Всі відомі на сьогоднішній день хімічні елементи, розташовані в таблиці Менделєєва, поділяються умовно на великі групи: метали і неметали. Для того, щоб вони стали не просто елементами, а сполуками, хімічними речовинами, могли вступати у взаємодію один з одним, вони повинні існувати у вигляді простих і складних речовин.

Саме для цього одні електрони намагаються прийняти, а інші віддати. Відновлюючи один одного таким чином, елементи і утворюють різні хімічні молекули. Але що дозволяє їм утримуватись разом? Чому існують речовини такої міцності, зруйнувати яку непідвладно навіть найсерйознішим інструментам? А інші, навпаки, руйнуються від найменшої дії. Усе це пояснюється утворенням різних типів хімічного зв'язку між атомами в молекулах, формуванням кристалічних ґрат певної будови.

Види хімічних зв'язків у сполуках

Усього можна виділити 4 основні типи хімічних зв'язків.

1. Ковалентна неполярна. Утворюється між двома однаковими неметалами за рахунок усуспільнення електронів, формування спільних електронних пар. У освіті її беруть участь валентні неспарені частки. Приклади: галоген, кисень, водень, азот, сірка, фосфор.
2. Ковалентна полярна. Утворюється між двома різними неметалами або між дуже слабким за властивостями металом і слабким електронегативністю неметаллом. В основі також загальні електронні пари та перетягування їх до себе тим атомом, спорідненість до електрона якого вища. Приклади: NH 3, SiC, P 2 O 5 та інші.
3. Водневий зв'язок. Найнестійкіша і найслабша, формується між сильно електронегативним атомом однієї молекули і позитивним інший. Найчастіше це відбувається при розчиненні речовин у воді (спирту, аміаку тощо). Завдяки такому зв'язку можуть існувати макромолекули білків, нуклеїнових кислот, складних вуглеводів тощо.
4. Іонний зв'язок. Формується за рахунок сил електростатичного тяжіння різнозаряджених іонів металів та неметалів. Чим сильніша відмінність за цим показником, тим яскравіше виражений саме іонний характер взаємодії. Приклади сполук: бінарні солі, складні сполуки – основи, солі.
5. Металевий зв'язок, механізм утворення якого, а також властивості будуть розглянуті далі. Формується в металах, їх сплавах різноманітних.

Існує таке поняття, як єдність хімічного зв'язку. У ньому йдеться про те, що не можна кожен хімічний зв'язок розглядати еталонно. Вони лише умовно позначені одиниці. Адже в основі всіх взаємодій лежить єдиний принцип – електронностатична взаємодія. Тому іонний, металевий, ковалентний і водневий зв'язок мають єдину хімічну природу і є лише граничними випадками один одного.

Метали та їх фізичні властивості

Метали перебувають у переважній більшості серед усіх хімічних елементів. Це їх особливими властивостями. Значна частина з них була отримана людиною ядерними реакціями у лабораторних умовах, вони є радіоактивними з невеликим періодом напіврозпаду.

Однак більшість - це природні елементи, які формують цілі гірські породи та руди, що входять до складу більшості важливих сполук. Саме з них люди навчилися відливати сплави та виготовляти масу прекрасних та важливих виробів. Це такі, як мідь, залізо, алюміній, срібло, золото, хром, марганець, нікель, цинк, свинець та багато інших.

Для всіх металів можна виділити загальні фізичні властивості, які пояснює схема утворення металевого зв'язку. Які ж це властивості?

1. Ковкість та пластичність. Відомо, що багато металів можна прокатати навіть до фольги (золото, алюміній). З інших отримують дріт, гнучкі металеві листи, вироби, здатні деформуватися при фізичному впливі, але тут же відновлювати форму після припинення його. Саме ці якості металів і називають ковкістю та пластичністю. Причина цієї особливості – металевий тип зв'язку. Іони та електрони в кристалі ковзають відносно один одного без розриву, що й дозволяє зберігати цілісність усієї структури.
2. Металевий блиск. Це також пояснює металевий зв'язок, механізм освіти, характеристики її та особливості. Так, не всі частки здатні поглинати чи відбивати світлові хвилі однакової довжини. Атоми більшості металів відображають короткохвильові промені і набувають практично однакового забарвлення сріблястого, білого, блідо-блакитного відтінку. Винятками є мідь і золото, їхнє забарвлення рудо-червоне і жовте відповідно. Вони здатні відбивати більш довгохвильове випромінювання.
3. Тепло- та електропровідність. Дані властивості також пояснюються будовою кристалічних ґрат і тим, що у її освіті реалізується металевий тип зв'язку. За рахунок "електронного газу", що рухається всередині кристала, електричний струм і тепло миттєво та рівномірно розподіляються між усіма атомами та іонами та проводяться через метал.
4. Твердий агрегатний стан за звичайних умов. Тут винятком є ​​лише ртуть. Решта всіх металів - це обов'язково міцні, тверді з'єднання, так само як і їх сплави. Це також результат того, що в металах є металевий зв'язок. Механізм утворення такого типу зв'язування часток повністю підтверджує властивості.

