Данные по энергии ионизации (ЭИ), ПЭИ и составу стабильных молекул - их настоящие значения и сравнения - как свободных атомов, так и атомов, связанных в молекулы, позволяют нам понять как атомы образуют молекулы посредством механизма ковалентной связи.
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ - (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) (гомеополярная связь), химическая связь между двумя атомами, возникающая при обобществлении электронов, принадлежавших этим атомам. Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов. Связь, при которой имеется одна общая пара электронов, называется одинарной; существуют также двойные и тройные связи.
Рассмотрим несколько примеров, чтобы увидеть, как мы можем использовать наши правила для определения количества ковалентных химических связей, которые может образовать атом, если мы знаем количество электронов на внешней оболочке данного атома и заряд его ядра. Заряд ядра и количество электронов на внешней оболочке определяются экспериментальным путем и включены в таблицу элементов.
Расчет возможного числа ковалентных связей
Для примера, подсчитаем количество ковалентных связей, которые могут образовать натрий (Na), алюминий (Al), фосфор (P), и хлор (Cl) . Натрий (Na) и алюминий (Al) имеют, соответственно 1 и 3 электрона на внешней оболочке, и, по первому правилу (для механизма образования ковалентной связи используется один электрон на внешней оболочке), они могут образовать:натрий (Na) - 1 и алюминий (Al) - 3 ковалентных связи. После образования связей количество электронов на внешних оболочках натрия (Na) и алюминия (Al) равно, соответственно, 2 и 6; т.е., менее максимального количества (8) для этих атомов. Фосфор (P) и хлор (Cl) имеют, соответственно, 5 и 7 электронов на внешней оболочке и, согласно второй из вышеназванных закономерностей, они могли бы образовать 5 и 7 ковалентных связей. В соответствии с четвертой закономерностью образование ковалентной связи, число электронов на внешней оболочке этих атомов увеличивается на 1. Согласно шестой закономерности, когда образуется ковалентная связь, число электронов на внешней оболочке связываемых атомов не может быть более 8. То есть, фосфор (P) может образовать только 3 связи (8-5 = 3), в то время как хлор (Cl) может образовать только одну (8-7 = 1).
Пример:
на основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов натрия (Na)
и хлора (Cl)
. Зная закономерности механизма образования ковалентных связей, мы можем сказать, что натрий (Na
) может образовать только 1 ковалентную связь. Таким образом, мы можем предположить, что каждый атом натрия (Na)
связан с атомом хлора (Cl)
посредством ковалентной связи в этом веществе, и что это вещество состоит из молекул атома NaCl
. Формула строения для этой молекулы: Na - Cl.
Здесь тире (-) означает ковалентную связь. Электронную формулу этой молекулы можно показать следующим образом:
. .
Na: Cl:
. .
В соответствии с электронной формулой, на внешней оболочке атома натрия (Na)
в NaCl
имеется 2 электрона, а на внешней оболочке атома хлора (Cl)
находится 8 электронов. В данной формуле электроны (точки) между атомами натрия (Na)
и
хлора (Cl)
являются связующими электронами. Поскольку ПЭИ у хлора (Cl)
равен 13 эВ, а у натрия (Na)
он равен 5,14 эВ, связующая пара электронов находится гораздо ближе к атому Cl
, чем к атому Na
. Если энергии ионизации атомов, образующих молекулу сильно различаются, то образовавшаяся связь будет полярной
ковалентной связью.
Рассмотрим другой случай. На основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов алюминия (Al) и атомов хлора (Cl) . У алюминия (Al) имеется 3 электрона на внешней оболочке; таким образом, он может образовать 3 ковалентные химические связи, в то время хлор (Cl) , как и в предыдущем случае, может образовать только 1 связь. Это вещество представлено как AlCl 3 , а его электронную формулу можно проиллюстрировать следующим образом:
Рисунок 3.1. Электронная формула AlCl 3
чья формула строения:
Cl - Al - Cl
Cl
Эта электронная формула показывает, что у AlCl 3 на внешней оболочке атомов хлора (Cl ) имеется 8 электронов, в то время, как на внешней оболочке атома алюминия (Al) их 6. По механизму образования ковалентной связи, оба связующих электрона (по одному от каждого атома) поступают на внешние оболочки связываемых атомов.
