Тип хімічного зв'язку в молекулі hcl. Типи хімічних зв'язків. Метод валентних зв'язків

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 = 104 0, 5; ∟H 2 S = 92,2 0; ∟H 2 S е = 91 0, 0.

найважливішою характеристикою хімічного зв'язкує 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 = 159 кДж / моль, в молекулі N 2 = 940 кДж / моль.

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

в силу АВ n = А + nВ.

Наприклад, енергія, що поглинається в процесі

дорівнює 924 кДж / моль.

енергія зв'язку

Е OH = = = = 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 електронівз 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 = Н 2,? Н = -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 конфігураціїатома 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 станречовини 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 ​​тим, що в хімічній взаємодіїберуть 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 = 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 = 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'язкомвідносяться:

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 = 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 = -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 = А / r n (n≈12) (3)

Е Отт = 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 станіречовини. 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 коефіцієнтелектроопору.

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 числонайближчих 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 рухузовнішніх 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 ​​схожість. 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 = 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 = - (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 = - (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 = - (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 ​​позитивно 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 = 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'єднаньелементів 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 рівновагаміж 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;

169338 0

Кожен атом має деяким числом електронів.

Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або усуспільнюється електрони, досягаючи найбільш стійкою електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найбільш низькою енергією (як в атомах інертних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Мал. 1.

Це правило застосовується до всіх типам зв'язків. Електронні зв'язку між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, в кінцевому рахунку, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають по механізмам електронного переносу, Які відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

Хімічна зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їх комбінацію.

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами і позитивно зарядженими ядрами, що визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окислення. З валентністю пов'язано поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто знаходяться на найбільш високоенергетичних орбиталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентної оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентний, диполь-дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорією валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись в катіони, По-друге, купуючи їх, перетворюючись в аніони. В результаті електронного переносу завдяки електростатичного силі тяжіння між іонами з зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названа Косселем « електровалентной»(Тепер її називають іонної).

В цьому випадку аніони і катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньої електронної оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи і аніонів неметалічних елементів VI і VII груп (16 і 17 підгруп - відповідно, халькогенові галогенів). Зв'язки у іонних з'єднань ненасичені і ненаправлення, тому можливість електростатичного взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 і 3 показані приклади іонних зв'язків, відповідних моделі електронного переносу Косселя.

Мал. 2.

Мал. 3.Іонна зв'язок в молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин в природі, зокрема, розглянути подання про кислотахі підставах.

Водні розчини всіх цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів був відкритий Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори являють собою слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких в недиссоциированном і диссоциированном станах різниться.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчинні у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять - ОН-груп, зокрема, триетиламін N (С 2 Н 5) 3); розчинні підстави називають лугами.

Водні розчини кислот вступають в характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі і води;

б) з металами - з утворенням солі і водню;

в) з карбонатами - з утворенням солі, СO 2 і Н 2 O.

Властивості кислот і підстав описують кілька теорій. У відповідність з теорією С.А. Аррениуса, кислота являє собою речовина, дисоціює з утворенням іонів Н+, Тоді як підстава утворює іони ВІН-. Ця теорія не враховує існування органічних підстав, які не мають гідроксильних груп.

Відповідно до протонноїтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота являє собою речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а підстава - речовина, що складається з молекул або іонів, які беруть протони ( акцепторипротонів). Відзначимо, що у водних розчинах іони водню існують в гидратированной формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидні іонами, а й здійснюються за відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, в реакції між аміаком NH 3 (слабким підставою) і хлороводородом в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважної суміші двох речовин завжди присутні 4 частки, дві з яких - кислоти, а дві інші - підстави:

Ця рівноважна суміш складається з двох сполучених пар кислот і підстав:

1)NH 4 + і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут в кожній сполученій парі кислота і підставу розрізняються на один протон. Кожна кислота має поєднане з нею підставу. Сильної кислоті відповідає слабке поєднане підставу, а слабкою кислоті - сильне поєднане підставу.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, в залежності від взаємодіє з нею речовини, може проявляти властивості або кислоти, або підстави. Наприклад, в реакціях з водними розчинамиоцтової кислоти вода є підставою, а з водними розчинами аміаку - кислотою.