Це основні фізичні характеристики для металів, які пояснює та визначає саме схема утворення металевого зв'язку. Актуальним є такий спосіб з'єднання атомів саме для елементів металів, їх сплавів. Тобто для них у твердому та рідкому стані.

Металевий тип хімічного зв'язку

У чому її особливість? Вся справа в тому, що такий зв'язок формується не за рахунок різнозаряджених іонів та їхнього електростатичного тяжіння і не за рахунок різниці в електронегативності та наявності вільних електронних пар. Тобто іонний, металевий, ковалентний зв'язок мають дещо різну природу і відмінні риси частинок, що зв'язуються.

Всім металам притаманні такі характеристики, як:

• мала кількість електронів на (крім деяких винятків, у яких їх може бути 6,7 та 8);
• великий атомний радіус;
• низька енергія іонізації.

Все це сприяє легкому відокремленню зовнішніх неспарених електронів від ядра. У цьому вільних орбіталей в атома залишається дуже багато. Схема утворення металевого зв'язку якраз і показуватиме перекриття численних орбітальних осередків різних атомів між собою, які в результаті і формують загальний внутрішньокристалічний простір. У нього подаються електрони від кожного атома, які починають вільно блукати різними частинами решітки. Періодично кожен з них приєднується до іона у вузлі кристала і перетворює його на атом, потім знову від'єднується, формуючи іон.

Таким чином, металевий зв'язок - це зв'язок між атомами, іонами та вільними електронами в загальному кристалі металу. Електронну хмару, що вільно переміщається всередині структури, називають "електронним газом". Саме їм пояснюється більшість металів та їх сплавів.

Як конкретно реалізує себе металевий хімічний зв'язок? Приклади можуть бути різні. Спробуємо розглянути на шматочку літію. Навіть якщо взяти його розміром із горошину, атомів там будуть тисячі. Ось і уявімо, що кожен із цих тисяч атомів віддає свій валентний єдиний електрон у загальний кристалічний простір. При цьому, знаючи електронну будову даного елемента, можна побачити кількість порожніх орбіталей. У літію їх буде 3 (р-орбіталі другого енергетичного рівня). По три у кожного атома з десятків тисяч - це і є загальний простір усередині кристала, в якому "електронний газ" вільно переміщується.

Речовина з металевим зв'язком завжди міцна. Адже електронний газ не дозволяє кристалу руйнуватися, а лише зміщує шари і відразу відновлює. Воно блищить, має певну щільність (найчастіше високу), плавкість, ковкість і пластичність.

Де ще реалізується металевий зв'язок? Приклади речовин:

• метали як простих структур;
• усі сплави металів один з одним;
• всі метали та їх сплави в рідкому та твердому стані.

Конкретних прикладів можна навести просто неймовірну кількість, адже металів у періодичній системі понад 80!

Металевий зв'язок: механізм освіти

Якщо розглядати його у загальному вигляді, то основні моменти ми вже окреслили вище. Наявність вільних та електронів, що легко відриваються від ядра внаслідок малої енергії іонізації, - ось головні умови для формування даного типу зв'язку. Таким чином, виходить, що вона реалізується між такими частинками:

• атомами у вузлах кристалічних ґрат;
• вільними електронами, що були у металу валентними;
• іонами у вузлах кристалічних ґрат.

У результаті – металевий зв'язок. Механізм освіти у загальному вигляді виражається наступним записом: Ме 0 – e – ↔ Ме n+ . Зі схеми очевидно, які частинки присутні в кристалі металу.

Самі кристали можуть мати різну форму. Це залежить від конкретної речовини, з якою ми маємо справу.

