Видът на химическата връзка в молекулата hcl. Видове химически връзки. Метод на валентна връзка

Най -важните характеристики на връзката включват: дължина, полярност, диполен момент, насищане, насоченост, здравина и множественост на връзката.

Дължина на комуникацията- се нарича разстоянието между ядрата на атомите в молекулата. Дължината на връзката се определя от размера на ядрата и степента на припокриване на електронните облаци.

Дължината на връзката в HF е 0,92 ∙ 10 -10, в HCl -1,28 ∙ 10 -10 м. Колкото по -къса е дължината й, толкова по -силна е химическата връзка.

Ъгъл на свързване (ъгъл на валентност)нарича ъгъл между въображаеми линии, преминаващи през ядрата на химически свързани атоми. ∟HOH = 104 0,5; 2H2S = 92,2 0; ∟H 2 S е = 91 0, 0.

Най -важната характеристика химическа връзкае енергияопределяйки го сила.

Количествено силата на връзката се характеризира с енергията, изразходвана за разкъсването й, и се измерва в kJ на 1 мол от веществото.

Следователно, силата на връзката се характеризира количествено с енергията на сублимация E subl. вещества и енергията на дисоциация на молекулата на атоми Е дис. ... Енергията на сублимацията се разбира като енергията, изразходвана за преминаване на вещество от твърдо в газообразно състояние. За двуатомните молекули енергията на свързване е равна на енергията на дисоциация на молекулата на два атома.

Например, E dys. (и следователно E St.) в молекулата H2 е 435 kJ / mol. В молекулата F 2 = 159 kJ / mol, в молекулата N 2 = 940 kJ / mol.

За не двуатомни, а многоатомни молекули от типа AB n, средната енергия на свързване

поради AB n = A + nB.

Например енергията, погълната от процеса

е равен на 924 kJ / mol.

Комуникационна енергия

E OH = = = = 462 kJ / mol.

Заключението за структурата на молекулите и структурата на веществото се прави според резултатите, получени по различни методи. В този случай получената информация се използва не само за дължините и енергиите на връзката, ъглите на връзката, но и за други свойства на веществото, като например магнитни, оптични, електрически, топлинни и други.

Наборът от експериментално получени данни за структурата на материята допълва и обобщава резултатите от квантово -химичните изчислителни методи, които използват концепцията за квантово -механичната теория за химическо свързване. Смята се, че химическата връзка се осъществява главно от валентни електрони. За s- и p-елементите валентността са електрони на орбитали на външния слой, а за d-елементите-електрони на s-орбиталата на външния слой и d-орбиталата на пред-външния слой.

Характерът на химическата връзка.

Химическа връзка се образува само ако общата енергия на системата (E kin. + E pot.) Намалява с приближаването на атомите.

Нека разгледаме естеството на химическата връзка, като използваме примера на молекулярния водороден йон H 2 +. (Получава се чрез облъчване на водородни молекули с H 2 електрони; в разряд на газ). За такава най -проста молекулярна система уравнението на Шрьодингер е най -точно решено.

Във водородния йон H2 +един електрон се движи в полето на две ядра - протони. Разстоянието между ядрата е 0.106 nm, енергията на свързване (дисоциация на Н атоми и Н + йон) е 255.7 kJ / mol. Тоест частицата е силна.

В молекулярния йон Н 2 +действат електростатични сили от два вида - силите на привличане на електрон към двете ядра и силите на отблъскване между ядрата. Отблъскващата сила се проявява между положително заредените ядра H A + и H A +, които могат да бъдат представени под формата на следната фиг. 3. Отблъскващата сила има тенденция да отделя ядрата една от друга.

Ориз. 3. Силата на отблъскване (а) и привличане (б) между две ядра, която възниква, когато се приближат едно до друго на разстояние от порядъка на размера на атомите.

Силите на привличане действат между отрицателно заредения електрон е - и положително заредените ядра Н + и Н +. Молекула се образува, ако резултатът от силите на привличане и отблъскване е нула, тоест взаимното отблъскване на ядрата трябва да се компенсира от привличането на електрона към ядрата. Тази компенсация зависи от местоположението на електрона e - спрямо ядрата (фиг. 3 b и c). Това не означава положението на електрона в пространството (което не може да бъде определено), а вероятността да се намери електрона в пространството. Разположението на електронната плътност в пространството, съответстващо на фиг. 3.б) насърчава конвергенцията на ядрата и съответната фиг. 3.в) - отблъскване на ядрата, тъй като в този случай силите на привличане са насочени в една посока и отблъскването на ядрата не се компенсира. По този начин има област на свързване, когато електронната плътност се разпределя между ядрата, и зона на разхлабване или свързване, когато електронната плътност се разпределя извън ядрата.

Ако електрон влезе в зоната на свързване, тогава се образува химическа връзка. Ако електронът попадне в областта на разхлабване, тогава не се образува химическа връзка.

В зависимост от естеството на разпределението на електронната плътност в областта на свързване се разграничават три основни типа химични връзки: ковалентна, йонна и метална. В чист вид тези връзки не се осъществяват и обикновено в съединенията присъства комбинация от тези видове връзки.

Видове връзки.

В химията се разграничават следните видове връзки: ковалентни, йонни, метални, водородни връзки, ван дер Ваалсови връзки, донорно-акцепторна връзка, дативна връзка.

Ковалентна връзка

Когато се образува ковалентна връзка, атомите споделят електрони помежду си. Пример за ковалентна връзка е химическа връзка в молекула Cl2. За първи път Люис (1916) предполага, че в такава връзка всеки от двата хлорни атома споделя един от своите външни електронис друг хлорен атом. За да се припокрият атомните орбитали, два атома трябва да се доближат възможно най -близо един до друг. Обща двойка електрони образува ковалентна връзка. Тези електрони заемат една и съща орбитала и техните завъртания са насочени в противоположни посоки.

По този начин ковалентната връзка се осъществява чрез споделяне на електрони от различни атоми в резултат на сдвояване на електрони с противоположни завъртания.

Ковалентната връзка е широко разпространен вид връзка. Ковалентна връзка може да възникне не само в молекулите, но и в кристалите. Среща се между едни и същи атоми (в молекулите на H2, Cl 2, диамант) и между различни атоми (в молекулите на H2O, NH 3 ...)

Механизъм на образуване на ковалентна връзка

Нека разгледаме механизма с примера за образуването на молекулата Н 2.

Н + Н = Н 2, ∆Н = -436 kJ / mol

Ядрото на свободен водороден атом е заобиколено от сферично симетричен електронен облак, образуван от 1s електрон. Когато атомите се приближават един до друг на определено разстояние, има частично припокриване на техните електронни облаци (орбитали) (фиг. 4).

Ориз. 4. Механизмът на образуване на връзки в молекулата на водорода.

Ако разстоянието между ядрата на водородните атоми, приближени преди докосване, е 0,106 nm, то след припокриването на електронните облаци, това разстояние е 0,074 nm.

В резултат на това между центровете на ядрата се появява молекулярен двуелектронен облак, който има максималната електронна плътност в пространството между ядрата. Увеличаването на плътността на отрицателния заряд между ядрата благоприятства силно увеличаване на силите на привличане между ядрата, което води до освобождаване на енергия. Колкото по -голямо е припокриването на електронните орбитали, толкова по -силна е химическата връзка. В резултат на образуването на химическа връзка между два водородни атома всеки от тях достига електронна конфигурацияатом на благороден газ - хелий.

Има два метода, обясняващи от квантово -механична гледна точка образуването на припокриващата се област на електронните облаци и образуването съответно на ковалентна връзка. Единият от тях се нарича метод на VS (валентни връзки), другият се нарича MO (молекулни орбитали).

