Ботаніка 

Визначення виду хімічного зв'язку у речовинах. Ковалентний зв'язок — полярний та неполярний, механізми освіти

Відомо, що електронні оболонки, що містять вісім зовнішніх електронів, два з яких знаходяться на s-орбіталі, а шість - на р-орбіталях, мають підвищеною стійкістю.Вони відповідають інертним газам : неону, аргону, криптону, ксенону, радону (знайдіть їх у періодичної таблиці). Ще більш стійкий атом гелію, що містить всього два електрони. Атоми інших елементів прагнуть наблизити свою електронну конфігурацію до електронної конфігурації найближчого інертного газу. Це можна зробити двома шляхами - віддаючи або приєднуючи електрони зовнішнього рівня.

    Тому натрію, що має всього один неспарений електрон, вигідніше його віддати, тим самим атом отримує заряд (стає іоном) і набуває електронної конфігурації інертного газу неону.

    Тому хлору до конфігурації найближчого інертного газу немає всього одного електрона, тому він прагне придбати електрон.

Кожен елемент більшою чи меншою мірою має здатність притягувати електрони, яка чисельно характеризується значенням електронегативності. Відповідно, чим більша електронегативність елемента, тим сильніше він притягує електрони і тим сильніше виражені його окисні властивості.

Прагнення атомів набути стійкої електронної оболонки пояснює причину утворення молекул.

Визначення

Хімічний зв'язок- це взаємодія атомів, що зумовлює стійкість хімічної молекулиабо кристала як цілого.

ТИПИ хімічного зв'язку

Розрізняють 4 основні типи хімічного зв'язку:

Розглянемо взаємодію двох атомів з однаковими значеннями електронегативності, наприклад, двох атомів хлору. Кожен із них має по сім валентних електронів. До електронної конфігурації найближчого інертного газу їм не вистачає за одним електроном.

Зближення двох атомів до певної відстані призводить до утворення загальної електронної пари, що одночасно належить обох атомів. Ця загальна пара і є хімічним зв'язком. Аналогічно відбувається у разі молекули водню. Водень має лише один неспарений електрон, і до конфігурації найближчого інертного газу (гелію) йому не вистачає ще одного електрона. Таким чином, два атоми водню при зближенні утворюють одну загальну електронну пару.

Визначення

Зв'язок між атомами неметалів, що виникає при взаємодії електронів з утворенням загальних електронних пар, називається ковалентний.

Якщо взаємодіючі атоми мають рівні значенняелектронегативності, загальна електронна пара в рівного ступеняналежить обом атомам, тобто знаходиться на рівній відстані від обох атомів. Такий ковалентний зв'язок називається неполярний.

Визначення

Ковалентний неполярний зв'язок- Хімічний зв'язок між атомами неметалів з рівними або близькими значеннями електронегативності. У цьому загальна електронна пара однаково належить обом атомам, зміщення електронної щільності немає.

Ковалентний неполярний зв'язок має місце в простих речовинах-неметаллах: $\mathrm(О)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. При взаємодії атомів, що мають різні значення електронегативності, наприклад водню та хлору, загальна електронна пара виявляється зміщеною у бік атома з більшою електронегативністю, тобто у бік хлору. Атом хлору набуває часткового негативного заряду, а атом водню - часткового позитивного. Це приклад ковалентного полярного зв'язку.

Визначення

Зв'язок, утворений елементами-неметалами з різною електронегативністю, називається ковалентної полярної.При цьому відбувається зміщення електронної щільності у бік електронегативного елемента.

Молекула, в якій розділені центри позитивного та негативного зарядів, називається диполем. Полярний зв'язок має місце між атомами з різною, але не сильно відрізняється від'ємністю, наприклад, між різними неметалами. Прикладами сполук з полярними ковалентними зв'язками є з'єднання неметалів один з одним, а також різні іони, що містять атоми неметалів $(\mathrm(NO)_3-, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)-)$. Особливо багато ковалентних полярних з'єднань серед органічних речовин.

Якщо різниця електронегативностей елементів буде велика, відбудеться не просто зміщення електронної щільності, а повна передача електрона від одного атома до іншого. Розглянемо це з прикладу фториду натрію NaF. Як бачили раніше, атом натрію прагне віддати один електрон, а атом фтору готовий його прийняти. Це легко здійснюється за їх взаємодії, що супроводжується переходом електрона.

При цьому атом натрію повністю передає свій електрон атому фтору: натрій позбавляється електрона і стає позитивно зарядженим, а хлор набуває електрон і стає зарядженим негативно.

Визначення

Атоми та групи атомів, що несуть на собі заряд, називають іонами.

У молекулі, що утворилася - хлориді натрію $Na^+F^-$ - зв'язок здійснюється за рахунок електростатичного тяжіння різноіменно заряджених іонів. Такий зв'язок називають іонної. Вона реалізується між типовими металами і неметалами, тобто між атомами з значеннями електронегативності, що сильно розрізняються.

Визначення

Іонний зв'язокутворена за рахунок сил електростатистичного тяжіння між різноіменно зарядженими іонами – катіонами та аніонами.

Існує ще один тип зв'язку - металева, характерна для простих речовин – металів. Вона характеризується тяжінням частково іонізованих атомів металів і валентних електронів, що утворюють єдину електронну хмару («електронний газ»). Валентні електрони в металах є делокалізовані і належать одночасно всім атомам металу, вільно переміщаючись по всьому кристалу. Таким чином, зв'язок є багатоцентровим. У перехідних металах металевий зв'язок носить частково ковалентний характер, оскільки доповнений перекриванням частково заповнених електронами d-орбіталей переднього шару. Метали утворюють металеві кристалічні ґрати. Про неї докладно розповідається у темі «Металевий зв'язок та його характеристики».

міжмолекулярні взаємодії

Прикладом сильної міжмолекулярної взаємодії

є водорослізв'язок,утворюється між атомом водню однієї молекули і атомом з високою електронегативністю ($ mathrm (F) $, $ mathrm (O) $, $ mathrm (N) $). Прикладом водневого зв'язку є взаємодія молекул води. _2$, метанолу та води $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$ , а також різних частинмолекул білків, полісахаридів, нуклеїнових кислот.