Типи кристалів металів

Ця структура металу або його сплаву характеризується дуже щільною упаковкою частинок. Її забезпечують іони у вузлах кристала. Самі собою грати можуть бути різних геометричних форм у просторі.

1. Об'ємноцентричні кубічні грати - лужні метали.
2. Гексагональна компактна структура – ​​всі лужноземельні, крім барію.
3. Гранецентрична кубічна – алюміній, мідь, цинк, багато перехідних металів.
4. Ромбоедрична структура – ​​у ртуті.
5. Тетрагональна – індій.

Чим і нижче він розташовується в періодичній системі, тим складніше його упаковка і просторова організація кристала. При цьому металевий хімічний зв'язок, приклади якого можна навести для кожного існуючого металу, є визначальним при побудові кристала. Сплави мають дуже різноманітні організації у просторі, деякі з них досі не до кінця вивчені.

Характеристики зв'язку: неспрямованість

Ковалентний та металевий зв'язок мають одну дуже яскраво виражену відмінну рису. На відміну від першої, металевий зв'язок не є спрямованим. Що це означає? Тобто електронна хмара всередині кристала рухається абсолютно вільно в межах в різних напрямках, кожен з електронів здатний приєднуватися до абсолютно будь-якого іону у вузлах структури. Тобто взаємодія здійснюється у різних напрямах. Звідси і говорять про те, що металевий зв'язок – неспрямований.

Механізм ковалентного зв'язку передбачає утворення загальних електронних пар, тобто хмар перекривання атомів. Причому відбувається воно строго за певною лінією, що з'єднує їх центри. Тому кажуть про спрямованість такого зв'язку.

Насичуваність

Дана характеристика відображає здатність атомів до обмеженої чи необмеженої взаємодії з іншими. Так, ковалентний і металевий зв'язок за цим показником знову ж таки є протилежностями.

Перша є насиченою. Атоми, що беруть участь в її утворенні, мають певну кількість валентних зовнішніх електронів, що беруть безпосередню участь в утворенні з'єднання. Більше, ніж є, він не матиме електронів. Тому і кількість зв'язків, що формуються, обмежена валентністю. Звідси насичуваність зв'язку. Завдяки цій характеристиці більшість сполук має постійний хімічний склад.

Металеві та водневі зв'язки, навпаки, ненасичені. Це пояснюється наявністю численних вільних електронів та орбіталей усередині кристала. Також роль відіграють іони у вузлах кристалічної решітки, кожен із яких може стати атомом і знову іоном у будь-який момент часу.

Ще одна характеристика металевого зв'язку - справакалізація внутрішньої електронної хмари. Вона проявляється у здатності невеликої кількості загальних електронів зв'язувати між собою безліч атомних ядер металів. Тобто щільність як би ділокалізується, рівномірно розподіляється між усіма ланками кристала.

Приклади утворення зв'язку у металах

Розглянемо кілька конкретних варіантів, що ілюструють, як утворюється металевий зв'язок. Приклади речовин такі:

• цинк;
• алюміній;
• калій;
• хром.

Утворення металевого зв'язку між атомами цинку: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+ . Атом цинку має чотири енергетичні рівні. Вільних орбіталей, виходячи з електронної будови, має 15 - 3 на р-орбіталі, 5 на 4 d і 7 на 4f. Електронна будова така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0 всього в атомі 30 електронів. Тобто дві вільні валентні негативні частинки здатні переміщатися не більше 15 просторих і ніким не зайнятих орбіталей. І так кожен атом. У результаті - величезне загальне простір, що складається з порожніх орбіталей, і небагато електронів, що пов'язують всю структуру воєдино.

Металевий зв'язок між атомами алюмінію: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Тринадцять електронів атома алюмінію розташовуються на трьох енергетичних рівнях, яких їм вистачає з надлишком. Електронна будова: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Вільних орбіталей – 7 штук. Очевидно, що електронна хмара буде невеликою порівняно із загальним внутрішнім вільним простором у кристалі.

Металевий зв'язок хрому. Цей елемент особливий за своєю електронною будовою. Адже для стабілізації системи відбувається провал електрона з 4s на 3d орбіталь: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Всього 24 електрони, з яких валентних виходить шість. Саме вони йдуть до загального електронного простору на утворення хімічного зв'язку. Вільних орбіталей 15, тобто все одно набагато більше, ніж потрібно для заповнення. Тому хром - також типовий приклад металу з відповідним зв'язком у молекулі.

