Ковалентний хімічний зв'язок, її різновиди та механізми утворення. Характеристика ковалентного зв'язку (полярність і енергія зв'язку). Іонна зв'язок. Металева зв'язок. воднева зв'язок

Вчення про хімічний зв'язок складає основу всієї теоретичної хімії.

Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яке пов'язує їх в молекули, іони, радикали, кристали.

Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентний, металеву і водневу.

Розподіл хімічних зв'язків на типи носить умовний характер, по скільки всі вони характеризуються певним єдністю.

Іонну зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку.

Металева зв'язок поєднує ковалентное взаємодія атомів за допомогою обобществленних електронів і електростатичне тяжіння між цими електронами і іонами металів.

У речовинах часто відсутні граничні випадки хімічного зв'язку (або чисті хімічні зв'язки).

Наприклад, фторид літію $ LiF $ відносять до іонним з'єднанням. Фактично ж в ньому зв'язок на $ 80% $ іонна і на $ 20% $ ковалентная. Правильніше тому, очевидно, говорити про ступінь полярності (ионности) хімічного зв'язку.

В ряду галогеноводородов $ HF-HCl-HBr-HI-HАt $ ступінь полярності зв'язку зменшується, бо зменшується різниця в значеннях електронегативності атомів галогену і водню, і в астатоводень зв'язок стає майже неполярной $ (ЕО (Н) \u003d 2.1; ЕО (At) \u003d 2.2) $.

Різні типи зв'язків можуть міститися в одних і тих же речовинах, наприклад:

  1. в підставах: між атомами кисню і водню в гидроксогрупп зв'язок полярна ковалентний, а між металом і гидроксогрупп - іонна;
  2. в солях кисневмісних кислот: між атомом неметалла і киснем кислотного залишку - ковалентний полярна, а між металом і кислотним залишком - іонна;
  3. в солях амонію, метіламмонія і т. д .: між атомами азоту і водню - ковалентний полярна, а між іонами амонію або метіламмонія і кислотним залишком - іонна;
  4. в пероксид металів (наприклад, $ Na_2O_2 $) зв'язок між атомами кисню ковалентная неполярная, а між металом і киснем - іонна і т.д.

Різні типи зв'язків можуть переходити одна в іншу:

- при електролітичноїдисоціації в воді ковалентних сполук ковалентная полярна зв'язок переходить в іонну;

- при випаровуванні металів металева зв'язок перетворюється в ковалентну неполярну і т.д.

Причиною єдності всіх типів і видів хімічних зв'язків служить їх однакова хімічна природа - електронно-ядерна взаємодія. Утворення хімічного зв'язку в будь-якому випадку є результат електронно-ядерної взаємодії атомів, що супроводжується виділенням енергії.

Способи утворення ковалентного зв'язку. Характеристики ковалентного зв'язку: довжина і енергія зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок - це зв'язок, що виникає між атомами за рахунок утворення спільних електронних пар.

Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним і донорно-акцепторні.

I. обмінний механізм діє, коли атоми утворюють загальні електронні пари за рахунок об'єднання неспарених електронів.

1) $ H_2 $ - водень:

Зв'язок виникає завдяки освіті загальної електронної пари $ s $ -Електронна атомів водню (перекривання $ s $ -орбіталей):

2) $ HCl $ - хлороводень:

Зв'язок виникає за рахунок утворення спільної електронної пари з $ s- $ і $ p- $ електронів (перекривання $ s-p- $ орбіталей):

3) $ Cl_2 $: в молекулі хлору ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних $ p- $ електронів (перекривання $ p-p- $ орбіталей):

4) $ N_2 $: в молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари:

II. Донорно-акцепторні механізм освіти ковалентного зв'язку розглянемо на прикладі іона амонію $ NH_4 ^ + $.

Донор має електронну пару, акцептор - вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язку з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню спільних електронних пар атомом азоту і атомами водню за обмінним механізмом, одна - по донорно-акцепторного механізму.

Ковалентні зв'язки можна класифікувати за способом перекривання електронних орбіталей, а також щодо зміщення їх до одного з пов'язаних атомів.

Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті перекривання електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються $ σ $ -зв'язків (сигма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцна.

$ P- $ Орбіталі можуть перекриватися в двох областях, утворюючи ковалентний зв'язок за рахунок бічного перекривання:

Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті «бічного» перекривання електронних орбіталей поза лінією зв'язку, тобто в двох областях, називаються $ π $ -зв'язків (пі-зв'язками).

за ступеня зміщення загальних електронних пар до одного з пов'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярної і неполярной.

Ковалентну хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярной. Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, тому що атоми мають однакову ЕО - властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів. наприклад:

тобто за допомогою ковалентного неполярной зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентну хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативності яких відрізняються, називають полярної.

Довжина і енергія ковалентного зв'язку.

характерні властивості ковалентного зв'язку - її довжина і енергія. довжина зв'язку - це відстань між ядрами атомів. Хімічна зв'язок тим міцніше, чим менше її довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, Яка визначається кількістю енергії, необхідної для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється в кДж / моль. Так, згідно з досвідченим даними, довжини зв'язку молекул $ H_2, Cl_2 $ і $ N_2 $ відповідно становлять $ 0.074, 0.198 $ і $ 0.109 $ нм, а енергії зв'язку відповідно рівні $ 436, 242 $ і $ 946 $ кДж / моль.

Іони. іонна зв'язок

Уявімо собі, що «зустрічаються» два атома: атом металу I групи і атом неметалла VII групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалла якраз не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним.

Перший атом легко віддасть другого свій далекий від ядра і слабо пов'язаний з ним електрон, а другий надасть йому вільне місце на своєму зовнішньому електронному рівні.

