Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между

Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между
атомами в молекулах и кристаллах.
Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в
результате действия между атомами электрических сил притяжения.
Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки,
способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В
соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают
определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни. В 1915г. немецкий физик
Коссель дал объяснение химической связи в солях, а в 1916 году американский учёный Льюис
предложил трактовку химической связи в молекулах. Они исходили из представлений о том, что
атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов
(полного заполнения внешнего электронного слоя). Представления Косселя и Льюиса получили
названия электронной теории валентности
При образовании химической связи происходит перераспределение в пространстве
электронных плотностей, первоначально принадлежавших разным атомам. Поскольку наименее
прочно связаны с ядром электроны внешнего уровня, то этим электронам принадлежит главная роль
в образовании химической связи. Количество химических связей, образованных данным атомом в
соединении, называют валентностью. Электроны, принимающие участие в образовании химической
связи, называются валентными: у s- и р элементов — это внешние электроны, у d- элементов —
внешние (последние) s-электроны и предпоследние d-электроны. С энергетической точки зрения
наиболее устойчивым является атом, на внешнем уровне которого содержится максимальное число
электронов (2 и 8 электронов). Такой уровень называют завершенным. Завершенные уровни
отличаются большой прочностью и характерны для атомов благородных газов: у гелия на внешнем
уровне два электрона (s2), у остальных - по восемь электронов (ns2np6), поэтому при обычных
условиях они находятся в состоянии химически инертного одноатомного газа.
У атомов других элементов внешние энергетические уровни незавершенные. В процессе
химической реакции осуществляется завершение внешних уровней, что достигается либо
присоединением, либо отдачей электронов, а также образованием общих электронных пар. Эти
способы приводят к образованию двух основных типов связи: ковалентной и ионной. Таким образом,
при образовании молекулы каждый атом стремится приобрести устойчивую внешнюю электронную
оболочку: либо двухэлектронную (дублет), либо восьми-электронную (октет). Эта закономерность
положена в основу теории образования химической связи. Образование химической связи за счет
завершения внешних уровней в образующих связь атомах сопровождается выделением большого
количества энергии, то есть возникновение химической связи всегда протекает экзотермически,
поскольку оно приводит к появлению новых частиц (молекул), обладающих при обычных условиях
большей устойчивостью, а, следовательно, меньшей энергией, чем у исходных. Одним из
существенных
показателей,
определяющих
тип
связи
между
атомами,
является
электроотрицательность, то есть способность атомом притягивать к себе электроны от других
атомов. Электроотрицательность атомов элементов изменяется постепенно: в периодах
периодической системы слева направо ее значение возрастает, а в группах сверху вниз уменьшается.
Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений
электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по
электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее.
Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип
химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая
связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по
своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.
Основными параметрами химической связи является её длина, прочность и валентные углы,
характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов. Длина связи - это
межъядерное расстояние между химическими связанными атомами. Угол между воображаемыми
прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется валентным углом.
Энергия связи - энергия, необходимая для разрыва такой связи.
Различают три основных типа химических связей: ковалентную, ионную и металлическую.
Ионная связь — электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного
смещения электронной пары к одному из атомов.Этот тип связи образуется, если разность
электроотрицательностей атомов велика (>1,7 по шкале Полинга). Ионная связь — предельный
случай полярной ковалентной связи.
Соединения, образованные путем притяжения ионов называются ионными. Ионные
соединения состоят из отдельных молекул только в парообразном состоянии. В твердом
(кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных
положительных и отрицательных ионов. Молекулы в этом случае отсутствуют. Ионные соединения
образуют резко различные по величине электроотрицательности элементы главных подгрупп I и II
групп и главных подгрупп VI и VII групп. В зависимости от величины электроотрицательности все
элементы делятся на:
1. электроположительные (элементы 1-3 группы)
2. электротрицательные (все остальные элементы)
Ионная
связь
образуется
между
элементами
сильно
отличающимися
по
электроотрицательности.
Ионных соединений сравнительно немного. Например неорганические соли: NH4Cl (ион
аммония NH4 + и ион хлора Cl-), а также солеобразные органические соединения: алкоголяты соли
карбоновых кислот, соли аминов Неполярная ковалентная связь и ионная связь -- два предельных
случая распределения электронной плотности.
Неполярной связи отвечает равномерное распределение связующего двух электронного
облака между одинаковыми атомами. Наоборот, при ионной связи связующие электронное облако
практически полностью принадлежит одному из атомов.
Ионная связь образуется за счет перехода одного или нескольких электронов от одного атома на
внешнюю оболочку другого атома. Атом, отдавший электрон становится положительно заряженным
(катион), а получивший - отрицательно заряженный (анион). Связь между разноименными ионами
осуществляется за счет сил электростатического притяжения.
