ботаніка 

Визначення виду хімічного зв'язку в речовинах. Ковалентний зв'язок - полярний і неполярний, механізми утворення

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

    Атому натрію, який має всього один неспарених електронів, вигідніше його віддати, тим самим атом отримує заряд (стає іоном) і набуває електронну конфігурацію інертного газу неону.

    Атому хлору до конфігурації найближчого інертного газу бракує лише одного електрона, тому він прагне придбати електрон.

Кожен елемент в більшій чи меншій мірі володіє здатністю притягувати електрони, яка чисельно характеризується значенням електронегативності. Відповідно, чим більше електронний торгівельний елемента, тим сильніше він притягує електрони і тим сильніше виражені його окисні властивості.

Прагнення атомів придбати стійку електронну оболонку пояснює причину утворення молекул.

визначення

Хімічна зв'язок- це взаємодія атомів, що обумовлює стійкість хімічної молекули або кристала як цілого.

ТИПИ хімічного зв'язку

Розрізняють 4 основних типи хімічного зв'язку:

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

Зближення двох атомів до певної відстані призводить до утворення загальної електронної пари, одночасно належить обом атомам. Ця загальна пара і являє собою хімічний зв'язок. Аналогічно відбувається і в разі молекули водню. У водню всього один неспарених електронів, і до конфігурації найближчого інертного газу (гелію) йому не вистачає ще одного електрона. Таким чином, два атома водню при зближенні утворюють одну спільну електронну пару.

визначення

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

У разі якщо взаємодіючі атоми мають рівні значення електронегативності, загальна електронна пара в рівній мірі належить обом атомам, тобто знаходиться на рівній відстані від обох атомів. Така ковалентний зв'язок називається неполярной.

визначення

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

Ковалентний неполярний зв'язок має місце в простих речовинах-неметалах: $ \ 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 і хлору, загальна електронна пара виявляється зміщеною в бік атома з більшою електронегативність, тобто в сторону хлору. Атом хлору набуває частковий негативний заряд, а атом водню - частковий позитивний. Це приклад ковалентного полярного зв'язку.

визначення

Зв'язок, утворена елементами-неметалами з різною електронегативність, називається ковалентного полярної.При цьому відбувається зміщення електронної густини в бік більш електронегативного елемента.

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

У разі якщо різниця електронегативності елементів буде велика, відбудеться не просто зміщення електронної густини, а повна передача електрона від одного атома до іншого. Розглянемо це на прикладі фториду натрію NaF. Як ми бачили раніше, атом натрію прагне віддати один електрон, а атом фтору готовий його прийняти. Це легко здійснюється при їх взаємодії, яке супроводжується переходом електрона.

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

визначення

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

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

визначення

іонна зв'язокутворена за рахунок сил електростатістіческого тяжіння між різнойменно зарядженими іонами - катіонами і 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 єдине електронне хмара ( «електронний газ»). Валентні електрони в металах є делокалізованних і належать одночасно всім атомам металу, вільно переміщаючись по всьому кристалу. Таким чином, зв'язок є многоцентровой. У перехідних металах металева зв'язок носить частково ковалентний характер, так як доповнена перекриванням частково заповнених електронами d-орбіталей предвнешнего шару. Метали утворюють металеві кристалічні решітки. Про неї докладно розповідається в темі «Металева зв'язок і її характеристики».

міжмолекулярні взаємодії

Прикладом сильного міжмолекулярної взаємодії

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

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

Характеристики хімічного зв'язку

Хімічна зв'язок характеризується довжиною, енергією, спрямованістюі насичуваність(Кожен атом здатний утворити обмежене число зв'язків). Кратність зв'язку дорівнює числу загальних електронних пар. Форма молекул визначається типом електронних хмар, що беруть участь в утворенні зв'язку, а також фактом наявності або відсутності неподіленого електронних пар. Так, наприклад, молекула $ \ mathrm (CO) _2 $ є лінійної (немає неподіленого електронних пар), а $ \ mathrm (H) _2 \ mathrm (O) $ і $ \ mathrm (SO) _2 $ - кутиковими (є неподіленого пари). У разі якщо взаємодіючі атоми мають сильно розрізняються значення електронегативності, загальна електронна пара практично повністю зміщується в бік атомів з найбільшою електронегативні. Іонну зв'язок, таким чином, можна розглядати як граничний випадок полярної ковалентного зв'язку, коли електрон практично повністю перейшов від одного атома до іншого. Насправді повного зміщення не відбувається ніколи, тобто абсолютно іонних речовин немає. Наприклад, в $ \ mathrm (NaCl) $ реальні заряди на атомах складають +0,92 і -0,92, а не +1 і -1.