Іншим прикладом міжмолекулярної взаємодії є ван-дер-ваальсові сили, які виникають при поляризації молекул та утворенні диполів Вони зумовлюють зв'язок між шарами атомів у шаруватих кристалах (таких як структура графіту).

Характеристики хімічного зв'язку

Хімічний зв'язок характеризується довжиною, енергією, спрямованістюі насичуваністю(Кожен атом здатний утворити обмежену кількість зв'язків). Кратність зв'язку дорівнює кількості загальних електронних пар. Форма молекул визначається типом електронних хмар, що у освіті зв'язку, і навіть фактом наявності чи відсутності неподілених електронних пар. Так, наприклад, молекула $\mathrm(CO)_2$ є лінійною (немає неподілених електронних пар), а $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ і $\mathrm(SO)_2$ – кутовими (є неподілені пари). У випадку, якщо взаємодіючі атоми мають значення електронегативностей, що сильно розрізняються, загальна електронна пара практично повністю зміщується в бік атомів з найбільшою електронегативністю. Іонний зв'язок, таким чином, можна розглядати як граничний випадок полярного ковалентного зв'язку, коли електрон практично повністю перейшов від одного атома до іншого. Насправді повного зміщення немає ніколи, тобто абсолютно іонних речовин немає. Наприклад, $\mathrm(NaCl)$ реальні заряди на атомах становлять +0,92 і –0,92, а чи не +1 і –1.

Іонний зв'язок реалізується в сполуках типових металів з неметалами і кислотними залишками, а саме в оксидах металів ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), лугах ($\mathrm(NaOH) )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) і солях ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2\mathrm( SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$).

механізми утворення хімічного зв'язку

Завдяки якій утворюються молекули неорганічних та органічних речовин. Хімічний зв'язок виникає при взаємодії електричних полів, які створюються ядрами та електронами атомів. Отже, утворення ковалентного хімічного зв'язку пов'язані з електричної природою.

Що таке зв'язок

Під цим терміном мають на увазі результат впливу двох чи більше атомів, які призводять до формування міцної багатоатомної системи. Основні види хімічного зв'язку утворюються при зменшенні енергії атомів, що реагують. У процесі формування зв'язку атоми намагаються завершити свою електронну оболонку.

Види зв'язку

У хімії виділяють кілька видів зв'язку: іонного, ковалентного, металевого. Ковалентний хімічний зв'язок має два різновиди: полярний, неполярний.

Який механізм її створення? Ковалентний неполярний хімічний зв'язок утворюється між атомами однакових неметалів, що мають одну електронегативність. У цьому утворюються загальні електронні пари.

Неполярний зв'язок

Серед прикладів молекул, які мають ковалентний хімічний зв'язок неполярного виду, можна назвати галогени, водень, азот, кисень.

Вперше цей зв'язок було виявлено в 1916 році американським хіміком Льюїсом. Спочатку їм було висунуто гіпотезу, а підтверджено вона була лише після експериментального підтвердження.

Ковалентний хімічний зв'язок пов'язаний з електронегативністю. У неметалів вона має високе значення. У ході хімічної взаємодії атомів не завжди можливе перенесення електронів від одного атома до іншого, в результаті здійснюється їхнє об'єднання. Між атомами з'являється справжній ковалентний хімічний зв'язок. 8 клас звичайної шкільної програмипередбачає детальний розгляд кількох видів зв'язку.

Речовини, що мають даний вид зв'язку, нормальних умовах- рідини, гази, і навіть тверді речовини, мають невисоку температуру плавлення.

Типи ковалентного зв'язку

Докладніше зупинимося на даному питанні. Які виділяють типи хімічного зв'язку? Ковалентна зв'язок існує у обмінному, донорно-акцепторном варіантах.

Перший тип характеризується віддачею кожним атомом одного неспареного електрона освіти загального електронного зв'язку.

Електрони, що об'єднуються в загальний зв'язок, повинні мати протилежні спини. Як приклад такого виду ковалентного зв'язку можна розглянути водень. При зближенні його атомів спостерігається проникнення їх електронних хмар один одного, іменоване у науці перекриттям електронних хмар. В результаті збільшується електронна густина між ядрами, а енергія системи знижується.

При мінімальній відстані ядра водню відштовхуються, у результаті утворюється певна раціональна відстань.

У разі донорно-акцепторного типу ковалентного зв'язку одна частина має електрони, її називають донором. Друга частка має вільну комірку, в якій буде розміщуватися пара електронів.

Полярні молекули

Як утворюються ковалентні полярні хімічні зв'язки? Вони виникають у тих ситуаціях, коли у зв'язуваних атомів неметалів різна електронегативність. У подібних випадках узагальнені електрони розміщуються ближче до того атома, у якого значення електронегативності вище. Як приклад ковалентного полярного зв'язку можуть розглядатися зв'язки, що виникають у молекулі бромоводню. Тут громадські електрони, які відповідають за формування ковалентного зв'язку, ближче перебувають до брому, ніж водню. Причина такого явища в тому, що у брому електронегативність вища, ніж у водню.

Способи визначення ковалентного зв'язку

Як визначити ковалентні полярні хімічні зв'язки? Для цього потрібно знати склад молекул. Якщо у ній присутні атоми різних елементів, у молекулі існує ковалентний полярний зв'язок. У неполярних молекулах є атоми одного хімічного елемента. Серед тих завдань, що пропонуються у межах шкільного курсухімії, є такі, які передбачають виявлення виду зв'язку. Завдання подібного типу включені до завдань підсумкової атестаціїз хімії у 9 класі, а також у тести єдиного державного іспитуз хімії у 11 класі.