Тоді атом, позбавлений одного свого негативного заряду, стане позитивно зарядженою часткою, а другий перетвориться в негативно заряджену частинку завдяки отриманому електрону. Такі частинки називаються іонами.

Хімічна зв'язок, що виникає між іонами, називається іонної.

Розглянемо освіту зв'язку з цим на прикладі добре всім знайомого з'єднання хлориду натрію (кухонна сіль):

Процес перетворення атомів в іони зображений на схемі:

Таке перетворення атомів в іони відбувається завжди при взаємодії атомів типових металів і типових неметалів.

Розглянемо алгоритм (послідовність) міркувань при записі освіти іонної зв'язку, наприклад між атомами кальцію і хлору:

Цифри, що показують число атомів або молекул, називаються коефіцієнтами, А цифри, що показують число атомів або іонів в молекулі, називають індексами.

металева зв'язок

Ознайомимося з тим, як взаємодіють між собою атоми елементів-металів. Метали зазвичай існують не у вигляді ізольованих атомів, а в формі шматка, злитка або металевого виробу. Що утримує атоми металу в єдиному обсязі?

Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів - $ 1, 2, 3 $. Ці електрони легко відриваються, і атоми при цьому перетворюються в позитивні іони. Відірвалися електрони переміщаються від одного іона до іншого, пов'язуючи їх в єдине ціле. З'єднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т.д. Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються в іони і навпаки.

Зв'язок в металах між іонами за допомогою обобществленних електронів називається металевої.

На малюнку схематично зображено будову фрагмента металу натрію.

При цьому невелике число обобществленних електронів пов'язує велику кількість іонів і атомів.

Металева зв'язок має деяку схожість з ковалентним, оскільки заснована на усуспільнення зовн них електронів. Однак при ковалентного зв'язку усуспільнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, в той час як при металевої зв'язку в усуспільнення цих електронів беруть участь всі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевої, як правило, пластичні, електропровідні і мають металевий блиск.

Металева зв'язок характерна як для чистих металів, так і для сумішей різних металів - сплавів, що знаходяться в твердому і рідкому станах.

воднева зв'язок

Хімічний зв'язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули (або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативний елементів, що мають неподіленого електронні пари ($ F, O, N $ і рідше $ S $ і $ Cl $), інший молекули (або її частини) називають водневої.

Механізм утворення водневого зв'язку має частково електростатичний, частково донорно- акцепторні характер.

Приклади міжмолекулярної водневого зв'язку:

При наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути при звичайних умовах рідинами (спирт, вода) або легко зріджується газами (аміак, фтороводород).

Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні решітки.

Речовини молекулярного і немолекулярного будови. Тип кристалічної решітки. Залежність властивостей речовин від їх складу і будови

Молекулярне і немолекулярное будова речовин

В хімічні взаємодії вступають не окремі атоми або молекули, а речовини. Речовина при заданих умовах може перебувати в одному з трьох агрегатних станів: твердому, рідкому або газоподібному. Властивості речовини залежать також від характеру хімічного зв'язку між утворюють його частинками - молекулами, атомами або іонами. За типом зв'язку розрізняють речовини молекулярного і немолекулярного будови.

Речовини, що складаються з молекул, називаються молекулярними речовинами. Зв'язки між молекулами в таких речовинах дуже слабкі, набагато слабкіше, ніж між атомами всередині молекули, і вже при порівняно низьких температурах вони розриваються - речовина перетворюється в рідину і далі в газ (сублімація йоду). Температури плавлення і кипіння речовин, що складаються з молекул, підвищуються зі збільшенням молекулярної маси.

До молекулярним речовин відносяться речовини з атомною структурою ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), серед них є метали і неметали.

Розглянемо фізичні властивості лужних металів. Відносно мала міцність зв'язку між атомами зумовлює низьку механічну міцність: лужні метали м'які, легко ріжуться ножем.

Великі розміри атомів призводять до малої щільності лужних металів: літій, натрій і калій навіть легше води. У групі лужних металів температури кипіння і плавлення знижуються зі збільшенням порядкового номера елемента, тому що розміри атомів збільшуються, і слабшають зв'язку.

До речовин немолекулярного будови відносяться іонні сполуки. Таким будовою володіє більшість з'єднань металів з неметалами: все солі ($ NaCl, K_2SO_4 $), деякі гідриди ($ LiH $) і оксиди ($ CaO, MgO, FeO $), підстави ($ NaOH, KOH $). Іонні (немолекулярное) речовини мають високі температури плавлення і кипіння.

кристалічні решітки

Речовина, як відомо, може існувати в трьох агрегатних станах: газоподібному, рідкому і твердому.

Тверді речовини: аморфні і кристалічні.

Розглянемо, як впливають особливості хімічних зв'язків на властивості твердих речовин. Тверді речовини діляться на кристалічніі аморфні.

Аморфні речовини не мають чіткої температури плавлення - при нагріванні вони поступово розм'якшуються і переходять в текучий стан. У аморфному стані, наприклад, знаходяться пластилін і різні смоли.

Кристалічні речовини характеризуються правильним розташуванням тих частинок, з яких вони складаються: атомів, молекул та іонів - у строго визначених точках простору. При з'єднанні цих точок прямими лініями утворюється просторовий каркас, званий кристалічною решіткою. Точки, в яких розміщені частинки кристала, називають вузлами решітки.

Залежно від типу частинок, розташованих у вузлах кристалічної решітки, і характеру зв'язку між ними розрізняють чотири типи кристалічних решіток: іонні, атомні, молекулярні і металеві.

Іонні кристалічні решітки.