Образование ионной связи происходит по октаэдрическому правилу. Согласно этому правилу
атом принимает, теряет или разделяет электроны таким образом, чтобы электронное облако для него
соответствовало ближайшему инертному газу.
Основные свойства ковалентной связи.
Химическая связь, осуществляемая за счет образования общих (связывающих) электронных
пар, называется ковалентной. Термин ковалентная связь был впервые введён лауреатом Нобелевской
премии Ирвингом Ленгмюром в 1919 году.
Новая электронная пара, возникает из двух неспаренных электронов. Существует несколько
способов образования ковалентных связей за счёт перекрывания электронных облаков.
s-s- связь
s-p- связь
p-p- связь
p-p- связь
p
p
p-p π-связь
Ϭ-связь значительно прочнее π –связи, причем π -связь возможна только при наличии Ϭ –
связи, за счет π –связи образуются кратные связи (двойные и тройные)
Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными
спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Ковалентная связь тем прочнее,
чем в большей степени перекрываются электронные облака.
Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность,
гибридизация, кратность
1. Прочность ковалентной связи - это свойство характеризуется длинной связи (межъядерное
пространство) и энергии энергией связи.
2. Полярность ковалентной связи. В молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента,
одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, каждое ядро атома с
одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной
ковалентной связью. Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из
ядер атомов, то связь называют полярной ковалентной связью.
3. Насыщаемость ковалентной связи - это способность атома участвовать только в определенном
числе ковалентной связи, насыщаемость характеризует валентностью атома. Количественные меры
валентности являются число не спаренных электронов у атома в основном и в возбужденном
состоянии.
4. Направленность ковалентной связи. Наиболее прочные ковалентной связи образуются в
направлении максимального перекрывания атомных орбиталей, то есть мерой направленности
служит валентный угол.
5. Гибридизация ковалентной связи -- при гибридизации происходит смещение атомных орбиталей,
т.е. происходит выравнивание по энергии и по форме. Существует sp, sp2, sp3 --гибридизация. sp -форма молекулы линейная (угол 1800), sp2 -- форма молекулы плоская треугольная (угол 1200), sp3 форма тетраэдрическая (угол 109028).
6. Кратность ковалентной связи или делоколизация связи - число связей, образующихся между
атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи
изменяется длина связи и ее энергия.
Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:
1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному
неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов
остаются неизменными.
Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов
в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют
обобществленной электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью.
Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12.
Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется
различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее
притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с
меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине
положительный заряд. Такая ковалентная связь называется полярной.
2. Донорно-акцепторный механизм. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона
предоставляет один из атомов - донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи,
называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на
единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
Изображать химические связи (ковалентные) принято по-разному (обменный механизм);
1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического знака элемента. Тогда
образование молекулы водорода можно показать схемой
H∙ + H∙ →H:H
2) с помощью квантовых ячеек (орбиталей), как размещение двух электронов с противоположными
спинами в одной молекулярной квантовой ячейке:
1s1
1s1
↑
↓
\ /
или ↑ + ↓ → ↑↓
1s2
↑↓
Схема, расположенная слева, показывает, что молекулярный энергетический уровень ниже исходных
атомных уровней, а значит, молекулярное состояние вещества более устойчиво, чем атомное;
3) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают черточкой (штрихом)
(например, Н—Н), которая символизирует пару электронов.
Пример. Образование молекулы хлора.
Точками обозначены электроны. При расстановке следует соблюдать правило: электроны ставятся в
определённой последовательности: слева, сверху, справа, снизу по
одному, затем добавляют по одному, неспаренные электроны и
принимают участие в образовании связи.
Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома.
Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной
парой.
Если между атомами возникла одна ковалентняя связь (одна общая электронная пара), то она
называется одинарной; если больше, то кратной двойной (две общие электронные пары), тройной
(три общие электронные пары).
Одинарная связь изображается одной черточкой (штрихом), двойная - двумя, тройная - тремя.
Черточка между двумя атомами показывает, что у них пара электронов обобщена, в результате чего
и образовалась химическая связь. С помощью таких черточек изображают структурные формулы
молекул.
Возможен и другой механизм ее образования - донорно-акцепторный. В этом случае
химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали
другого атома. Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония
.
В молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов двухэлектронное облако):
У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-орбиталь, что можно обозначить как □H+. При
образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и
водорода, т.е. оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая
ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой
+ □H+ →
Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми
атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащее азоту,
становится общим с водородом. В схемах изображение ячейки □ часто опускается.
Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называется донором, а атом,
принимающий ее (т.е. предоставляющий свободную орбиталь), называется акцептором.
Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома
(донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным.
Образованная таким путем ковалентная связь называется донорно-акцепторной или
координационной связью.