Іонний зв'язок

Чим відрізняється ковалентний та іонний хімічний зв'язок? Якщо ковалентний зв'язок характерний для неметалів, то іонний зв'язок утворюється між атомами, що мають суттєві відмінності в електронегативності. Наприклад, це притаманно сполук елементів першої та другої груп основних підгруп ПС (лужних і лужноземельних металів) та елементів 6 і 7 груп основних підгруп таблиці Менделєєва (халькогенів і галогенів).

Вона формується в результаті електростатичного тяжіння іонів, які мають протилежні заряди.

Особливості іонного зв'язку

Оскільки силові поля протилежно заряджених іонів розподіляються рівномірно в усіх напрямках, кожен із новачків здатний притягувати себе протилежні по знаку частки. Це й характеризує неспрямованість іонного зв'язку.

Взаємодія двох іонів, що мають протилежні знаки, не передбачає повної взаємної компенсації індивідуальних силових полів. Це сприяє збереженню здатності притягувати за іншими напрямками іони, отже, спостерігається ненасиченість іонного зв'язку.

У іонному з'єднанні в кожного іона є можливість притягувати себе кілька інших, які мають протилежних знаком, щоб сформувати кристалічну решітку іонного характеру. У такому кристалі немає молекул. Кожен іон оточується у речовині певним конкретним числом іонів іншого знака.

Металевий зв'язок

Даний вид хімічного зв'язку має певні індивідуальними особливостями. Метали мають надмірну кількість валентних орбіталей за нестачі електронів.

При зближенні окремих атомів відбувається перекриття їх валентних орбіталей, що сприяє вільному переміщенню електронів з однієї орбіталі в іншу, здійснюючи зв'язок між усіма атомами металу. Ці вільні електрони є основною ознакою металевого зв'язку. Вона не має насиченості та спрямованості, оскільки валентні електрони розподіляються по кристалу рівномірно. Присутність у металах вільних електронів пояснює їх деякі фізичні властивості: металевий блиск, пластичність, ковкість, теплопровідність, непрозорість.

Різновид ковалентного зв'язку

Вона утворюється між атомом водню та елементом, який має високу електронегативність. Існують внутрішньо-і міжмолекулярні водневі зв'язки. Цей різновид ковалентного зв'язку є найнеміцнішим, він з'являється завдяки дії електростатичних сил. У атома водню невеликий радіус, і за зміщенні чи віддачі цього єдиного електрона водень стає позитивним іоном, що діє атом з великої электроотрицательностью.

Серед характерних властивостейковалентного зв'язку виділяють: насичуваність, спрямованість, поляризацію, полярність. Кожен із цих показників має певне значення для утвореної сполуки. Наприклад, спрямованість зумовлюється геометричною формою молекули.

Поняття хімічного зв'язку має важливе значення в різних областяххімії як науки. Пов'язано це з тим, що саме з її допомогою окремі атоми здатні з'єднуватися в молекули, утворюючи різноманітні речовини, які є предметом хімічних досліджень.

З різноманіттям атомів і молекул пов'язане виникнення різних типівзв'язків між ними. p align="justify"> Для різних класів молекул характерні свої особливості розподілу електронів, а значить, і свої види зв'язків.

Основні поняття

Хімічний зв'язокназивають сукупність взаємодій, які призводять до зв'язування атомів з утворенням стійких частинок. складної будови(Молекул, іонів, радикалів), а також агрегатів (кристалів, стекол та іншого). Природа цих взаємодій носить електричний характер, а виникають вони при розподілі валентних електронів у атомах, що зближуються.

Валентністю прийнятоназивати здатність тієї чи іншої атома утворювати певну кількість зв'язків коїться з іншими атомами. В іонних сполуках значення валентності приймають число відданих або приєднаних електронів. У ковалентних з'єднаннях вона дорівнює кількості загальних електронних пар.

Під ступенем окислення розуміють умовнийзаряд, який міг бути на атомі, якби всі полярні ковалентні зв'язку мали б іонний характер.

Кратністю зв'язку називаютьчисло узагальнених електронних пар між аналізованими атомами.

Зв'язки, що розглядаються в різних розділах хімії, можна розділити на два види хімічних зв'язків: ті, що призводять до утворення нових речовин (внутрішньомолекулярні) , іті, що виникають між молекулами (міжмолекулярні).

Основні характеристики зв'язку

Енергією зв'язкуназивають таку енергію, яка потрібна для розриву всіх зв'язків у молекулі. Також це енергія, що виділяється під час утворення зв'язку.

Довжиною зв'язкуназивають таку відстань між сусідніми ядрами атомів у молекулі, у якому сили тяжіння і відштовхування врівноважені.

Ці дві характеристики хімічного зв'язку атомів є мірою її міцності: що менше довжина і більше енергія, то зв'язок міцніший.

Валентним кутомприйнято називати кут між лініями, що представляють, що проходять у напрямку зв'язку через ядра атомів.

Методи опису зв'язків

Найбільш поширені два підходи до пояснення хімічного зв'язку, запозичені із квантової механіки:

Метод молекулярних орбіталей.Він розглядає молекулу як сукупність електронів та ядер атомів, причому кожен окремо взятий електрон рухається у полі дії всіх інших електронів та ядер. Молекула має орбітальну будову, проте її електрони розподілені за цими орбітами. Також цей метод носить назву МО ЛКАО, що розшифровується як "молекулярна орбіталь - лінійна комбінація

Метод валентних зв'язків.Представляє молекулу системою двох центральних молекулярних орбіталей. При цьому кожна з них відповідає одному зв'язку між двома розташованими по сусідству атомами молекули. Основується метод на таких положеннях:

  1. Утворення хімічного зв'язку здійснюється парою електронів, що мають протилежні спини, які розташовані між двома атомами, що розглядаються. Утворена електронна пара належить двом атомам однаково.
  2. Число зв'язків, утворених тим чи іншим атомом, дорівнює числу неспарених електронів в основному та збудженому стані.
  3. Якщо електронні пари не беруть участі у освіті зв'язку, їх називають неподіленими.