іонними називають кристалічні решітки, у вузлах яких знаходяться іони. Їх утворюють речовини з іонним зв'язком, якій можуть бути пов'язані як прості іони $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $, так і складні $ SO_4 ^ (2), ВІН ^ - $. Отже, іонними кристалічними гратами мають солі, деякі оксиди і гідроксиди металів. Наприклад, кристал хлориду натрію складається з чергуються позитивних іонів $ Na ^ + $ і негативних $ Cl ^ - $, які утворюють решітку у формі куба. Зв'язки між іонами в такому кристалі дуже стійкі. Тому речовини з іонним гратами відрізняються порівняно високою твердістю і міцністю, вони тугоплавкі і нелеткі.

Атомні кристалічні решітки.

атомними називають кристалічні решітки, у вузлах яких знаходяться окремі атоми. У таких решітках атоми з'єднані між собою дуже міцними ковалентними зв'язками. Прикладом речовин з таким типом кристалічних решіток може служити алмаз - одне з аллотропних видозмін вуглецю.

Більшість речовин з атомної кристалічною решіткою мають дуже високі температури плавлення (наприклад, у алмазу вона вище $ 3500. ° С $), вони міцні і тверді, практично нерозчинні.

Молекулярні кристалічні решітки.

молекулярними називають кристалічні решітки, у вузлах яких розташовуються молекули. Хімічні зв'язку в цих молекулах можуть бути і полярними ($ HCl, H_2O $), і неполярними ($ N_2, O_2 $). Незважаючи на те, що атоми всередині молекул пов'язані дуже міцними ковалентними зв'язками, між самими молекулами діють слабкі сили міжмолекулярної тяжіння. Тому речовини з молекулярними кристалічними гратами мають малу твердість, низькі температури плавлення, летючі. Більшість твердих органічних сполук мають молекулярні кристалічні решітки (нафталін, глюкоза, цукор).

Металеві кристалічні решітки.

Речовини з металевою зв'язком мають металеві кристалічні решітки. У вузлах таких грат знаходяться атоми і іони (то атоми, то іони, в які легко перетворюються атоми металу, віддаючи свої зовнішні електрони «в загальне користування»). Таке внутрішню будову металів визначає їх характерні фізичні властивості: гнучкість, пластичність, електро- і теплопровідність, характерний металевий блиск.

.

Вам відомо, що атоми можуть з'єднуватися один з одним з утворенням як простих, так і складних речовин. При цьому утворюються різного типу хімічні зв'язки: іонна, ковалентний (неполярні і полярна), металева і воднева. Одне з найбільш істотних властивостей атомів елементів, що визначають, який зв'язок утворюється між ними - іонна або ковалентний, - це електронний торгівельний, тобто здатність атомів в з'єднанні притягувати до себе електрони.

Умовну кількісну оцінку електронегативності дає шкала відносних електроотріцательностей.

У періодах спостерігається загальна тенденція зростання електроотріца-ності елементів, а в групах - їх падіння. Елементи по електроот-ріцательно розташовують в ряд, на підставі якого можна порівняти електронегативності елементів, що знаходяться в різних періодах.

Тип хімічного зв'язку залежить від того, наскільки велика різниця значень електронегативності з'єднуються атомів елементів. Чим більше відрізняються по електронегативності атоми елементів, що утворюють зв'язок, тим хімічний зв'язок полярних. Провести різку межу між типами хімічних зв'язків не можна. У більшості з'єднань тип хімічного зв'язку виявляється проміжним; наприклад, сильнополярная ковалентний хімічний зв'язок близька до іонної зв'язку. Залежно від того, до якого з граничних випадків ближче за своїм характером хімічний зв'язок, її відносять або до іонної, або до ковалентного полярного зв'язку.

Іонна зв'язок.

Іонна зв'язок утворюється при взаємодії атомів, які різко відрізняються один від одного по електронегативності. Наприклад, типові метали літій (Li), натрій (Na), калій (K), кальцій (Ca), стронцій (Sr), барій (Ba) утворюють іонну зв'язок з типовими неметалами, в основному з галогенами.

Крім галогенідів лужних металів, іонна зв'язок також утворюється в таких з'єднаннях, як луги та солі. Наприклад, в гидроксиде натрію (NaOH) і сульфат натрію (Na 2 SO 4) іонні зв'язки існують тільки між атомами натрію і кисню (решта зв'язку - ковалентні полярні).

Ковалентний неполярний зв'язок.

При взаємодії атомів з однаковою електроотріца-тю утворюються молекули з ковалентним неполярной зв'язком. Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Хімічні зв'язку в цих газах утворені за допомогою загальних електронних пар, тобто при перекривання відповідних електронних хмар, зумовленому електронно-ядерною взаємодій-наслідком, які здійснює при зближенні атомів.

Складаючи електронні формули речовин, слід пам'ятати, що кожна загальна електронна пара - це умовне зображення підвищеної електронної щільності, що виникає в результаті перекривання відповідних електронних хмар.

Ковалентний полярна зв'язок.

При взаємодії атомів, значення електроотрецательностей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома. Це найбільш поширений тип хімічного зв'язку, якої зустрічається як в неорганічних, так і органічних сполуках.

До нековалентним зв'язків в повній мірі відносяться і ті зв'язки, які утворені по донорно-акцепторного механізму, наприклад в іонах гідроксонію і амонію.

Металева зв'язок.


Зв'язок, що утворюється в результаті взаємодії відносите-льно вільних електронів з іонами металів, називаються металевим зв'язком. Цей тип зв'язку характерний для простих речовин-металів.

