воды (H2O), метана (CH4) , оксида серы (SO2) и многих других.
В молекуле CO2 взаимосвязь между углеродом и атомами кислорода ковалентная полярная, так как более электроотрицательный водород притягивает к себе электронную плотность. Кислород имеет два неспаренных электрона на внешнем уровне, а углерод может предоставить для образования взаимодействия четыре валентных электрона. В результате образуются двойные связи и молекула выглядит так: O=C=O.
Для того чтобы определиться с типом связи в той или иной молекуле, достаточно рассмотреть составляющие её атомы. Простые вещества металлы образуют металлическую, металлы с неметаллами — ионную, простые вещества неметаллы — ковалентную неполярную, а молекулы, состоящие из разных неметаллов, образуются посредством ковалентной полярной связью.
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:
- в основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;
- в солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;
- в солях аммония, метиламмония и т. д.: между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;
- 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.