Електронегативність

Визначити тип хімічного зв'язку в речовинах можна, ґрунтуючись на різниці у значеннях електронегативностей складових її атомів. Під електронегативністюрозуміють здатність атомів відтягувати він загальні електронні пари (електронна хмара), що зумовлює поляризації зв'язку.

Існують різні способивизначення значень електронегативності хімічних елементів. Однак найбільш застосовуваною є шкала, заснована на термодинамічних даних, яка була запропонована ще в 1932 Л. Полінгом.

Чим значніша різниця в електронегативності атомів, тим більшою мірою проявляється її іонність. Навпаки, рівні чи близькі значення електронегативності вказують на ковалентний характер зв'язку. Інакше кажучи, визначити, який хімічний зв'язок спостерігається у тій чи іншій молекулі, можна математично. Для цього потрібно обчислити ΔХ - різницю електронегативності атомів за формулою: ΔХ=|Х 1 -Х 2 |.

  • Якщо ΔХ>1,7,то зв'язок є іонним.
  • Якщо 0,5≤ΔХ≤1,7,то ковалентний зв'язок має полярний характер.
  • Якщо ΔХ=0або близька до нього, то зв'язок відноситься до ковалентної неполярної.

Іонний зв'язок

Іонним називається такий зв'язок, який з'являється між іонами або за рахунок повного відтягування загальної електронної пари одним з атомів. У речовинах цей тип хімічного зв'язку здійснюється силами електростатичного тяжіння.

Іони - це заряджені частинки, що утворюються з атомів внаслідок приєднання чи віддачі електронів. Якщо атом приймає електрони, то набуває негативного заряду і стає аніоном. Якщо ж атом віддає валентні електрони, стає позитивно зарядженою частинкою, званої катіоном.

Вона й у сполук, утворених при взаємодії атомів типових металів з атомами типових неметалів. Основний цей процес є прагнення атомів придбати стійкі електронні конфігурації. А типовим металам і неметалам для цього потрібно віддати або прийняти всього 1-2 електрони, що вони з легкістю і роблять.

Механізм утворення іонного хімічного зв'язку в молекулі зазвичай розглядають з прикладу взаємодії натрію і хлору. Атоми лужного металу легко віддають електрон, що перетягується атомом галогену. В результаті утворюється катіон Na + і аніон Cl - які утримуються поруч за допомогою електростатичного тяжіння.

Ідеального іонного зв'язку немає. Навіть у таких сполуках, які найчастіше відносять до іонних, остаточного переходу електронів від атома до атома не відбувається. Утворена електронна пара все-таки залишається у загальному користуванні. Тому говорять про рівень іонності ковалентного зв'язку.

Іонний зв'язок характеризується двома основними властивостями, пов'язаними один з одним:

  • неспрямованість, тобто електричне поле навколо іона має форму сфери;
  • ненасичуваність, т. е. число протилежно заряджених іонів, що може розміститися навколо будь-якого іона, визначається їх розмірами.

Ковалентний хімічний зв'язок

Зв'язок, що утворюється при перекриванні електронних хмар атомів неметалів, тобто здійснюється загальною електронною парою, називається ковалентним зв'язком. Число узагальнених пар електронів визначає кратність зв'язку. Так, атоми водню пов'язані одинарним зв'язком Н··Н, а атоми кисню утворюють подвійний зв'язок О::О.

Існує два механізми її утворення:

  • Обмінний - кожен атом представляє для утворення загальної пари по одному електрону: А · + В = А: В, при цьому у здійсненні зв'язку беруть участь зовнішні атомні орбіталі, на яких розташовані по одному електрону.
  • Донорно-акцепторний - для утворення зв'язку один із атомів (донор) надає пару електронів, а другий (акцептор) - вільну орбіталь для її розміщення: А + :В= А:В.

Способи перекриття електронних хмар при утворенні ковалентного хімічного зв'язку також різні.

  1. Пряме. Область перекривання хмар лежить на прямій уявній лінії, що з'єднує ядра атомів, що розглядаються. При цьому утворюються зв'язки. Від типу електронних хмар, що піддаються перекриванню, залежить вид хімічного зв'язку, який при цьому виникає: s-s, s-p, p-p, s-d або p-d σ-зв'язку. У частинці (молекулі або іоні) між двома сусідніми атомами можливе здійснення лише одного зв'язку.
  2. Бокове. Здійснюється по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів. Так утворюється π-зв'язок, причому можливі її різновиди: p-p, p-d, d-d. Окремо від σ-зв'язку π-зв'язок ніколи не утворюється, він може бути в молекулах, що містять кратні (подвійні та потрійні) зв'язки.

Властивості ковалентного зв'язку

Саме ними визначаються хімічні та фізичні особливостіз'єднань. Головними властивостями будь-якого хімічного зв'язку в речовинах є її спрямованість, полярність і поляризація, а також насичуваність.

Спрямованістюзв'язку зумовлені особливості молекулярної будови речовин та геометрична формаїх молекул. Суть її полягає в тому, що найкраще перекриття електронних хмар можливе за певної їхньої орієнтації у просторі. Вище вже розглянуті варіанти утворення σ- та π-зв'язку.

Під насичуваністюрозуміють здатність атомів утворювати певну кількість хімічних зв'язків у молекулі. Кількість ковалентних зв'язків кожного атома обмежується числом зовнішніх орбіталей.

Полярністьзв'язку залежить від різниці у значеннях електронегативності атомів. Від неї залежить рівномірність розподілу електронів між ядрами атомів. Ковалентний зв'язок за цією ознакою може бути полярним або неполярним.

  • Якщо загальна електронна пара однаково належить кожному з атомів і розташована від їх ядер на однаковій відстані, то ковалентний зв'язок є неполярним.
  • Якщо ж загальна пара електронів зміщується до ядра одного з атомів, то утворюється ковалентний полярний хімічний зв'язок.