Однако это не особый вид связи, а лишь иной механизм (способ) образования ковалентной связи. По
свойствам четвертая N—Н-связь в ионе аммония ничем не отличается от остальных трех.
Схема образования металлической связи.
Металлическая связь имеет сходство как с ионной (образуется за счёт взаимодействия между
заряженными частицами: электронами и ионами), так и с ковалентной
( происходит обобществление электронов, но в отличии от
ковалентной связи, где электроны локализованы около определенных
атомов, электроны в металлах обобществляются для всего кристалла).
Свободные электроны иногда называют электронным газом.
Катионы в металлических решётках не обладают поступательным
движением, а совершают колебания вокруг положения узлов решётки.
Амплитуда этих колебаний возрастает при повышении температуры, а
при достижении температуры плавления металла решётка разрушается. Температура плавления
металлов, как правило, возрастает с увеличением числа валентных электронов в их атомах.
Водородная связь.
Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к
электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом,
может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия
такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль–1. Водородные связи могут
быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например,
в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла (рис. 3.3).
Молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух
межмолекулярных водородных связей (рис. 3.4).
Рисунок 3.3
Образование
внутримолекулярной
водородной связи
Рисунок 3.4
Образование
водородной связи
межмолекулярной
Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах,
таких неорганических соединениях как H2O, H2F2, NH3. За счет водородных связей вода
характеризуется столь высокими по сравнению с H2Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и
кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –
80 °С. Водородная связь гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная, но более сильная, чем
межмолекулярное взаимодействие.
Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид
межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь –
индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь – индуцированный
диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь – постоянный диполь). Энергия
ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль–1. Этим термином
первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам,
возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Открыты Я. Д. Ван дер Ваальсом в
1869 году.
Единая природа химической связи
Деление
химической
связи
на
типы
носит
условный
характер.
Металлическая связь, обусловленная притяжением электронов и ионов металлов, носит некоторые
признаки ковалентной, если принять во внимание перекрывание электронных орбиталей атомов. В
образовании водородной связи, помимо электростатического притяжения, не последнюю роль играет
донорно- акцепторный характер взаимодействия положительно поляризованного атома водорода с
неподеленной
электронной
парой
электроотрицательного
неметалла.
Резкую границу между ионной и ковалентной полярной связью провести также невозможно. Более
того, ионную связь можно рассматривать как крайне поляризованную ковалентную. Где же та грань,
которая
отделяет
ионную
связь
от
ковалентной
полярной?
Отнести любую связь металл-неметалл к ионному типу нельзя. По мере увеличения числа валентных
электронов у металлов суммарная прочность их связи с ядром усиливается, а способность к
образованию ионных связей уменьшается. Например, алюминий с тремя электронами на внешнем
энергетическом уровне даже с галогенами образует связи, имеющие заметную долю ковалентности.
С другой стороны, уменьшение электроотрицательности неметалла также приводит к усилению
ковалентного
характера
его
связи
даже
с
активным
металлом.
Принято считать ионной химическую связь между атомами элементов, разность
электроотрицательности которых больше или равна двум (по шкале Л. Полинга). Например, в оксиде
натрия связь ионная (3,44 – 0,93 = 2,51), а в бромиде алюминия - ковалентная полярная (2,741,47=1,27).
В одном веществе могут встречаться различные типы связей. В щелочах, например,
связь между атомами кислорода и водорода - ковалентная полярная, а между катионом металла и
гидроксид-анионом – ионная. В пероксиде натрия (Na2О2) два атома кислорода связаны друг с
другом ковалентной неполярной связью, а с катионами натрия - ионная. Молекулы пропионовой
кислоты (СН3-СН2-СООН) содержат ковалентные неполярные и ковалентные полярные связи, а
между
молекулами
образуются
прочные
водородные
связи.
Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая физическая
природа- электронно-ядерное взаимодействие. Образование любой химической связи представляет
собой результат взаимодействия электрических полей, создаваемых положительно заряженными
ядрами и электронными оболочками атомов.
Задача 1. Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, НСl, НВr, HI.
Решение. У этих двухатомных молекул прочность связи зависит от длины связи. А поскольку радиус
атома при переходе от фтора к иоду возрастает, то длина связи Н - галоген в этом направлении
возрастает, т.е. прочность соединений при переходе от фтора к иоду уменьшается.
Задача 2. Приведите структурную формулу 3-аминобензойной кислоты. Укажите характер
химических связей, валентности и степени окисления элементов.