Кратные ковалентные связи
Атомы, имеющие более одного электрона на внешней оболочке, могут образовывать не одну, а несколько ковалентных связей между собой. Такие связи называются многократными (чаще кратными ) связями. Примерами таких связей служат связи молекул азота (N = N ) и кислорода (O = O ).
Связь, образующаяся при объединении одинарных атомов называется гомоатомной ковалентной связью,е сли атомы разные, то связь называется гетероатомнной ковалентной связью [греческие префексы "гомо" и "гетеро" соответственно означают одинаковые и разные].
Представим, как в действительности выглядит молекула со спаренными атомами. Самая простая молекула со спаренными атомами - это молекула водорода.
7.8. Виды ковалентной связи
Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков связываемых атомов. Существуют разные способы перекрывания этих электронных облаков.
1. Прямое перекрывание:
В этом случае единственная область перекрывания электронных облаков лежит на прямой, соединяющей ядра атомов. Связь, образованная таким образом, называется -связью .
В зависимости от вида перекрывающихся облаков может образоваться s-s , s-p , p-p и другие разновидности -связи.
2. Боковое перекрывание:
В этом случае две области перекрывания
электронных облаков находятся по разные стороны
от плоскости, в которой лежат ядра связываемых
атомов. Связь, образованная при таком
перекрывании ЭО, называется - связью.
Как и в случае -связи, в
зависимости от вида перекрывающихся облаков
могут образоваться различные разновидности -связи: p-p
, p-d
,
d-d
и т. п.
И -, и -связь имеют определенное направление, которое возникает из-за стремления атомов к максимально эффективному перекрыванию ЭО, то есть к перекрыванию облаков в области максимальной электронной плотности. Таким образом, ковалентная связь обладает направленностью. Например, в молекуле сероводорода H 2 S направления двух -связей между атомом серы и двумя атомами водорода почти перпендикулярны (см. схему на стр. 95). У атома есть вполне определенное число неспаренных электронов, поэтому он может образовать вполне определенное число ковалентных связей. Таким образом, ковалентная связь обладает насыщаемостью. Например, если атом хлора образовал одну -связь с атомом водорода (см. схему на стр. 95), то соединиться еще с одним атомом водорода он уже не может.
Сравнение характеристик - и -связи приведено в таблице 20.
Таблица 20. Сравнение характеристик - и -связи
Одна область перекрывания |
Две области перекрывания |
Электронные облака
перекрываются частями с наибольшей электронной
плотностью |
Электронные облака
перекрываются своими периферийными частями |
Так как -связь почти всегда менее прочная, чем -связь, то обычно между атомами сначала образуется -связь, а потом, если есть возможность, то и -связь. Следовательно, -связь возможна только в случае образования кратных связей (двойных и тройных):
| Циановодород – HCN. Другое название – синильная кислота . Это бесцветная летучая жидкость с температурой кипения 26 o С. При сильном нагревании или на свету она разлагается. Синильная кислота смешивается с водой во всех отношениях. По аналогии с галогеноводородами раствор циановодорода в воде называют циановодородной кислотой. Синильная кислота и ее соли (цианиды) – очень сильные яды (смертельная доза для человека не более 50 мг), причем сама кислота способна проникать в организм даже через неповрежденную кожу. Попав в организм, циановодород и цианиды связывают гемоглобин в циангемоглобин, поражают дыхательные центры и вызывают удушье. Несмотря на свою токсичность, синильная кислота используется в производстве синтетических волокон и некоторых видов пластмасс. В небольших концентрациях синильная кислота встречается в растительном мире (например, в горьком миндале). |
-СВЯЗЬ, -СВЯЗЬ.
1.В
конце параграфа приведены структурные формулы
четырех веществ. Составьте для них электронные и
молекулярные формулы.
2.Составьте обычные структурные и электронные
формулы следующих веществ: CH 3 Cl, COF 2 , SO 2 Cl 2
и N 2 H 4 . В случае затруднения изобразите
схемы образования связей в этих молекулах.
Укажите в структурных формулах -и -связи.