Сутність процесу освіти металевої зв'язку полягає в наступному: атоми металів легко віддають валентні електрони і перетворюються в позитивні заряджені іони. Щодо свобо-дние електрони, що відірвалися від атома, переміщаються між поклади-них іонами металів. Між ними виникає металева зв'язок, т. Е. Електрони як би цементують позитивні іони кристал-вої решітки металів.

Водневий зв'язок.


Зв'язок, що утворюється між атомів водню однієї молекули і атомом сильно електронегативного елемента (O, N, F) іншої молекули, називається водневим зв'язком.

Може виникнути питання: чому саме водень утворює таку специфічну хімічну зв'язок?

Це пояснюється тим, що атомний радіус водню дуже малий. Крім того, при зміщенні або повній віддачі свого єдиного електрона водень набуває порівняно високий позитивний заряд, за рахунок якого водень однієї молекули взаємодіє з атомами електронегативний елементів, що мають частковий негативний заряд, що виходить до складу інших молекул (HF, H 2 O, NH 3) .

Розглянемо деякі приклади. Зазвичай ми зображуємо склад води хімічною формулою H 2 O. Однак це не зовсім точно. Правильніше було б склад води позначати формулою (H 2 O) n, де n \u003d 2,3,4 і т. Д. Це пояснюється тим, що окремі молекули води пов'язані між собою за допомогою водневих зв'язків.

Водневий зв'язок прийнято позначати точками. Вона набагато слабша, ніж іонна або ковалентний зв'язок, але сильніша, ніж звичайне міжмолекулярної взаємодії.

Наявність водневих зв'язків пояснює збільшення об'єму води при зниженні температури. Це пов'язано з тим, що при зниженні температури відбувається зміцнення молекул і тому зменшується щільність їх «упаковки».

При вивченні органічної хімії виникало і таке питання: чому температури кипіння спиртів набагато вище, ніж відповідних вуглеводнів? Пояснюється це тим, що між молекулами спиртів теж утворюються водневі зв'язку.

Підвищення температури кипіння спиртів відбувається також всле-дствіе укрупнення їх молекул.

Водневий зв'язок характерна і для багатьох інших органічних сполук (фенолів, карбонових кислот та ін.). З курсів органічної хімії і загальної біології вам відомо, що наявністю водневого зв'язку пояснюється вторинна структура білків, будова подвійної спіралі ДНК, т. е. явище компліментарності.

Будь-яка взаємодія між атомами можливо лише при наявності хімічного зв'язку. Такий зв'язок є причиною утворення стійкої багатоатомних системи - молекулярного іона, молекули, кристалічної решітки. Міцна хімічний зв'язок вимагає багато енергії для розриву, тому вона і є базовою величиною для вимірювання міцності зв'язку.

Умови утворення хімічного зв'язку

Утворення хімічного зв'язку завжди супроводжується виділенням енергії. Цей процес відбувається за рахунок зменшення потенційної енергії системи взаємодіючих частинок - молекул, іонів, атомів. Потенційна енергія утворилася системи взаємодіючих елементів завжди менше енергії незв'язаних вихідних частинок. Таким чином, підставою для виникнення хімічного зв'язку в системі є спад потенційної енергії її елементів.

Природа хімічного взаємодії

Хімічна зв'язок - це наслідок взаємодії електромагнітних полів, що виникають навколо електронів і ядер атомів тих речовин, які беруть участь в утворенні нової молекули або кристала. Після відкриття теорії будови атома природа цієї взаємодії стала більш доступною для вивчення.

Вперше ідея про електричну природу хімічного зв'язку виникла у англійського фізика Г. Деві, який припустив, що молекули утворюються через електричного тяжіння різнойменно заряджених частинок. Дана ідея зацікавила шведського хіміка і природодослідника І.Я. Берцелліуса, який розробив електрохімічний теорію виникнення хімічного зв'язку.

Перша теорія, якою пояснювалися процеси хімічної взаємодії речовин, була недосконалою, і з часом від неї довелося відмовитися.

теорія Бутлерова

Більш успішна спроба пояснити природу хімічного зв'язку речовин була зроблена російським вченим А.М.Бутлеров. В основу своєї теорії цей вчений поклав такі припущення:

  • Атоми в з'єднаному стані пов'язані один з одним в певному порядку. Зміна цього порядку служить причиною утворення нової речовини.
  • Атоми зв'язуються між собою за законами валентності.
  • Властивості речовини залежать від порядку з'єднання атомів в молекулі речовини. Інший порядок розташування стає причиною зміни хімічних властивостей речовини.
  • Атоми, пов'язані між собою, найбільш сильно впливають один на одного.

Теорія Бутлерова пояснювала властивості хімічних речовин не тільки їх складом, але і порядком розташування атомів. Такий внутрішній порядок А.М. Бутлеров назвав «хімічною будовою».

Теорія російського вченого дозволила навести порядок в класифікації речовин і надала можливість визначати будову молекул по їх хімічними властивостями. Також теорія дала відповідь на питання: чому молекули, що містять однакову кількість атомів, мають різні хімічні властивості.

Передумови створення теорій хімічного зв'язку

У своїй теорії хімічної будови Бутлеров не торкався питання про те, що таке хімічний зв'язок. Для цього тоді було занадто мало даних про внутрішню будову речовини. Лише після відкриття планетарної моделі атома американський вчений Льюїс почав розробляти гіпотезу про те, що хімічний зв'язок виникає за допомогою освіти електронної пари, яка одночасно належить двом атомам. Згодом ця ідея стала фундаментом для розробки теорії ковалентного зв'язку.