В метода на валентните връзки се разглежда припокриването на атомни орбитали на избрана двойка атоми. В МО метода молекулата се разглежда като цяло и разпределението на електронната плътност (от един електрон) се размазва по цялата молекула. От позицията на MO 2H в H 2 са свързани поради привличането на ядра към електронния облак, разположен между тези ядра.

Изображение на ковалентна връзка

Връзките се изобразяват по различни начини:

1). Използване на електрони като точки

В този случай образуването на молекула водород е показано по схемата

H ∙ + H ∙ → H: H

2). Използване на квадратни клетки (орбитали) като поставяне на два електрона с противоположни завъртания в една молекулярна квантова клетка

Тази диаграма показва, че нивото на молекулната енергия е по -ниско от първоначалните атомни нива, което означава молекулно състояниевеществата са по -стабилни от атомните.

3). Ковалентната връзка е изобразена като линия

Например, H - N. тази черта символизира двойка електрони.

Ако между атомите е възникнала една ковалентна връзка (една обща електронна двойка), тя се нарича сингъл, ако повече, то кратно двойно(две общи електронни двойки), тройна(три общи електронни двойки). Единична връзка е изобразена с една линия, двойна - с две, тройна - с три.

Тирето между атомите показва, че те имат обобщена двойка електрони.

Класификация на ковалентни връзки

В зависимост от посоката на припокриване на електронните облаци се разграничават σ-, π-, δ-връзките. σ-връзка възниква, когато електронните облаци се припокриват по оста, свързваща ядрата на взаимодействащи атоми.

Примери за σ-връзка:

Ориз. 5. Образуване на σ-връзка между s-, p-, d- електроните.

Пример за образуване на σ-връзка при припокриване на s-s-облаци се наблюдава в молекула на водород.

Π-връзката възниква, когато електронните облаци се припокриват от двете страни на оста, свързвайки атомните ядра.

Ориз. 6. Образуване на π-връзка между р-, d- електрони.

δ-свързване възниква, когато два d-електронни облака се припокриват, разположени в успоредни равнини... Δ връзката е по -малко здрава от π връзката, а π връзката е по -малко силна от σ връзката.

Свойства на ковалентна връзка

а). Полярност.

Има два вида ковалентни връзки: неполярни и полярни.

В случай на неполярна ковалентна връзка, електронен облак, образуван от обща двойка електрони, се разпределя в пространството симетрично по отношение на ядрата на атомите. Пример са двуатомни молекули, състоящи се от атоми от един елемент: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Електронната им двойка еднакво принадлежи на двата атома.

В случай на полярна връзка, електронният облак, образуващ връзката, се измества към атом с по -голяма относителна електроотрицателност.

Примери са молекули: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3 и др. Помислете за образуването на молекула на HCl, която може да бъде представена по следната схема

Електронната двойка е отклонена към хлорния атом, тъй като относителната електроотрицателност на хлорния атом (2.83) е по -голяма от тази на водородния атом (2.1).

б). Насищане.

Способността на атомите да участват в образуването на ограничен брой ковалентни връзки се нарича насищане на ковалентната връзка. Наситеността на ковалентните връзки се дължи на факта, че в химическо взаимодействиевключват само електронни нива на външна енергия, тоест ограничен брой електрони.

v) ... Съсредоточете сеи хибридизация на ковалентна връзка.

Ковалентната връзка се характеризира с насоченост в пространството. Това се дължи на факта, че електронните облаци имат определена форма и максималното им припокриване е възможно при определена пространствена ориентация.

Посочността на ковалентната връзка определя геометричната структура на молекулите.

Например, за вода, тя има триъгълна форма.

Ориз. 7. Пространствена структура на молекулата на водата.

Експериментално е установено, че разстоянието между водородните и кислородните ядра във водната молекула H2O е 0,096 nm (96 pm). Ъгълът между линиите, преминаващи през ядрата, е 104,5 0. Така молекулата на водата има ъглова форма и нейната структура може да бъде изразена под формата на представената фигура.

Хибридизация

Както показват експерименталните и теоретични изследвания (Slater, Pauling), при образуването на определени съединения, като BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, състоянието на валентните електрони на атом в молекула се описва не с чисто s-, p -, d-вълнови функции, но чрез техните линейни комбинации ... Такива смесени структури се наричат ​​хибридни орбитали, а процесът на смесване се нарича хибридизация.

Както е показано от квантово-химичните изчисления, смесването на s- и р-орбитали на атом е процес, благоприятен за образуването на молекула. В този случай се отделя повече енергия, отколкото при образуването на връзки с участието на чисти s и p орбитали. Следователно, хибридизацията на електронните орбитали на атома води до голямо намаляване на енергията на системата и съответно до увеличаване на стабилността на молекулата. Хибридизираната орбитала е по -продълговата от едната страна на ядрото, отколкото от другата. Следователно, електронната плътност в припокриващата се област на хибридния облак ще бъде по -висока от електронната плътност в припокриващата се област на s и p орбитали поотделно, в резултат на което връзката, образувана от електроните на хибридната орбитала, се характеризира с по -голяма сила.

Има няколко типа хибридни състояния. По време на хибридизацията на s- и p-орбитали (наречени sp-хибридизация) се появяват две хибридни орбитали, разположени една спрямо друга под ъгъл 180 0. В този случай се образува линейна структура. Тази конфигурация (структура) е известна за повечето халогениди на алкалоземни метали (например BeX 2, където X = Cl, F, Br), т.е. ъгълът на свързване е 180 0 С.

Ориз. 8. sp хибридизация

Друг вид хибридизация, наречена sp 2 -хибридизация (образувана от една s и две р -орбитали), води до образуването на три хибридни орбитали, които са разположени под ъгъл 120 0 една спрямо друга. В този случай в пространството се образува тригонална структура на молекула (или правилен триъгълник). Такива структури са известни за съединения BX 3 (X = Cl, F, Br).

Ориз. 9. sp 2 -хибридизация.

Sp 3 -хибридизацията се среща не по-рядко, която се образува от една s- и три р-орбитали. В този случай се образуват четири хибридни орбитали, ориентирани в пространството симетрично спрямо четирите върха на тетраедъра, тоест те са разположени под ъгъл 109 0 28 ". Това пространствено положение се нарича тетраедрично. Такава структура е известна с NH 3, H 2 O молекули и като цяло за елементи от период II. Изгледът му в пространството може да бъде показан със следната фигура

Ориз. 10. Пространствено подреждане на връзките в молекулата на амоняка,

проектирани върху равнината.

Образуването на тетраедрични връзки поради sp 3 -хибридизация може да бъде представено по следния начин (фиг. 11):

Ориз. 11. Образуване на тетраедрични връзки при sp 3 -хибридизация.

Образуването на тетраедрични връзки по време на sp 3 - хибридизация е показано на фиг. 1 за примера на молекулата CCl 4. 12.

Фиг. 12. Образуване на тетраедрични връзки по време на sp 3 - хибридизация в молекули CCl 4

Хибридизацията засяга не само s и p орбитали. За да се обяснят стереохимичните елементи на III и следващите периоди, става необходимо да се конструират едновременно хибридни орбитали, включително s-, p-, d- орбитали.

Към вещества с ковалентна връзкасе отнасят:

1. органични съединения;

2. твърди и течни вещества, в които се образуват връзки между двойки халогенни атоми, както и между двойки водородни, азотни и кислородни атоми, например Н2;

3. елементи от група VI (например спирални вериги от телур), елементи от група V (например арсен), елементи от група IV (диамант, силиций, германий);

4. съединения, подчинени на правилото 8-N (като InSb, CdS, GaAs, CdTe), когато образуващите ги елементи се намират в периодичната таблица в групи II-VI, III-V.