Іонна зв'язок реалізується в з'єднаннях 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 і органічних речовин. Хімічна зв'язок з'являється при взаємодії електричних полів, які створюються ядрами і електронами атомів. Отже, освіту ковалентного хімічного зв'язку пов'язано з електричної природою.

Що таке зв'язок

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

види зв'язку

У хімії виділяють кілька видів зв'язку: іонної, ковалентного, металевої. Ковалентний хімічний зв'язок має два різновиди: полярна, неполярні.

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

неполярний зв'язок

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

Вперше цей зв'язок була виявлена ​​в 1916 році американським хіміком Льюїсом. Спочатку їм була висунута гіпотеза, а підтверджена вона була тільки після експериментального підтвердження.

Ковалентний хімічний зв'язок пов'язана з електронегативні. У неметалів вона має високе значення. В ході хімічної взаємодії атомів не завжди можливий перенос електронів від одного атома до іншого, в результаті здійснюється їх об'єднання. Між атомами з'являється справжня ковалентний хімічний зв'язок. 8 клас звичайної шкільної програми передбачає детальний розгляд кількох видів зв'язку.

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

Типи ковалентного зв'язку

Детальніше зупинимося на цьому питанні. Які виділяють типи хімічного зв'язку? Ковалентний зв'язок існує в обмінному, донорно-акцепторном варіантах.

Перший тип характеризується віддачею кожним атомом одного неспареного електрона на освіту загальної електронної зв'язку.

Електрони, що об'єднуються в загальну зв'язок, повинні володіти протилежними спинами. Як приклад подібного виду ковалентного зв'язку можна розглянути водень. При зближенні його атомів спостерігається проникнення їх електронних хмар один в одного, іменоване в науці перекриванням електронних хмар. В результаті збільшується електронна щільність між ядрами, а енергія системи знижується.

При мінімальній відстані ядра водню відштовхуються, в результаті утворюється якесь оптимальне відстань.

У разі донорно-акцепторного типу ковалентного зв'язку у одній частки є 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 в тих ситуаціях, коли у пов'язують атомів неметалів різна електронний торгівельний. У подібних випадках усуспільнені електрони розміщуються ближче до того атому, у якого значення електронегативності вище. Як приклад ковалентного полярного зв'язку можуть розглядатися зв'язку, які виникають в молекулі бромоводорода. Тут громадські електрони, які відповідають за формування ковалентного зв'язку, ближче знаходяться до брому, ніж до водню. Причина подібного явища в тому, що у брому електронний торгівельний вище, ніж у водню.

Способи визначення ковалентного зв'язку

Як визначити ковалентні полярні хімічні зв'язки? Для цього необхідно знати склад молекул. Якщо в ній присутні атоми різних елементів, в молекулі існує ковалентний полярна зв'язок. У неполярних молекулах присутні атоми одного хімічного елемента. Серед тих завдань, які пропонуються в рамках шкільного курсу хімії, є і такі, які передбачають виявлення виду зв'язку. Завдання подібного типу включені в завдання підсумкової атестації з хімії в 9 класі, а також в тести єдиного державного екзамену з хімії в 11 класі.

іонна зв'язок

Чим відрізняється ковалентний і іонна хімічний зв'язок? Якщо ковалентний зв'язок характерна для неметалів, то іонна зв'язок утворюється між атомами, що мають суттєві відмінності по електронегативності. Наприклад, це характерно для з'єднань елементів першої та другої груп головних підгруп ПС (лужних і лужноземельних металів) і елементів 6 і 7 груп головних підгруп таблиці Менделєєва (халькогенов і галогенів).

Вона формується в результаті електростатичного притягання іонів, що володіють протилежними зарядами.

Особливості іонного зв'язку

Так як силові поля протилежно заряджених іонів розподіляються рівномірно в усіх напрямках, кожен з них здатний притягувати до себе протилежні за знаком частки. Це і характеризує ненаправленим іонної зв'язку.

