Cl2 зв'язок. Хімічна зв'язок. Донорно-акцепторні механізм утворення ковалентного зв'язку

1.Щелочноземельние метали відносяться

5) до s- елементів

6) до p- елементів

7) до d- елементів

8) до f - елементів

2. Скільки електронів містять на зовнішньому енергетичному рівні атоми лужноземельних металів

1) Один 2) два 3) три 4) чотири

3. У хімічнихреакціях атоми алюмінію виявляють

3) Окислювальні властивості 2) кислотні властивості

4) 3) відновні властивості 4) основні властивості

4. Взаємодія кальцію з хлором відноситься до реакцій

1) Розкладання 2) з'єднання 3) заміщення 4) обміну

5. Молекулярна маса бікарбонату натрію дорівнює:

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

3. Який атом важче - заліза або кремнію - і у скільки разів?

4.Визначите відносні молекулярні маси простих речовин: водню, кисню, хлору, міді, алмазу (вуглецю). Згадайте, які з них складаються з двохатомних молекул, а якісь з атомів.
5.рассчітайте відносну молекулярні маси наведених нижче речовин вуглекислого газу СО2 сірчаної кислоти Н2SO4 цукру C12H22O11 етіловоого спирту С2Н6О мармуру СаСРО3
6. У перекису водню на один атом кисню доводиться один атом водню. Визначте формулу прекісі водню, якщо ізветсо що її відносна молекулярна маса дорівнює 34. Яке масове співвідношення водню і кисню в цьому з'єднанні?
7. У скільки разів молекула вуглекислого газу важче молекули кисню?

Допоможіть пожжжжжалуйста, завдання 8 класу.

Єдиної теорії хімічного зв'язку не існує, умовно хімічний зв'язок ділять на ковалентний (універсальний вид зв'язку), іонну (окремий випадок ковалентного зв'язку), металеву і водневу.

ковалентний зв'язок

Утворення ковалентного зв'язку можливо за трьома механізмам: обмінним, донорно-акцепторного і датівная (Льюїса).

згідно обмінним механізмом освіту ковалентного зв'язку відбувається за рахунок усуспільнення загальних електронних пар. При цьому кожен атом прагне придбати оболонку інертного газу, тобто отримати завершений зовнішній енергетичне рівень. Утворення хімічного зв'язку за обмінним типу зображують з використанням формул Льюїса, в яких кожен валентний електрон атома зображують точками (рис. 1).

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

З розвитком теорії будови атома і квантової механіки освіту ковалентного зв'язку представляють, як перекривання електронних орбіталей (рис. 2).

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

Чим більше перекривання атомних орбіталей, тим міцніше зв'язок, менше довжина зв'язку і більше її енергія. Ковалентний зв'язок може утворюватися за рахунок перекривання різних орбіталей. В результаті перекривання s-s, s-p орбіталей, а також d-d, p-p, d-p орбіталей бічнимилопатями відбувається утворення - зв'язку. Перпендикулярно лінії, що зв'язує ядра 2-х атомів утворюється - зв'язок. Одна - і одна - зв'язок здатні утворювати кратну (подвійну) ковалентний зв'язок, характерну для органічних речовин класу алкенів, алкадиенов і ін. Одна - та дві - зв'язку утворюють кратну (потрійну) ковалентний зв'язок, характерну для органічних речовин класу алкинов (ацетиленів).

Утворення ковалентного зв'язку з донорно-акцепторного механізму розглянемо на прикладі катіона амонію:

NH 3 + H + \u003d NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

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

Датівная механізм утворення ковалентного зв'язку розглянемо на прикладі молекули хлору.

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

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

головними характеристиками ковалентного зв'язку є: насичуваності (насичені цим утворюються тоді, коли атом приєднує до себе стільки електронів, скільки йому дозволяють його валентні можливості; ненасичені зв'язки утворюються, коли число приєднаних електронів менше валентних можливостей атома); спрямованість (ця величина пов'язана з геометрій молекули і поняттям «валентного кута» - кута між зв'язками).

іонна зв'язок

З'єднань з чистою іонним зв'язком не буває, хоча під цим розуміють таке хімічно зв'язаний стан атомів, в якому стійке електронне оточення атома створюється при повному переході загальної електронної щільності до атому більш електронегативного елементу. Іонна зв'язок можливий тільки між атомами електронегативний і електропозитивних елементів, що знаходяться в стані разноименно заряджених іонів - катіонів та аніонів.

ВИЗНАЧЕННЯ

іоном називають електрично заряджені частинки, утворені шляхом відриву або приєднання електрона до атома.

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

Мал. 3. Освіта іонної зв'язку на прикладі молекули хлориду натрію

Молекули, в яких в чистому вигляді існує іонна зв'язок зустрічаються в пароподібному стані речовини. Іонна зв'язок дуже міцна, в зв'язку з цим речовини з цим зв'язком мають високу температуру плавлення. На відміну від ковалентного для іонної зв'язку не характерні спрямованість і насичуваності, оскільки електричне поле, створюване іонами, діє однаково на всі іони за рахунок сферичної симетрії.

металева зв'язком

Металева зв'язок реалізовується тільки в металах - це взаємодія, що утримує атоми металів в єдиній решітці. В освіті зв'язку беруть участь тільки валентні електрони атомів металу, що належать всьому його об'єму. В металах від атомів постійно відриваються електрони, які переміщаються по всій масі металу. Атоми металу, позбавлені електронів, перетворюються в позитивно заряджені іони, які прагнуть прийняти до себе рухаються електрони. Цей безперервний процес формує всередині металу так званий «електронний газ», який міцно пов'язує між собою всі атоми металу (рис. 4).

Металева зв'язок міцна, тому для металів характерна висока температура плавлення, а наявність «електронного газу» надають металів гнучкість і пластичність.

воднева зв'язок

Водневий зв'язок - це специфічне міжмолекулярної взаємодії, тому що її виникнення і міцність залежать від хімічної природи речовини. Вона утворюється між молекулами, в яких атом водню пов'язаний з атомом, що володіє високою електронегативність (O, N, S). Виникнення водневого зв'язку залежить від двох причин, по-перше, атом водню, пов'язаний з електронегативним атомом не має електронів і може легко впроваджуватися в електронні хмари інших атомів, а, по-друге, володіючи валентної s-орбиталью, атом водню здатний приймати неподеленную пару електронів електронегативного атома і утворювати з ним зв'язок по донорно акцепторному механизму.