Ковалентний хімічний зв'язок

сталий хімічне з'єднання може бути утворено при перекритті електронних хмар двох сусідніх атомів. Результатом такого взаємного перетину стає зростаюча електронна щільність в меж'ядерном просторі. Ядра атомів, як відомо, заряджені позитивно, і тому намагаються якомога ближче притянуться до негативно зарядженого електронного хмари. Це тяжіння значно сильніше, ніж сили відштовхування між двома позитивно зарядженими ядрами, тому такий зв'язок є стійкою.

Вперше розрахунки хімічного зв'язку були виконані хіміками Гейтлер і Лондоном. Ними була розглянута зв'язок між двома атомами водню. Найпростіше наочне уявлення про неї може виглядати наступним чином:

Як видно, електронна пара займає квантове місце в обох атомах водню. Таке двуцентровое розміщення електронів отримало назву «ковалентний хімічний зв'язок». Ковалентний зв'язок типова для молекул простих речовин та їхніх сполук неметалів. Речовини, створені в результаті ковалентного зв'язку, як правило, не проводять електричний струм або ж є напівпровідниками.

іонна зв'язок

Хімічна зв'язок іонного типу виникає при взаємному електричному тяжінні двох протилежно заряджених іонів. Іони можуть бути простими, що складаються з одного атома речовини. У з'єднаннях подібного типу прості іони - найчастіше позитивно заряджені атоми металів 1,2 групи, що втратили свій електрон. Освіта негативних іонів притаманне атомам типових неметалів і підстав їх кислот. Тому серед типових іонних сполук є безліч галогенідів лужних металів, наприклад CsF, NaCl, і інших.

На відміну від ковалентного зв'язку, іон не володіє насиченістю: до іона або групі іонів може приєднатися різне число протилежно заряджених іонів. Кількість приєднаних часток обмежується лише лінійними розмірами взаємодіючих іонів, а також умовою, при якому сили тяжіння протилежно заряджених іонів повинні бути більше, ніж сили відштовхування однаково заряджених частинок, що беруть участь в з'єднанні іонного типу.

воднева зв'язок

Ще до створення теорії хімічної будови досвідченим шляхом було відмічено, що з'єднання водню з різними неметалами мають дещо незвичними властивостями. Наприклад, температура кипіння фтороводорода і води значно вище, ніж це можна було очікувати.

Ці та інші особливості водневих з'єднань можна пояснити здатністю атома Н + утворювати ще одну хімічну зв'язок. Такий тип з'єднання отримав назву «воднева зв'язок». Причини виникнення водневого зв'язку криються у властивостях електростатичних сил. Наприклад, в молекулі фтороводорода загальне електронне хмара настільки зміщено в бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичено негативним електричним полем. Навколо атома водню, позбавленого свого єдиного електрона, поле значно слабкіше, і має позитивних заряд. В результаті виникає додаткова взаємозв'язок між позитивними полями електронних хмар Н + і негативними F -.

Хімічна зв'язок металів

Атоми всіх металів розташовані в просторі певним чином. Порядок розташування атомів металів називається кристалічною решіткою. При цьому електрони різних атомів слабо взаємодіють один з одним, утворюючи загальне електронне хмара. Такий вид взаємодії між атомами і електронами отримав назву «металева зв'язок».

Саме вільним пересуванням електронів в металах можна пояснити фізичні властивості металевих речовин: електропровідність, теплопровідність, міцність, плавкість і інші.

3.3.1 Ковалентний зв'язок - це двухцентровие двухелектронная зв'язок, що утворюється за рахунок перекривання електронних хмар, що несуть неспарені електрони з антипаралельними спинами. Як правило утворюється між атомами одного хімічного елемента.

Кількісно вона характеризується валентністю. валентність елемента - це його здатність утворювати певне число хімічних зв'язків за рахунок вільних електронів, що знаходяться атомної валентній зоні.

Ковалентний зв'язок утворює тільки пара електронів, що знаходиться між атомами. Вона називається поділеної парою. Решта пар електронів називають неподіленими парами. Вони заповнюють оболонки і не беруть участь в зв'язуванні. Зв'язок між атомами може здійснюватися не тільки однієї, але і двома і навіть трьома поділеними парами. Такі зв'язки називаються подвійними і т ройне - кратними зв'язками.

3.3.1.1 Ковалентная неполярний зв'язок. Зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення електронних пар, в однаковій мірі належать обом атомам, називається ковалентного неполярной. Вона виникає між атомами з практично однаковою електронегативні (0,4\u003e ΔЕО\u003e 0) і, отже, рівномірним розподілом електронної щільності між ядрами атомів у гомоядерних молекул. Наприклад, Н 2, О 2, N 2, Cl 2 і т. Д. Дипольний момент таких зв'язків дорівнює нулю. Зв'язок СН в граничних вуглеводнях (наприклад, в СН 4) вважається практично неполярной, тому що Δ ЕО \u003d 2,5 (С) - 2,1 (Н) \u003d 0,4.

3.3.1.2 Ковалентная полярна зв'язок. Якщо молекула утворена двома різними атомами, то зона перекривання електронних хмар (орбіталей) зміщується в бік одного з атомів, і такий зв'язок називається полярної . При такого зв'язку ймовірність знаходження електронів біля ядра одного з атомів вище. Наприклад, НCl, H 2 S, PH 3.

Полярна (несиметрична) ковалентний зв'язок - зв'язок між атомами з різною електронегативність (2\u003e ΔЕО\u003e 0.4) і несиметричним розподілом загальної електронної пари. Як правило, вона утворюється між двома неметалами.

Електронна щільність такого зв'язку зміщена в бік більш електронегативного атома, що призводить до появи на ньому часткового негативного заряду  (дельта мінус), а на менш електронегативний атом - часткового позитивного заряду  (дельта плюс)

C   Cl   C   O   C  N   O  H   C  Mg .