Взаємодія двох іонів, що володіють протилежними знаками, які не передбачає повної взаємної компенсації індивідуальних силових полів. Це сприяє збереженню здатності притягувати по інших напрямках іони, отже, спостерігається ненасиченість іонного зв'язку.

В іонному поєднанні у кожного іона є можливість притягувати до себе якесь число інших, що володіють протилежних знаком, щоб сформувати кристалічну решітку іонного характеру. В такому кристалі не існує молекул. Кожен іон оточується в речовині якимось конкретним числом іонів іншого знака.

металева зв'язок

Даний вид хімічного зв'язку є визначеною індивідуальними особливостями. Метали мають надмірну кількість валентних орбіталей при нестачі електронів.

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

Різновид ковалентного зв'язку

Вона утворюється між атомом водню і елементом, який має високу електронегативність. Існують внутрішньо- і міжмолекулярні водневі зв'язки. Цей різновид ковалентного зв'язку є найбільш нестійкою, вона з'являється завдяки дії електростатичних сил. У атома водню невеликий радіус, і при зміщенні або віддачі цього одного електрона водень стає позитивним іоном, чинним на атом з великою електронегативність.

Серед характерних властивостей ковалентного зв'язку виділяють: насичуваності, спрямованість, здатність до поляризації, полярність. Кожен з цих показників має певне значення для утвореного з'єднання. Наприклад, спрямованість обумовлюється геометричною формою молекули.

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

З різноманіттям атомів і молекул пов'язане виникнення різних типів зв'язків між ними. Для різних класів молекул характерні свої особливості розподілу електронів, а значить, і свої види зв'язків.

Основні поняття

хімічним зв'язкомназивають сукупність взаємодій, які призводять до зв'язування атомів з утворенням стійких частинок більш складної будови (молекул, іонів, радикалів), а також агрегатів (кристалів, стекол і іншого). Природа цих взаємодій носить електричний характер, а виникають вони при розподілі валентних електронів в зближуються атомах.

валентністю прийнятоназивати здатність того чи іншого атома утворювати певне число зв'язків з іншими атомами. У іонних з'єднаннях за значення валентності приймають число відданих або приєднаних електронів. У ковалентних сполуках вона дорівнює кількості загальних електронних пар.

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

Кратністю зв'язку називаютьчисло обобществленних електронних пар між розглянутими атомами.

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

Основні характеристики зв'язку

енергією зв'язкуназивають таку енергію, яка потрібна для розриву всіх наявних зв'язків в молекулі. Також це енергія, що виділяється в ході освіти зв'язку.

довжиною зв'язкуіменують таку відстань між сусідніми ядрами атомів в молекулі, при якому сили тяжіння і відштовхування врівноважені.

Ці дві характеристики хімічного зв'язку атомів є мірою її міцності: чим менше довжина і більше енергія, тим зв'язок міцніше.

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

Методи опису зв'язків

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

Метод молекулярних орбіталей.Він розглядає молекулу як сукупності електронів і ядер атомів, причому кожен окремо взятий електрон рухається в полі дії всіх інших електронів і ядер. Молекула має орбітальний будова, а все її електрони розподілені по цим орбітах. Також цей метод носить назву МО ЛКАО, що розшифровується як "молекулярна орбіталь - лінійна комбінація

Метод валентних зв'язків.Являє молекулу системою двох центральних молекулярних орбіталей. При цьому кожна з них відповідає одній зв'язку між двома розташованими по сусідству атомами в молекулі. Грунтується метод на наступних положеннях:

  1. Утворення хімічного зв'язку здійснюється парою електронів, що мають протилежні спини, які розташовані між двома розглянутими атомами. Освічена електронна пара належить двом атомам в рівній мірі.
  2. Число зв'язків, утворених тим чи іншим атомом, дорівнює числу неспарених електронів в основному і збудженому стані.
  3. Якщо електронні пари не беруть участі в утворенні зв'язку, то їх називають неподіленими.

електронегативність

Визначити тип хімічного зв'язку в речовинах можна, грунтуючись на різниці в значеннях електроотріцательностей складових її атомів. під електронегативнірозуміють здатність атомів відтягувати на себе загальні електронні пари (електронне хмара), що призводить до поляризації зв'язку.