завдання №1

Із запропонованого переліку виберіть два з'єднання, в яких присутня іонна хімічний зв'язок.

• 1. Ca (ClO 2) 2
• 2. HClO 3
• 3. NH 4 Cl
• 4. HClO 4
• 5. Cl 2 O 7

Відповідь: 13

Визначити наявність іонного типу зв'язку в з'єднанні в переважній більшості випадків можна по тому, що до складу його структурних одиниць одночасно входять атоми типового металу і атоми неметалла.

За цією ознакою ми встановлюємо, що іонна зв'язок мається на з'єднанні під номером 1 - Ca (ClO 2) 2, тому що в його формулі можна побачити атоми типового металу кальцію і атоми неметалів - кисню і хлору.

Однак, більше сполук, що містять одночасно атоми металу і неметалла, в зазначеному списку немає.

Серед зазначених в завданні з'єднань є хлорид амонію, в ньому іонна зв'язок реалізується між катіоном амонію NH 4 + і хлорид-іоном Cl -.

завдання №2

Із запропонованого переліку виберіть два з'єднання, в яких тип хімічного зв'язку такий же, як в молекулі фтору.

1) кисень

2) оксид азоту (II)

3) бромоводород

4) йодид натрію

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 15

Молекула фтору (F 2) складається з двох атомів одного хімічного елемента неметалла, тому хімічний зв'язок в даній молекулі ковалентная неполярная.

Ковалентний неполярний зв'язок може бути реалізована тільки між атомами одного і того ж хімічного елемента неметалла.

Із запропонованих варіантів ковалентний неполярний тип зв'язку мають тільки кисень і алмаз. Молекула кисню є двухатомной, складається з атомів одного хімічного елемента неметалла. Алмаз має атомне будова і в його структурі кожен атом вуглецю, що є неметаллом, пов'язаний з 4-ма іншими атомами вуглецю.

Оксид азоту (II) - речовина складається з молекул, утворених атомами двох різних неметалів. Оскільки електронегативності різних атомів завжди різні, загальна електронна пара в молекулі зміщена до більш електронегативного елементу, в даному випадку до кисню. Таким чином, зв'язок в молекулі NO є ковалентним полярної.

Бромоводород також складається з двохатомних молекул, що складаються з атомів водню й брому. Загальна електронна пара, що утворює зв'язок H-Br, зміщена до більш електронегативного атома брому. Хімічна зв'язок в молекулі HBr також є ковалентним полярної.

Йодид натрію - речовина іонного будови, утворене катіоном металу і йодид-аніоном. Зв'язок в молекулі NaI утворена за рахунок переходу електрона з 3 sорбіталі атома натрію (атом натрію перетворюється в катіон) на недозаповнений 5 pорбіталь атома йоду (атом йоду перетворюється на аніон). Така хімічна зв'язок називається іонної.

завдання №3

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, між молекулами яких утворюються водневий зв'язок.

• 1. C 2 H 6
• 2. C 2 H 5 OH
• 3. H 2 O
• 4. CH 3 OCH 3
• 5. CH 3 COCH 3

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 23

пояснення:

Водневі зв'язки мають місце в речовинах молекулярного будови, в яких присутні ковалетние зв'язку H-O, H-N, H-F. Тобто ковалентні зв'язки атома водню з атомами трьох хімічних елементів з найвищою електронегативні.

Таким чином, очевидно, водневі зв'язки є між молекулами:

2) спиртів

3) фенолів

4) карбонових кислот

5) аміаку

6) первинних і вторинних амінів

7) плавикової кислоти

завдання №4

Із запропонованого переліку виберіть два з'єднання з іонної хімічним зв'язком.

• 1. PCl 3
• 2. CO 2
• 3. NaCl
• 4. H 2 S
• 5. MgO

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 35

пояснення:

Зробити висновок про наявність іонного типу зв'язку в з'єднанні в переважній більшості випадків можна по тому, що до складу структурних одиниці речовини одночасно входять атоми типового металу і атоми неметалла.

За цією ознакою ми встановлюємо, що іонна зв'язок мається на з'єднанні під номером 3 (NaCl) і 5 (MgO).

Примітка *

Крім зазначеного вище ознаки, про наявність іонної зв'язку в з'єднанні можна говорити, якщо в складі його структурної одиниці міститься катіон амонію (NH 4 +) або його органічні аналоги - катіони алкіламмонія RNH 3 +, діалкіламонія R 2 NH 2 +, тріалкіламмонія R 3 NH + або тетраалкіламонію R 4 N +, де R - деякий вуглеводневий радикал. Наприклад, іонний тип зв'язку має місце в з'єднанні (CH 3) 4 NCl між катіоном (CH 3) 4 + і хлорид-іоном Cl -.

завдання №5

Із запропонованого переліку виберіть два речовини з однаковим типом будови.

4) кухонна сіль

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 23

завдання №8

Із запропонованого переліку виберіть два речовини немолекулярного будови.

2) кисень

3) білий фосфор

5) кремній

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 45

завдання №11

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, в молекулах яких присутня подвійна зв'язок між атомами вуглецю і кисню.

3) формальдегід

4) оцтова кислота

5) гліцерин

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 34

завдання №14

Із запропонованого переліку виберіть два речовини з іонним зв'язком.

1) кисень

3) оксид вуглецю (IV)

4) натрію хлорид

5) оксид кальцію

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 45

завдання №15

Із запропонованого переліку виберіть два речовини з таким же типом кристалічної решітки, що у алмазу.

1) кремнезем SiO 2

2) оксид натрію Na 2 O

3) чадний газ CO

4) біла фосфор P 4

5) кремній Si

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 15

завдання №20

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, в молекулах яких є одна потрійний зв'язок.

• 1. HCOOH
• 2. HCOH
• 3. C 2 H 4
• 4. N 2
• 5. C 2 H 2

Запишіть в поле відповіді номери обраних з'єднань.

Відповідь: 45

пояснення:

Для того, щоб знайти правильну відповідь, намалюємо структурні формули сполук з представленого списку:

Таким чином, ми бачимо, що потрійний зв'язок мається на молекулах азоту і ацетилену. Тобто правильні відповіді 45

завдання №21

Із запропонованого переліку виберіть два речовини, в молекулах яких є ковалентний неполярний зв'язок.

До найважливіших характеристик зв'язку відносяться: довжина, полярність, дипольний момент, насичуваність, спрямованість, міцність, кратність зв'язку.