В твърди тела с ковалентна връзка могат да се образуват различни кристални структури за едно и също вещество, чиято енергия на свързване е практически еднаква. Например, структурата на ZnS може да бъде кубична (цинкова смес) или шестоъгълна (вюрцит). Разположението на най -близките съседи в цинкова смес и вюрцит е същото и единствената и малка разлика в енергиите на тези две структури се определя от подреждането на атомите, следващи най -близките. Тази способност на някои вещества се нарича алотропия или полиморфизъм. Друг пример за алотропия е силициев карбид, който има редица политипи с различни структури от чисто кубични до шестоъгълни. Тези многобройни кристални модификации на ZnS, SiC съществуват при стайна температура.

Йонна връзка

Йонната връзка е електростатичната сила на привличане между йони с противоположни заряди (т.е. + и -).

Концепцията за йонната връзка се формира въз основа на идеите на В. Косел. Той предлага (1916), че когато два атома си взаимодействат, единият ги отказва, а другият приема електрони. По този начин се образува йонна връзка в резултат на прехвърлянето на един или повече електрони от един атом в друг. Например, в натриевия хлорид се образува йонна връзка в резултат на прехвърляне на електрон от натриев атом към хлорен атом. В резултат на това прехвърляне се образуват натриев йон с заряд +1 и хлорен йон с заряд -1. Те се привличат помежду си чрез електростатични сили, образувайки стабилна молекула. Моделът за електронен трансфер, предложен от Косел, дава възможност да се обясни образуването на такива съединения като литиев флуорид, калциев оксид и литиев оксид.

Най -типичните йонни съединения са съставени от метални катиони, принадлежащи към групи I и II. периодична системаи аниони неметални елементипринадлежащи към VI и VII групи.

Лекотата на образуване на йонно съединение зависи от лекотата на образуване на съставните му катиони и аниони. Лекотата на образуване е толкова по -висока, колкото по -ниска е йонизационната енергия на атома, даряващ електрони (донор на електрони), а атомът, свързващ електрони (електронен акцептор), има по -голям афинитет към електрона. Афинитет към електронитеТова е мярка за способността на атома да прикрепи електрон. Количествено се дефинира като промяна в енергията, която настъпва, когато един мол от единично заредени аниони се образува от един мол атоми. Това е така наречената концепция за „първи афинитет към електроните“. Вторият афинитет към електроните е промяната в енергията, която възниква, когато един мол двойно заредени аниони се образува от един мол еднократно заредени аниони. Тези понятия, тоест енергия на йонизация и афинитет към електроните, се отнасят до газообразни вещества и са характеристики на атоми и йони в газообразно състояние... Но трябва да се има предвид, че повечето йонни съединения са най -стабилни в твърдо състояние. Това обстоятелство се обяснява с наличието на кристална решетка в твърдо състояние. Възниква въпросът. Защо в крайна сметка йонните съединения са по -стабилни под формата на кристални решетки, а не в газообразно състояние? Отговорът на този въпрос е изчисляването на енергията на кристалната решетка въз основа на електростатичния модел. В допълнение към това, това изчисление е и тест за теорията на йонното свързване.

За да се изчисли енергията на кристалната решетка, е необходимо да се определи работата, която трябва да се изразходва за разрушаването на кристалната решетка с образуването на газообразни йони. За да се извърши изчислението, се използва концепцията за силите на привличане и отблъскване. Изразът за потенциалната енергия на взаимодействие на единично заредени йони се получава чрез сумиране на енергията на привличане и енергията на отблъскване

E = E pr + E rep (1).

Когато се вземе Е, се приема енергията на кулоновото привличане на йони с противоположни знаци, например Na + и Cl - за съединението NaCl

E при = -e 2 / 4πε 0 r (2),

тъй като разпределението на електронния заряд в запълнената електронна обвивка е сферично симетрично. Поради отблъскването, произтичащо от принципа на Паули, когато запълнените обвивки на аниона и катиона се припокриват, разстоянието, на което йоните могат да се приближат, е ограничено. Отблъскващата енергия се променя бързо с междуядреното разстояние и може да бъде записана под формата на следните два приблизителни израза:

E OT = A / r n (n≈12) (3)

E OT = B ∙ exp (-r / ρ) (4),

където A и B са константи, r е разстоянието между йони, ρ е параметър (характерна дължина).

Трябва да се отбележи, че нито един от тези изрази не съответства на сложния квантово -механичен процес, който води до отблъскване.

Въпреки сближаването на тези формули, те правят възможно точното изчисляване и съответно описване на химическата връзка в молекулите на такива йонни съединения като NaCl, KCl, CaO.

Тъй като електрическото поле на йона има сферична симетрия (фиг. 13), йонната връзка, за разлика от ковалентната връзка, няма насоченост. Взаимодействието на два противоположно заредени йона се компенсира от отблъскващите сили само в посоката, свързваща центровете на йонните ядра, в други посоки не се получава компенсация на електрическите полета на йони. Следователно те са в състояние да взаимодействат с други йони. По този начин йонната връзка не е наситена.

Ориз. 13. Сферична симетрия на електростатичното поле

противоположно начислени такси.

Поради ненасочеността и ненаситеността на йонната връзка, тя е енергийно най-благоприятна, когато всеки йон е заобиколен от максималния брой йони от противоположния знак. Поради това най -предпочитаната форма на съществуване на йонно съединение е кристал. Например, в кристал NaCl, всеки катион има шест аниона като най -близки съседи.

Само при високи температури в газообразно състояние съществуват йонни съединения под формата на несвързани молекули.

В йонните съединения координационното число не зависи от спецификата на електронната структура на атомите, както при ковалентните съединения, а се определя от съотношението на размерите на йони. При съотношение на йонни радиуси в диапазона 0,41 - 0,73 се наблюдава октаедрична координация на йони, със съотношение 0,73-1,37, кубична координация и др.

Така при нормални условия йонните съединения са кристални вещества... Концепцията за дву йонни молекули, например NaCL, CsCl, не е приложима за тях. Всеки кристал е съставен от голям брой йони.

Йонната връзка може да се мисли като крайната полярна връзка, за която ефективният заряд на атома е близо до единица. За чисто ковалентна неполярна връзка ефективният заряд на атомите е нула. В реалните вещества има малко чисто йонни и чисто ковалентни връзки. Повечето от съединенията имат естеството на междинна връзка между неполярна ковалентна и полярна йонна. Тоест в тези съединения ковалентната връзка е частично йонна. Природата на йонните и ковалентните връзки в реални вещества е показана на фигура 14.

Ориз. 14. Йонна и ковалентна природа на връзката.

Делът на йонната природа на връзката се нарича степен на йонност. Характеризира се с ефективните заряди на атомите в молекулата. Степента на йонност се увеличава с увеличаване на разликата между електроотрицателността на образуващите я атоми.

Метална връзка

В металните атоми външните валентни електрони се задържат много по -слаби, отколкото в неметалните атоми. Това причинява загуба на връзката на електрони с отделни атоми за достатъчно дълъг период от време и тяхната социализация. Образува се социализиран ансамбъл от външни електрони. Наличието на такава електронна система води до появата на сили, които поддържат положителните метални йони в близко състояние, въпреки сходния им заряд. Такава връзка се нарича метална. Такава връзка е характерна само за метал и съществува в твърдо и течно състояниевещества. Металната връзка е вид химическа връзка. Тя се основава на социализацията на външни електрони, които губят връзката си с атома и затова се наричат ​​свободни електрони (фиг. 15).

Ориз. 15. Метална връзка.

Съществуването на метална връзка се потвърждава от следните факти. Всички метали имат висока топлопроводимост и висока електропроводимост, което се осигурява от наличието на свободни електрони. В допълнение, същото обстоятелство определя добрата отразяваща способност на металите към светлинното облъчване, техния блясък и непрозрачност, висока пластичност, положителна температурен коефициентелектрическо съпротивление.