Напрямок зміщення електронів позначається також стрілкою:

CCl, CО, CN, ОН, CMg.

Чим більше різниця в електронегативності пов'язують атомів, тим вище полярність зв'язку і більше її дипольний момент. Між протилежними за знаком частковими зарядами діють додаткові сили тяжіння. Тому, чим полярні зв'язок, тим вона міцніша.

Крім поляризуемости ковалентний зв'язок має властивість насичуваності - здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки у нього є енергетично доступних атомних орбіталей. Третім властивістю ковалентного зв'язку є її спрямованість.

3.3.2 Іонна зв'язок. Рушійною силою її освіти є все те ж прагнення атомів до октетное оболонці. Але в ряді випадків така "октетное" оболонка може виникнути тільки при передачі електронів від одного атома до іншого. Тому, як правило, іонна зв'язок утворюється між металом і неметаллом.

Розглянемо як приклад реакцію між атомами натрію (3s 1) і фтору (2s 2 3s 5). Різниця електронегативності в з'єднанні NaF

ЕО \u003d 4,0 - 0,93 \u003d 3,07

Натрій, віддавши фтору свій 3s 1 електрон, стає іоном Na + і залишається із заповненою 2s 2 2p 6 оболонкою, що відповідає електронної конфігурації атома неону. Точно таку ж електронну конфігурацію набуває фтор, прийнявши один електрон, відданий натрієм. В результаті виникають сили електро-статичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами.

іонна зв'язок - крайній випадок полярної ковалентного зв'язку, заснована на електростатичному тяжінні іонів. Такий зв'язок виникає при великій різниці в електронний торгівельний пов'язують атомів (ЕО\u003e 2), коли менш електронегативний атом майже повністю віддає свої валентні електрони і перетворюється в катіон, а інший, більш електронегативний атом, ці електрони приєднує і стає аніоном. Взаємодія іонів протилежного знака не залежить від напрямку, а кулонівських сили не мають властивість насиченості. В силу цього іoннaя зв'язок не має просторової спрямованості і насичуваності , Так як кожен іон пов'язаний з певним числом противоионов (координаційне число іона). Тому іонно-пов'язані сполуки не мають молекулярного будови і являють собою тверді речовини, що утворюють іонні кристалічні решітки, з високими температурами плавлення і кипіння, вони високополярние, часто солеобразний, в водних розчинах електропровідні. Наприклад, MgS, NaCl, А 2 O 3. З'єднань з чисто іонними зв'язками практично не існує, оскільки завжди залишається деяка частка ковалентності в силу того, що повного переходу одного електрона до іншого атому не спостерігається; в самих «іонних» речовинах частка ионности зв'язку не перевищує 90%. Наприклад, в NaF поляризація зв'язку становить близько 80%.

В органічних сполуках іонні зв'язку зустрічаються досить рідко, тому що атом вуглецю не схильний ні втрачати, ні купувати електрони з утворенням іонів.

валентність елементів в з'єднаннях з іонними зв'язками дуже часто характеризують ступенем окислення , Яка, в свою чергу, відповідає величині заряду іона елемента в даному з'єднанні.

Ступінь окислення - це умовний заряд, який набуває атом в результаті перерозподілу електронної щільності. Кількісно вона характеризується числом зміщених електронів від менш електроотрі-цательного елемента до більш електронегативного. Позитивно заряджений іон утворюється з того елемента, який віддав свої електрони, а негативний іон - з елемента, який ці електрони прийняв.

Елемент, що знаходиться в вищого рівня окислення (Максимально позитивною), вже віддав всі свої валентні електрони, що знаходяться в АВЗ. А оскільки їх кількість визначається номером групи, в якій стоїть елемент, то вищий ступінь окислення для більшості елементів і буде дорівнює номеру групи . Що стосується нижчого ступеня окислення (Максимально негативною), то вона з'являється при формуванні восьміелектронной оболонки, тобто в тому випадку, коли АВЗ заповнюється повністю. для неметалів вона розраховується за формулою № групи - 8 . для металів дорівнює нулю , Оскільки вони електрони приймати не можуть.

Наприклад, АВЗ сірки має вигляд: 3s 2 3р 4. Якщо атом віддасть всі електрони (шість), то придбає вищу ступінь окислення +6 , Що дорівнює номеру групи VI , Якщо прийме два, необхідні для завершення стійкої оболонки, то придбає нижчу ступінь окислення –2 , рівну № групи - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Металева зв'язок. Більшість металів має ряд властивостей, що мають загальний характер і відрізняються від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- і електропровідність. Ці особливості пояснюються існуванням в металах особливого виду взаємодії – металевої зв'язку.

Відповідно до положення в періодичній системі атоми металів мають невелике число валентних електронів, які досить слабо пов'язані зі своїми ядрами і можуть легко відриватися від них. В результаті цього в кристалічній решітці металу з'являються позитивно заряджені іони, локалізовані в певних положеннях кристалічної решітки, і велика кількість делокалізованних (вільних) електронів, порівняно вільно переміщаються в поле позитивних центрів і здійснюють зв'язок між всіма атомами металу за рахунок електростатичного притягання.