Існують різні способи визначення значень електронегативності хімічних елементів. Однак найбільш вживаною є шкала, заснована на термодинамічних даних, яка була запропонована ще в 1932 році Л. Полингом.

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

  • якщо ΔХ> 1,7,то зв'язок є іонної.
  • якщо 0,5≤ΔХ≤1,7,то ковалентний зв'язок носить полярний характер.
  • якщо ΔХ = 0або близька до нього, то зв'язок відноситься до ковалентного неполярной.

іонна зв'язок

Іонної називається такий зв'язок, яка 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 притягання.

Іони - це заряджені частинки, які утворюються з атомів в результаті приєднання або віддачі електронів. Якщо атом приймає електрони, то здобуває негативний заряд і стає аніоном. Якщо ж атом віддає валентні електрони, то стає позитивно зарядженою часткою, званої катіоном.

Вона характерна для сполук, утворених при взаємодії атомів типових металів з атомами типових неметалів. Основний цього процесу є прагнення атомів придбати стійкі електронні конфігурації. А типовим металам і неметаллам для цього потрібно віддати або прийняти всього 1-2 електрона, що вони з легкістю і роблять.

Механізм утворення іонної хімічного зв'язку в молекулі традиційно розглядають на прикладі взаємодії натрію і хлору. Атоми лужних металів з легкістю віддають електрон, перетягували атомом галогену. В результаті утворюється катіон Na + і аніон Cl -, які утримуються поруч з допомогою електростатичного тяжіння.

Ідеальною іонної зв'язку не існує. Навіть в таких з'єднаннях, які часто відносять до іонним, остаточного переходу електронів від атома до атома не відбувається. Освічена електронна пара все-таки залишається в загальному користуванні. Тому говорять про ступінь ионности ковалентного зв'язку.

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

  • ненаправленим, т. е. електричне поле навколо іона має форму сфери;
  • ненасищаемость, т. е. число протилежно заряджених іонів, яке може розміститися навколо будь-якого іона, визначається їх розмірами.

Ковалентний хімічний зв'язок

Зв'язок, що утворюється при перекривання електронних хмар атомів неметалів, тобто що здійснюється загальної електронної парою, називається ковалентним зв'язком. Число обобществленних пар електронів визначає кратність зв'язку. Так, атоми водню пов'язані одинарним зв'язком Н ·· Н, а атоми кисню утворюють подвійну зв'язок Про :: Про.

Існує два механізми її утворення:

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

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

  1. Пряме. Область перекривання хмар лежить на прямій уявної лінії, що з'єднує ядра розглянутих атомів. При цьому утворюються σ-зв'язку. Від типу електронних хмар, що піддаються перекривання, залежить вид хімічного зв'язку, яка при цьому виникає: s-s, s-p, p-p, s-d або p-d σ-зв'язку. У частці (молекулі або йоні) між двома сусідніми атомами можливе здійснення тільки однієї σ-зв'язку.
  2. Бічне. Здійснюється по обидві сторони від лінії, що з'єднує ядра атомів. Так утворюється π-зв'язок, причому також можливі її різновиди: p-p, p-d, d-d. Окремо від σ-зв'язку π-зв'язок ніколи не утворюється, вона може бути в молекулах, що містять кратні (подвійні і потрійні) зв'язку.

Властивості ковалентного зв'язку

Саме ними визначаються хімічні і фізичні особливості з'єднань. Головними властивостями будь-хімічного зв'язку в речовинах є її спрямованість, полярність і поляризованість, а також насичуваності.

спрямованістюзв'язку обумовлені особливості молекулярної будови речовин і геометрична форма їх молекул. Суть її полягає в тому, що найкраще перекривання електронних хмар можливо при певній їх орієнтації в просторі. Вище вже розглянуті варіанти освіти σ- і π-зв'язку.

під насичуваністьрозуміють здатність атомів утворювати певне число хімічних зв'язків в молекулі. Кількість ковалентних зв'язків для кожного атома обмежується числом зовнішніх орбіталей.

полярністьзв'язку залежить від різниці в значеннях електроотріцательностей атомів. Від неї залежить рівномірність розподілу електронів між ядрами атомів. Ковалентний зв'язок за цією ознакою може бути полярної або неполярний.