Стабилността на кристалната решетка на металите не може да се обясни с такива видове връзки като йонни и ковалентни. Йонна връзка между метални атоми, разположени във възлите на кристалната решетка, е невъзможна, тъй като те имат един и същ заряд. Ковалентната връзка между металните атоми също е малко вероятна, тъй като всеки атом има от 8 до 12 най -близки съседи, а образуването на ковалентни връзки с толкова много споделени електронни двойки е неизвестно.

Металните конструкции се характеризират с факта, че имат доста рядко разположение на атомите (междуядрените разстояния са големи) и голямо числонай -близките съседи за всеки атом в кристалната решетка. Таблица 1 изброява три типични метални конструкции.

маса 1

Характеристики на структурите на трите най -често срещани метала

Виждаме, че всеки атом участва в образуването на голям брой връзки (например с 8 атома). Такъв голям брой връзки (с 8 или 12 атома) не могат да бъдат локализирани едновременно в пространството. Комуникацията трябва да се осъществява чрез резонанс колебателно движениевъншни електрони на всеки атом, в резултат на което настъпва колективизация на всички външни електрони на кристала с образуването на електронен газ. В много метали е достатъчно да се вземе по един електрон от всеки атом, за да се образува метална връзка. Точно това се наблюдава при литий, който има само един електрон на външната обвивка. Литиевият кристал е решетка от Li + йони (топки с радиус 0,068 nm), заобиколени от електронен газ.

Ориз. 16. Различни видове кристални опаковки: а-шестоъгълна плътна опаковка; б - кубична опаковка, центрирана по лицето; c-тяло-центрирано кубично опаковане.

Има прилики между метални и ковалентни връзки. Той се състои във факта, че и двата вида връзки се основават на споделянето на валентни електрони. Ковалентната връзка обаче свързва само два съседни атома и споделените електрони са в непосредствена близост до свързаните атоми. В една метална връзка няколко атома участват в социализацията на валентните електрони.

По този начин концепцията за метална връзка е неразривно свързана с концепцията за металите като съвкупност от положително заредени йонни ядра с големи празнини между йони, пълни с електронен газ, докато на макроскопично ниво системата остава електрически неутрална.

В допълнение към горните видове химични връзки, има и други видове връзки, които са междумолекулни: водородна връзка, взаимодействие на ван дер Ваалс, взаимодействие донор-акцептор.

Донорно-акцепторно взаимодействие на молекули

Механизмът за образуване на ковалентна връзка, дължащ се на двуелектронен облак от един атом и свободна орбитала на друг, се нарича донор-акцептор. Атом или частица, която осигурява двуелектронен облак за комуникация, се нарича донор. Атом или частица със свободна орбитала, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор.

Основните видове междумолекулни взаимодействия. Водородна връзка

Между наситените с валентност молекули на разстояния, надвишаващи размера на частиците, могат да се появят електростатични сили на междумолекулно привличане. Те се наричат ​​сили на ван дер Ваалс. Взаимодействието на Ван дер Ваалс винаги съществува между близко разположени атоми, но играе важна роля само при липса на по -силни механизми на свързване. Това слабо взаимодействие с характерна енергия от 0,2 eV / атом възниква между неутрални атоми и между молекули. Името на взаимодействието е свързано с името на Ван дер Ваалс, тъй като той е първият, който предполага, че уравнението на състоянието, отчитайки слабото взаимодействие между молекулите на газа, описва свойствата на реалните газове много по -добре от уравнението на състояние на идеален газ. Естеството на тази сила на привличане обаче беше обяснено едва през 1930 г. от Лондон. Понастоящем следните три типа взаимодействия се приписват на привличането на Ван дер Ваалс: ориентационно, индуктивно, дисперсионно (ефект на Лондон). Енергията на привличането на ван дер Ваалс се определя от сумата от ориентационни, индукционни и дисперсионни взаимодействия.

E pr = E op + E ind + E disp (5).

Ориентационното взаимодействие (или взаимодействие дипол-дипол) се проявява между полярни молекули, които при приближаване се обръщат (ориентират) един към друг с противоположни полюси, така че потенциалната енергия на системата от молекули става минимална. Енергията на ориентационното взаимодействие е толкова по -значима, колкото по -голям е диполният момент μ на молекулите и колкото по -малко е разстоянието l между тях:

E op = - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (6),

където ε 0 е електрическа константа.

Индукционното взаимодействие е свързано с процесите на молекулярна поляризация от околните диполи. Той е толкова по -значим, колкото по -голяма е поляризуемостта α на неполярната молекула и толкова по -голям е диполният момент μ на полярната молекула

E ind = - (αμ 2) / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (7).

Поляризуемостта α на неполярна молекула се нарича деформационна, тъй като е свързана с деформацията на частицата, докато μ характеризира изместването на електронния облак и ядрата спрямо предишните им позиции.

Дисперсионното взаимодействие (ефект на Лондон) възниква във всяка молекула, независимо от тяхната структура и полярност. Поради мигновеното несъвпадение на центровете на тежестта на зарядите на електронния облак и ядрата се образува мигновен дипол, който индуцира моментални диполи в други частици. Движението на моментните диполи става последователно. В резултат на това съседните частици изпитват взаимно привличане. Енергията на дисперсионното взаимодействие зависи от йонизационната енергия E I и поляризацията на молекулите α

E disp = - (E I 1 ∙ E I 2) ∙ α 1 α 2 / (E I 1 + E I 2) l 6 (8).

Водородната връзка е междинна между валентните и междумолекулните взаимодействия. Енергията на водородната връзка е малка, 8 - 80 kJ / mol, но повече от енергията на взаимодействие на Ван дер Ваалс. Водородната връзка е характерна за течности като вода, алкохоли, киселини и се дължи на положително поляризиран водороден атом. Малкият размер и отсъствието на вътрешни електрони позволяват на водородния атом, присъстващ в течност във всяко съединение, да влезе в допълнително взаимодействие с отрицателно поляризиран атом на друга или същата молекула, ковалентно несвързан с него

A δ- - H δ +…. A δ- - H δ +.

Тоест има асоциация на молекули. Асоциацията на молекулите води до намаляване на летливостта, увеличаване на точката на кипене и топлината на изпаряване и увеличаване на вискозитета и диелектричната константа на течностите.

Водата е особено подходяща за водородно свързване, тъй като нейната молекула има два водородни атома и две самотни двойки при кислородния атом. Това определя високия диполен момент на молекулата (μ D = 1,86 D) и способността да се образуват четири водородни връзки: две като донор на протони и две като акцептор на протони

(H 2 O .... H - O ... H 2 O) 2 пъти.

От експерименти е известно, че с промяна в молекулното тегло в серията водородни съединенияелементи от третия и следващите периоди, точката на кипене се увеличава. Ако тази закономерност се приложи към водата, тогава температурата на кипене не трябва да бъде 100 0 C, а 280 0 C. Това противоречие потвърждава съществуването на водородна връзка във водата.

Експериментите показват, че молекулярните асоциации се образуват във вода в течност и особено в твърда вода. Ледът има тетраедрична кристална решетка. В центъра на тетраедра има кислороден атом от една водна молекула, в четири върха има кислородни атоми на съседни молекули, които са свързани с водород с най-близките съседи. В течна вода водородните връзки са частично разрушени, в структурата му има динамичен балансмежду асоциирани молекули и свободни молекули.

Метод на валентна връзка

Теорията за валентните връзки или локализираните електронни двойки предполага, че всяка двойка атоми в молекулата се държи заедно от една или повече общи електронни двойки. От гледна точка на теорията за валентните връзки, химическа връзка е локализирана между два атома, тоест тя е двуцентрова и двуелектронна.