довжиною зв'язку - називається відстань між ядрами атомів в молекулі. Довжина зв'язку визначається розмірами ядер і ступенем перекривання електронних хмар.

Довжина зв'язку в HF дорівнює 0,92 ∙ 10 -10, в HCl - 1,28 ∙ 10 -10 м. Хімічний зв'язок тим міцніше, чим менше її довжина.

Кутом зв'язку (валентність кутом) називають кут між уявними лініями, що проходять через ядра хімічно пов'язаних атомів. ∟HOH \u003d 104 0, 5; ∟H 2 S \u003d 92,2 0; ∟H 2 S е \u003d 91 0, 0.

Найважливішою характеристикою хімічного зв'язку є енергія, Яка визначає її міцність.

Кількісно міцність зв'язку характеризують енергією, що витрачається на її розрив, і вимірюється в кДж, віднесених до 1 моль речовини.

Тому кількісно міцність зв'язку характеризує енергія сублімації Е субл. речовини і енергія дисоціації молекули на атоми Е дис. . Під енергією сублімації розуміється енергія, що витрачається для переходу речовини з твердого стану в газоподібний. Для двохатомних молекул енергія зв'язку дорівнює енергії дисоціації молекули на два атома.

Наприклад, Е дис. (А отже Е св.) В молекулі H 2 становить 435кДж / моль. У молекулі F 2 \u003d 159 кДж / моль, в молекулі N 2 \u003d 940 кДж / моль.

Для НЕ двоатомних, а багатоатомних молекул типу АВ n середня енергія зв'язку

в силу АВ n \u003d А + nВ.

Наприклад, енергія, що поглинається в процесі

дорівнює 924 кДж / моль.

енергія зв'язку

Е OH \u003d \u003d \u003d \u003d 462 кДж / моль.

Висновок про структуру молекул і будову речовини роблять за результатами отриманих різними методами. При цьому використовують отриману інформацію не тільки про довжинах і енергіях зв'язку, валентних кутах, а й інших властивостях речовини, таких, наприклад, як магнітні, оптичні, електричні, теплові та інші.

Сукупність експериментально отриманих даних про будову речовини доповнюють і узагальнюють результати квантово-хімічних розрахункових методів, які використовують концепцію квантово-механічної теорії хімічного зв'язку. Вважається, що хімічний зв'язок в основному здійснюється валентними електронами. У s- і p- елементів валентними є електрони орбіталей зовнішнього шару, а у d-елементів - електрони s-орбіталі зовнішнього шару і d-орбіталі предвнешнего шару.

Природа хімічного зв'язку.

Хімічна зв'язок утворюється тільки в тому випадку, якщо при зближенні атомів повна енергія системи (Е кін. + Е піт.) Знижується.

Розглянемо природу хімічного зв'язку на прикладі молекулярного іона водню H 2 +. (Він виходить при опроміненні молекул водню Н 2 електронами; в газовому розряді). Для такої найпростішої молекулярної системи найбільш точно вирішується рівняння Шредінгера.

В іоні водню Н 2 + один електрон рухається в полі двох ядер - протонів. Відстань між ядрами одно 0,106 нм, енергія зв'язку (дисоціація на атоми Н і іон Н +) становить 255,7 кДж / моль. Тобто частка міцна.

В молекулярному іоні Н 2 + діють електростатичні сили двох типів - сили тяжіння електрона до обох ядер і сили відштовхування між ядрами. Сила відштовхування проявляється між позитивно зарядженими ядрами Н А + і Н А +, що можна представити у вигляді наступного рис. 3. Сила відштовхування прагне розвести ядра один від одного.

Мал. 3. Сила відштовхування (а) і тяжіння (б) між двома ядрами, що виникає при їх зближенні на відстані близько розмірів атомів.

Сили тяжіння діють між негативно зарядженим електроном е - і позитивно зарядженими ядрами Н + і Н +. Молекула утворюється в тому випадку, якщо рівнодіюча сил тяжіння і відштовхування дорівнює нулю, тобто взаємне відштовхування ядер має бути скомпенсировано тяжінням електрона до ядер. Така компенсація залежить від розташування електрона е - щодо ядер (рис.3 б і в). Тут мається на увазі не стан електрона в просторі (що не можна визначити), а ймовірність знаходження електрона в просторі. Розташування електронної щільності в просторі, відповідний рис. 3.б) сприяє зближенню ядер, а відповідне рис. 3.в) - розштовхування ядер, так як в цьому випадку сили тяжіння спрямовані в одну сторону і відштовхування ядер не компенсується. Таким чином, є область зв'язування, коли електронна щільність розподілена між ядрами і область розпушення або антісвязиванія, коли електронна щільність розподілена за ядрами.

Якщо електрон потрапляє в область зв'язування, то хімічний зв'язок утворюється. Якщо ж електрон потрапляє в область розпушення, то хімічний зв'язок не утворюється.

Залежно від характеру розподілу електронної щільності в області зв'язування розрізняють три основних типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонну і металеву. У чистому вигляді ці зв'язки не мають місця, і зазвичай в з'єднаннях присутній комбінація цих типів зв'язку.

Типи зв'язків.

У хімії розрізняють наступні типи зв'язків: ковалентний, іонна, металева, воднева зв'язок, зв'язок Ван-дер-Ваальса, донорно-акцепторні зв'язок, датівная зв'язок.

ковалентний зв'язок

При утворенні ковалентного зв'язку атоми діляться один з одним електронами. Прикладом ковалентного зв'язку є хімічний зв'язок в молекулі Cl 2. Вперше Льюїс (1916 г.) припустив, що в такого зв'язку кожен з двох атомів хлору ділиться одним зі своїх зовнішніх електронів з іншим атомом хлору. Для перекривання атомних орбіталей два атома повинні підійти один до одного як можна ближче. Загальна пара електронів утворює ковалентний зв'язок. Ці електрони займають одну і ту ж саму орбиталь, а їхні спини спрямовані в протилежні сторони.

Таким чином, ковалентний зв'язок здійснюється усуспільненням електронів від різних атомів в результаті спарювання електронів з протилежними спинами.

Ковалентний зв'язок є широко поширеним типом зв'язку. Ковалентний зв'язок може виникати не тільки в молекулах, але і кристалах. Вона виникає між однаковими атомами (в молекулах Н 2, Cl 2, алмазі) і між різними атомами (в молекулах Н 2 О, NH 3 ...)