Имейте в виду, что в CH 3 Cl атомы Н и Cl связаны
только с атомами С, в COF 2 атомы O и F также
связаны только с атомами углерода, а в SO 2 Cl 2
атомы O и С1 связаны только с атомом S.
7.9. Энергия ковалентной связи
Прочность связи характеризуется энергией связи (см. параграф 7.5). Прочность ковалентной связи можно оценить двумя способами: определив энергию, необходимую для разрыва всех связей в определенной порции вещества, или определив энергию, необходимую для разрыва известного числа связей. В первом случае такая энергия называется энергией атомизации, во втором – энергией связи. На практике используют соответствующие молярные величины.
Молярная энергия атомизации показывает, какую энергию нужно затратить на разделение 1 моля вещества на изолированные атомы.
Молярная энергия связи показывает, какую
энергию нужно затратить на разрыв 1 моля (6,02 . 10 23)
связей. Для двухатомных молекул эти энергии
совпадают.
И ту, и другую молярную энергию измеряют в
килоджоулях на моль: в случае энергии атомизации
– на моль вещества, а в случае энергии связи – на
моль связей. При подсчете числа связей для
определения Е св двойную (или тройную) связь
считают одной связью.
Таблица 21. Примеры значений Е ат и средних значений Е св (в кДж/моль)
Вещество |
Вещество |
||||||
| H 2 | HF | C– H | N=O | ||||
| F 2 | HCl | N– H | C– C | ||||
| Cl 2 | HBr | O– H | C=C | ||||
| Br 2 | HI | Si– H | Cє C | ||||
| I 2 | CO | P– H | Cє N | ||||
| O 2 | IBr | S– H | Si– O | ||||
| N 2 | ClF | C=O | S=O |
Из приведенных в таблице 21 значений можно сделать вывод, что прочность ковалентных связей тем больше, чем меньше размеры связываемых атомов и больше кратность связи.
МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ АТОМИЗАЦИИ, МОЛЯРНАЯ ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ.
7.10. Строение молекул. Модель гибридизации
Большинство соединений с ковалентными связями
между атомами состоит из молекул.
Понятие " строение молекул" – довольно
широкое понятие и включает в себя, в частности,
химическое строение и пространственное
строение.
Химическое строение молекулы описывается структурной формулой.
Пространственное строение молекулы
описывается пространственной формулой.
Чтобы охарактеризовать пространственное
строение молекулы количественно, нужно
определить межатомные расстояния и углы между
связями. И то, и другое может быть определено
экспериментально.
Для оценки межатомных расстояний в молекулах веществ, пространственное строение которых еще не изучено, часто используют так называемые атомные (ковалентные) радиусы.
Сумма атомных радиусов атомов разных элементов
равна среднему расстоянию между атомами этих
элементов, связанными простой ковалентной
связью, в молекулах или кристаллах. Таблица
атомных радиусов приведена в приложении 9.
Для оценки углов между связями оказывается
полезной модель гибридизации.
Вспомним химическое строение молекулы метана
(см. рис. на стр. 21). Из схемы образования
ковалентных связей в этой молекуле (стр. 105)
следует, что три из четырех связей в этой
молекуле совершенно одинаковы. Так как оси
электронных облаков p-АО взаимно
перпендикулярны, то и три ковалентных связи,
образованные с участием этих облаков, должны
быть направлены под прямым углом друг к другу.
Четвертая же связь должна от них несколько
отличаться. Экспериментально установлено, что
все четыре связи в молекуле метана совершенно
одинаковы и направлены в пространстве так, как
это показано на рисунке (стр. 21). То есть атом
углерода занимает положение в центре тетраэдра
(правильного четырехгранника, треугольной
пирамиды), а атомы водорода – в его вершинах. Это
возможно только в том случае, если электронные
облака атома углерода, участвующие в образовании
связи, совершенно одинаковы и соответствующим
образом расположены в пространстве.
В рамках модели гибридизации предполагается, что
такое выравнивание действительно происходит.
Подвергшиеся гибридизации АО и ЭО называют
гибридными.
В случае метана CH 4 гибридизации
подвергаются одна 2s-АО и три 2p-АО атома углерода,
при этом образуются четыре sp 3 -гибридных АО.