Методът на валентната връзка се основава на следните основни принципи:

Всяка двойка атоми в молекула се държи заедно от една или повече общи електронни двойки;

Единична ковалентна връзка се образува от два електрона с антипаралелни спинове, разположени върху валентните орбитали на свързващите атоми;

Когато се образува връзка, вълновите функции на електроните се припокриват, което води до увеличаване на електронната плътност между атомите и намаляване на общата енергия на системата;

169338 0

Всеки атом има редица електрони.

Влизайки в химични реакции, атомите даряват, придобиват или социализират електрони, достигайки най -стабилната електронна конфигурация. Най -стабилната конфигурация е тази с най -ниска енергия (както при атомите на благородни газове). Този модел се нарича "октетно правило" (Фигура 1).

Ориз. 1.

Това правило важи за всички видове връзки... Електронните връзки между атомите им позволяват да образуват стабилни структури, от най -простите кристали до сложни биомолекули, като в крайна сметка образуват живи системи. Те се различават от кристалите с непрекъснатия си метаболизъм. Освен това много химични реакции протичат според механизми електронен трансфер, които играят съществена роля в енергийните процеси в организма.

Химическата връзка е силата, която държи два или повече атома, йони, молекули или всяка комбинация от тях заедно.

Характерът на химическата връзка е универсален: това е електростатичната сила на привличане между отрицателно заредени електрони и положително заредени ядра, определена от конфигурацията на електроните във външната обвивка на атомите. Способността на атома да образува химически връзки се нарича валентност, или окислително състояние... С валентността е свързано понятието за валентни електрони- електрони, които образуват химически връзки, тоест те са в най-високоенергийните орбитали. Съответно външната обвивка на атома, съдържащ тези орбитали, се нарича валентна обвивка... Понастоящем не е достатъчно да се посочи наличието на химическа връзка, но е необходимо да се изясни нейният тип: йонна, ковалентна, дипол-дипол, метална.

Първият вид комуникация ейонна Връзка

Според електронната теория за валентността на Люис и Косел, атомите могат да постигнат стабилна електронна конфигурация по два начина: първо, като губят електрони, превръщайки се в катиони, второ, придобиването им, превръщането в аниони... В резултат на преноса на електрони поради електростатичната сила на привличане между йони с заряди от противоположния знак се образува химическа връзка, наречена Косел “ електровалентен“(Сега се нарича йонна).

В този случай анионите и катионите образуват стабилна електронна конфигурация с пълна външна електронна обвивка. Типични йонни връзки се образуват от катиони на Т и II групи на периодичната система и аниони на неметални елементи от VI и VII групи (съответно 16 и 17 подгрупи, халкогении халогени). Връзките на йонните съединения са ненаситени и ненасочени, така че те запазват възможността за електростатично взаимодействие с други йони. На фиг. Фигури 2 и 3 показват примери за йонни връзки, съответстващи на модела за пренос на електрони на Косел.

Ориз. 2.

Ориз. 3.Йонна връзка в молекула на натриев хлорид (NaCl)

Тук е подходящо да се припомнят някои от свойствата, които обясняват поведението на веществата в природата, по -специално да се разгледа концепцията за киселинии основания.

Водните разтвори на всички тези вещества са електролити. Те променят цвета си по различни начини показатели... Механизмът на действие на показателите е открит от F.V. Оствалд. Той показа, че индикаторите са слаби киселини или основи, цветът на които в недисоциираните и дисоциираните състояния е различен.

Базите са способни да неутрализират киселини. Не всички основи са разтворими във вода (например някои органични съединения, които не съдържат - ОН групи са неразтворими, по -специално, триетиламин N (C 2 H 5) 3); се наричат ​​разтворими основи основи.

Водните разтвори на киселини влизат в характерни реакции:

а) с метални оксиди - с образуване на сол и вода;

б) с метали - с образуване на сол и водород;

в) с карбонати - с образуване на сол, CO 2 и З 2 О.

Свойствата на киселини и основи са описани от няколко теории. В съответствие с теорията на S.A. Arrhenius, киселината е вещество, което се дисоциира до образуване на йони З+, докато основата образува йони ТОЙ-. Тази теория не взема предвид съществуването на органични основи, които нямат хидроксилни групи.

В съответствие с протонтеорията на Бронстед и Лоури, киселина е вещество, съдържащо молекули или йони, които даряват протони ( донорипротони), а основата е вещество, състоящо се от молекули или йони, които приемат протони ( акцепторипротони). Обърнете внимание, че във водни разтвори водородните йони съществуват в хидратирана форма, тоест под формата на хидрониеви йони Н30+. Тази теория описва реакции не само с вода и хидроксидни йони, но и проведени в отсъствие на разтворител или с неводен разтворител.

Например, в реакцията между амоняк NH 3 (слаба основа) и хлороводород в газовата фаза образуват твърд амониев хлорид, а в равновесна смес от две вещества винаги има 4 частици, две от които са киселини, а другите две са основи:

Тази равновесна смес се състои от две конюгирани двойки киселини и основи:

1)NH 4 + и NH 3

2) НС1и Сл ‑

Тук във всяка конюгирана двойка киселината и основата се различават с един протон. Всяка киселина има основа, конюгирана с нея. Силната киселина съответства на слаба конюгирана основа, а слабата киселина съответства на силна конюгирана основа.

Теорията на Бронстед-Лоури дава възможност да се обясни уникалността на ролята на водата за живота на биосферата. В зависимост от веществото, което взаимодейства с него, водата може да прояви свойствата на киселина или основа. Например, в реакции с водни разтвориоцетна киселина, водата е основа, а с водни разтвори на амоняк - киселина.

1) CH 3 COOH + Н20 ↔ Н30 + + CH 3 COO-. Тук молекула на оцетна киселина дарява протон на водна молекула;

2) NH 3 + Н20 ↔ NH 4 + + ТОЙ-. Тук молекулата на амоняка приема протон от водна молекула.

По този начин водата може да образува две конюгирани двойки:

1) Н20(киселина) и ТОЙ- (конюгирана основа)

2) Н30+ (киселина) и Н20(конюгирана основа).

В първия случай водата дарява протон, а във втория го приема.

Това свойство се нарича амфипротоничност... Наричат ​​се вещества, които могат да реагират както като киселини, така и като основи амфотерни... В живата природа такива вещества често се срещат. Например, аминокиселините са способни да образуват соли както с киселини, така и с основи. Следователно, пептидите лесно образуват координационни съединения с наличните метални йони.

Поради това, характерно свойствойонна връзка - пълното движение на купчината свързващи електрони към едно от ядрата. Това означава, че има зона между йони, където електронната плътност е почти нула.

Вторият вид комуникация ековалентен Връзка

Атомите могат да образуват стабилни електронни конфигурации чрез споделяне на електрони.

Такава връзка се образува, когато двойка електрони се социализират един по един. от всекиатом. В този случай социализираните електрони на връзката са равномерно разпределени между атомите. Примерите за ковалентни връзки включват хомоядрендвуатомни молекули Н 2 , н 2 , F 2. Алотропите имат същия тип връзка. О 2 и озон О 3 и y многоатомна молекула С 8, както и хетероядрени молекулихлороводород Hcl, въглероден двуокис CO 2, метан CH 4, етанол С 2 З 5 ТОЙ, серен хексафлуорид SF 6, ацетилен С 2 З 2. Всички тези молекули имат еднакви общи електрони и връзките им са наситени и насочени по същия начин (фиг. 4).

За биолозите е важно, че ковалентните радиуси на атомите в двойни и тройни връзки са намалени в сравнение с единична връзка.

Ориз. 4.Ковалентна връзка в молекулата Cl2.

Йонните и ковалентните видове връзки са два ограничаващи случая на много съществуващи видове химически връзки и на практика повечето връзки са междинни.