Поляризованістьвиражається усуненням електронів зв'язку під дією зовнішнього електричного поля, яке може належати іншій частинці, сусіднім зв'язкам у тій же молекулі або виходити від зовнішніх джерел електромагнітних полів. Так, ковалентна зв'язок під впливом може змінювати свою полярність.

Під гібридизацією орбіталей розуміють зміну форм при здійсненні хімічного зв'язку. Це необхідно для досягнення найбільш ефективного їхнього перекривання. Існують такі види гібридизації:

  • sp 3 . Одна s-і три p-орбіталі утворюють чотири "гібридні" орбіталі однакової форми. Зовні нагадує тетраедр із кутом між осями 109°.
  • sp 2 . Одна s- та дві p-орбіталі утворюють плоский трикутник з кутом між осями 120°.
  • sp. Одна s-і одна p-орбіталь утворюють дві "гібридні" орбіталі з кутом між їхніми осями 180°.

Особливістю будови атомів металів є досить великий радіус та наявність невеликої кількості електронів на зовнішніх орбіталях. Внаслідок цього у таких хімічних елементах зв'язок ядра та валентних електронів відносно слабкий і легко розривається.

Металевоїзв'язком називають таку взаємодію між атомами-іонами металів, що здійснюється за допомогою ділокалізованих електронів.

У частках металу валентні електрони можуть легко залишати зовнішні орбіталі, як, втім, і займати вакантні місцяна них. Таким чином, у різні моменти часу одна й та сама частка може бути атомом та іоном. Електрони, що відірвалися від них, вільно переміщаються по всьому об'єму кристалічних ґрат і здійснюють хімічний зв'язок.

Цей тип зв'язку має схожість з іонною та ковалентною. Як і іонної, існування металевої зв'язку необхідні іони. Але якщо здійснення електростатичного взаємодії у першому випадку потрібні катіони і аніони, то у другому роль негативно заряджених частинок грають електрони. Якщо порівнювати металевий зв'язок із ковалентним, то для утворення обох необхідні загальні електрони. Однак, на відміну від полярного хімічного зв'язку, вони локалізовані не між двома атомами, а належать усім часткам металу в кристалічній решітці.

Металевим зв'язком обумовлені особливі властивості практично всіх металів:

  • пластичність, присутня завдяки можливості усунення шарів атомів у кристалічній решітці, що утримуються електронним газом;
  • металевий блиск, який спостерігається через відображення світлових променів від електронів (у порошкоподібному стані немає кристалічної решітки і, отже, електронів, що переміщаються по ній);
  • електропровідність, яка здійснюється потоком заряджених частинок, а в даному випадкудрібні електрони вільно переміщуються серед великих іонів металу;
  • теплопровідність, спостерігається завдяки здатності електронів переносити теплоту.

Цей тип хімічного зв'язку іноді називають проміжною між ковалентною та міжмолекулярною взаємодією. Якщо атом водню має зв'язок з одним з електронегативних елементів (таких як фосфор, кисень, хлор, азот), то він здатний утворювати додатковий зв'язок, званий водневий.

Вона набагато слабша за всі розглянуті вище типи зв'язків (енергія не більше 40 кДж/моль), але нехтувати нею не можна. Саме тому водневий хімічний зв'язок на схемі має вигляд пунктирної лінії.

Виникнення водневого зв'язку можливе завдяки донорно-акцепторній електростатичній взаємодії одночасно. Велика різниця в значеннях електронегативності призводить до появи надлишкової електронної густини на атомах О, N, F та інших, а також її нестачі на атомі водню. У тому випадку, якщо між такими атомами немає існуючого хімічного зв'язку, за їх досить близького розташування активізуються сили тяжіння. У цьому протон є акцептором електронної пари, а другий атом - донором.

Водневий зв'язок може виникати між сусідніми молекулами, наприклад, води, карбонових кислот, спиртів, аміаку, так і всередині молекули, наприклад, саліцилової кислоти.

Наявністю водневого зв'язку між молекулами води пояснюється низка її унікальних фізичних властивостей:

  • Значення її теплоємності, діелектричної проникності, температур кипіння та плавлення відповідно до розрахунків повинні бути значно меншими від реальних, що пояснюється зв'язаністю молекул і необхідністю витрачати енергію на розрив міжмолекулярних водневих зв'язків.
  • На відміну з інших речовин, при зниженні температури обсяг води збільшується. Це завдяки тому, що молекули займають певне положення в кристалічній структурі льоду і віддаляються один від одного на довжину водневого зв'язку.

Особливу роль цей зв'язок відіграє для живих організмів, оскільки його наявністю в молекулах білків обумовлюється їх особлива структура, а отже, і властивості. Крім того, нуклеїнові кислоти, складаючи подвійну спіраль ДНК, також пов'язані саме водневими зв'язками.

Зв'язки у кристалах

Переважна більшість твердих тілмає кристалічну решітку - особливе взаємне розташуванняутворюють їх частинок. У цьому дотримується тривимірна періодичність, а вузлах розташовуються атоми, молекули чи іони, які з'єднані уявними лініями. Залежно від характеру цих частинок та зв'язків між ними всі кристалічні структури ділять на атомні, молекулярні, іонні та металеві.

У вузлах іонної кристалічної решітки знаходяться катіони та аніони. Причому кожен із них оточений строго певним числом іонів лише з протилежним зарядом. Типовий приклад – хлорид натрію (NaCl). Їх звичайні високі температури плавлення і твердість, оскільки їх руйнування потрібно багато енергії.

У вузлах молекулярних кристалічних ґрат розташовані молекули речовин, утворені ковалентним зв'язком (наприклад, I 2). Пов'язані вони один з одним слабкою ван-дер-ваальсовою взаємодією, а отже, таку структуру легко зруйнувати. Такі сполуки мають низькі температури кипіння та плавлення.

Атомні кристалічні грати утворюють атоми хімічних елементів, що володіють високими значеннямивалентності. Пов'язані вони міцними ковалентними зв'язками, отже, речовини відрізняються високими температурамикипіння, плавлення та великою твердістю. Приклад – алмаз.

