Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементів має електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДКЛЮЧНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язку між атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більше 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваність,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води - полярна, а в молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 о 28′.

Насичуваність - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки ділять на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він рухоміший, відповідно і молекула більш поляризуема.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього енергетичного рівня атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають під час роботи з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та одна хімічна зв'язок H-H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до електронегативнішого атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В = А:

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B = А: В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями інших ковалентних зв'язків, утворених по обмінному механізму. Освіта ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малим числом електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінівнаприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагидроксоалюминате натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

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

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

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

Довжину хімічного зв'язку можна приблизно оцінити за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцний.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

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

приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється іон стабільний хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

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

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним відмінність між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий зв'язок — це зв'язок, який утворюють щодо вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками.

Віддаючи електрони, атоми металів перетворюються на позитивно заряджені іони . Електрони, що відірвалися відносно вільно переміщаютьсяміж позитивно зарядженими іонами металів Між цими частинками виникає зв'язок, т.к. загальні електрони утримують катіони металів, розташовані шарами, разом створюючи таким чином досить міцну металеві кристалічні грати . У цьому електрони безупинно хаотично рухаються, тобто. постійно виникають нові нейтральні атоми та нові катіони.

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії - це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії - Це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок . Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фторівник HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - Не менше -61 про С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 про С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

Будь-яка взаємодія між атомами можлива лише за наявності хімічного зв'язку. Такий зв'язок є причиною утворення стійкої багатоатомної системи – молекулярного іона, молекули, кристалічної решітки. Міцний хімічний зв'язок вимагає багато енергії для розриву, тому він 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 системи взаємодіючих елементів, що утворилася, завжди менше енергії незв'язаних вихідних частинок. Таким чином, основою виникнення хімічного зв'язку в системі є спад потенційної енергії її елементів.

Природа хімічної взаємодії

Хімічний зв'язок - це наслідок взаємодії електромагнітних полів, що виникають навколо електронів та ядер атомів тих речовин, що беруть участь в утворенні нової молекули чи кристала. Після відкриття теорії будови атома природа цієї взаємодії стала доступнішою для вивчення.

Вперше ідея про електричну природу хімічного зв'язку виникла в англійського фізика Г. Деві, який припустив, що молекули утворюються через електричне тяжіння різноіменно заряджених частинок. Ця ідея зацікавила шведського хіміка та натураліста І.Я. Берцеліус, який розробив електрохімічну теорію виникнення хімічного зв'язку.

Перша теорія, яка пояснювала процеси хімічної взаємодії речовин, була недосконалою, і згодом від неї довелося відмовитись.

Теорія Бутлерова

Найбільш успішна спроба пояснити природу хімічного зв'язку речовин була здійснена російським ученим А.М.Бутлеровим. В основу своєї теорії цей учений поклав такі припущення:

• Атоми у сполученому стані пов'язані один з одним у певному порядку. Зміна цього порядку спричиняє утворення нової речовини.
• Атоми зв'язуються між собою за законами валентності.
• Властивості речовини залежить від порядку сполуки атомів у молекулі речовини. Інший порядок розташування стає причиною зміни хімічних властивостей речовини.
• Атоми, пов'язані між собою, найбільше впливають один на одного.

Теорія Бутлерова пояснювала властивості хімічних речовин як їх складом, а й порядком розташування атомів. Такий внутрішній порядок О.М. Бутлеров назвав "хімічною будовою".

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

Передумови створення теорій хімічного зв'язку

У своїй теорії хімічної будови Бутлеров не торкався питання, що таке хімічна зв'язок. Для цього тоді було надто 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 утворення електронної пари, яка одночасно належить двом атомам. Згодом ця ідея стала фундаментом розробки теорії ковалентного зв'язку.