1) СН3СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО-. Тут молекула оцтової кислоти донірует протон молекулі води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН-. Тут молекула аміаку акцептує протон від молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві сполучені пари:

1) Н 2 O(Кислота) і ВІН- (поєднане підставу)

2) Н 3 О+ (Кислота) і Н 2 O(Поєднане підставу).

У першому випадку вода донірует протон, а в другому - акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонностью. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і підстав, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини зустрічаються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з підставами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки з присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивістьіонної зв'язку - повне переміщення нари зв'язують електронів до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна щільність майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентная зв'язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом усуспільнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів усуспільнюється по одному від кожногоатома. В такому випадку усуспільнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернихдвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2. Цей же тип зв'язку є у алотропія O 2 і озону O 3 і у багатоатомної молекули S 8, а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, вуглекислого газу СO 2, метану СH 4, етанолу З 2 Н 5 ВІН, Гексафториду сірки SF 6, ацетилену З 2 Н 2. У всіх цих молекул електрони однаково загальні, а їх зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійному і потрійному зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.

Мал. 4.Ковалентний зв'язок в молекулі Сl 2.

Іонний і ковалентний типи зв'язків - це два граничних випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

З'єднання двох елементів, розташованих в протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язку. У міру зближення елементів в межах періоду іонний характер їх з'єднань зменшується, а ковалентний - збільшується. Наприклад, нітрати і оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язку ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), А такі ж з'єднання елементів правій частині таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО2, NH 3, NO 2, СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 О 6, етанол З 2 Н 5 ОН).

Ковалентний зв'язок, в свою чергу, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрона можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, усуспільнюється з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названа координаційної (донорно-акцепторної, абодатівная) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найбільш важливих для метаболізму d-елементів в значній мірі описується координаційними зв'язками.

Pіc. 5.

Як правило, в комплексному поєднанніатом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних і ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку і її різновиди - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот і підстав, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» і «основа» за теорією Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів і участь речовин в реакціях нуклеофільного заміщення, тобто в освіті КС.

Згідно Льюїсу, кислота - це речовина, здатне утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від заснування. Льюісовим підставою названо речовина, що володіє неподіленої електронної парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюісовой кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони не беруть участь зовсім. Причому сам протон, за цією теорією, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюісовимі кислотами, а аніони - Льюісовимі підставами. Прикладом можуть служити такі реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносне, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторні атомам в ковалентних молекулахне відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

поляризуемостьвизначається електронної структурою, зарядом і розмірами іона; у аніонів вона вище, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів - у катіонів більшого заряду і меншого розміру, наприклад, у Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Аl 3+, Тl 3+. Сильним поляризующим дію має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двостороннє, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок

Крім перерахованих типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совимі .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнатяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, або лондоновских сили; Мал. 6).

Мал. 6.

Диполь-дипольниммоментом володіють тільки молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3, SO 2, Н 2 O, C 6 H 5 Cl), Причому сила зв'язку становить 1-2 Дебая(1Д = 3,338 × 10 -30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворена тяжінням між атомом водню і електронегативний атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором і азотом. З великими атомами, що володіють аналогічною електронегативні (наприклад, з хлором і сіркою), воднева зв'язок виявляється значно слабшою. Атом водню відрізняється однією суттєвою особливістю: при зволіканні зв'язують електронів його ядро ​​- протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється у великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсова, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, але і всередині однієї молекули - внутримолекулярнаяводнева зв'язок. Водневі зв'язки відіграють в біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Воднева і вандерваальсова зв'язку значно слабкіше, ніж іонна, ковалентний та координаційна. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана в табл. 1.

Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення і випаровування (кипіння). Іонним з'єднанням потрібно для поділу іонів значно більше енергії, ніж для поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних з'єднань значно вище, ніж молекулярних сполук.

Четвертий тип зв'язку -металева зв'язок

Нарешті, є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів решітки металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку не зустрічається.