Механізм виникнення ковалентного зв'язку

Механізм розглянемо на прикладі утворення молекули Н 2.

Н + Н \u003d Н 2,? Н \u003d -436 кДж / моль

Ядро вільного атома водню оточене сферически симетричним електронним хмарою, утвореним 1s-електроном. При зближенні атомів до певної відстані, відбувається часткове перекривання їх електронних хмар (орбіталей) (рис. 4).

Мал. 4. Механізм утворення зв'язку в молекулі водню.

Якщо у сблизившихся до торкання атомів водню відстань між ядрами 0,106 нм, то після перекривання електронних хмар, ця відстань складає 0,074 нм.

В результаті між центрами ядер виникає молекулярне двухелектронних хмара, що володіє максимальною електронної щільністю в просторі між ядрами. Збільшення щільності негативного заряду між ядрами сприяє сильному зростанню сил тяжіння між ядрами, що призводить до виділення енергії. Хімічна зв'язок тим міцніше, чим більше перекривання електронних орбіталей. В результаті виникнення хімічного зв'язку між двома атомами водню кожен з них досягає електронної конфігурації атома благородного газу - гелію.

Існує два методи, що пояснюють з квантово-механічних позицій освіту області перекриття електронних хмар, і освіти відповідно ковалентного зв'язку. Один з них називається метод ВС (валентних зв'язків), інший МО (молекулярних орбіталей).

У методі валентних зв'язків розглядається перекривання атомних орбіталей виділеної пари атомів. У методі МО молекулу розглядають як ціле і розподіл електронної щільності (від одного електрона) розмазано по всій молекулі. З позиції МО 2Н в Н 2 зв'язані за рахунок тяжіння ядер до електронного хмарі, розташованому між цими ядрами.

Зображення ковалентного зв'язку

Зв'язки зображують по-різному:

1). За допомогою електронів у вигляді точок

У цьому випадку утворення молекули водню показують схемою

Н ∙ + Н ∙ → Н: Н

2). За допомогою квадратних осередків (орбіталей), як розміщення двох електронів з протилежними спинами в одній молекулярної квантової осередку

Ця схема показує, що молекулярний енергетичний рівень нижче вихідних атомних рівнів, а значить молекулярне стан речовини більш стійке, ніж атомне.

3). Ковалентний зв'язок зображують рисою

Наприклад, Н - Н. ця риса символізує пару електронів.

Якщо між атомами виникла одна ковалентний зв'язок (одна загальна електронна пара), то вона називається одинарної, Якщо більше, то кратної подвійний (Дві загальні електронні пари), потрійний (Три загальні електронні пари). Одинарна зв'язок зображується однією рисою, подвійна - двома, потрійна - трьома.

Риска між атомами показує, що у них пара електронів узагальнена.

Класифікація ковалентних зв'язків

Залежно від напрямку перекривання електронних хмар розрізняють σ-, π-, δ-зв'язки. σ-зв'язок виникає при перекривання електронних хмар уздовж осі, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів.

Приклади σ-зв'язку:

Мал. 5. Освіта σ-зв'язку між s-, p-, d- електронами.

Приклад освіти σ-зв'язку при перекривання s-s-хмар спостерігається в молекулі водню.

π-зв'язок здійснюється при перекривання електронних хмар по обидва боки від осі, що з'єднує ядра атомів.

Мал. 6. Освіта π-зв'язку між p-, d- електронами.

δ- зв'язок виникає при перекривання двох d-електронних хмар, розташованих в паралельних площинах. δ-зв'язок менш міцна, ніж π-зв'язок, а π-зв'язок менш міцна ніж σ-зв'язок.

Властивості ковалентного зв'язку

а). Полярність.

Розрізняють два різновиди ковалентного зв'язку: неполярну і полярну.

У разі неполярной ковалентного зв'язку електронна хмара, утворене загальної парою електронів, розподіляється в просторі симетрично щодо ядер атомів. Прикладом є двоатомних молекули, що складаються з атомів одного елемента: Н 2, Cl 2, О 2, N 2, F 2. У них електронна пара в однаковій мірі належить обом атомам.

У разі полярного зв'язку електронне хмара, що утворить зв'язок, зміщене до атома з більшою відносною електронегативні.

Прикладами є молекули: НCl, Н 2 О, Н 2 S, N 2 S, NH 3 та ін. Розглянемо освіту молекули HCl, яке можна представити наступною схемою

Електронна пара зміщена до атому хлору, тому що відносна електронегативність атома хлору (2,83) більше, ніж атома водню (2,1).

б). Насичуваність.

Здатність атомів брати участь в утворенні обмеженого числа ковалентних зв'язків називається насичуваність ковалентного зв'язку. Насичуваність ковалентних зв'язків обумовлена \u200b\u200bтим, що в хімічній взаємодії беруть участь електрона тільки зовнішніх енергетичних рівнів, тобто обмежене число електронів.

в) . спрямованістьі гібридизація ковалентного зв'язку.

Ковалентний зв'язок характеризується спрямованістю в просторі. Це пояснюється тим, що електронні хмари мають певну форму і їх максимальне перекривання можливо при певній просторової орієнтації.

Спрямованість ковалентного зв'язку визначає геометричну будову молекул.

Наприклад, для води вона має трикутний вигляд.

Мал. 7. Просторова структура молекули води.

Експериментально встановлено, що в молекулі води H 2 O відстань між ядрами водню і кисню становить 0,096 нм (96 пм). Кут між лініями, що проходять через ядра, становить 104,5 0. Таким чином, молекула води має кутову форму і її будову можна виразити у вигляді представленого малюнка.

гібридизація

Як показують експериментальні та теоретичні дослідження (Слейтер, Полінг) при утворенні деяких сполук, таких як BeCl 2, BeF 2, BeBr 2 стан валентних електронів атома в молекулі описуються чистими s-, p-, d- хвильовими функціями, а їх лінійними комбінаціями . Такі змішані структури називаються гібридними орбиталями, а процес змішування гибридизацией.

Як показують квантово-хімічні розрахунки змішування s- і p- орбіталей атома - процес сприятливий для утворення молекули. У цьому випадку виділяється більше енергії, ніж при утворенні зв'язків з участю чистих s- і p- орбіталей. Тому гібридизація електронних орбіталей атома приводить до великого зниження енергії системи і відповідно підвищенню стійкості молекули. Гібридизувати орбиталь відрізняється більшою видовженістю по одну сторону від ядра, ніж по інший. Тому електронна щільність в області перекривання гібридного хмари буде більше електронної щільності в області перекривання окремо s- і p- орбіталей, внаслідок чого зв'язок, утворена електронами гібридної орбіталі, характеризується більшою міцністю.