Ковалентний хімічний зв'язок

Стійка хімічна сполука може бути утворена при перекритті електронних хмар двох сусідніх атомів. Результатом такого взаємного перетину стає зростаюча електронна щільність міжядерному просторі. Ядра атомів, як відомо, заряджені позитивно, і тому намагаються якомога ближче притягнутися до негативно зарядженої електронної хмари. Це тяжіння значно сильніше, ніж сили відштовхування між двома позитивно зарядженими ядрами, тому такий зв'язок є стійким.

Вперше розрахунки хімічного зв'язку було виконано хіміками Гейтлером та Лондоном. Ними було розглянуто зв'язок між двома атомами водню. Найпростіше наочне уявлення про неї може виглядати так:

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

Іонний зв'язок

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

На відміну від ковалентного зв'язку, іон не має насиченості: до іону або групи іонів може приєднатися різне число протилежно заряджених іонів. Кількість приєднаних частинок обмежується лише лінійними розмірами взаємодіючих іонів, а також умовою, за якої сили тяжіння протилежно заряджених іонів повинні бути більшими, ніж сили відштовхування однаково заряджених частинок, що беруть участь у з'єднанні іонного типу.

Водневий зв'язок

Ще до створення теорії хімічної будови дослідним шляхом було помічено, що сполуки водню з різними неметалами мають дещо незвичайні властивості. Наприклад, температура кипіння фтороводню та води значно вища, ніж це можна було очікувати.

Ці та інші особливості водневих сполук можна пояснити здатністю атома Н+ утворювати ще один хімічний зв'язок. Такий тип сполуки отримав назву «водневий зв'язок». Причини виникнення водневого зв'язку у властивостях електростатичних сил. Наприклад, у молекулі фтороводню загальна електронна хмара настільки зміщена у бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичений негативним електричним полем. Навколо атома водню, позбавленого свого єдиного електрона, поле значно слабше, і має позитивний заряд. В результаті виникає додатковий взаємозв'язок між позитивними полями електронних хмар Н+ та негативними F-.

Хімічний зв'язок металів

Атоми всіх металів розташовані у просторі певним чином. Порядок розташування атомів металів називається кристалічною решіткою. При цьому електрони різних атомів слабо взаємодіють один з одним, утворюючи загальну електронну хмару. Такий вид взаємодії між атомами та електронами отримав назву «металевий зв'язок».

Саме вільним пересуванням електронів у металах можна пояснити фізичні властивості металевих речовин: електропровідність, теплопровідність, міцність, плавність та інші.

Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються складніші частинки.

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

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

Типи взаємодії у хімії

Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:

Характеристика іонного зв'язку

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

Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.

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

Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.

Іонна зв'язок ненаправлена ​​і насичувана, оскільки електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака у всіх напрямах.

Розташування іонів таке, що навколо кожного є певна кількість протилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.

Приклади освіти

Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na атом Cl з утворенням відповідних іонів:

Na 0 - 1 е = Na + (катіон)

Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)

У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору - шість іонів натрію.

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

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Віддає свої два електрони сірці в результаті чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .

Металевий хімічний зв'язок

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

Будова речовини металу така: 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+

Ковалентна: полярна та неполярна

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

Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.

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

Ковалентні поділяються за кратністю на:

• прості чи одинарні;
• подвійні;
• потрійні.

Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.

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

• неполярну;
• полярну.

Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.

Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.

Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.

Властивості та характеристика ковалентності

Основні характеристики ковалентного зв'язку:

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

Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.

H· + ·H → H-H молекула має одинарний неполярний зв'язок,

O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,

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

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

У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарені електрони на зовнішньому рівні, а вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O = C = O.

Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовини неметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.

Зовнішні оболонки всіх елементів, крім благородних газів, є НЕЗАВЕРШЕНИМИ і в процесі хімічної взаємодії вони ЗАВЕРШАЮТЬСЯ.

Хімічний зв'язок утворюється з допомогою електронів зовнішніх електронних оболонок, але здійснюється вона по-різному.

Розрізняють три основні типи хімічного зв'язку:

Ковалентний зв'язок та його різновиди: полярний та неполярний ковалентний зв'язок;

Іонний зв'язок;

Металевий зв'язок.