В цьому полягає важлива відмінність металевих зв'язків від ковалентних, які мають строгу спрямованість в просторі. Сили зв'язку в металах не локалізовано і не спрямовані, а вільні електрони, що утворюють «електронний газ», зумовлюють високу тепло- і електропровідність. Тому в цьому випадку неможливо говорити про спрямованість зв'язків, так як валентні електрони розподілені по кристалу майже рівномірно. Саме цим і пояснюється, наприклад, пластичність металів, т. Е. Можливість зміщення іонів і атомів в будь-якому напрямку

3.3.4 Донорно-акцепторная зв'язок. Крім механізму утворення ковалентного зв'язку, згідно з яким загальна електронна пара виникає при взаємодії двох електронів, існує також особливий донорно-акцепторні механізм . Він полягає в тому, що ковалентний зв'язок утворюється в результаті переходу вже існуючої (неподіленої) електронної пари донора (Постачальника електронів) в загальне користування донора і акцептора (Постачальника вільної атомної орбіталі).

Після утворення вона нічим не відрізняється від ковалентного. Донорно-акцепторні механізм добре ілюструється схемою освіти іона амонію (рисунок 9) (зірочками позначені електрони зовнішнього рівня атома азоту):

Малюнок 9-Схема освіти іона амонію

Електронна формула АВЗ атома азоту 2s 2 2р 3, тобто він має три неспарених електрона, які вступають в ковалентний зв'язок з трьома атомами водню (1s 1), кожен з яких має один валентний електрон. При цьому утворюється молекула аміаку NH 3, в якій зберігається неподіленої електронної пари азоту. Якщо до цієї молекулі підійде протон водню (1s 0), який не має електронів, то азот передасть свою пару електронів (донор) на цю атомну орбіталь водню (акцептор), в результаті чого утворюється іон амонію. У ньому кожен атом водню пов'язаний з атомом азоту загальної електронної парою, одна з яких реалізована по донорно-акцепторного механізму. Важливо відзначити, що зв'язку Н-N, Утворені за різними механізмами, ніяких відмінностей у властивостях не мають. Зазначене явище обумовлено тим, що в момент утворення зв'язку орбіталі 2s- і 2р- електронів атома азоту змінюють свою форму. В результаті виникають чотири абсолютно однакові за формою орбіталі.

Як донори зазвичай виступають атоми з великою кількістю електронів, але мають невелике число неспарених електронів. Для елементів II періоду така можливість крім атома азоту є у кисню (дві неподіленого пари) і у фтору (три неподіленого пари). Наприклад, іон водню Н + у водних розчинах ніколи не буває у вільному стані, так як з молекул води Н2О і іона Н + завжди утворюється іон гідроксонію Н 3 О + Іон гидроксония присутній у всіх водних розчинах, хоча для простоти в написанні зберігається символ H +.

3.3.5 Воднева зв'язок. Атом водню, пов'язаний з сильно електронегативний елементом (азотом, киснем, фтором і ін.), Який «стягує» на себе спільну електронну пару, відчуває нестачу електронів і набуває ефективний позитивний заряд. Тому він здатний взаємодіяти з неподіленої парою електронів іншого електронегативного атома (який набуває ефективний негативний заряд) цієї ж (внутримолекулярная зв'язок) або іншої молекули (межмолекулярная зв'язок). В результаті виникає воднева зв'язок , Яка графічно позначається точками:

Цей зв'язок значно слабше інших хімічних зв'язків (енергія її освіти 10 – 40 кДж / моль) і в основному має частково електростатичний, частково донорно-акцепторні характер.

Виключно важливу роль воднева зв'язок грає в біологічних макромолекулах, таких неорганічних з'єднаннях як H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Наприклад, зв'язку О-Н в Н 2 О мають помітний полярний характер з надлишком негативного заряду - на атомі кисню. Атом водню, навпаки, набуває невеликий позитивний заряд  + і може взаємодіяти з неподіленими парами електронів атома кисню сусідньої молекули води.

Взаємодія між молекулами води виявляється досить сильним, таким, що навіть в парах води присутні димери і тримери складу (H 2 O) 2, (Н 2 O) 3 і т. Д. У розчинах ж можуть виникати довгі ланцюги ассоциатов такого виду:

оскільки атом кисню має дві неподіленого пари електронів.

Наявність водневих зв'язків пояснює високі температури кипіння води, спиртів, карбонових кислот. За рахунок водневих зв'язків вода характеризується такими високими в порівнянні з H 2 Е (Е \u003d S, Se, Te) температурами плавлення і кипіння. Якби водневі зв'язку були відсутні, то вода плавилася б при -100 ° С, а кипіла при -80 ° С. Типові випадки асоціації спостерігаються для спиртів і органічних кислот.

Водневі зв'язки можуть виникати як між різними молекулами, так і всередині молекули, якщо в цій молекулі є групи з донорной і акцепторной здібностями. Наприклад, саме внутрішньо-молекулярні водневі зв'язки відіграють основну роль в утворенні пептидних ланцюгів, які визначають будову білків. Н-зв'язку впливають на фізичні і хімічні властивості речовини.

Зв'язки типу водневих не утворюють атоми інших елементів , Оскільки сили електростатичного притягання різнойменних решт диполів полярних зв'язків (О-Н, N-H і т.п.) досить слабкі і діють лише на малих відстанях. Водень, володіючи найменшим атомним радіусом, дозволяє зблизитися таким ДІПОЛ настільки, що сили тяжіння стають помітними. Жоден інший елемент з великим атомним радіусом не здатний до утворення подібних зв'язків.

3.3.6 Сили міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса). У 1873 р голландський вчений І. Ван-дер-Ваальса припустив, що існують сили, які обумовлюють тяжіння між молекулами. Ці сили пізніше отримали назву ван дер Ваальсових сил – найбільш універсальний вид міжмолекулярної зв'язку. Енергія ван дер Ваальсових зв'язку менше водневої і становить 2-20 кДж / ∙ моль.