Мають місце кілька типів гібридних станів. При гібридизації s- і p- орбіталей (називається sp-гібридизація), виникають дві гібридні орбіталі, розташовані відносно один одного під кутом 180 0. В цьому випадку утворюється лінійна структура. Така конфігурація (структура) відома для більшості галогенідів лужноземельних металів (наприклад, ВеX 2, де X \u003d Cl, F, Br), тобто кут зв'язку дорівнює 180 0 С.

Мал. 8. sp-гібридизація

Інший тип гібридизації, званий sp 2-гібридизації (утворюється з однієї s і двох p-орбіталей), призводить до утворення трьох гібридних орбіталей, які розташовуються один до одного під кутом 120 0. При цьому в просторі утворюється трігональная структура молекули (або правильного трикутника). Такі структури відомі для з'єднань Вx 3 (X \u003d Cl, F, Br).

Мал. 9. sp 2-гібридизація.

Не менш часто зустрічається sp 3-гібридизація, яка утворюється з одного s- і трьох p- орбіталей. При цьому утворюється чотири гібридні орбіталі орієнтовані в просторі симетрично чотирьом вершин тетраедра, тобто вони розташовані під кутом 109 0 28 ". Таке просторове положення називається тетраедричних. Така структура відома для молекул NH 3, Н 2 О і взагалі для елементів II періоду. Схематично її вид в просторі можна відобразити наступним малюнком

Мал. 10. Просторове розташування зв'язків в молекулі аміаку,

спроектований на площину.

Освіта тетраедричних зв'язків за рахунок sp 3-гібридизації можна представити у вигляді наступного (рис. 11):

Мал. 11. Освіта тетраедричних зв'язків при sp 3-гібридизації.

Освіта тетраедричних зв'язків при sp 3 - гібридизації на прикладі молекули CCl 4 представлено на рис. 12.

Рис.12. Освіта тетраедричних зв'язків при sp 3 - гібридизації в молекули CCl 4

Гібридизація стосується не тільки s- і p-орбіталей. Для пояснення стереохімічних елементів III і наступних періодів виникає необхідність в побудові гібридних орбіталей одночасно включають s-, p-, d- орбіталі.

До речовин з ковалентним зв'язком відносяться:

1. органічні сполуки;

2. тверді і рідкі речовини, у яких зв'язки утворюються між парами атомів галогенів, а також між парами атомів водню, азоту і кисню, наприклад, Н 2;

3. елементи VI групи (наприклад, спіральні ланцюжки телуру), елементи V групи (наприклад, миш'як), елементи IV групи (алмаз, кремній, германій);

4. з'єднання, що підкоряються правилу 8-N (такі як InSb, CdS, GaAs, CdTe), коли утворюють їх елементи розташовані в періодичній таблиці Менделєєва в II-VI, III-V групах.

У твердих тілах з ковалентним зв'язком можуть для одного і того ж речовини утворюватися різні кристалічні структури, енергія зв'язку яких практично однакова. Наприклад, структура ZnS може бути кубічної (цинкова обманка) або гексагональної (вюрцит). Розташування найближчих сусідів в цинковій обманці і Вюрц однаково, а єдине і невелика відмінність в енергіях цих двох структур визначається розташуванням атомів, наступних за найближчими. Подібна здатність деяких речовин називається аллотропией або поліморфізмом. Іншим прикладом аллотропии є карбід кремнію, який має цілий ряд політітпов різної структури від чисто кубічної до гексагональної. Ці численні кристалічні модифікації ZnS, SiC існують при кімнатній температурі.

іонна зв'язок

Іонна зв'язок являє собою електростатичну силу тяжіння між іонами з зарядами протилежного знака (тобто + і -).

Подання про іонної зв'язку сформувалося на основі ідей В.Косселя. Він припустив (1916 г.), що при взаємодії двох атомів один з них віддає, а інший приймає електрони. Таким чином, іонна зв'язок утворюється в результаті перенесення одного або декількох електронів від одного атома до іншого. Наприклад, в хлориде натрію іонна зв'язок утворюється в результаті перенесення електрона від атома натрію до атому хлору. Внаслідок такого перенесення утворюється іон натрію з зарядом +1 і іонхлору з зарядом -1. Вони притягуються один до одного електростатичними силами, утворюючи стійку молекулу. Модель електронного перенесення, запропонована Косселем, дозволяє пояснити утворення таких сполук як фторид літію, оксид кальцію, оксид літію.

Найбільш типові іонні сполуки складаються з катіонів металів, що належать до I і II груп періодичної системи, і аніонів неметалічних елементів, що належать до VI і VII групах.

Легкість освіти іонного з'єднання залежить від легкості освіти входять в нього катіонів та аніонів. Легкість освіти тим вище, чим меншу енергію іонізації має атом, який чи електрони (донор електронів), а атом, що приєднує електрони (акцептор електронів), має більшу спорідненість до електрону. Спорідненість до електрону - це міра здатності атома приєднувати електрон. Її кількісно визначають як зміна енергії, що відбувається при утворенні одного моля однозарядних аніонів з одного благаючи атомів. Це так зване поняття «перше спорідненість до електрону». Друге спорідненість до електрону - це зміна енергії, що відбувається при утворенні одного моля двозарядних аніонів з одного благаючи однозарядних аніонів. Дані поняття, тобто енергія іонізації і спорідненість до електрону, відносяться до газоподібним речовин і є характеристиками атомів і іонів в газоподібному стані. Але слід мати на увазі, що більшість іонних з'єднань найбільш стійкі в твердому стані. Дана обставина пояснюється існуванням у них у твердому стані кристалічної решітки. Виникає питання. Чому ж все-таки іонні з'єднання більш стійкі в вигляді кристалічних решіток, а не в газоподібному стані? Відповіддю на це питання є розрахунок енергії кристалічної решітки, заснований на електростатичного моделі. У доповненні до цього даний розрахунок є і перевіркою теорії іонного зв'язку.

Для розрахунку енергії кристалічної решітки необхідно визначити роботу, яку потрібно затратити на руйнування кристалічної решітки з утворенням газоподібних іонів. Для проведення розрахунку використовується уявлення про силах тяжіння і відштовхування. Вираз для потенційної енергії взаємодії однозарядних іонів виходить підсумовуванням енергії тяжіння і енергії відштовхування

Е \u003d Е прит + Е Отт (1).