Іонний зв'язок

Іонний хімічний зв'язок – це зв'язок, що утворився за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.

Іонна зв'язок виникає між атомами, різко відмінними друг від друга величинами електронегативності, тому пара електронів, що утворює зв'язок, сильно зміщена одного з атомів, отже вважатимуться її належить атому цього елемента.

Електронегативність – це здатність атомів хімічних елементів притягувати до себе свої та чужі електрони.

Природу іонного зв'язку, структуру та властивості іонних сполук пояснюють з позиції електростатичної теорії хімічних зв'язків.

Освіта катіонів: М 0 - n e - = M n+

Утворення аніонів: НМ 0 + n e - = Не M n-

Наприклад: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

При горінні металевого натрію в хлорі в результаті окислювально-відновної реакції утворюються катіони сильно електропозитивного елемента натрію та аніони сильно-електронегативного елемента хлору.

Висновок: іонний хімічний зв'язок утворюється між атомами металу і неметалу, що сильно відрізняються за електронегативністю.

Наприклад: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 і т.д.

Ковалентний неполярний та полярний зв'язок

Ковалентним зв'язком називається зв'язування атомів за допомогою загальних (поділених між ними) електронних пар.

Ковалентний неполярний зв'язок

Розглянемо виникнення ковалентного неполярного зв'язку з прикладу утворення молекули водню із двох атомів водню. Цей процес є типовою хімічної реакцією, оскільки з однієї речовини (атомарного водню) утворюється інше - молекулярний водень. Зовнішньою ознакою енергетичної "вигідності" цього процесу є виділення великої кількості теплоти.

Електронні оболонки атомів водню (з одним s-електроном у кожного атома) зливаються в загальну електронну хмару (молекулярну орбіталь), де обидва електрони "обслуговують" ядра незалежно від того, "своє" це ядро ​​або "чуже". Нова електронна оболонка подібна до завершеної електронної оболонки інертного газу гелію з двох електронів:1s 2 .

Насправді використовують найпростіші методи. Наприклад, американський хімік Дж. Льюїс у 1916 році запропонував позначати електрони крапками поряд із символами елементів. Одна точка означає один електрон. У цьому випадку утворення молекули водню з атомів записується так:

Розглянемо зв'язування двох атомів хлору 17 Cl (заряд ядра Z = 17) у двоатомну молекулу з позицій будови електронних оболонок хлору.

На зовнішньому електронному рівні хлору міститься s 2 + p 5 = 7 електронів. Оскільки електрони нижніх рівнів не беруть участі у хімічному взаємодії, точками позначимо лише електрони зовнішнього рівня. Ці зовнішні електрони (7 штук) можна розмістити у вигляді трьох електронних пар та одного неспареного електрона.

Після об'єднання молекулу з неспарених електронів двох атомів виходить нова електронна пара:

У цьому кожен із атомів хлору перебувають у оточенні ОКТЕТА електронів. У цьому легко переконатися, якщо обвести кухлем будь-який з атомів хлору.

Ковалентний зв'язок утворює лише пара електронів, що знаходиться між атомами. Вона називається поділеною парою. Інші пари електронів називають неподіленими парами. Вони заповнюють оболонки та не беруть участь у зв'язуванні.

Атоми утворюють хімічні зв'язки в результаті усуспільнення такої кількості електронів, щоб придбати електронну конфігурацію, подібну до завершеної електронної конфігурації атомів шляхетних елементів.

За теорією Льюїса і правилом октету зв'язок між атомами може здійснюватися не обов'язково однією, а й двома і навіть трьома поділеними парами, якщо цього вимагає правило октету. Такі зв'язки називаються подвійними та потрійними.

Наприклад, кисень може утворювати двоатомну молекулу з октетом електронів у кожного атома тільки тоді, коли між атомами містяться дві поділені пари:

Атоми азоту (2s 2 2p 3 на останній оболонці) також зв'язуються в двоатомну молекулу, але для організації октету електронів їм потрібно розташувати між собою вже три поділені пари:

Висновок: ковалентний неполярний зв'язок виникає між атомами з однаковою електронегативністю, тобто між атомами одного хімічного елемента – неметал.