з короткого оглядутипів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома або іона металу - донора електронів, а також атома - акцептоpa електронів є його розмір.

Не вдаючись в деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіусиметалів і вандерваальсови радіуси взаємодіючих молекул збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів - найменші, а вандерваальсова радіусів - найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсови.

Найбільше значення для біологів і медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) Зв'язку, що розглядаються координаційної хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. баранчиків

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. В хімічних реакціяхатоми алюмінію виявляють

3) окисні 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 механізмомосвіту ковалентного зв'язку відбувається за рахунок усуспільнення загальних електронних пар. При цьому кожен атом прагне придбати оболонку інертного газу, тобто отримати завершений зовнішній енергетичний 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 та квантової механікиосвіту 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 орбіталейбічнимилопатями 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 речовинкласу 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 механізмурозглянемо на прикладі катіона амонію:

NH 3 + H + = 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'язкує: насичуваності (насичені зв'язки 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 елемента. Іонна зв'язок можливий тільки між атомами електронегативний і електропозитивних елементів, що знаходяться в стані разноименно заряджених іонів - катіонів та аніонів.

ВИЗНАЧЕННЯ

іономназивають 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 насичуваність, оскільки електричне поле, створюване іонами, діє однаково на всі іони за рахунок сферичної симетрії.

металева зв'язком

Металева зв'язок реалізується 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 механізму.

Хімічна зв'язок.

Вправи.

1. Визначити тип хімічного зв'язку в наступних речовинах:

речовина		хлорид фосфору	Сірчана кислота
Тип зв'язку
речовина		оксид барію
Тип зв'язку

2. підкресліть речовини, в яких МІЖ молекуламиіснує воднева зв'язок:

сірчистий газ; лід; озон; етанол; етилен; оцтова кислота; фтороводород.

3. Як впливають на довжину, міцність і полярність зв'язку- радіуси атомів, їх електронегативності, кратність зв'язку?

а) Чим більше радіуси атомів, що утворили зв'язок, тим довжина зв'язку _______

б) Чим більше кратність (Одинарна, подвійна або потрійна) зв'язку, тим її міцність ____________________

в) Чим більше різниця електронегативності між двома атомами, тим полярність зв'язку ____________

4. Порівняйте довжину, міцність і полярність зв'язків в молекулах:

а) довжина зв'язку: HCl ___HBr

б) міцність зв'язку PH3_______NH3

в) полярність зв'язку ССl4 ______CH4

г) міцність зв'язку: N2 _______O2

д) довжина зв'язку між атомами вуглецю в етилену і в ацетилені: __________

е) полярність зв'язків в NH3 _________ Н2О

Тести. А4.Хіміческая зв'язок.

1. Валентність атома - це

1) число хімічних зв'язків, утворених даними атомом в з'єднанні

2) ступінь окислення атома

3) число відданих або прийнятих електронів

4) число електронів, відсутню для отримання електронної конфігурації найближчого інертного газу

А. При утворенні хімічного зв'язку енергія завжди виділяється

Б. Енергія подвійного зв'язку менше, ніж енергія одинарного зв'язку.

1) вірно тільки А 2) вірно тільки Б 3) вірні обидва судження 4) обидва судження невірні

3.В речовинах, утворених шляхом з'єднання однаковихатомів, хімічний зв'язок

1) іонна 2) ковалентний полярна 3) воднева 4) ковалентний неполярний

4. Сполуками з ковалентного полярної і ковалентного неполярной зв'язком є ​​відповідно

1) вода і сірководень 2) бромід калію і азот

5. За рахунок загальної електронної пари хімічний зв'язок утворена в з'єднанні

1) KI 2) НВr 3) Li2O 4) NаВr

6.Виберіте пару речовин, всі зв'язки в яких - ковалентні:

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

7.Вещество з ковалентного полярної зв'язком має формулу

1) KCl 2) HBr 3) Р4 4) CaCl2

8. З'єднання з іонним характером хімічного зв'язку

1) хлорид фосфору 2) бромід калію 3) оксид азоту (II) 4) барій

9. У аміаку і хлориду барію хімічний зв'язок відповідно

1) іонна і ковалентний полярна 2) ковалентний неполярний і іонна 3) ковалентний полярний і іонна 4) ковалентний неполярний і металева