Як Е прит береться енергія кулонівського тяжіння іонів різнойменних знаків, наприклад, Na + і Cl - для з'єднання NaCl

Е прит \u003d -е 2 / 4πε 0 r (2),

оскільки розподіл електричного заряду в заповненій електронної оболонці сферически-симетрично. Завдяки відштовхуванню, що виникає внаслідок принципу Паулі при перекритті заповнених оболонок аниона і катіона, відстань, на яке можуть зблизитися іони, обмежено. Енергія відштовхування швидко змінюється з меж'ядерних відстанню, і її можна записати у вигляді наступних двох наближених виразів:

Е Отт \u003d А / r n (n≈12) (3)

Е Отт \u003d В ∙ ехр (-r / ρ) (4),

де А і В - константи, r-відстань між іонами, ρ - параметр (характерна довжина).

Слід зауважити, що жодне з цих виразів не відповідає складного квантово-механічному процесу, який призводить до відштовхування.

Незважаючи на наближеність даних формул, вони дозволяють досить точно розрахувати і відповідно описати хімічний зв'язок в молекулах таких іонних з'єднань, як NaCl, KCl, CaO.

Так як електричне поле іона має сферичну симетрію (рис. 13), то іонна зв'язок на відміну від ковалентного не володіє спрямованістю. Взаємодія двох протилежно заряджених іонів компенсується силами відштовхування тільки в напрямку, що з'єднує центри ядер іонів, в інших напрямках компенсація електричних полів іонів не відбувається. Тому вони здатні взаємодіяти і з іншими іонами. Таким чином, іонна зв'язок не володіє насичуваність.

Мал. 13. Сферична симетрія електростатичного поля

разноіменнозаряженних зарядів.

Внаслідок ненаправленої і ненасищаемості іонної зв'язку енергетично найвигідніше, коли кожен іон оточений максимальним числом іонів протилежного знака. Завдяки цьому найбільш краща форма існування іонного з'єднання - кристал. Наприклад, в кристалі NaCl кожен катіон має в якості найближчих сусідів шість аніонів.

Тільки при високих температурах в газоподібному стані іонні сполуки існують у вигляді неасоційованих молекул.

У іонних з'єднаннях координаційне число не залежить від специфіки електронної структури атомів, як в ковалентних сполуках, а визначається співвідношенням розмірів іонів. При співвідношенні іонних радіусів в межах 0,41 - 0,73 спостерігається октаедричні координація іонів, при співвідношенні 0,73-1,37 - кубічна координація і т.д ..

Таким чином, в звичайних умовах іонні сполуки являють собою кристалічні речовини. Поняття двухіонних молекул, наприклад, NaCL, CsCl до них не може бути застосовано. Кожен кристал складається з великого числа іонів.

Іонну зв'язок можна уявити як граничну полярну зв'язок, для якої ефективний заряд атома близький до одиниці. Для чисто ковалентного неполярной зв'язку ефективний заряд атомів дорівнює нулю. У реальних речовинах чисто іонних і чисто ковалентних зв'язків зустрічається мало. Більшість з'єднань має характер зв'язку проміжний між неполярной ковалентного і полярної іонної. Тобто в даних сполуках ковалентний зв'язок має частково іонний характер. Характер іонної і ковалентного зв'язку в реальних речовинах представлений на малюнку 14.

Мал. 14. Іонний і ковалентний характер зв'язку.

Частку іонного характеру зв'язку називають ступенем ионности. Вона характеризується ефективними зарядами атомів в молекулі. Ступінь ионности зростає зі збільшенням різниці електронегативності утворюють її атомів.

металева зв'язок

В атомах металів зовнішні валентні електрони утримуються значно слабкіше, ніж в атомах неметалів. Це обумовлює втрату зв'язку електронів з окремими атомами на досить великий проміжок часу і їх усуспільнення. Утворюється усуспільнений ансамбль із зовнішніх електронів. Існування подібної електронної системи призводить до виникнення сил, які утримують позитивні іони металу в зближеному стані, незважаючи на їх однойменну зарядженість. Такий зв'язок називається металевої. Подібна зв'язок характерна тільки для металу і існує в твердому і рідкому стані речовини. Металева зв'язок є одним з видів хімічного зв'язку. Вона заснована на усуспільнення зовнішніх електронів, які втрачають зв'язок з атомом і тому називаються вільними електронами (рис. 15).

Мал. 15. Металева зв'язок.

Підтвердженням існування металевої зв'язку є такі факти. Всі метали мають високу теплопровідність і високу електропровідність, яка забезпечується за рахунок наявності вільних електронів. Крім того, ця ж обставина визначає хорошу відбивну здатність металів до світлового опромінення, їх блиск і непрозорість, високу пластичність, позитивний температурний коефіцієнт електроопору.

Стабільність кристалічної решітки металів неможливо пояснити такими видами зв'язку як іонна і ковалентний. Іонна зв'язок між атомами металу, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки, неможлива, так як вони мають один і той же заряд. Ковалентний зв'язок між атомами металу також малоймовірна, оскільки кожен атом має від 8 до 12 найближчих сусідів, а освіту ковалентних зв'язків з такою кількістю обобществленних пар електронів невідомо.

Металеві структури характеризуються тим, що вони мають досить рідкісне розташування атомів (меж'ядерние відстані великі) і велике число найближчих сусідів у кожного атома в кристалічній решітці. У таблиці 1 вказані три типові металеві структури.

Таблиця 1

Характеристики структур трьох найбільш поширених металів

Бачимо, що кожен атом бере участь в утворенні великої кількості зв'язків (наприклад, з 8 атомами). Така велика кількість зв'язків (з 8 або з 12 атомами) не може бути одночасно локалізовані в просторі. Зв'язок повинна здійснюватися за рахунок резонансу коливального руху зовнішніх електронів кожного атома, в результаті якого відбувається колективізація всіх зовнішніх електронів кристала з утворенням електронного газу. У багатьох металах для освіти металевої зв'язку досить взяти по одному електрону від кожного атома. Саме це спостерігається для літію, у якого на зовнішній оболонці є всього один електрон. Кристал літію являє собою грати іонів Li + (куль радіусом 0,068 нм), оточених електронним газом.