Наприклад: у молекулах H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - ковалентний неполярний зв'язок.

Ковалентний зв'язок

Полярний ковалентний зв'язок займає проміжне положення між суто ковалентним зв'язком і іонним зв'язком. Так само, як і іонна, вона може виникнути лише між двома атомами різних видів.

Як приклад розглянемо утворення води реакції між атомами водню (Z = 1) і кисню (Z = 8). Для цього зручно спочатку записати електронні формули для зовнішніх оболонок водню (1s 1) та кисню (...2s 2 2p 4).

Виявляється, для цього необхідно взяти саме два атоми водню на один атом кисню. Однак природа така, що акцепторні властивості атома кисню вищі, ніж у атома водню (про причини цього - трохи пізніше). Тому електронні пари, що зв'язують, у формулі Льюїса для води злегка зміщені до ядра атома кисню. Зв'язок у молекулі води - полярна ковалентна, але в атомах з'являються часткові позитивні і негативні заряди.

Висновок: ковалентний полярний зв'язок виникає між атомами з різною електронегативністю, тобто між атомами різних хімічних елементів – неметалів.

Наприклад: у молекулах HCl, H 2 S, NH 3 , P 2 O 5 , CH 4 - ковалентний полярний зв'язок.

Структурні формули

В даний час прийнято зображати електронні пари (тобто хімічні зв'язки) між атомами рисками. Кожна рисочка - це поділена пара електронів. В цьому випадку вже знайомі нам молекули виглядають так:

Формули з рисками між атомами називаються структурними формулами. Найчастіше у структурних формулах не зображують неподілені пари електронів

Структурні формули дуже хороші зображення молекул: вони чітко показують - як атоми пов'язані між собою, у порядку, якими зв'язками.

Зв'язувальна пара електронів у формулах Льюїса - те саме, що одна рисочка в структурних формулах.

Подвійні та потрійні зв'язки мають загальну назву – кратні зв'язки. Про молекулу азоту також говорять, що вона має порядок зв'язку, що дорівнює трьом. У молекулі кисню порядок зв'язку дорівнює двом. Порядок зв'язку в молекулах водню та хлору – один. У водню та хлору вже не кратний, а простий зв'язок.

Порядок зв'язку – це кількість узагальнених поділених пар між двома зв'язаними атомами. Порядок зв'язку вище трьох не зустрічається.

Єдиної теорії хімічного зв'язку не існує, умовно хімічний зв'язок ділять на ковалентний (універсальний вид зв'язку), іонний (приватний випадок ковалентного зв'язку), металевий і водневий.

Ковалентний зв'язок

Утворення ковалентного зв'язку можливе за трьома механізмами: обмінним, донорно-акцепторним і дативним (Льюїса).

Згідно обмінному механізмуосвіта ковалентного зв'язку відбувається за рахунок усуспільнення загальних електронних пар. У цьому кожен атом прагне придбати оболонку інертного газу, тобто. отримати завершений зовнішній енергетичний рівень. Утворення хімічного зв'язку обмінного типу зображують з використанням формул Льюїса, в яких кожен валентний електрон атома зображують точками (рис. 1).

Мал. 1 Утворення ковалентного зв'язку в молекулі HCl за обмінним механізмом

З розвитком теорії будови атома та квантової механіки утворення ковалентного зв'язку уявляють як перекриття електронних орбіталей (рис. 2).

Мал. 2. Утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекривання електронних хмар

Чим більше перекривання атомних орбіталей, тим міцніший зв'язок, менша довжина зв'язку і більша її енергія. Ковалентна зв'язок може утворюватися з допомогою перекриття різних орбіталей. Внаслідок перекривання s-s, s-p орбіталей, а також d-d, p-p, d-p орбіталів бічними лопатями відбувається утворення – зв'язку. Перпендикулярно до лінії, що зв'язує ядра 2-х атомів утворюється – зв'язок. Одна – і одна – зв'язок здатні утворювати кратний (подвійний) ковалентний зв'язок, характерний для органічних речовин класу алкенів, алкадієнів та ін.