Одним із найактивніших металів, що реагують навіть із звичайною водою із загорянням, є калій. Чим пояснюються такі властивості? Знову-таки багато в чому - металевим типом зв'язку. Електронів у цього елемента всього 19, але розміщуються вони аж на 4 енергетичних рівнях. Тобто на 30 орбіталях різних підрівнів. Електронна будова: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Усього два з дуже низькою енергією іонізації. Вільно відриваються та йдуть у загальний електронний простір. Орбіталей для переміщення на один атом 22 штуки, тобто дуже широке вільне простір для "електронного газу".

Подібність та відмінність з іншими видами зв'язків

Загалом це питання вже розглядалося вище. Можна лише узагальнити та зробити висновок. Головними відмінними від інших типів зв'язку рисами саме металевих кристалів є:

• декілька видів частинок, що беруть участь у процесі зв'язування (атоми, іони або атом-іони, електрони);
• різна просторова геометрична будова кристалів.

З водневим та іонним зв'язком металеву поєднує ненасичуваність та неспрямованість. З ковалентною полярною – сильне електростатичне тяжіння між частинками. Окремо з іонною - тип частинок у вузлах кристалічних ґрат (іони). З ковалентною неполярною – атоми у вузлах кристала.

Типи зв'язків у металах різного агрегатного стану

Як ми вже зазначали вище, металевий хімічний зв'язок, приклади якого наведені у статті, утворюється у двох агрегатних станах металів та їх сплавів: твердому та рідкому.

Постає питання: який тип зв'язку в парах металів? Відповідь: ковалентна полярна та неполярна. Як і у всіх з'єднаннях, що знаходяться у вигляді газу. Тобто при тривалому нагріванні металу та переведення його з твердого стану в рідкий зв'язок не рвуться і кристалічна структура зберігається. Однак коли мова заходить про переведення рідини в пароподібний стан, кристал руйнується і металевий зв'язок перетворюється на ковалентний.

ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК

Хімічний зв'язок - це взаємодія двох атомів, яке здійснюється шляхом обміну електронами. При утворенні хімічного зв'язку атоми прагнуть придбати стійку восьмиелектронну (або двоелектронну) зовнішню оболонку, що відповідає будові атома найближчого інертного газу. Розрізняють такі види хімічного зв'язку: ковалентна(полярна та неполярна; обмінна та донорно-акцепторна), іонна, водневаі металева.

КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ'ЯЗОК

Здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обох атомів. Розрізняють обмінний та донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку.

1) Обмінний механізм . Кожен атом дає по одному неспареним електроном у загальну електронну пару:

2) Донорно-акцепторний механізм . Один атом (донор) надає електронну пару, інший атом (акцептор) надає цієї пари вільну орбіталь;

Два атоми можуть узагальнювати не c скільки пар електронів. У цьому випадку говорять про кратнихзв'язках:

Якщо електронна щільність розташована симетрично між атомами, ковалентний зв'язок називається неполярний.

Якщо електронна щільність зміщена у бік одного з атомів, то ковалентний зв'язок називається полярний.

Полярність зв'язку тим більше, що більше різниця електронегативностей атомів.

Електронегативність - Це здатність атома притягувати електронну густину від інших атомів. Найбільш електронегативний елемент - фтор, найбільш електропозитивний - францій.

ІОННИЙ ЗВ'ЯЗОК

Іони- це заряджені частинки, на які перетворюються атоми в результаті віддачі або приєднання електронів.

(Фторид натрію складається з іонів натрію Na + та фторид-іонів F - )

Якщо різниця електронегативностей атомів велика, то електронна пара, що здійснює зв'язок, переходить до одного з атомів, і обидва атоми перетворюються на іони.

Хімічний зв'язок між іонами, що здійснюється за рахунок електростатичного тяжіння, називаєтьсяіонним зв'язком.

Водневий зв'язок

Водневий зв'язок - це зв'язок між позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули і негативно зарядженим атомом іншої молекули. Водневий зв'язок має частково електростатичний, частково донорноакцепторний характер.

Наявність водневих зв'язків пояснює високі температури кипіння води, спиртів, карбонових кислот.

МЕТАЛЕВИЙ ЗВ'ЯЗОК

Валентні електрони металів досить слабко пов'язані зі своїми ядрами і легко відриватися від нього. Тому метал містить ряд позитивних іонів, розташованих у певних положеннях кристалічних ґрат, і велика кількість електронів, що вільно переміщаються по всьому кристалу. Електрони у металі здійснюють зв'язок між усіма атомами металу.