Мал. 16. Різні типи кристалічної упаковки: а-гексагональная щільна упаковка; б-гранецентрированная кубічна упаковка; в-об'емноцентрірованная кубічна упаковка.

Між металевою і ковалентним зв'язком є \u200b\u200bсхожість. Воно полягає в тому, що обидва типи зв'язку засновані на усуспільнення валентних електронів. Однак ковалентний зв'язок з'єднує тільки два сусідніх атома, і загальні електрони перебувають в безпосередній близькості від з'єднаних атомів. У металевій зв'язку кілька атомів беруть участь в усуспільнення валентних електронів.

Таким чином, поняття металевої зв'язку нерозривно пов'язане з поданням про металах як сукупності позитивно заряджених іонних кістяків з великими проміжками між іонами, заповненими електронним газом, при цьому на макроскопічному рівні система залишається електрично нейтральною.

Крім вищерозглянутих типів хімічного зв'язку існують і інші типи зв'язку, які є міжмолекулярними: воднева зв'язок, вандерваальсова взаємодія, донорно-акцепторна взаємодія.

Донорно-акцепторна взаємодія молекул

Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двухелектронних хмари одного атома і вільної орбіталі іншого називається донорно-акцепторні. Атом або частка, що надають для зв'язку двухелектронних хмара називається донором. Атом або частка зі вільної орбиталью, які беруть цю електронну пару називається акцептором.

Основні види міжмолекулярної взаємодії. воднева зв'язок

Між молекулами, валентно-насиченими, на відстанях, що перевищують розміри частинок, можуть проявлятися електростатичні сили міжмолекулярної тяжіння. Їх називають сили Ван-дер-Ваальса. Вандерваальсова взаємодія завжди існує між близько розташованими атомами, але відіграє важливу роль лише за відсутності більш сильних механізмів зв'язку. Це слабка взаємодія з характерною енергією 0,2 еВ / атом має місце між нейтральними атомами і молекулами. Назва взаємодії зв'язується з ім'ям Ван-дер-Ваальса, оскільки саме він вперше припустив, що рівняння стану з урахуванням слабкої взаємодії між молекулами газу описує властивості реальних газів багато краще, ніж рівняння стану ідеального газу. Однак природа цієї сили тяжіння була пояснена лише в 1930 році Лондоном. В даний час до Ван-дер-ваальсово тяжінню відносять такі три типи взаємодій: ориентационное, індукційне, дисперсійних-ве (ефект Лондона). Енергія Ван-дер-ваальсово тяжіння визначається сумою орієнтаційної, індукційного і дисперсійного взаємодій.

Е прит \u003d Е ор + Е інд + Е дисп (5).

Орієнтаційні взаємодія (або диполь-дипольна взаємодія) проявляється між полярними молекулами, які при наближенні повертаються (орієнтуються) один до одного різнойменними полюсами так, щоб потенційна енергія системи молекул стала мінімальною. Енергія орієнтаційної взаємодії тим істотніше, чим більше дипольний момент молекул μ і менше відстань l між ними:

Е ор \u003d - (μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (6),

де ε 0 - електрична постійна.

Индукционное взаємодія пов'язана з процесами поляризації молекул оточуючими диполями. Воно то більша, чим вище здатність до поляризації α неполярной молекули і більше дипольний момент μ полярної молекули

Е інд \u003d - (αμ 2) / (8π 2 ∙ ε 0 ∙ l 6) (7).

Поляризуемость α неполярной молекули називається деформационной, так як вона пов'язана з деформацією частки, при цьому μ характеризує зміщення електронної хмари і ядер щодо колишніх положень.

Дисперсійне взаємодія (ефект Лондона) виникає у будь-яких молекул незалежно від їх будови і полярності. Внаслідок миттєвого розбіжності центрів тяжіння зарядів електронної хмари і ядер утворюється миттєвий диполь, який індукує миттєві диполі в інших частинках. Рух миттєвих диполів стає узгодженим. В результаті сусідні частинки відчувають взаємне притягання. Енергія дисперсійного взаємодії залежить від енергії іонізації Е I і поляризуемости молекул α

Е дисп \u003d - (Е I 1 ∙ Е I 2) ∙ α 1 α 2 / (Е I 1 + Е I 2) l 6 (8).

Проміжний характер між валентним і міжмолекулярним взаємодією має воднева зв'язок. Енергія водневого зв'язку невелика 8 - 80 кДж / моль, але більше енергії взаємодії Ван-дерВаальса. Водневий зв'язок характерна для таких рідин як вода, спирти, кислоти і обумовлена \u200b\u200bпозитивно поляризованим атомом водню. Малі розміри і відсутність внутрішніх електронів дозволяють атому водню, присутнього в рідини в будь-якому поєднанні, вступати в додаткове взаємодія з ковалентно з ним не пов'язаним негативно поляризованим атомом іншого або тієї ж самої молекули

А δ- - Н δ + .... А δ- - Н δ +.

Тобто відбувається асоціація молекул. Асоціація молекул призводить до зменшення летючості, підвищенню температури кипіння і теплоти випаровування, збільшення в'язкості і діелектричної проникності рідин.

Вода особливо підходить речовина для утворення водневого зв'язку, так як її молекула має два атома водню і дві неподілені пари у атома кисню. Це обумовлює високий дипольний момент молекули (μ D \u003d 1,86 D) і здатність утворювати чотири водневі зв'язки: дві - як донор протонів і дві - як акцептор протонів

(Н 2 О ... В.М. - О ... Н 2 О) 2 рази.

З експериментів відомо, що зі зміною молекулярної маси в ряду водневих з'єднань елементів третього і наступного періодів температура кипіння зростає. Якщо дану закономірність застосувати до води, то температура кипіння у неї повинна бути не 100 0 С, а 280 0 С. Дане протиріччя підтверджує існування водневої зв'язку у воді.

Експерименти показали, що у воді формуються молекулярні асоціати в рідкій і особливо в твердій воді. Лід має тетраедричних кристалічну решітку. У центрі тетраедра розташований атом кисню однієї молекули води, в чотирьох вершинах знаходяться атоми кисню сусідніх молекул, які з'єднані водневими зв'язками з найближчими сусідами. У рідкої воді водневі зв'язку частково зруйновані, в її структурі спостерігається динамічна рівновага між асоцоатами молекул і вільними молекулами.

Метод валентних зв'язків

Теорія валентних зв'язків або локалізованих електронних пар виходить з положення, що кожна пара атомів в молекулі утримується разом за допомогою однієї або декількох загальних електронних пар. У поданні теорії валентних зв'язків хімічний зв'язок локалізована між двома атомами, тобто вона двухцентровие і двухелектронная.