Утворення ковалентного зв'язку з донорно-акцепторний механізмрозглянемо з прикладу катіона амонію:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Атом азоту має вільну неподілену пару електронів (електрони не беруть участь у освіті хімічних зв'язків усередині молекули), а катіон водню вільну орбіталь, тому є донором і акцептором електронів, відповідно.

Дативний механізм утворення ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу молекули хлору.

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

Атом хлору має вільну неподілену пару електронів і вакантні орбіталі, отже, може виявляти властивості і донора і акцептора. Тому при утворенні молекули хлору один атом хлору виступає в ролі донора, а інший – акцептора.

Головними характеристиками ковалентного зв'язкує: насичуваність (насичені зв'язки утворюються тоді, коли атом приєднує до себе стільки електронів, скільки йому дозволяють його валентні можливості; ненасичені зв'язки утворюються, коли число приєднаних електронів менше від валентних можливостей атома); спрямованість (ця величина пов'язана з геометрією молекули та поняттям «валентного кута» — кута між зв'язками).

Іонний зв'язок

З'єднань з чистим іонним зв'язком немає, хоча під цим розуміють такий хімічно пов'язаний стан атомів, у якому стійке електронне оточення атома створюється за повного переходу загальної електронної щільності до атома більш негативного елемента. Іонний зв'язок можливий тільки між атомами електронегативних та електропозитивних елементів, що перебувають у стані різноіменно заряджених іонів – катіонів та аніонів.

ВИЗНАЧЕННЯ

Іономназивають електрично заряджені частинки, що утворюються шляхом відриву чи приєднання електрона до атома.

При передачі електрона атоми металів і неметалів прагнуть сформувати довкола свого ядра стійку конфігурацію електронної оболонки. Атом неметалу створює навколо свого ядра оболонку наступного інертного газу, а атом металу – попереднього інертного газу (рис. 3).

Мал. 3. Утворення іонного зв'язку з прикладу молекули хлориду натрію

Молекули, в яких у чистому вигляді існує іонний зв'язок, зустрічаються в пароподібному стані речовини. Іонний зв'язок дуже міцний, у зв'язку з цим речовини з цим зв'язком мають високу температуру плавлення. На відміну від ковалентної для іонного зв'язку не характерні спрямованість і насичуваність, оскільки електричне поле, яке створюється іонами, діє однаково на всі іони за рахунок сферичної симетрії.

Металевим зв'язком

Металевий зв'язок реалізується лише в металах – це взаємодія, що утримує атоми металів у єдиній решітці. У освіті зв'язку беруть участь лише валентні електрони атомів металу, що належать до всього його обсягу. У металах від атомів постійно відриваються електрони, що переміщуються по всій масі металу. Атоми металу, позбавлені електронів, перетворюються на позитивно заряджені іони, які прагнуть прийняти до себе електрони, що рухаються. Цей безперервний процес формує всередині металу так званий «електронний газ», що міцно пов'язує між собою всі атоми металу (рис. 4).

Металевий зв'язок міцний, тому для металів характерна висока температура плавлення, а наявність «електронного газу» надають металам ковкості та пластичності.

Водневий зв'язок

Водневий зв'язок – це специфічне міжмолекулярне взаємодія, т.к. її виникнення та міцність залежать від хімічної природи речовини. Вона утворюється між молекулами, в яких атом водню пов'язаний з атомом, що має високу електронегативність (O, N, S). Виникнення водневого зв'язку залежить від двох причин, по-перше, атом водню, пов'язаний з електронегативним атомом не має електронів і може легко впроваджуватися в електронні хмари інших атомів, а, по-друге, маючи валентну s-орбіталлю, атом водню здатний приймати неподілену пару електронів електронегативного атома та утворювати з ним зв'язок за донорно-акцепторним механізмом.