Таким чином, всі типи зв'язків, наявних в хімічних речовин, мають свої особливості, якими пояснюються тонкощі взаємодії частинок у молекулах та речовинах. Від них залежать властивості з'єднань. Ними зумовлюються всі процеси, що відбуваються у навколишньому середовищі.

Хімічний зв'язок, її типи, властивості, поряд з одним з наріжних каменів цікавої наукипід назвою хімія. У цій статті ми розберемо всі аспекти хімічних зв'язків, їхнє значення в науці, наведемо приклади та багато іншого.

Що таке хімічний зв'язок

Під хімічним зв'язком у хімії розуміється взаємне зчеплення атомів у молекулі і , в результаті дії сили тяжіння, що існує між . Саме завдяки хімічним зв'язкам відбувається утворення різних хімічних сполукУ цьому полягає природа хімічного зв'язку.

Типи хімічних зв'язків

Механізм утворення хімічного зв'язку сильно залежить від її типу або виду, загалом розрізняються такі основні види хімічного зв'язку:

  • Ковалентний хімічний зв'язок (який у свою чергу може бути полярним та неполярним)
  • Іонний зв'язок
  • зв'язок
  • Хімічний зв'язок

    • подібних до людей.

Що стосується , то на нашому сайті їй присвячена окрема стаття, і детальніше ви можете почитати за посиланням. Далі ж ми розберемо детальніше всі інші основні типи хімічних зв'язків.

Іонний хімічний зв'язок

Утворення іонного хімічного зв'язку виникає при взаємному електричному тяжінні двох іонів, що мають різні заряди. Іони зазвичай за таких хімічних зв'язків прості, що з одного атома речовини.

Схема іонного хімічного зв'язку.

Характерною особливістю іонного типу хімічного зв'язку є відсутність у неї насиченості, і як результат, до іона або навіть цілої групи іонів може приєднатися саме різна кількістьпротилежно заряджених іонів. Прикладом іонного хімічного зв'язку може бути з'єднання фториду цезію CsF, у якому рівень «іонності» становить майже 97%.

Водневий хімічний зв'язок

Ще задовго до появи сучасної теоріїхімічних зв'язків у її сучасному виглядівченими хіміками було помічено, що сполуки водню з неметалами мають різні дивовижні властивості. Скажімо, температура кипіння води і разом із фтороводнем набагато вища, ніж це могло б бути, ось вам готовий приклад водневого хімічного зв'язку.

На малюнку схема утворення водневого хімічного зв'язку.

Природа та властивості водневого хімічного зв'язку обумовлені здатністю атома водню H утворювати ще одну хімічну зв'язок, звідси власне назва цього зв'язку. Причиною такого зв'язку є властивості електростатичних сил. Наприклад, загальна електронна хмара в молекулі фтороводню настільки зміщена у бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичений негативним електричним полем. Навколо атома водню, тим більше позбавленого єдиного електрона, все з точністю до навпаки, його електронне поле значно слабше і як наслідок має позитивний заряд. А позитивні та негативні заряди, як відомо, притягуються, у такий спосіб і виникає водневий зв'язок.

Хімічний зв'язок металів

Який хімічний зв'язок характерний для металів? У цих речовин є свій власний тип хімічного зв'язку – атоми всіх металів розташовані не аби як, а певним чином, порядок їх розташування називається кристалічною решіткою. Електрони різних атомів утворюють загальну електронну хмару, причому вони слабко взаємодіють друг з одним.

Такий вигляд має металевий хімічний зв'язок.

Як приклад металевого хімічного зв'язку можуть виступати будь-які метали: натрій, залізо, цинк тощо.

Як визначити вид хімічного зв'язку

Залежно від речовин, що беруть у ній участь, якщо метал і неметал, то зв'язок іонний, якщо два метали, то металеві, якщо два неметали то ковалентні.

Властивості хімічних зв'язків

Щоб провести порівняння різних хімічних реакційвикористовуються різні кількісні характеристики, такі як:

  • довжина,
  • енергія,
  • полярність,
  • порядок зв'язків.

Розберемо їх докладніше.

Довжина зв'язку – рівноважна відстань між ядрами атомів, які з'єднані хімічним зв'язком. Зазвичай вимірюється експериментально.

Енергія хімічного зв'язку визначає її міцність. В даному випадку під енергією мається на увазі зусилля, необхідне для того, щоб розірвати хімічний зв'язок і роз'єднати атоми.

Полярність хімічного зв'язку показує, наскільки електронна щільність зміщена одного з атомів. Здатність атомів зміщувати до себе електронну щільність або кажучи простою мовою"тягнути ковдру на себе" в хімії називають електронегативністю.

Рис.1. Орбітальні радіуси елементів (r a) та довжина одноелектронного хімічного зв'язку (d)

Найпростіший одноелектронний хімічний зв'язок створюється єдиним валентним електроном. Виявляється, що один електрон здатний утримувати в цілому два позитивно заряджених іони. В одноелектронному зв'язку кулонівські сили відштовхування позитивно заряджених частинок компенсуються кулонівськими силами тяжіння цих частинок до негативно зарядженого електрона. Валентний електрон стає загальним для двох ядер молекули.

Прикладами таких хімічних сполук є молекулярні іони: H 2+ , Li 2+ , Na 2+ , K 2+ , Rb 2+ , Cs 2+ :

Полярний ковалентний зв'язок виникає у гетероядерних двоатомних молекулах (рис.3). Зв'язувальна електронна пара в полярному хімічному зв'язку наближена до атома з вищим першим потенціалом іонізації.

Відстань d між атомними ядрами, що характеризує просторову структуру полярних молекул, можна наближено розглядати як суму ковалентних радіусів відповідних атомів.

Характеристика деяких полярних речовин

Зсув зв'язувальної електронної пари одного з ядер полярної молекули призводить до появи електричного диполя (електродинаміка) (рис.4).