10. Матеріалом з ковалентного полярної зв'язком є

1) оксид сірки (IV) 2) кисень 3) гідрид кальцію 4) алмаз

11. У якому ряду перераховані речовини тільки з ковалентного полярної зв'язком:

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

12. У якому ряду перераховані речовини тільки з іонним типом зв'язку:

1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) СаF2 CH4 CCl4

13. З'єднання з іонним зв'язком утворюється при взаємодії

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

14. У якому речовині все хімічні зв'язки - ковалентні неполярні?

1) Алмаз 2) Оксид вуглецю (IV) 3) Золото 4) Метан

15. Зв'язок, що утворюється між елементами з порядковими номерами 15 і 53

1) іонна 2) металева

3) ковалентний неполярний 4) ковалентний полярна

16. воднева зв'язокутворюється міжмолекулами

1) етану 2) бензолу 3) водню 4) етанолу

17. У якому речовині є водневі зв'язку?

1) Сірководень 2) Лід 3) бромоводород 4) Бензол

18.В якому речовині є одночасно іонні і ковалентні хімічні зв'язки?

1) Хлорид натрію 2) Хлороводень 3) Сульфат натрію 4) Фосфорна кислота

19. Більш виражений іонний характер має хімічний зв'язок в молекулі

1) броміду літію 2) хлориду міді 3) карбіду кальцію 4) фториду калію

20. Трьома загальними електронними парами утворена ковалентний зв'язок в молекулі 1) азоту 2) сірководню 3) метану 4) хлору

21.Сколько електронів бере участь в утворенні хімічних зв'язків в молекулі води? 4) 18

22.Четире ковалентні зв'язки містить молекула: 1) СО2 2) С2H4 3) Р4 4) С3Н4

23. Число зв'язків в молекулах збільшується в ряду

1) СНСl3, СH4 2) СН4, SО3 3) СО2, СН4 4) SО2, NН3

24. У якому з'єднанні ковалентний зв'язок між атомами утворюється по донорно-акцепторного механізму? 1) КСl 2) ССl4 3) NН4Сl 4) СаСl2

25. Яка з перерахованих молекул вимагає найменшої витрати енергії для розкладання на атоми? 1) HI 2) Н2 3) O2 4) СО

26. Вкажіть молекулу, в якій енергія зв'язку - найбільша:

1) N≡N 2) Н-Н 3) О = О 4) Н-F

27. Вкажіть молекулу, в якій хімічний зв'язок - найміцніша:

1) НF 2) НСl 3) НВr 4) HI

28. Вкажіть ряд, який характеризується збільшенням довжини хімічного зв'язку

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

29. Довжина зв'язку Е-O збільшується в ряду

1) оксид кремнію (IV), оксид вуглецю (IV)

2) оксид сірки (IV), оксид телуру (IV)

3) оксид стронцію, оксид берилію

4) оксид сірки (IV), оксид вуглецю (IV)

30. У ряду СН4 - SiH4 відбувається збільшення

1) міцності зв'язків 2) окислювальних властивостей

3) довжини зв'язків 4) полярності зв'язків

31. У якому ряду молекули розташовані в порядку збільшення полярності зв'язків?

1) НF, НСl, НВr 2) Н2Sе, Н2S, Н2О 3) NH3, РН3, АsН3 4) СO2, СS2, СSе2

32. Найбільш полярна ковалентний зв'язок в молекулі:

1) СН4 2) СF4 3) CCl4 4) CBr4

33.Укажіте ряд, в якому полярність зростає:

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

Ковалентний хімічний зв'язок, її різновиди та механізми утворення. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність і енергія зв'язку). Іонна зв'язок. Металева зв'язок. Водневий зв'язок.