Залежно від способу виникнення сили діляться на:

1) орієнтаційні (диполь-диполь або іон-диполь) - виникають між полярними молекулами або між іонами і полярними молекулами. При зближенні полярних молекул вони орієнтуються таким чином, щоб позитивна сторона одного диполя була спрямована до негативного боку іншого диполя (рисунок 10).

Малюнок 10 - орієнтаційні взаємодія

2) індукційні (диполь - індукований диполь або іонного індукований диполь) - виникають між полярними молекулами або іонами і неполярними молекулами, але здатними до поляризації. Диполі можуть впливати на неполярні молекули, перетворюючи їх в индицировать (наведені) диполі. (Рисунок 11).

Малюнок 11 - Индукционное взаємодія

3) дисперсійні (індукований диполь - індукований диполь) - виникають між неполярними молекулами, здатними до поляризації. У будь-якій молекулі або атомі благородного газу виникають флуктуації електричної щільності, в результаті чого з'являються миттєві диполі, які в свою чергу індукують миттєві диполі у сусідніх молекул. Рух миттєвих диполів стає узгодженим, їх поява і розпад відбувається синхронно. В результаті взаємодії миттєвих диполів енергія системи знижується (рисунок 12).

Малюнок 12 - Дисперсійне взаємодія

Атоми більшості елементів не існують окремо, так як можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються більш складні частинки.

Природа хімічного зв'язку полягає в дії електростатичних сил, які є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони і ядра атомів.

Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи найдалі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.

Типи взаємодії в хімії

Типи хімічного зв'язку можна представити у вигляді такої таблиці:

Характеристика іонної зв'язку

Хімічна взаємодія, яке утворюється через тяжіння іонів, Що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язуються атоми мають істотну різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до більш електронегативного елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок - іонів. Між ними і виникає тяжіння.

Найменшими показниками електронегативності володіють типові метали, А найбільшими - типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами і типовими неметалами.

Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином в негативно заряджені іони (аніони).

Атоми переходять в більш стійке енергетичний стан, Завершуючи свої електронні конфігурації.

Іонна зв'язок ненаправленная і не насичується, так як електростатичне взаємодія відбувається в різні боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знаку у всіх напрямках.

Розташування іонів таке, що навколо кожного знаходиться певне число протилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.

приклади освіти

Освіта зв'язку в хлориде натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na до атома Cl з утворенням відповідних іонів:

Na 0 - 1 е \u003d Na + (катіон)

Cl 0 + 1 е \u003d Cl - (аніон)

У хлориде натрію навколо катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іона хлору - шість іонів натрію.

При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:

Ba 0 - 2 е \u003d Ba 2+

S 0 + 2 е \u003d S 2

Ва віддає свої два електрона сере в результаті чого утворюються аніони сірки S 2 і катіони барію Ba 2+.

Металева хімічний зв'язок

Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелика, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу і вільні електрони. Ці електрони називаються «електронним газом». Електрони вільно переміщаються за обсягом металу і постійно зв'язуються і відриваються від атомів.

Будова речовини металу таке: кристалічна решітка є кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.

Можна навести такі приклади:

Mg - 2е<-> Mg 2+

Cs - e<-> Cs +

Ca - 2e<-> Ca 2+

Fe - 3e<-> Fe 3+

Ковалентний: полярний і неполярний

Найбільш поширеним видом хімічної взаємодії є ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, в зв'язку з цим відбувається тільки зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома.

Ковалентное взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або по донорно-акцепторного.

Обмінний механізм реалізується, якщо у кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях та перекривання атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що належить вже обом атомам. Коли ж у одного з атомів є пара електронів на зовнішньому електронному рівні, а в іншого - вільна орбіталь, то при перекривання атомних орбіталей відбувається усуспільнення електронної пари і взаємодія по донорно-акцепторного механізму.

Ковалентні поділяються по кратності на:

  • прості або одинарні;
  • подвійні;
  • потрійні.

Подвійні забезпечують усуспільнення відразу двох пар електронів, а потрійні - трьох.

За розподілом електронної щільності (полярності) між зв'язуваними атомами ковалентний зв'язок ділиться на:

  • неполярну;
  • полярну.

Неполярну зв'язок утворюють однакові атоми, а полярну - різні за електронегативності.

Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярной зв'язком. Загальна пара електронів в такій молекулі НЕ притягнута до жодного з атомів, а належить в рівній мірі обом.

Взаємодія розрізняються по електронегативності елементів призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються більш електронегативний елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). В результаті такого зміщення електронної густини на атомах з'являються часткові заряди: на більш електронегативний - негативний заряд, а на менш - позитивний.

Властивості і характеристика ковалентності

Основні характеристики ковалентного зв'язку:

  • Довжина визначається відстанню між ядрами взаємодіючих атомів.
  • Полярність визначається зміщенням електронної хмари до одного з атомів.
  • Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані в просторі зв'язку і, відповідно, молекули, які мають певні геометричні форми.
  • Насичуваність визначається здатністю утворювати обмежене число зв'язків.
  • Поляризуемость визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
  • Енергія необхідна для руйнування зв'язку, що визначає її міцність.

Прикладом ковалентного неполярного взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) і багато інших.

H · + · H → H-H молекула має одинарну неполярну зв'язок,

O: +: O → O \u003d O молекула має подвійну неполярну,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.

Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементів можна привести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти (HCL), води (H2O), метану (CH4), оксиду сірки (SO2) і багатьох інших.

У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентная полярна, так як більш електронегативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарених електрона на зовнішньому рівні, а вуглець може надати для освіти взаємодії чотири валентних електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки і молекула виглядає так: O \u003d C \u003d O.

Для того щоб визначитися з типом зв'язку в тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовини неметали - ковалентний неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярної зв'язком.