Съединенията на два елемента, разположени в противоположните краища на един или различни периоди от системата на Менделеев, образуват предимно йонни връзки. С приближаването на елементите един към друг в рамките на периода йонният характер на техните съединения намалява, а ковалентният характер се увеличава. Например халогенидите и оксидите на елементите от лявата страна на периодичната таблица образуват предимно йонни връзки ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), а същите съединения на елементите от дясната страна на таблицата са ковалентни ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, фенол C6H5OH, глюкоза C 6 H 12 O 6, етанол C2H5OH).

Ковалентната връзка от своя страна има друга модификация.

В многоатомните йони и в сложните биологични молекули и двата електрона могат да идват само от единатом. Нарича се донорелектронна двойка. Атомът, който социализира тази двойка електрони с донора, се нарича акцепторелектронна двойка. Този вид ковалентна връзка се нарича координация (донор-акцептор, илидателен) комуникация(фиг. 5). Този вид връзка е най-важен за биологията и медицината, тъй като химията на най-важните d-елементи за метаболизма до голяма степен се описва чрез координационни връзки.

Фиг. 5.

Обикновено в сложно съединениеметален атом действа като акцептор на електронна двойка; напротив, в йонни и ковалентни връзки металният атом е донор на електрони.

Същността на ковалентната връзка и нейното разнообразие - координационната връзка - може да бъде изяснена с помощта на друга теория за киселини и основи, предложена от GN. Люис. Той донякъде разшири концепцията за термините "киселина" и "основа" според теорията на Бронстед-Лоури. Теорията на Луис обяснява естеството на образуването на сложни йони и участието на веществата в реакциите на нуклеофилно заместване, тоест при образуването на CS.

Според Люис, киселина е вещество, способно да образува ковалентна връзка чрез приемане на електронна двойка от основа. Базата на Луис е вещество, което има самотна електронна двойка, която чрез даряване на електрони образува ковалентна връзка с люизовата киселина.

Тоест теорията на Луис разширява обхвата на киселинно-алкалните реакции също и до реакции, в които протоните изобщо не участват. Освен това самият протон, според тази теория, също е киселина, тъй като е способен да приеме електронна двойка.

Следователно, според тази теория, катионите са киселини на Луис, а анионите са основи на Луис. Пример биха били следните реакции:

По -горе беше отбелязано, че разделянето на веществата на йонни и ковалентни е относително, тъй като пълният преход на електрон от метални атоми към акцепторни атоми в ковалентни молекулиняма да се случи. В съединения с йонна връзка всеки йон се намира в електрическото поле на йони от противоположния знак, така че те са взаимно поляризирани и черупките им се деформират.

Поляризацияопределя се от електронната структура, заряда и размера на йона; той е по -висок за анионите, отколкото за катионите. Най -високата поляризуемост сред катионите е за катиони с по -голям заряд и по -малък размер, например за Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+... Има силен поляризиращ ефект З+. Тъй като влиянието на йонната поляризация е двустранно, това значително променя свойствата на съединенията, образувани от тях.

Третият тип връзка едипол-дипол Връзка

В допълнение към изброените видове комуникация има и дипол-дипол междумолекуленвзаимодействия, наричани още скитници .

Силата на тези взаимодействия зависи от естеството на молекулите.

Има три вида взаимодействия: постоянен дипол - постоянен дипол ( дипол-диполатракция); постоянен дипол - индуциран дипол ( индукцияатракция); моментален дипол - индуциран дипол ( разпръскващгравитацията или лондонските сили; ориз. 6).

Ориз. 6.

Само молекули с полярни ковалентни връзки ( HCl, NH3, SO2, H20, C6H5Cl), а силата на свързване е 1-2 дебая(1D = 3.338 × 10 ‑30 кулонни метра - Cm × m).

В биохимията се различава друг вид връзка - водород ограничаваща връзка дипол-диполатракция. Тази връзка се образува чрез привличане между водороден атом и малък електроотрицателен атом, най -често кислород, флуор и азот. При големи атоми, които имат подобна електроотрицателност (например с хлор и сяра), водородната връзка е много по -слаба. Водородният атом се различава в една съществена характеристика: когато свързващите електрони се изтеглят назад, ядрото му - протонът - се излага и престава да бъде екраниран от електрони.

Следователно атомът се превръща в голям дипол.

Водородната връзка, за разлика от връзката на ван дер Ваалс, се образува не само по време на междумолекулни взаимодействия, но и в рамките на една молекула - вътремолекуленводородна връзка. Водородните връзки играят важна роля в биохимията, например за стабилизиране на структурата на протеините под формата на а-спирала или за образуване на ДНК двойна спирала (фиг. 7).

Фиг. 7.

Водородните и ван дер Ваалсовите връзки са много по -слаби от йонните, ковалентните и координационните връзки. Енергията на междумолекулните връзки е посочена в таблица. 1.

Маса 1.Енергия на междумолекулни сили

Забележка: Степента на междумолекулни взаимодействия отразява енталпията на топене и изпаряване (кипене). Йонните съединения изискват значително повече енергия за отделяне на йони, отколкото за отделяне на молекули. Енталпиите на топене на йонни съединения са много по -високи от тези на молекулярните съединения.

Четвъртият вид връзка еметална връзка

И накрая, има друг вид междумолекулни връзки - метал: връзка на положителни йони на металната решетка със свободни електрони. Този вид връзка не се среща в биологичните обекти.

От кратък прегледвидове връзки, един детайл става ясен: важен параметър на атом или метален йон - електронен донор, както и атом - електронен акцептор, е неговият размерът.

Без да навлизаме в подробности, отбелязваме, че ковалентните радиуси на атомите, йонни радиусиметали и радиусите на ван дер Ваалс на взаимодействащите молекули се увеличават с увеличаване на техния порядъчен номер в групите на периодичната система. В този случай стойностите на радиусите на йони са най -малки, а стойностите на радиусите на ван дер Ваалс са най -големи. Като правило, когато се движите надолу по групата, радиусите на всички елементи се увеличават, както ковалентни, така и ван дер Ваалсови.

Най -важни за биолозите и лекарите са координиране(донор-акцептор) връзки, разглеждани чрез координационната химия.

Медицинска биоорганика. Г.К. Барашков

1. Алкалоземните метали са

5) към s– елементи

6) към p - елементи

7) до d - елементи

8) до f - елементи

2. Колко електрона съдържат атомите на алкалоземните метали на външното енергийно ниво?

1) Едно 2) две 3) три 4) четири

3. В химична реакцияпроявяват алуминиеви атоми

3) Окисляващи свойства 2) киселинни свойства

4) 3) редуциращи свойства 4) основни свойства

4. Взаимодействието на калция с хлора се отнася до реакции

1) Разлагания 2) съединения 3) замествания 4) обмен

5. Молекулното тегло на натриевия бикарбонат е:

1) 84 2) 87 3) 85 4) 86

3. Кой атом е по -тежък - желязо или силиций - и колко пъти?

4. Определете относителните молекулни тегла прости вещества: водород, кислород, хлор, мед, диамант (въглерод). Спомнете си кои от тях са съставени от двуатомни молекули и кои са съставени от атоми.
5. Изчислете относителните молекулни тегла на следните съединения на въглероден диоксид CO2 сярна киселина H2SO4 захар C12H22O11 етилов алкохол C2H6O мрамор CaCPO3
6. Във водороден пероксид има един водороден атом за един кислороден атом. Определете формулата за водороден пероксид, ако е известно, че относителното му молекулно тегло е 34. Какво е масовото съотношение на водород и кислород в това съединение?
7. Колко пъти молекулата на въглеродния диоксид е по -тежка от молекулата на кислорода?

Помогнете на пожжжжалуйста, задание 8 клас.

Няма единна теория за химическото свързване, условно химическата връзка е разделена на ковалентна (универсален тип връзка), йонна (специален случай на ковалентна връзка), метална и водородна.

Ковалентна връзка

Образуването на ковалентна връзка е възможно по три механизма: обмен, донор-акцептор и датив (Люис).