1. У аміаку і хлориду барію хімічний зв'язок відповідно

1) іонна і ковалентний полярна

2) ковалентний полярний і іонна

3) ковалентний неполярний і металева

4) ковалентний неполярний і іонна

2. Речовини тільки з іонним зв'язком наведені в ряду:

1) F2, ССl4, КС1

2) NaBr, Na2O, KI

3. З'єднання з іонним зв'язком утворюється при взаємодії

3) С2Н6 і HNO3

4. В якому ряду всі речовини мають ковалентний полярну зв'язок?

1) HCl, NaCl. Cl2

4) NaBr. HBr. CO

5. В якому ряду записані формули речовин тільки з ковалентного полярної

1) С12, NO2, НС1

6. Ковалентная неполярний зв'язок характерна для

1) С12 2) SO3 3) СО 4) SiO2

7. Матеріалом з ковалентного полярної зв'язком є

1) С12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2

8. речовиною з ковалентним зв'язком є

1) СаС12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr

9. Речовина з ковалентним неполярной зв'язком має формулу

1) NH3 2) Сu 3) H2S 4) I2

10. Елементами з неполярной ковалентним зв'язком є

1) вода і алмаз

2) водень і хлор

3) мідь і азот

4) бром і метан

11. Між атомами з однаковою відносною електронегативні утворюється хімічний зв'язок

2) ковалентний полярна

3) ковалентний неполярний

4) воднева

12. Ковалентний полярна зв'язок характерна для

1) KC1 2) НВг 3) Р4 4) СаСl2

13. Хімічний елемент, В атомі якого електрони по верствам розподілені так: 2, 8, 8, 2 утворює з воднем хімічний зв'язок

1) ковалентний полярну

2) ковалентний неполярну

4) металеву

14. У молекулі якої речовини довжина зв'язку між атомами вуглецю найбільша?

1) ацетилену 2) етану 3) етена 4) бензолу

15. Трьома загальними електронними парами утворена ковалентний зв'язок в молекулі

2) сірководню

16. Водневі зв'язки утворюються між молекулами

1) диметилового ефіру

2) метанолу

3) етилену

4) етилацетату

17. Полярність зв'язку найбільш виражена в молекулі

1) HI 2) НС1 3) HF 4) НВг

18. Елементами з неполярной ковалентним зв'язком є

1) вода і алмаз

2) водень і хлор

3) мідь і азот

4) бром і метан

19. Водневий зв'язок не характерна для речовини

1) Н2О 2) СН4 3) NH3 4) СНзОН

20. Ковалентний полярна зв'язок характерна для кожного з двох речовин, формули яких

2) СО2 і К2О

4) CS2 і РС15

21. Найменш міцна хімічний зв'язок в молекулі

1) фтору 2) хлору 3) брому 4) йоду

22. У молекулі якої речовини довжина хімічного зв'язку найбільша?

1) фтору 2) хлору 3) брому 4) йоду

23. Ковалентні зв'язку має кожне з речовин, зазначених в ряду:

1) C4H10, NO2, NaCl

2) СО, CuO, CH3Cl

4) C6H5NO2, F2, CC14

24. ковалентних зв'язків має кожне з речовин, зазначених в ряду:

1) СаО, С3Н6, S8

2) Fe. NaNO3, CO

3) N2, CuCO3, K2S

4) C6H5N02, SО2, CHC13

25. ковалентних зв'язків має кожне з речовин, зазначених в ряду:

1) С3Н4, NO, Na2O

2) СО, СН3С1, PBr3

3) Р2Оз, NaHSO4, Сu

4) C6H5NO2, NaF, СС14

26. Ковалентні зв'язку має кожне з речовин, зазначених в ряду:

1) C3Ha, NO2, NaF

2) КС1, CH3Cl, C6H12О6

3) P2O5, NaHSO4, Ba

4) C2H5NH2, P4, CH3OH

27. Полярність зв'язку найбільш виражена в молекулах

1) сірководню

3) фосфіну

4) хлороводню

28. У молекулі якої речовини хімічні зв'язки найбільш міцні?

29. Серед речовин NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - число з'єднань з іонним зв'язком одно

30. Серед речовин (NH4) 2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - число з'єднань з ковалентним зв'язком одно

Відповіді: 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