Відстань між центрами тяжкості позитивного та негативного зарядів називають довжиною диполя. Полярність молекули, як і полярність зв'язку, оцінюють величиною дипольного моменту μ, що є добутком довжини диполя l на величину електронного заряду :

Кратні ковалентні зв'язки

Кратні ковалентні зв'язки представлені ненасиченими органічними сполуками, що містять подвійну та потрійну хімічні зв'язки. Для опису природи ненасичених сполук Л.Полінг вводить поняття сигма- і π-зв'язків, гібридизації атомних орбіталей.

Гібридизація Полінга для двох S- та двох p-електронів дозволила пояснити спрямованість хімічних зв'язків, зокрема тетраедричну конфігурацію метану. Для пояснення структури етилену з чотирьох рівноцінних Sp 3 - електронів атома вуглецю доводиться вичленяти один p-електрон для утворення додаткового зв'язку, що отримала назву π-зв'язку. При цьому три Sp 2 -гібридні орбіталі розташовуються в площині під кутом 120° і утворюють основні зв'язки, наприклад, плоску молекулу етилену (рис.5).

У нової теоріїПолінг все зв'язуючі електрони ставали рівноцінними і рівновіддаленими від лінії, що з'єднує ядра молекули. Теорія вигнутого хімічного зв'язку Полінга враховувала статистичну інтерпретацію хвильової функції М. Борна, кулонівську електронну кореляцію електронів. З'явився фізичний сенс- природа хімічного зв'язку повністю визначається електричною взаємодією ядер та електронів. Чим більше електронів, що зв'язують, тим менша між'ядерна відстань і міцніший хімічний зв'язок між атомами вуглецю.

Трицентровий хімічний зв'язок

Подальший розвиток уявлень про хімічний зв'язок дав американський фізикохімік У.Ліпскомб, який розробив теорію двоелектронних трицентрових зв'язків та топологічну теорію, що дозволяє передбачати будову ще деяких гідридів бору (бороводнів).

Електронна пара в трицентровому хімічному зв'язку стає загальною для трьох ядер атомів. У найпростішому представнику трицентрового хімічного зв'язку - молекулярному іоні водню H 3 + електронна пара утримує в цілому три протона (рис.6).

Рис.7.Діборан

Існування баранів з їх двоелектронними трицентровими зв'язками з «містковими» атомами водню порушувало канонічне вчення про валентність. Атом водню, який раніше вважався стандартним одновалентним елементом, виявився пов'язаним однаковими зв'язками з двома атомами бору і став формально двовалентним елементом. Роботи У.Ліпскомба з розшифровки будови баранів розширювали уявлення про хімічний зв'язок. Нобелівський комітет удостоїв Вільяма Нанна Ліпскомба премії з хімії за 1976 рік із формулюванням "За дослідження структури баранів (боргідритів), які прояснюють проблеми хімічних зв'язків).

Багатоцентровий хімічний зв'язок

Молекула ферроцена

Рис.9.Дібензолхром

Рис.10.Ураноцен

Усі десять зв'язків (C-Fe) у молекулі ферроцена рівноцінні, величина між'ядерної відстані Fe-c - 2,04 Å. Всі атоми вуглецю в молекулі ферроцену структурно та хімічно еквівалентні, довжина кожної зв'язку C-C 1,40 - 1,41 Å (для порівняння, в бензолі довжина зв'язку C-C 1,39 Å). Навколо атома заліза виникає 36-електронна оболонка.

Динаміка хімічного зв'язку

Хімічний зв'язок досить динамічний. Так, металевий зв'язок трансформується в ковалентний у процесі фазового переходу при випаровуванні металу. Перехід металу з твердого в пароподібний стан потребує більших кількостей енергії.

У парах зазначені метали складаються практично з гомоядерних двоатомних молекул та вільних атомів. При конденсації парів металу ковалентний зв'язок перетворюється на металеву.

Випаровування солей з типовим іонним зв'язком, наприклад фторидів лужних металів, призводить до руйнування іонного зв'язку та утворення гетероядерних двоатомних молекул з полярним ковалентним зв'язком. При цьому має місце утворення димерних молекул з містковими зв'язками.

Характеристика хімічного зв'язку в молекулах фторидів лужних металів та їх димерах.

При конденсації парів фторидів лужних металів полярний ковалентний зв'язок трансформується в іонну з утворенням відповідних кристалічних ґрат солі.

Механізм переходу ковалентного в металевий зв'язок

Рис.11. Співвідношення між радіусом орбіталі електронної пари r e та довжиною ковалентного хімічного зв'язку d

Орієнтація диполів двоатомних молекул та утворення спотвореного октаедричного фрагменту кластера при конденсації парів лужних металів.

Рис.13.Об'ємноцентроване кубічне розташування ядер у кристалах лужних металів і зв'язувальної ланки

Дисперсне тяжіння (сили Лондона) зумовлює міжатомну взаємодію та утворення гомоядерних двоатомних молекул із атомів лужних металів.

Утворення ковалентного зв'язку метал-метал пов'язане з деформацією електронних оболонок взаємодіючих атомів - валентні електрони створюють електронну пару, що зв'язує, електронна щільність якої концентрується в просторі між атомними ядрами виниклої молекули. Характерною особливістю гомоядерних двоатомних молекул лужних металів є велика довжина ковалентного зв'язку (у 3,6-5,8 рази більша за довжину зв'язку в молекулі водню) і низька енергія її розриву.

Зазначене співвідношення між r e і d визначає нерівномірність розподілу електричних зарядів у молекулі - у середній частині молекули зосереджений негативний електричний заряд сполучної електронної пари, а на кінцях молекули - позитивні електричні зарядидвох атомних кістяків.

Нерівномірність розподілу електричних зарядів створює умови взаємодії молекул рахунок орієнтаційних сил (сили Ван-дер-Ваальса). Молекули лужних металів прагнуть орієнтуватися в такий спосіб, щоб по соедству виявлялися різноіменні електричні заряди. Через війну між молекулами діють сили тяжіння. Завдяки наявності останніх, молекули лужних металів зближуються і міцно стягуються між собою. Одночасно відбувається деяка деформація кожної їх під дією ближче розташованих полюсів сусідніх молекул (рис.12).