ГІБРИДИЗАЦІЯ ОРБІТАЛІВ

Гібридизація орбіталей - це зміна форми деяких орбіталей при утворенні ковалентного зв'язку для досягнення ефективнішого перекривання орбіталей.

A

sp 3 - Гібридизація. Одна s - орбіталь і три p - орбіталі перетворюються на чотири однакові "гібридні" орбіталі, кут між осями яких дорівнює 109° 28".

sp 3 - гібридизація, мають тетраедричну геометрію ( CH 4 , NH 3).

B

sp 2 - Гібридизація. Одна s - орбіталь і дві p - орбіталі перетворюються на три однакові "гібридні" орбіталі, кут між осями яких дорівнює 120 °.

Молекули, в яких здійснюється sp

Дві sp - орбіталі можуть утворювати дві s - зв'язки (BeH 2, ZnCl 2). Ще дві p - зв'язки можуть утворитися, якщо на двох p - орбіталях, що не беруть участь у гібридизації, знаходяться електрони (ацетилен C 2 H 2).

Молекули, в яких здійснюється sp - Гібридизація, мають лінійну геометрію.

КІНЕЦЬ РОЗДІЛУ

Характеристики хімічних зв'язків

Вчення про хімічний зв'язок становить основу всієї теоретичної хімії. Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яка пов'язує їх у молекули, іони, радикали, кристали. Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентну, металеву та водневу. Різні типи зв'язків можуть міститися в тих самих речовинах.

1. В основах: між атомами кисню та водню в гідроксогрупах зв'язок полярний ковалентний, а між металом та гідроксогрупою - іонний.

2. У солях кисневмісних кислот: між атомом неметалу та киснем кислотного залишку - ковалентна полярна, а між металом та кислотним залишком - іонна.

3. У солях амонію, метиламонію тощо між атомами азоту і водню - ковалентна полярна, а між іонами амонію або метиламонію і кислотним залишком - іонна.

4. У пероксидах металів (наприклад, Na 2 O 2) зв'язок між атомами кисню ковалентний неполярний, а між металом і киснем - іонний і т.д.

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

Способи утворення ковалентного зв'язку

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

Ковалентні сполуки – зазвичай гази, рідини чи порівняно низькоплавкі тверді речовини. Одним із рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3500 °С. Це пояснюється будовою алмазу, який є суцільними гратами ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмазу, незалежно від його розміру, є однією величезною молекулою.

Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла у своїй структура називається молекулою.

Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним та донорно-акцепторним.

У більшості випадків два ковалентно зв'язані атоми мають різну електронегативність і узагальнені електрони не належать двом атомам рівною мірою. Більшість часу вони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атома хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбулося повне перенесення електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню та хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) та неполярним ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою буквою δ. Такий зв'язок називається полярним ковалентним зв'язком, а про молекулу хлороводню говорять, що вона полярна, тобто має позитивно заряджений кінець (атом водню) і негативно заряджений кінець (атом хлору).

1. Обмінний механізм діє, коли атоми утворюють загальні електронні пари з допомогою об'єднання неспарених електронів.

1) Н 2 – водень.

Зв'язок виникає завдяки утворенню загальної електронної пари s-електронами атомів водню (перекривання s-орбіталей).

2) HCl – хлороводень.

Зв'язок виникає за рахунок утворення загальної електронної пари з s- та р-електронів (перекривання s-р-орбіталей).

3) Cl 2: У молекулі хлору ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних р-електронів (перекривання р-р-орбіталей).

4) N ​​2: У молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

Донормає електронну пару, акцептор- вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язки з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню загальних електронних пар атомом азоту та атомами водню за обмінним механізмом, один - за донорно-акцепторним механізмом. Ковалентні зв'язки класифікують за способом перекривання електронних орбіталей, а також усунення їх до одного із зв'язаних атомів. Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті перекриття електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються σ -зв'язками(Сігма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцний.

р-орбіталі можуть перекриватися у 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 у двох областях, називаються пі-зв'язками.

За ступенем зміщення загальних електронних пар до одного із зв'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярним і неполярним. Ковалентний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярним. Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, тому що атоми мають однакову електронегативність - властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів. Наприклад,

т. е. за допомогою ковалентного неполярного зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентний хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативність яких різняться, називають полярним.