Решение. Все связи в молекуле 3-аминобензойной кислоты - ковалентные полярные, кроме связей СС в бензольном кольце, которые являются ковалентными неполярными:
Валентности элементов равны: С - IV, О - II, Н - I, N - III. Степени окисления: Н+1, О-2, N-3. Степени
окисления атомов углерода различны. Атомы С в бензольном кольце при связях С-Н имеют степень
окисления -1 (т.к. углерод - более электроотрицательный элемент, чем водород), атом С при связи СN имеет степень окисления +1 (азот более электроотрицателен, чем углерод), атом С при связи С-С степень окисления 0 (связь между одинаковыми атомами). Наконец, атом С в группе СООН связан
тремя связями с более электроотрицательными атомами О и имеет степень окисления +3.
Примеры веществ со связями различных типов
между
Примеры
Типы связи
веществ
ионная
металлами
и NaCl,
FeCl2,
неметаллами
MgO,
CaS,
CaCO3, NH4NO3
ковалентная: неметаллами
HCI, H2O, CO2,
(полярная)
(разными)
HNO3,
H2SO4,
CН2О
(неполярная) неметаллами
H2, O2, P,
(одинаковыми)
C(алмаз), Cn
их особенности
высокие Тпл,кип.
нелетучие
Кристаллическая
решетка
Ионная
низкие Тпл, Тк, летучие* Молекулярная
Молекулярные – газы, Атомная,
летучие жидкости,
молекулярная
атомные
–
твердые,
прочные, нелетучи
металлическая В металлах, нек. Al, Fe, Cu, CuZn3, твердые,
пластичные,э металлическая
оксидах и др.
TiOx , Fe3С
лектропров.
водородная и между полярными H2O, HF, NH3, аномально
высокие
др.слабые
частями молекул
ROH,
Тпл,Тк, сжижение
RCH(NH2)COOH,
белки и НК
Самостоятельная работа. Химическая связь
1.Формула вещества с ионной связью:
1) НСI; 2) СF4; 3)SО2;
4)КBr.
2. Только ковалентная связь имеет место в соединении с формулой:
1) Ba(OH)2;
2) NH 4NO3;
3)H 2SO4;
4)Li 2CO3;
3. Ковалентная неполярная связь наблюдается в следующем веществе:
1) аммиак;
2) алмаз;
3) углекислый газ;
4) хлороформ.
4. Ковалентная связь отличается от ионной:
1) большей длиной;
2) меньшей энергией;
3) насыщаемостью;
5. Только ионные связи наблюдаются в соединении:
1) пероксид натрия;
2) гашенная известь;
3) медный купорос;
6. Химическая связь наиболее прочная в молекуле:
1) иодоводорода;
2) кислорода;
3) хлора;
4) меньшей длиной.
4) сильвинит.
4) азота.
7. Химическая связь наименее прочная в молекуле:
1) бромоводорода;
2) хлороводорода;
3) иодоводорода;
4) фтороводорода.
8. Наиболее выражен характер ионной связи в соединении:
1) хлорид кальция;
2) фторид калия;
3) фторид алюминия;
4) хлорид натрия.
9. Ковалентную неполярную связь имеет каждое из веществ пары:
1) водород и графит; 2) кислород и алюминий;
3) хлор и аргон;
4) азот и аммиак.
10. Длина связи увеличивается в ряду веществ, имеющих формулы:
1) CCI4 – CBr4 – CF4;
3) H 2S – H 2O – NH3;
2) SO2 – SeO2 – TeO2;
4) P 2O5– P 2S5 – PCI5.
11. Вещество, имеющее в молекуле кратную связь:
1) углекислый газ;
2) хлор;
3) аммиак;
4) этанол.
12. Число  - связей в молекуле пропеновой кислоты равно:
1) одна;
2) две;
3) три;
4) четыре
13)Образование водородной связи между молекулами веществ не оказывает влияние
на физическое свойство:
1)электропроводность
3)температура кипения
2)плотность
4) температура плавления
14)Наиболее прочные водородные связи образуются между атомом водорода и атомом:
1)азота
2)кислорода
3)хлора
4)серы
15)Прочность водородной связи зависит :
1) от величины избыточного положительного заряда на атоме водорода
2) от электроотрицательности атома элемента ,образующего такую связь с атомом
водорода
3) от величины поляризации связи водород –гетероатом
4) все выше перечисленные ответы верны.
16) Неполярная молекула с ковалентной полярной связью –это молекула :
1) аммиака
2) диэтилового эфира
3) тетрахлорметана
4) оксида серы(ІV)
17) Число σ -связей в молекуле уксусной кислоты равно :
1)четырем
2)пяти
3) шести
4)семи
18) Молекулярной кристаллической решетки не имеет следующее соединение :
1)оксид углерода (II)
3)белый фосфор
2)ромбическая сера
4)оксид кремния (IV)
19) В комплементарной паре гуанин – цитозин число водородных связей между двумя
основаниями равно :
1)одному
2)двум
3)трем
4)четырем
20) Вещество, молекулы которого имеют нулевой дипольный момент :
1)бензол
2)сероводород
3)серная кислота
4)ацетон.