Схематически это можно записать так:
1(2s-АО) + 3(2р-АО) 4(sp 3 -АО).
Энергии орбиталей при этом становятся
одинаковыми:-связи:
Для правильного прогнозирования структуры
молекулы с помощью модели гибридизации АО
необходимо помнить следующее:
1) при образовании ковалентных связей атомами
элементов s- и р-блоков, имеющими на валентных ЭПУ
только неспаренные электроны (группы IIА, IIIА и IVА),
орбитали, на которых находятся эти электроны,
всегда гибридизуются;
2) при образовании ковалентных связей атомами
элементов р-блока, имеющими на валентных ЭПУ
кроме неспаренных электронов еще и неподеленные
пары (группы VА и VIА), гибридизация характерна
только для атомов элементов второго периода;
3) для атомов элементов IА и VIIА групп
экспериментальное подтверждение наличия или
отсутствия гибридизации невозможно;
4) если нет препятствий, осуществляется sp 3 -гибридизация;
если не хватает для этого валентных электронов,
или часть из них участвует в образовании -связей, то осуществляется sp 2 -
или sр-гибридизация.
ХИМИЧЕСКОЕ
СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ, ПРОСТРАНСТВЕННОЕ СТРОЕНИЕ
МОЛЕКУЛЫ, МЕЖАТОМНОЕ РАССТОЯНТЕ, УГОЛ МЕЖДУ
СВЯЗЯМИ, АТОМНЫЙ РАДИУС,ГИБРИДИЗАЦИЯ АО,
ГИБРИДНЫЕ ОРБИТАЛИ,УСЛОВИЯ ГИБРИДИЗАЦИИ АО.
1.Расположите
молекулы следующих веществ в порядке
возрастания энергии связи: а) H 2 S, H 2 O, H 2 Te,
H 2 Se; б) PH 3 , NH 3 , SbH 3 , AsH 3 .
2.Для следующих молекул нарисуйте схемы
образования ковалентных связей и определите тип
гибридизации АО центральных атомов: а) ССl 4 ,
OF 2 , NF 3 ; б) BeI 2 , BF 3 , SiCl 4 ; в)
H 3 C– CH 3 , HCHO, Н– С N.
Каждый атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Благодаря зарядам ядра и электронов между соседними атомами возникают электростатические силы: притяжения и отталкивания. Если сближение атомов приводит к понижению энергии образующейся частицы (по сравнению с энергиями отдельных атомов), то образуется химическая связь.
Химическая связь - это силы взаимодействия, удерживающие частицы друг около друга.
Ученые доказали, что главную роль в образовании связи играют электроны, которые меньше всего связаны с ядром, т. е. расположенные на внешней электронной оболочке. Такие электроны называют валентными.
В атомах элементов главных подгрупп все валентные электроны расположены на последнем (внешнем) электронном слое и их число равно номеру группы.
В атомах элементов побочных подгрупп валентные электроны расположены, как правило, на двух последних электронных слоях, но их число тоже равно номеру группы, к которой относится элемент.
Например, в атоме калия один валентный электрон, в атоме марганца - 7 валентных электронов (рис. 1).
Рис. 1. Электронные конфигурации атомов калия и марганца
Согласно теории химической связи наиболее устойчивыми являются внешние оболочки из восьми электронов - октет (если в атоме только 1 электронный слой, то для него наиболее устойчиво двухэлектронное состояние - дуплет).
Образование устойчивой электронной оболочки может происходить несколькими способами, поэтому различают разные виды химической связи.
Ковалентная связь - химическая связь, образованная перекрыванием электронных облаков атомов. Электронные облака (электроны), обеспечивающие связь, называются общей электронной парой.
Различают два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.
При обменном механизме каждый атом предоставляет по одному электрону для образования общей пары:
А·+ В = А:В
При донорно-акцепторном механизме один атом предоставляет уже имеющуюся у него пару электронов (донор), а другой атом предоставляет свободную орбиталь для этой пары электронов (акцептор):
А: + □В = А:В
Связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной неполярной .