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

поляризуемостьвиражається зміщенням електронів зв'язку під дією зовнішнього електричного поля, яке може належати іншій частці, сусіднім зв'язків в тій же молекулі або виходити від зовнішніх джерел електромагнітних полів. Так, ковалентний зв'язок під їх впливом може змінювати свою полярність.

Під гибридизацией орбіталей розуміють зміна їх форм при здійсненні хімічного зв'язку. Це необхідно для досягнення найбільш ефективного їх перекривання. Існують наступні види гібридизації:

  • sp 3. Одна s- і три p-орбіталі утворюють чотири "гібридні" орбіталі однакової форми. Зовні нагадує тетраедр з кутом між осями 109 °.
  • sp 2. Одна s- і 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 їх осями 180 °.

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

металевоїзв'язком називають таку взаємодію між атомами-іонами металів, яке здійснюється за допомогою делокалізованних електронів.

В частинках металу валентні електрони можуть легко залишати зовнішні орбіталі, як, втім, і займати вакантні місця на них. Таким чином, в різні моменти часу одна і та ж частка може бути атомом і іоном. Відірвалися від них електрони вільно переміщаються по всьому об'єму кристалічної решітки і здійснюють хімічний зв'язок.

Цей тип зв'язку має подібності з іонним і ковалентним. Так само як і для іонної, для існування металевої зв'язку необхідні іони. Але якщо для здійснення електростатичного взаємодії в першому випадку потрібні катіони і аніони, то в другому роль негативно заряджених частинок грають електрони. Якщо порівнювати металеву зв'язок з ковалентним, то для освіти обох необхідні спільні електрони. Однак, на відміну від полярної хімічного зв'язку, вони локалізовані не між двома атомами, а належать всім частинкам металу в кристалічній решітці.

Металевим зв'язком обумовлені особливі властивості практично всіх металів:

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

Цей тип хімічного зв'язку іноді називають проміжною між ковалентним і міжмолекулярним взаємодією. Якщо атом водню має зв'язок з одним з сильно електронегативний елементів (таких як фосфор, кисень, хлор, азот), то він здатний утворювати додаткову зв'язок, звану водневої.

Вона набагато слабкіше всіх розглянутих вище типів зв'язків (енергія не більше 40 кДж / моль), але нехтувати нею не можна. Саме тому воднева хімічний зв'язок на схемі виглядає як пунктирною лінії.

Виникнення водневого зв'язку можливо завдяки донорно-акцепторного електростатичного взаємодії одночасно. Велика різниця в значеннях електронегативності призводить до появи надлишкової електронної щільності на атомах О, N, F і інших, а також до її нестачі на атомі водню. У тому випадку якщо між такими атомами немає існуючої хімічного зв'язку, при їх досить близькому розташуванні активізуються сили тяжіння. При цьому протон є акцептором електронної пари, а другий атом - донором.

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

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

  • Значення її теплоємності, діелектричної проникності, температур кипіння і плавлення відповідно до розрахунків повинні бути значно менше реальних, що пояснюється обмеженістю молекул і необхідністю витрачати енергію на розрив водневих зв'язків.
  • На відміну від інших речовин, при зниженні температури об'єм води збільшується. Це відбувається 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 її наявністю в молекулах білків обумовлюється їх особлива структура, а значить, і властивості. Крім того, нуклеїнові кислоти, складаючи подвійну спіраль ДНК, також пов'язані саме водневими зв'язками.

Зв'язки в кристалах

Переважна більшість твердих тіл має кристалічну решітку - особливе взаємне розташування утворюють їх часток. При цьому дотримується тривимірна періодичність, а в вузлах розташовуються атоми, молекули або іони, які з'єднані уявними лініями. Залежно від характеру цих частинок і зв'язків між ними все кристалічні структури ділять на атомні, молекулярні, іонні і металеві.

У вузлах іонної кристалічної решітки знаходяться катіони і аніони. Причому кожен з них оточений строго певним числом іонів тільки з протилежним зарядом. Типовий приклад - хлорид натрію (NaCl). Для них звичайні високі температури плавлення і твердість, так як для їх руйнування потрібно багато енергії.