Наприклад, NH 3 – аміак. Азот більш електронегативний елемент, ніж водень, тому загальні електронні пари зміщуються для його атома.

Характеристики ковалентного зв'язку: довжина та енергія зв'язку

Характерні властивості ковалентного зв'язку - її довжина та енергія. Довжина зв'язку – це відстань між ядрами атомів. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим менша його довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, яка визначається кількістю енергії, яка потрібна для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється кДж/моль. Так, згідно з досвідченими 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 дорівнюють 436, 242 і 946 кДж/моль.

Іони. Іонний зв'язок

Для атома є дві основні можливості підкоритися правилу октету. Перша з них – утворення іонного зв'язку. (Друга - освіта ковалентного зв'язку, про неї йтиметься нижче). При утворенні іонного зв'язку атом металу втрачає електрони, а атом неметала набуває.

Уявімо, що «зустрічаються» два атоми: атом металу I групи та атом неметалу VII групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалу якраз не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним. Перший атом легко віддасть другому свій далекий від ядра і слабко пов'язаний із ним електрон, а другий надасть йому вільне місце своєму зовнішньому електронному рівні. Тоді атом, позбавлений одного свого негативного заряду, стане позитивно зарядженою частинкою, а другий перетвориться на негативно заряджену частинку завдяки отриманому електрону. Такі частки називаються іонами.

Це хімічний зв'язок, що виникає між іонами. Цифри, що показують число атомів чи молекул, називаються коефіцієнтами, а цифри, що показують число атомів чи іонів у молекулі, називають індексами.

Металевий зв'язок

Метали мають специфічні властивості, що відрізняються від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- та електропровідність. Ці особливості зобов'язані існуванню у металах особливого виду зв'язку - металевого зв'язку.

Металевий зв'язок - зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється за рахунок тяжіння електронів, що вільно переміщаються кристалом. Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів – 1, 2, 3. Ці електрони легко відриваються, і атоми при цьому перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого, зв'язуючи їх в єдине ціле. Поєднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т. д. Безкінечно відбувається процес, який схематично можна зобразити так:

Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються на іони і навпаки. Зв'язок у металах між іонами за допомогою узагальнених електронів називається металевим. Металевий зв'язок має деяку подібність до ковалентної, оскільки заснована на узагальненні зовнішніх електронів. Однак при ковалентному зв'язку узагальнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, у той час як при металевому зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь усі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевою, як правило, пластичні, електропровідні та мають металевий блиск.

Металевий зв'язок характерна як чистих металів, так сумішей різних металів - сплавів, що у твердому і рідкому станах. Однак у пароподібному стані атоми металів пов'язані між собою ковалентним зв'язком (наприклад, парами натрію заповнюють лампи жовтого світла для освітлення вулиць великих міст). Пари металів складаються з окремих молекул (одноатомних та двоатомних).

Металевий зв'язок відрізняється від ковалентного також і за міцністю: його енергія в 3-4 рази менша за енергію ковалентного зв'язку.

Енергія зв'язку - енергія, необхідна для розриву хімічного зв'язку у всіх молекулах, що становлять одну моль речовини. Енергії ковалентних та іонних зв'язків зазвичай великі та становлять величини порядку 100-800 кДж/моль.

Водневий зв'язок

Хімічний зв'язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули(або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативних елементів, Що мають наділені електронні пари (F, O, N і рідше S і Cl), інший молекули (або її частини) називають водневою. Механізм утворення водневого зв'язку має частково електростатичний, частково онорно-акцепторний характер.

Приклади міжмолекулярного водневого зв'язку:

За наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути за звичайних умов рідинами (спирт, вода) або газами, що легко зріджуються (аміак, фтороводород). У біополімерах - білках (вторинна структура) - є внутрішньомолекулярний водневий зв'язок між карбонільним киснем і воднем аміногрупи:

Молекули полінуклеотидів - ДНК (дезоксирибонуклеїнова кислота) - являють собою подвійні спіралі, в яких два ланцюги нуклеотидів пов'язані один з одним водневими зв'язками. При цьому діє принцип комплементарності, тобто ці зв'язки утворюються між певними парами, що складаються з пуринової та піримідинової основ: проти аденінового нуклеотиду (А) розташовується тіміновий (Т), а проти гуанінового (Г) – цитозиновий (Ц).

Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні ґрати.

Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристика ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

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

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

Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентну, металеву та водневу.

Розподіл хімічних зв'язків на типи носить умовний характер, оскільки всі вони характеризуються певною єдністю.

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

Металевий зв'язок поєднує ковалентну взаємодію атомів за допомогою узагальнених електронів та електростатичного тяжіння між цими електронами та іонами металів.

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

Наприклад, фторид літію $LiF$ відносять до іонних сполук. Фактично ж у ньому зв'язок на $80% іонний і на $20% ковалентний. Правильніше тому, очевидно, говорити про рівень полярності (іонності) хімічного зв'язку.

У ряді галогеноводородів $HF-HCl-HBr-HI-HАt$ ступінь полярності зв'язку зменшується, бо зменшується різниця в значеннях електронегативності атомів галогену і водню, і в астатоводороді зв'язок стає майже неполярною $(ЕО(Н) = 2.1; ЕО(At) = 2.2) $.

Різні типи зв'язків можуть міститися в тих самих речовинах, наприклад:

1. в основах: між атомами кисню та водню в гідроксогрупах зв'язок полярний ковалентний, а між металом та гідроксогрупою - іонний;
2. у солях кисневмісних кислот: між атомом неметалу та киснем кислотного залишку — ковалентна полярна, а між металом та кислотним залишком — іонна;
3. у солях амонію, метиламонію тощо: між атомами азоту та водню — ковалентна полярна, а між іонами амонію або метиламонію та кислотним залишком — іонна;
4. у пероксидах металів (наприклад, $Na_2O_2$) зв'язок між атомами кисню ковалентний неполярний, а між металом і киснем - іонний і т.д.

Різні типи зв'язків можуть переходити одна в одну:

— при електролітичній дисоціації у воді ковалентних сполук ковалентний полярний зв'язок перетворюється на іонний;

— при випаровуванні металів металевий зв'язок перетворюється на ковалентний неполярний і т.д.

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

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

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

Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним та донорно-акцепторним.

I. Обмінний механізмдіє, коли атоми утворюють загальні електронні пари з допомогою об'єднання неспарених електронів.

1) $H_2$ - водень:

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

2) $HCl$ - хлороводень:

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

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

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

ІІ. Донорно-акцепторний механізмосвіти ковалентного зв'язку розглянемо з прикладу іона амонію $NH_4^+$.

Донор має електронну пару, акцептор - вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язки з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню спільних електронних пар атомом азоту та атомами водню за обмінним механізмом, один — за донорно-акцепторним механізмом.

Ковалентні зв'язки можна класифікувати за способом перекривання електронних орбіталей, а також усунення їх до одного із зв'язаних атомів.

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

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

Хімічні зв'язку, які у результаті «бічного» перекриття електронних орбіталей поза лінії зв'язку, тобто. у двох областях, називаються $π$ -зв'язками (пі-зв'язками).

за ступеня зміщеностізагальних електронних пар до одного із зв'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярнийі неполярний.

Ковалентний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярний.Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, т.к. атоми мають однакову ЕО — властивість відтягувати себе валентні електрони з інших атомів. Наприклад:

тобто. за допомогою ковалентного неполярного зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентний хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативності яких різняться полярний.

Довжина та енергія ковалентного зв'язку.

Характерні властивості ковалентного зв'язку- Її довжина та енергія. Довжина зв'язку- Це відстань між ядрами атомів. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим менша його довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язкуяка визначається кількістю енергії, необхідної для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється кДж/моль. Так, згідно з досвідченими 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 дорівнюють $436, 242$ і $946$ кДж/моль.

Іони. Іонний зв'язок

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

Перший атом легко віддасть другому свій далекий від ядра і слабко пов'язаний із ним електрон, а другий надасть йому вільне місце своєму зовнішньому електронному рівні.

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

Хімічний зв'язок, що виникає між іонами, називається іонним.

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

Процес перетворення атомів на іони зображений на схемі:

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

Розглянемо алгоритм (послідовність) міркувань під час запису утворення іонного зв'язку, наприклад між атомами кальцію та хлору:

Цифри, що показують число атомів чи молекул, називаються коефіцієнтами, а цифри, що показують число атомів чи іонів у молекулі, називають індексами.

Металевий зв'язок

Ознайомимося з тим, як взаємодіють між собою атоми елементів-металів. Метали зазвичай існують у вигляді ізольованих атомів, а формі шматка, зливка чи металевого вироби. Що утримує атоми металу у єдиному обсязі?

Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів - $ 1, 2, 3 $. Ці електрони легко відриваються, і атоми у своїй перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого, зв'язуючи їх в єдине ціле. Поєднуючись 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 на іони і навпаки.

Зв'язок у металах між іонами за допомогою узагальнених електронів називається металевим.

На малюнку схематично зображено будову фрагмента металу натрію.

При цьому невелика кількість узагальнених електронів пов'язує велику кількість іонів та атомів.

Металевий зв'язок має деяку подібність до ковалентного, оскільки заснований на усуспільненні зовнішніх електронів. Однак при ковалентному зв'язку узагальнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, у той час як при металевому зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь усі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевим, як правило, пластичні, електропровідні і мають металевий блиск.

Металевий зв'язок характерний як для чистих металів, так і для сумішей різних металів — сплавів, що знаходяться в твердому та рідкому станах.

Водневий зв'язок

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

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

Приклади міжмолекулярного водневого зв'язку:

За наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути за звичайних умов рідинами (спирт, вода) або газами, що легко зріджуються (аміак, фтороводород).

Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні ґрати.

Речовини молекулярної та немолекулярної будови. Тип кристалічних ґрат. Залежність властивостей речовин від їх складу та будови

Молекулярна та немолекулярна будова речовин

У хімічні взаємодії вступають не окремі атоми чи молекули, а речовини. Речовина за заданих умов може бути в одному з трьох агрегатних станів: твердому, рідкому або газоподібному. Властивості речовини залежать також від характеру хімічного зв'язку між частинками, що його утворюють, — молекулами, атомами або іонами. За типом зв'язку розрізняють речовини молекулярної та немолекулярної будови.

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

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

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

Великі розміри атомів призводять до малої щільності лужних металів: літію, натрію і калію навіть легше води. У групі лужних металів температури кипіння та плавлення знижуються із збільшенням порядкового номера елемента, т.к. розміри атомів збільшуються і слабшають зв'язки.

До речовин немолекулярногобудови відносяться іонні сполуки. Така будова має більшість сполук металів з неметалами: всі солі ($NaCl, K_2SO_4$), деякі гідриди ($LiH$) і оксиди ($CaO, MgO, FeO$), основи ($NaOH, KOH$). Іонні (немолекулярні) речовини мають високі температури плавлення та кипіння.

Кристалічні грати

Речовина, як відомо, може існувати у трьох агрегатних станах: газоподібному, рідкому та твердому.

Тверді речовини: аморфні та кристалічні.

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

Аморфні речовини не мають чіткої температури плавлення – при нагріванні вони поступово розм'якшуються та переходять у плинний стан. В аморфному стані, наприклад, знаходяться пластилін та різні смоли.

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

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

Іонні кристалічні ґрати.

Іонниминазивають кристалічні грати, у вузлах яких є іони. Їх утворюють речовини з іонним зв'язком, яким можуть бути пов'язані як прості іони $Na^(+), Cl^(-)$, так і складні $SO_4^(2−), ОН^-$. Отже, іонні кристалічні грати мають солі, деякі оксиди і гідроксиди металів. Наприклад, кристал хлориду натрію складається з позитивних іонів, що чергуються $Na^+$ і негативних $Cl^-$, що утворюють грати у формі куба. Зв'язки між іонами у такому кристалі дуже стійкі. Тому речовини з іонною решіткою відрізняються порівняно високою твердістю та міцністю, вони тугоплавкі та нелеткі.

Атомні кристалічні ґрати.

Атомниминазивають кристалічні грати, у вузлах яких є окремі атоми. У таких ґратах атоми з'єднані між собою дуже міцними ковалентними зв'язками. Прикладом речовин з таким типом кристалічних решіток може бути алмаз - одна з алотропних видозмін вуглецю.

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

Молекулярні кристалічні ґрати.

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

Металеві кристалічні грати.

Речовини з металевим зв'язком мають металеві кристалічні ґрати. У вузлах таких ґрат знаходяться атоми та іони (то атоми, то іони, в які легко перетворюються атоми металу, віддаючи свої зовнішні електрони «в загальне користування»). Така внутрішня будова металів визначає їх характерні фізичні властивості: ковкість, пластичність, електро- та теплопровідність, характерний металевий блиск.

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 від інших ковалентних зв'язків, утворених обмінним механізмом. 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.