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов с одинаковыми значениями относительной электроотрицательности, например в молекулах хлора, азота, между атомами углерода в этилене (табл. 1).
|
Молекулярные формулы |
Электронные формулы |
Графические формулы |
|
|
Табл. 1. Примеры соединений, в которых присутствуют ковалентные неполярные связи
Число общих электронных пар зависит от того, сколько электронов не хватает каждому атому для октета. Хлор - элемент VII-А подгруппы, следовательно, на его внешнем электронном слое 7 электронов. До октета не хватает одного электрона, значит, будет образована одна общая пара электронов в Cl 2 . Между атомами азота в молекуле N 2 образуются три общие электронные пары, т. е. тройная ковалентная связь. Между атомами углерода в этилене образуется двойная ковалентная связь.
Обратите внимание, что из каждого правила есть исключения и правило октета не всегда выполняется (пример - молекула сернистого газа SO 2).
Ковалентная полярная связь осуществляется за счет образования общих электронных пар, которые смещаются к атому более электроотрицательного элемента. При этом на атомах образуются частичные заряды: δ+ и δ- (рис. 2).
Рис. 2. Образование ковалентной связи в молекуле хлороводорода
Чем больше разность электроотрицательностей атомов элементов, тем больше полярность связи.
Ионная связь - предельный случай ковалентной полярной связи.
Ионная связь - это электростатическое притяжение между ионами, образованными путем практически полного смещения электронной пары к одному из атомов. Этот тип связи образуется, если разность значений относительной электроотрицательности атомов велика (как правило, больше 1,7 по шкале Полинга).
Ионная связь обычно образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Например, в хлориде натрия NaCl атом натрия свой 1 валентный электрон отдал атому хлора и превратился в катион, а атом хлора, приняв 1 электрон, превратился в анион. Катион с анионом притягиваются, и образуется ионная связь (рис. 3).
Рис. 3. Образование ионной связи в хлориде натрия
Соли, щелочи, основные оксиды, карбиды, нитриды относятся к ионным соединениям. Все эти вещества при обычных условиях твердые, с высокими температурами плавления (как правило, 700-1000 °С), их растворы и расплавы электропроводны.
Тугоплавкость ионных соединений объясняется тем, что ион может притягивать к себе противоположно заряженные ионы в любых направлениях и большом количестве. Следовательно, ионы прочно соединяются в кристаллическую решетку. Например, в кристаллической решетке поваренной соли один катион натрия окружен шестью анионами хлора, а каждый анион хлора окружен шестью катионами натрия (рис. 4). Таким образом, весь кристалл поваренной соли представляет собой как бы одну огромную макромолекулу, состоящую из огромного числа ионов. И химическая формула NaCl определяет только их соотношение в кристалле. При обычных условиях молекулы NaCl не существует.
Рис. 4. Модель кристаллической решетки хлорида натрия
В одном веществе могут реализовываться сразу несколько типов химической связи. Например, в хлориде аммония присутствуют ковалентные связи, образованные по обменному и донорно-акцепторному механизму, а также ионная связь между катионом аммония и хлорид-ионом (рис. 5).
Рис. 5. Образование химических связей в хлориде аммония
Подведение итогов урока
Вы узнали, что такое химическая связь и почему она образуется, в чем разница между ковалентной и ионной связью, как изобразить схемы образования химической связи в различных веществах.
Список литературы
1. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия. Учебник для 10 класса общеобр. учрежд. Профильный уровень. - М.: ООО «ТИД «Русское слово - РС», 2008. (§§ 8, 14)
2. Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Лёвкин А.Н. Химия: 11 класс: Учебник для учащихся общеобраз. учрежд. (профильный уровень): в 2-х ч. Ч.2. М.: Вентана-Граф, 2008. (§9)
3. Радецкий А.М. Химия. Дидактический материал. 10-11 классы. - М.: Просвещение, 2011. (с. 88-95)
4. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 39-41)
Домашнее задание
1.с. 39-40 №№ 7.3, 7.5, 7.7, 7.17из Сборника задач и упражнений по химии для средней школы (Хомченко И.Д.), 2008.
2.Предложен перечень веществ: H 2 S, CO, KOH, K 2 O, Na 2 SO 4 , CuCl 2 , HI, S, PCl 3 , N 2 O 5 . Выпишите из него формулы веществ: а) с ионной связью; б) с ковалентной связью.