У вузлах молекулярної кристалічної решітки розташовані молекули речовин, утворені ковалентного зв'язком (наприклад, I 2). Пов'язані вони один з одним слабким ван дер Ваальсових взаємодією, а отже, таку структуру легко зруйнувати. Такі сполуки мають низькі температури кипіння і плавлення.

Атомну кристалічну решітку утворюють атоми хімічних елементів, що володіють високими значеннями валентності. Пов'язані вони міцними ковалентними зв'язками, а значить, речовини відрізняються високими температурами кипіння, плавлення і високу стійкість. Приклад - алмаз.

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

Хімічна зв'язок, її типи, властивості, поряд з є одним з наріжних каменів цікавою науки під назвою хімія. У цій статті ми розберемо всі аспекти хімічних зв'язків, їх значення в науці, наведемо приклади і багато іншого.

Що таке хімічний зв'язок

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

Типи хімічних зв'язків

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

  • Ковалентний хімічний зв'язок (яка в свою чергу може бути полярної і неполярний)
  • іонна зв'язок
  • зв'язок
  • Хімічна зв'язок

    • подібних людям.

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

Іонна хімічний зв'язок

Освіта іонної хімічного зв'язку виникає при взаємному електричному тяжінні двох іонів, що мають різні заряди. Іони зазвичай при таких хімічних зв'язках прості, що складаються з одного атома речовини.

Схема іонної хімічного зв'язку.

Характерною особливістю іонного типу хімічечкой зв'язку є відсутність у неї насиченості, і як результат, до іона або навіть цілої групи іонів може приєднатися саме різне кількість протилежно заряджених іонів. Прикладом іонної хімічного зв'язку може служити з'єднання фториду цезію CsF, в якому рівень «іоності» становить практично 97%.

Воднева хімічний зв'язок

Ще задовго до появи сучасної теорії хімічних зв'язків в її сучасному вигляді вченими хіміками було помічено, що з'єднання водню з неметалами володіють різними надзвичайними властивостями. Скажімо, температура кипіння води і разом зі фтороводень набагато вище, ніж це могло б бути, ось вам готовий приклад водневої хімічного зв'язку.

На зображенні схема утворення водневого хімічного зв'язку.

Природа і властивості водневої хімічного зв'язку обумовлені здатністю атома водню H утворювати ще одну хімічну зв'язок, звідси власне і назва цієї зв'язку. Причиною утворення такого зв'язку є властивості електростатичних сил. Наприклад, загальне електронне хмара в молекулі фтороводорода настільки зміщено в бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичене негативним електричним полем. Навколо атома водню, тим більше позбавленого свого єдиного електрона, все з точністю до навпаки, його електричне поле значно слабше і як наслідок має позитивний заряд. А позитивні і негативні заряди, як відомо, притягуються, таким нехитрим чином і виникає воднева зв'язок.

Хімічна зв'язок металів

Який хімічний зв'язок характерна 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 загальне електронне хмара, при цьому вони слабо взаємодіють один з одним.

Так виглядає металева хімічний зв'язок.

Як приклад металевої хімічного зв'язку можуть виступати будь-які метали: натрій, залізо, цинк і так далі.

Як визначити вид хімічного зв'язку

Залежно від речовин, які беруть у ній участь, якщо метал і неметалл, то зв'язок іонна, якщо два метала, то металева, якщо два неметалла то ковалентний.

Властивості хімічних зв'язків

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

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

Розберемо їх докладніше.

Довжина зв'язку - рівноважний 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 до одного з атомів. Здатність атомів зміщувати до себе електронну щільність або кажучи простою мовою «тягнути ковдру на себе» в хімії називають електронегативні.

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

Найпростіша одноелектронні хімічний зв'язок створюється єдиним валентним електроном. Виявляється, що один електрон здатний утримувати в єдине ціле два позитивно заряджених іона. У одноелектронної зв'язку кулонівських сили відштовхування позитивно заряджених частинок компенсуються кулоновскими 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 +:

Полярна ковалентний зв'язок виникає в гетероядерних двоатомних молекулах (рис.3). Зв'язуюча електронна пара в полярній хімічного зв'язку наближена до атому з більш високим першим потенціалом іонізації.