Според механизъм за обменобразуването на ковалентна връзка се дължи на социализацията на общи електронни двойки. В този случай всеки атом се стреми да придобие обвивка от инертен газ, т.е. получите завършено ниво на външна енергия. Образуването на химическа връзка от обменния тип е изобразено с помощта на формулите на Луис, в които всеки валентен електрон на атом е представен с точки (фиг. 1).

Ориз. 1 Образуване на ковалентна връзка в молекулата на HCl чрез обменния механизъм

С развитието на теорията за структурата на атома и квантова механикаобразуването на ковалентна връзка се представя като припокриване на електронни орбитали (фиг. 2).

Ориз. 2. Образуване на ковалентна връзка поради припокриване на електронни облаци

Колкото по -голямо е припокриването на атомните орбитали, толкова по -силна е връзката, толкова по -къса е дължината на връзката и по -голяма е нейната енергия. Ковалентна връзка може да се образува чрез припокриване на различни орбитали. В резултат на припокриване на s-s, s-p орбиталикакто и d-d, p-p, d-p орбиталисе образуват странични остриета - връзки. Образува се връзка, перпендикулярна на линията, свързваща ядрата на 2 атома. Една и една връзка е способна да образува множествена (двойна) ковалентна връзка, характерна за органична материяклас алкени, алкадиени и др. Една - и две - връзки образуват множествена (тройна) ковалентна връзка, характерна за органичните вещества от класа на алкините (ацетилени).

Образуване на ковалентна връзка заедно донорно-акцепторен механизъмда разгледаме примера на амониев катион:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Азотният атом има свободна самотна двойка електрони (електроните не участват в образуването на химични връзки в молекулата), а водородният катион има свободна орбитала, така че те са донор и акцептор на електрони, съответно.

Нека разгледаме дативния механизъм на образуване на ковалентна връзка, използвайки молекула хлор като пример.

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

Хлорният атом има както свободна самотна двойка електрони, така и свободни орбитали, следователно, той може да проявява свойствата както на донор, така и на акцептор. Следователно, когато се образува хлорна молекула, единият хлорен атом действа като донор, а другият като акцептор.

Основното характеристики на ковалентната връзкаса: насищане (наситените връзки се образуват, когато атом се прикрепи към себе си толкова електрони, колкото позволяват неговите валентни възможности; ненаситени връзки се образуват, когато броят на свързаните електрони е по -малък от валентните възможности на атома); насоченост (тази стойност се свързва с геометрията на молекулата и понятието "ъгъл на връзката" - ъгълът между връзките).

Йонна връзка

Няма съединения с чиста йонна връзка, въпреки че това се разбира като химически свързано състояние на атомите, в което се създава стабилна електронна среда на атом с пълен преход на общата електронна плътност към атом на по -електроотрицателен елемент. Йонната връзка е възможна само между атомите на електроотрицателни и електропозитивни елементи в състояние на противоположно заредени йони - катиони и аниони.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Йонсе наричат ​​електрически заредени частици, образувани от отделянето или свързването на електрон с атом.

Когато се прехвърля електрон, атомите на метали и неметали са склонни да образуват стабилна конфигурация около ядрото си електронна обвивка... Неметалният атом създава обвивка от следващия инертен газ около сърцевината си, а металният атом - предишния инертен газ (фиг. 3).

Ориз. 3. Образуване на йонна връзка по примера на молекула на натриев хлорид

Молекули, в които съществува йонна връзка в чист вид, се намират в парното състояние на веществото. Йонната връзка е много силна; следователно веществата с тази връзка имат висока точка на топене. За разлика от ковалентната, йонната връзка не се характеризира с насоченост и насищане, тъй като електрическото поле, създадено от йони, действа еднакво върху всички йони поради сферичната симетрия.

Метална връзка

Металната връзка се реализира само в металите - това е взаимодействие, което държи металните атоми в една решетка. Само валентните електрони на металните атоми, принадлежащи към целия му обем, участват в образуването на връзка. В металите електроните постоянно се откъсват от атомите, които се движат по цялата маса на метала. Металните атоми, лишени от електрони, се превръщат в положително заредени йони, които са склонни да приемат движещи се електрони. Този непрекъснат процес образува така наречения "електронен газ" вътре в метала, който здраво свързва всички атоми на метала (фиг. 4).

Металната връзка е силна, следователно металите се характеризират с висока точка на топене, а наличието на "електронен газ" придава на металите пластичност и пластичност.

Водородна връзка

Водородната връзка е специфично междумолекулно взаимодействие, тъй като външният му вид и якост зависят от химичната природа на веществото. Той се образува между молекули, в които водородният атом е свързан с силно електроотрицателен атом (O, N, S). Появата на водородна връзка зависи от две причини: първо, водородният атом, свързан с електроотрицателен атом, няма електрони и може лесно да бъде включен в електронните облаци на други атоми, и второ, като има валентна s-орбитала, a водородният атом е в състояние да приеме самотни двойки електрони на електроотрицателен атом и да образува връзка с него чрез донорно-акцепторния механизъм.

Химическа връзка.

Упражнения.

1. Определете вида на химическата връзка в следните вещества:

Вещество		Фосфорен хлорид	Сярна киселина
Тип комуникация
Вещество		Бариев оксид
Тип комуникация

2. Подчертайте вещества, в които МЕЖДУ молекулисъществува водородна връзка:

серен диоксид; лед; озон; етанол; етилен; оцетна киселина; водороден флуорид.

3. Как влияят дължина на връзката, здравина и полярност- радиусите на атомите, тяхната електроотрицателност, кратността на връзката?

а) Колкото по -големи са радиусите атомите, образували връзката, дължина на връзката _______

б) Колкото по -голяма е множеството (единични, двойни или тройни) връзки, така че сила ____________________

v) Колкото по -голяма е разликата в електроотрицателността между два атома, полярността на връзката ____________

4. Сравнете дължина, сила и полярност на връзките в молекулите:

а) дължина на връзката: HCl ___HBr

б) якост на свързване PH3_______NH3

в) полярност на комуникацията CCl4 ______CH4

г) якост на свързване: N2 _______O2

д) дължината на връзката между въглеродните атоми в етилен и в ацетилен: __________

е) полярността на връзките в NH3 _________ H2O

Тестове. A4.Химична връзка.

1. Валентността на атома е

1) броят на химичните връзки, образувани от даден атом в съединение

2) окислителното състояние на атома

3) броят на дарените или получените електрони

4) броят на липсващите електрони за получаване на електронната конфигурация на най -близкия инертен газ

О. Когато се образува химическа връзка, винаги се освобождава енергия

Б. Енергията на двойна връзка е по -малка от енергията на единична връзка.

1) само А е вярно 2) само В е вярно 3) и двете твърдения са верни 4) и двете твърдения са неверни

3. Във вещества, образувани чрез комбиниране същотоатоми, химическа връзка

1) йонна 2) ковалентна полярна 3) водородна 4) ковалентна неполярна

4. Съединенията с ковалентна полярна и ковалентна неполярна връзка са съответно

1) вода и сероводород 2) калиев бромид и азот

5. Поради общата електронна двойка в съединението се образува химическа връзка

1) KI 2) HBr 3) Li2O 4) NaBr

6. Изберете двойка вещества, всички връзки в които са ковалентни:

1) NaСl, НСl 2) СО2, ВаО 3) СН3Сl, СН3Nа 4) SO2, NO2

7. Вещество с ковалентна полярна връзка има формулата

1) KCl 2) HBr 3) P4 4) CaCl2

8. Съединение с йонна природа на химическата връзка

1) фосфорен хлорид 2) калиев бромид 3) азотен оксид (II) 4) барий

9. В амоняка и бариевия хлорид съответно химическата връзка

1) йонна и ковалентна полярна 2) ковалентна неполярна и йонна 3) ковалентна полярна и йонна 4) ковалентна неполярна и метална

10. Вещества с ковалентна полярна връзка са

1) серен (IV) оксид 2) кислород 3) калциев хидрид 4) диамант

11. В кой ред са изброени вещества само с ковалентна полярна връзка:

1) СН4 Н2 Сl2 2) NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF

12. В кой ред са изброени веществата само с йонна връзка:

1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) CaF2 CH4 CCl4

13. Образува се съединение с йонна връзка при взаимодействие

1) CH4 и O2 2) NH3 и HCl 3) C2H6 и HNO3 4) SO3 и H2O

14. В какво вещество са всички химични връзки - ковалентни неполярни?