Фактично, що зв'язують електрони вихідної двоатомної молекули, потрапляючи в електричне поле чотирьох позитивно заряджених атомних остов молекул лужних металів відриваються з орбітального радіусу атома і стають вільними.

При цьому зв'язувальна електронна пара стає спільною для системи з шістьма катіонами. Починається побудова кристалічної решітки металу на етапі кластера. У кристалічні гратилужних металів чітко виражена структура зв'язувальної ланки, що має форму спотвореного сплющеного октаедра - квадратної біпіраміди, висота якої і ребра базису дорівнюють величина постійної трансляційної решітки a w (рис.13).

Величина постійної трансляційної решітки a w кристала лужного металу значно перевищує довжину ковалентного зв'язку молекули лужного металу, тому вважається, що електрони в металі знаходяться у вільному стані:

Математичну побудову, пов'язану з властивостями вільних електронів у металі, зазвичай ототожнюють з «поверхнею Фермі», яку слід розглядати як геометричне місце, де знаходяться електрони, забезпечуючи основну властивість металу – проводити електричний струм.

При зіставленні процесу конденсації парів лужних металів з процесом конденсації газів, наприклад водню, проявляється характерна особливістьу властивостях металу. Тож якщо при конденсації водню виявляються слабкі міжмолекулярні взаємодії, то за конденсації парів металу протікають процеси, характерні хімічних реакцій. Сама конденсація пар металу йде в кілька стадій і може бути описана наступною процесією: вільний атом → двоатомна молекула з ковалентним зв'язком → металевий кластер → компактний метал з металевим зв'язком.

Взаємодія молекул галогенідів лужних металів супроводжується їхньою димеризацією. Димерну молекулу можна як електричний квадруполь (рис.15). В даний час відомі основні характеристики димерів галогенідів лужних металів (довжини хімічного зв'язку та валентні кути між зв'язками).

Довжина хімічного зв'язку та валентні кути в димерах галогенідів лужних металів (Е 2 X 2) (газова фаза).

Е 2 X 2 X=F X=Cl X=Br X=I
d ЕF , Å d ЕCl , Å d ЕBr , Å d ЕI , Å
Li 2 X 2 1,75 105 2,23 108 2,35 110 2,54 116
Na 2 X 2 2,08 95 2,54 105 2,69 108 2,91 111
K 2 X 2 2,35 88 2,86 98 3,02 101 3,26 104
Cs 2 X 2 2,56 79 3,11 91 3,29 94 3,54 94

У процесі конденсації дія орієнтаційних сил посилюється, міжмолекулярна взаємодія супроводжується утворенням кластерів, а згодом і твердої речовини. Галогеніди лужних металів утворюють кристали з простою кубічною та об'ємно-центрованою кубічною решіткою.

Тип кристалічної решітки та постійна трансляційної решітки для галогенідів лужних металів.

У процесі кристалізації відбувається подальше збільшення міжатомної відстані, що призводить до зриву електрона з орбітального радіусу атома лужного металу та передачі електрона атома галогену з утворенням відповідних іонів. Силові поля іонів рівномірно розподіляються у всіх напрямках у просторі. У зв'язку з цим у кристалах лужних металів силове поле кожного іона координує не один іон з протилежним знаком, як прийнято якісно представляти іонний зв'язок (Na + Cl -).

У кристалах іонних сполук поняття простих двоіонних молекул типу Na + Cl - і Cs + Cl - втрачає сенс, оскільки іон лужного металу пов'язаний з шістьма іонами хлору (в кристалі хлористого натрію) та з вісьмома іонами хлору (в кристалі хлористого цезію. При цьому все міжіонні відстані в кристалах рівновіддалені.

Примітки

  1. Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 124. – 320 с.
  2. Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 132-136. – 320 с.
  3. Ганкін В.Ю., Ганкін Ю.В.Як утворюється хімічний зв'язок та протікають хімічні реакції. – М.: издат.група “Кордон”, 2007. – 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
  4. Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. – М.: Держхіміздат, 1962. – С. 88. – 976 с.
  5. Паулінг Л.Природа хімічного зв'язку / за редакцією Я.К.Сиркіна. - пров. з англ. М.Є.Дяткіна. - М.-Л.: Держхіміздат, 1947. - 440 с.
  6. Теоретична органічна хімія / за ред. Р.Х.Фрейдліною. - пров. з англ. Ю.Г.Бунделя. – М.: Вид. іноземної літератури, 1963. – 365 с.
  7. Леменовський Д.А., Левицький М.М.Російський хімічний журнал (журнал Російського хімічного товариства ім. Д.І. Менделєєва). – 2000. – Т. XLIV, вип.6. – С. 63-86.
  8. Хімічний енциклопедичний словник/гол. ред. І.Л.Кнунянц. – М.: Рад. енциклопедія, 1983. – С. 607. – 792 с.
  9. Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. – М.: Держхіміздат, 1962. – С. 679. – 976 с.
  10. Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 155-161. – 320 с.
  11. Гіллеспі Р.Геометрія молекул/пров. з англ. Є.З. Засоріна та В.С. Мастрюкова, за ред. Ю.А Пентіна. – М.: «Світ», 1975. – С. 49. – 278 с.
  12. Довідник хіміка. - 2-ге вид., перераб. та дод. – Л.-М.: ГНТІ Хімічної літератури, 1962. – Т. 1. – С. 402-513. – 1072 с.
  13. Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин.. – М.: «Хімія», 1987. – С. 132-136. – 320 с.
  14. Зіман Дж.Електрони у металах (введення в теорію поверхонь Фермі). Успіхи фізичних наук.. – 1962. – Т. 78, вип.2. – 291 с.

Див. також

  • Хімічний зв'язок- стаття з Великої радянської енциклопедії
  • Хімічний зв'язок- Chemport.ru
  • Хімічний зв'язок- Фізична енциклопедія