Характеризує просторову структуру полярних молекул відстань d між атомними ядрами можна приблизно розглядати як суму ковалентних радіусів відповідних атомів.

Характеристика деяких полярних речовин

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

Відстань між центрами тяжіння позитивного і негативного зарядів називають довжиною диполя. Полярність молекули, як і полярність зв'язку, оцінюють величиною дипольного моменту μ, що представляє собою твір довжини диполя l на величину електричного заряду:

Кратні ковалентні зв'язку

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

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

У новій теорії Полінга все зв'язують електрони ставали рівноцінними і рівновіддаленими від лінії, що з'єднує ядра молекули. Теорія зігнутої хімічного зв'язку Полінга враховувала статистичну інтерпретацію хвильової функції М. Борна, кулонівську електронну кореляцію електронів. З'явився фізичний зміст - природа хімічного зв'язку повністю визначається електричним взаємодією ядер і електронів. Чим більше пов'язують електронів, тим менше меж'ядерних відстань і міцніше хімічний зв'язок між атомами вуглецю.

Трёхцентровая хімічний зв'язок

Подальший розвиток уявлень про хімічний зв'язок дав американській физикохимик У.Ліпскомб, який розробив теорію двухелектронних трёхцентрових зв'язків і топологічну теорію, що дозволяє передбачати будову ще деяких гідридів бору (бороводородов).

Електронна пара в трёхцентровой хімічного зв'язку стає загальною для трьох ядер атомів. У найпростішому представника трёхцентровой хімічного зв'язку - молекулярному іоні водню H 3 + електронна пара утримує в єдине ціле три протона (рис.6).

Ріс.7.Діборан

Існування боранов з їх двохелектронними трёхцентровимі зв'язками з «мостіковимі» атомами водню порушувало канонічне вчення про валентності. Атом водню, який вважався раніше стандартним одновалентним елементом, виявився пов'язаним однаковими зв'язками з двома атомами бору і став формально двовалентним елементом. Роботи У.Ліпскомба по розшифровці будови боранов розширювали уявлення про хімічний зв'язок. Нобелівський комітет удостоїв Вільяма Нанна Ліпскомба премії з хімії за 1976 рік з формулюванням "За дослідження структури боранов (боргідрітов), що прояснюють проблеми хімічних зв'язків).

Багатоцентрових хімічний зв'язок

Ріс.8.Молекула ферроцена

Ріс.9.Дібензолхром

Ріс.10.Ураноцен

Всі десять зв'язків (C-Fe) в молекулі ферроцена рівноцінні, величина меж'ядерного відстані Fe-c - 2,04 Å. Всі атоми вуглецю в молекулі ферроцена структурно і 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

Хімічна зв'язок досить динамічна. Так, металева зв'язок трансформується в ковалентну в процесі фазового переходу при випаровуванні металу. Перехід металу з твердого в пароподібний стан вимагає витрати великої кількості енергії.

У парах зазначені метали складаються практично з гомоядерних двоатомних молекул і вільних атомів. При конденсації пари металу ковалентний зв'язок перетворюється в металеву.

Випаровування солей з типовою іонним зв'язком, наприклад фторидів лужних металів, призводить до руйнування іонної зв'язку і утворення гетероядерних двоатомних молекул з полярним ковалентним зв'язком. При цьому має місце утворення димеризованих молекул з мостіковимі зв'язками.

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

При конденсації пари фторидів лужних металів полярна ковалентний зв'язок трансформується в іонну з утворенням відповідної кристалічної решітки солі.

Механізм переходу ковалентного в металеву зв'язок

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

Ріс.12.Оріентація диполів двоатомних молекул і утворення спотвореного октаедричного фрагмента кластера при конденсації пари лужних металів

Ріс.13.Об'ёмноцентрірованное кубічну розташування ядер в кристалах лужних металів і сполучної ланки

Дисперсне тяжіння (сили Лондона) обумовлює міжатомна взаємодія і освіту гомоядерних двоатомних молекул з атомів лужних металів.

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

Зазначене співвідношення між r e і d визначає нерівномірність розподілу електричних зарядів в молекулі - в середній частині молекули зосереджений негативний електричний заряд зв'язує електронної пари, а на кінцях молекули - позитивні електричні заряди двох атомних кістяків.