1) Диамант 2) Въглерод (IV) оксид 3) Злато 4) Метан

15. Отношението, образувано между елементи със серийни номера 15 и 53

1) йонна 2) метал

3) ковалентен неполярен 4) ковалентен полярен

16. Водородна връзкасе формира междумолекули

1) етан 2) бензен 3) водород 4) етанол

17. В какво вещество е водородни връзки?

1) Сероводород 2) Лед 3) Водород бромид 4) Бензен

18. В какво вещество има йонна и ковалентна химическа връзка едновременно?

1) натриев хлорид 2) хлороводород 3) натриев сулфат 4) фосфорна киселина

19. По -изразен йонен характер има химическа връзка в молекулата

1) литиев бромид 2) меден хлорид 3) калциев карбид 4) калиев флуорид

20. Три общи електронни двойки образуват ковалентна връзка в молекула от 1) азот 2) сероводород 3) метан 4) хлор

21. Колко електрона участват в образуването на химични връзки във водна молекула? 4) 18

22. В молекулата се съдържат четири ковалентни връзки: 1) CO2 2) C2H4 3) P4 4) C3H4

23. Броят на връзките в молекулите се увеличава в серията

1) CHCl3, CH4 2) CH4, SO3 3) CO2, CH4 4) SO2, NH3

24. В какво съединение се образува ковалентна връзка между атомите чрез донорно-акцепторен механизъм? 1) KCl 2) CCl4 3) NH4Cl 4) CaCl2

25. Коя от изброените молекули изисква най -ниска консумация на енергия за разлагане на атоми? 1) HI 2) H2 3) O2 4) CO

26. Посочете молекулата, в която енергията на свързване е най -висока:

1) N≡N 2) H-H 3) O = O 4) H-F

27. Посочете молекулата, в която химическата връзка е най -силна:

1) HF 2) HCl 3) HBr 4) HI

28. Посочете серия, характеризираща се с увеличаване на дължината на химическата връзка

1) O2, N2, F2, Cl2 2) N2, O2, F2, Cl2 3) F2, N2, O2, Cl2 4) N2, O2, Cl2, F2

29. Дължината на Е-О връзката се увеличава в серията

1) силициев оксид (IV), въглероден оксид (IV)

2) серен (IV) оксид, телуров (IV) оксид

3) стронциев оксид, берилиев оксид

4) серен оксид (IV), въглероден оксид (IV)

30. В серията СН4 - се среща SiH4 нараства

1) якост на свързване 2) окислителни свойства

3) дължини на връзката 4) полярността на връзката

31. В кой ред са подредени молекулите в реда на увеличаване на полярността на връзката?

1) НF, НСl, НВr 2) Н2Sе, Н2S, Н2О 3) NH3, РН3, АсН3 4) СO2, СS2, СSе2

32. Най -полярната ковалентна връзка в молекулата:

1) CH4 2) CF4 3) CCl4 4) CBr4

33. Посочете реда, в който полярността се увеличава:

1) AgF, F2, HF 2) Cl2, HCl, NaCl 3) CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF

Ковалентна химическа връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики на ковалентната връзка (полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. Водородна връзка.

1. В амоняк и бариев хлорид, химическата връзка, съответно

1) йонна и ковалентна полярна

2) ковалентна полярна и йонна

3) ковалентен неполярен и метален

4) ковалентни неполярни и йонни

2. Вещества само с йонни връзки са изброени в поредицата:

1) F2, CCl4, KS1

2) NaBr, Na2O, KI

3. Съединение с йонна връзка се образува чрез взаимодействие

3) C2H6 и HNO3

4. В кой ред всички вещества имат ковалентна полярна връзка?

1) HCl, NaCl. Cl2

4) NaBr. HBr. CO

5. В кой ред са формулите на вещества само с ковалентна полярна

1) C12, NO2, HC1

6. Ковалентна неполярна връзка е характерна за

1) С12 2) SO3 3) СО 4) SiO2

7. Вещество с ковалентна полярна връзка е

1) С12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2

8. Вещество с ковалентна връзка е

1) CaC12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr

9. Вещество с ковалентна неполярна връзка има формулата

1) NH3 2) Cu 3) H2S 4) I2

10. Вещества с неполярна ковалентна връзка са

1) вода и диамант

2) водород и хлор

3) мед и азот

4) бром и метан

11. Химическа връзка се образува между атоми със същата относителна електроотрицателност

2) ковалентен полярен

3) ковалентен неполярен

4) водород

12. Ковалентната полярна връзка е характерна за

1) KC1 2) HBr 3) P4 4) CaCl2

13. Химически елемент, в чийто атом електроните са разпределени по слоевете, както следва: 2, 8, 8, 2 образува химическа връзка с водород

1) ковалентен полярен

2) ковалентен неполярен

4) метал

14. В кое вещество е най -дългата връзка между въглеродните атоми в молекулата?

1) ацетилен 2) етан 3) етен 4) бензен

15. Три общи електронни двойки образуват ковалентна връзка в молекулата

2) сероводород

16. Между молекулите се образуват водородни връзки

1) диметилов етер

2) метанол

3) етилен

4) етилацетат

17. Полярността на връзката е най -силно изразена в молекулата

1) HI 2) HC1 3) HF 4) HBr

18. Вещества с неполярна ковалентна връзка са

1) вода и диамант

2) водород и хлор

3) мед и азот

4) бром и метан

19. Водородната връзка не е характерна за веществото

1) Н2О 2) СН4 3) NH3 4) СНзОН

20. Ковалентната полярна връзка е характерна за всяко от двете вещества, чиито формули

2) CO2 и K2O

4) CS2 и PC15

21. Най -малко силната химическа връзка в молекулата

1) флуор 2) хлор 3) бром 4) йод

22. В кое вещество е най -дългата химическа връзка в молекулата?

1) флуор 2) хлор 3) бром 4) йод

23. Всяко от веществата, посочени в поредицата, има ковалентни връзки:

1) C4H10, NO2, NaCl

2) CO, CuO, CH3Cl

4) C6H5NO2, F2, CC14

24. Всяко от веществата, посочени в поредицата, има ковалентна връзка:

1) CaO, C3H6, S8

2) Fe. NaNO3, CO

3) N2, CuCO3, K2S

4) C6H5N02, SO2, CHC13

25. Всяко от посочените в поредицата вещества има ковалентна връзка:

1) С3Н4, NO, Na2O

2) CO, CH3C1, PBr3

3) P2Oz, NaHSO4, Cu

4) C6H5NO2, NaF, CC14

26. Всяко от посочените в поредицата вещества има ковалентни връзки:

1) C3Ha, NO2, NaF

2) KC1, CH3Cl, C6H12O6

3) P2O5, NaHSO4, Ba

4) C2H5NH2, P4, CH3OH

27. Полярността на връзката е най -силно изразена в молекулите

1) сероводород

3) фосфин

4) хлороводород

28. В молекулата на кое вещество са най -силните химични връзки?

29. Сред веществата NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - броят на съединенията с йонна връзка е

30. Сред веществата (NH4) 2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - броят на съединенията с ковалентна връзка е

Отговори: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4