Метод валентних зв'язків базується на таких основних положеннях:

Кожна пара атомів в молекулі утримується разом за допомогою однієї або декількох загальних електронних пар;

Одинарна ковалентний зв'язок утворюється двома електронами з антипаралельними спинами, розташованими на валентних орбіталях зв'язуються атомів;

При утворенні зв'язку відбувається перекривання хвильових функцій електронів, що веде до збільшення електронної щільності між атомами і зменшення загальної енергії системи;

Характеристики хімічних зв'язків

Вчення про хімічний зв'язок складає основу всієї теоретичної хімії. Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яке пов'язує їх в молекули, іони, радикали, кристали. Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентний, металеву і водневу. Різні типи зв'язків можуть міститися в одних і тих же речовинах.

1. У підставах: між атомами кисню і водню в гидроксогрупп зв'язок полярна ковалентний, а між металом і гидроксогрупп - іонна.

2. У солях кисневмісних кислот: між атомом неметалла і киснем кислотного залишку - ковалентний полярна, а між металом і кислотним залишком - іонна.

3. У солях амонію, метіламмонія і т. Д. Між атомами азоту і водню - ковалентний полярна, а між іонами амонію або метіламмонія і кислотним залишком - іонна.

4. У пероксиду металів (наприклад, Na 2 O 2) зв'язок між атомами кисню ковалентная неполярная, а між металом і киснем - іонна і т. Д.

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

Способи утворення ковалентного зв'язку

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

Ковалентні з'єднання - зазвичай гази, рідини або порівняно низкоплавкие тверді речовини. Одним з рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3 500 ° С. Це пояснюється будовою алмаза, який являє собою суцільну решітку ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмаза, незалежно від його розміру, являє собою одну величезну молекулу.

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

Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінний і донорно-акцепторні.

У більшості випадків два ковалентно пов'язаних атома мають різну електронегативність і усуспільнені електрони не належать двом атомам в рівній мірі. Велику частину часу вони перебувають ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атому хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбувся повний перенос електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню і хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) і неполярной ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою буквою δ. Такий зв'язок називається полярним ковалентним зв'язком, а про молекулу хлороводню кажуть, що вона полярна, т. Е. Має позитивно заряджений кінець (атом водню) і негативно заряджений кінець (атом хлору).

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

1) Н 2 - водень.

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

2) HCl - хлороводень.

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

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

4) N \u200b\u200b2: У молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари.

Донорно-акцепторні механізм утворення ковалентного зв'язку

донор має електронну пару, акцептор- вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язку з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню спільних електронних пар атомом азоту і атомами водню за обмінним механізмом, одна - по донорно-акцепторного механізму. Ковалентні зв'язки класифікують за способом перекривання електронних орбіталей, а також щодо зміщення їх до одного з пов'язаних атомів. Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті перекривання електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються σ -зв'язків (Сигма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцна.

р-орбіталі можуть перекриватися в двох областях, утворюючи ковалентний зв'язок за рахунок бічного перекривання.

Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті «бічного» перекривання електронних орбіталей поза лінією зв'язку, т. Е. В двох областях, називаються пі-зв'язками.

За ступенем зміщених загальних електронних пар до одного з пов'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярної і неполярний. Ковалентну хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярной. Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, т. К. Атоми мають однакову електронегативність - властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів. наприклад,

т. е. у вигляді ковалентного неполярной зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентну хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативності яких відрізняються, називають полярною.

Наприклад, NH 3 - аміак. Азот більш електронегативний елемент, ніж водень, тому загальні електронні пари зміщуються до його атому.

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

Характерні властивості ковалентного зв'язку - її довжина і енергія. Довжина зв'язку - це відстань між ядрами атомів. Хімічна зв'язок тим міцніше, чим менше її довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, яка визначається кількістю енергії, необхідної для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється в кДж / моль. Так, згідно з досвідченим даними, довжини зв'язку молекул H 2, Cl 2 і N 2 відповідно становлять 0,074, 0,198 і 0,109 нм, а енергії зв'язку відповідно рівні 436, 242 і 946 кДж / моль.

Іони. іонна зв'язок

Для атома існує дві основні можливості підкоритися правилу октету. Перша з них - освіту іонної зв'язку. (Друга - утворення ковалентного зв'язку, про неї мова піде нижче). При утворенні іонного зв'язку атом металу втрачає електрони, а атом неметалла набуває.

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

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

металева зв'язок

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

Металева зв'язок - зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, здійснювана за рахунок тяжіння електронів, вільно переміщаються по кристалу. Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів - 1, 2, 3. Ці електрони легко відриваються, І атоми при цьому перетворюються в позитивні іони. Відірвалися електрони переміщаються від одного іона до іншого, пов'язуючи їх в єдине ціле. З'єднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т. Д. Нескінченно відбувається процес, який схематично можна зобразити так:

Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються в іони і навпаки. Зв'язок в металах між іонами за допомогою обобществленних електронів називається металевої. Металева зв'язок має деяку схожість з ковалентним, оскільки заснована на усуспільнення зовнішніх електронів. Однак при ковалентного зв'язку усуспільнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, в той час як при металевої зв'язку в усуспільнення цих електронів беруть участь всі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком тендітні, а з металевої, як правило, пластичні, електропровідні і мають металевий блиск.

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

Металева зв'язок відрізняється від ковалентного також і по міцності: її енергія в 3-4 рази менше енергії ковалентного зв'язку.

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

воднева зв'язок

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

Приклади міжмолекулярної водневого зв'язку:

При наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути при звичайних умовах рідинами (спирт, вода) або легко зріджується газами (аміак, фтороводород). У біополімерах - білках (вторинна структура) - є внутримолекулярная воднева зв'язок між карбонільним киснем і воднем аміногрупи:

Молекули полинуклеотидов - ДНК (дезоксирибонуклеїнова кислота) - являють собою подвійні спіралі, в яких два ланцюги нуклеотидів пов'язані один з одним водневими зв'язками. При цьому діє принцип комплементарності, т. Е. Ці зв'язки утворюються між певними парами, що складаються з пуринового і піримідинового підстав: проти адениновую нуклеотиду (А) розташовується тимінових (Т), а проти гуанінових (Г) - цитозинових (Ц).

Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні решітки.