Нерівномірність розподілу електричних зарядів створює умови взаємодії молекул за рахунок орієнтаційних сил (сили Ван-дер-Ваальса). Молекули лужних металів прагнуть орієнтуватися таким чином, щоб по сосоедству виявлялися різнойменні електричні заряди. В результаті між молекулами діють сили тяжіння. Завдяки наявності останніх, молекули лужних металів зближуються і більш менш міцно стягуються між собою. Одночасно відбувається деяка деформація кожної з них під дією ближче розташованих полюсів сусідніх молекул (рис.12).

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

При цьому зв'язуюча електронна пара стає загальною вже для системи з шістьма катіонами. Починається побудова кристалічної решітки металу на етапі кластера. У кристалічній решітці лужних металів чітко виражена структура сполучної ланки, що має форму спотвореного сплющенного октаедра - квадратної біпіраміди, висота якої і ребра базису рівні 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 прийнято вважати, що електрони в металі знаходяться у вільному стані:

Математичне побудова, пов'язане з властивостями вільних електронів в металі, зазвичай ототожнюють з «поверхнею Фермі», яку слід розглядати як геометричне місце, де перебувають електрони, забезпечуючи основну властивість металу - проводити електричний струм.

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

Взаємодія молекул галогенідів лужних металів супроводжується їх Димеризація. Димерную молекулу можна розглядати як електричний квадруполь (рис.15). В даний час відомі основні характеристики димарів галогенідів лужних металів (довжини хімічного зв'язку і валентні кути між зв'язками).

Довжина хімічного зв'язку і 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

В процесі конденсації дію орієнтаційних сил посилюється, міжмолекулярної взаємодії супроводжується утворенням кластерів, а потім і твердої речовини. Галогеніди лужних металів утворюють кристали з простої кубічної і об'ємно-центрованої кубічної гратами.

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

У процесі кристалізації відбувається подальше збільшення межатомного відстані, що приводить до зриву електрона з орбітального радіуса атома лужного металу і передачі електрона атому галогену з утворенням відповідних іонів. Силові поля іонів рівномірно розподіляються в усіх напрямках в просторі. У зв'язку з цим в кристалах лужних металів силове поле кожного іона координує аж ніяк не один іон з протилежним знаком, як прийнято якісно представляти іонну зв'язок (Na + Cl -).

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

Примітки

  1. Довідник по неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. - М.: «Хімія», 1987. - С. 124. - 320 с.
  2. Лидин Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник по 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 і протікають хімічні реакції. - М.: Іздат.группа "Кордон", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
  4. Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. - М.: Госхіміздат, 1962. - С. 88. - 976 с.
  5. Паулинг Л.Природа хімічного зв'язку / за редакцією Я.К.Сиркіна. - пров. з англ. М.Е.Дяткіной. - М.-Л .: Госхіміздат, 1947. - 440 с.
  6. Теоретична органічна хімія / під ред. Р.Х.Фрейдліной. - пров. з англ. Ю.Г.Бунделя. - М.: Изд. іноземної літератури, 1963. - 365 с.
  7. Леменовскій 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 / гл. ред. І.Л.Кнунянц. - М.: Рад. енциклопедія, 1983. - С. 607. - 792 с.
  9. Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. - М.: Госхіміздат, 1962. - С. 679. - 976 с.
  10. Лидин Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник по неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. - М.: «Хімія», 1987. - С. 155-161. - 320 с.
  11. Гіллеспі Р.Геометрія молекул / пер. з англ. Е.З. Засорина і В.С. Мастрюкова, під ред. Ю.А Пентіна. - М.: «Мир», 1975. - С. 49. - 278 с.
  12. Довідник хіміка. - 2-е изд., Перераб. і доп. - Л.-М .: ГНТІ Хімічної літератури, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - 1072 с.
  13. Лидин Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник по неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин .. - М.: «Хімія», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
  14. Зіман Дж.Електрони в металах (введення в теорію поверхонь Фермі). Успіхи фізичних наук .. - 1962. - Т. 78, вип.2. - 291 с.

Див. також

  • Хімічна зв'язок- стаття з Великої радянської енциклопедії
  • Хімічна зв'язок- Chemport.ru
  • Хімічна зв'язок- Фізична Енциклопедія