3. Составьте электронную формулу молекулы SO 2 . Покажите смещение электронной плотности. Укажите тип химической связи.
Впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни. В 1915г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, а в 1916 году американский учёный Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах. Они исходили из представлений о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов (полного заполнения внешнего электронного слоя). Представления Косселя и Льюиса получили названия электронной теории валентности.
Валентность элементов главных подгрупп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней.
Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.
Таблица.Типы химической связи и их основные отличительные признаки.
| Химическая связь | Связываемые атомы | Характер элементов | Процесс в электронной оболочке | Образующиеся частицы | Кристаллическая решетка | Характер вещества | Примеры |
| Ионная | Атом металла и атом неметалла | Электрополо- жительный и электро- отрицательный |
Переход валентных электронов | Положительные и отрицательные ионы | Ионная | Солеобраз- ный |
NaCl CaO NaOH |
| Ковалентная | Атомы неметаллов (реже-атомы металлов) | Электроотрица- тельный реже электрополо- жительный |
Образование общих электронных пар, заполнение молекулярных орбиталей | Молекулы |
Молекулярная |
Летучий или нелетучий | Br 2 CO 2 C 6 H 6 |
| --------- | Атомная | Алмазоподоб ный |
Алмаз Si SiC | ||||
| Металличес кая |
Атомы металлов | Электрополо- жительный |
Отдача валентных электронов | Положительные ионы и электронный газ | Металлическая | Металличес- кая |
Металлы и сплавы |
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ.
Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.
Неоходимо ввести понятие электроотрицательность. Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.
ряд электроотрицательностей
Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)
| группа | I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII | |||
| период | |||||||||||
| 1 | H 2,1 |
He - |
|||||||||
| 2 | Li 0,97 |
Be 1,47 |
B 2,01 |
C 2,50 |
N 3,07 |
O 3,5 |
F 4,10 |
Ne - |
|||
| 3 | Na 1,01 |
Mg 1,23 |
Al 1,47 |
Si 1,74 |
P 2,1 |
S 2,6 |
Cl 2,83 |
Ar - |
|||
| 4 | K 0,91 |
Ca 1,04 |
Sc 1,20 |
Ti 1,32 |
V 1,45 |
Cr 1,56 |
Mn 1,60 |
Fe 1,64 |
Co 1,70 |
Ni 1,75 |
|
| Cu 1,75 |
Zn 1,66 |
Ga 1,82 |
Ge 2,02 |
As 2,20 |
Se 2,48 |
Br 2,74 |
Kr - |
||||
| 5 | Rb 0,89 |
Sr 0,99 |
Y 1,11 |
Zr 1,22 |
Nb 1,23 |
Mo 1,30 |
Tc 1,36 |
Ru 1,42 |
Rh 1,45 |
Pd 1,35 |
|
| Ag 1,42 |
Cd 1,46 |
In 1,49 |
Sn 1,72 |
Sb 1,82 |
Te 2,01 |
I 2,21 |
Xe - |
||||
| 6 | Cs 0,86 |
Ba 0,97 |
La* 1,08 |
Hf 1,23 |
Ta 1,33 |
W 1,40 |
Re 1,46 |
Os 1,52 |
Ir 1,55 |
Pt 1,44 |
|
| Au 1,42 |
Hg 1,44 |
Tl 1,44 |
Pb 1,55 |
Bi 1,67 |
Po 1,76 |
At 1,90 |
Rn - |
||||
| 7 | Fr 0,86 |
Ra 0,97 |
Ac** 1,00 |
*Лантаноиды - 1,08 - 1,14 | |||||||
Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь .
Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).
Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.
Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:
E(XY) < E(X) + E(Y)
По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.
В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными . Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s- орбитали и 1 на 2p -орбитали:
При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.
Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.
В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.
Ковалентная связь
Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:
Примеры веществ с ковалентной полярной связью:
СCl 4 , H 2 S, CO 2 , PH 3 , SiO 2 и т.д.
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:
Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.
Также существует и донорно-акцепторный механизм.
При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.
Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH 4 + :
Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.
Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:
HI < HBr < HCl < HF
Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.
Ионная связь
Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом , а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом .
Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.
Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:
Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.
При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.
Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.
Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.
Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F − , Cl − , S 2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH)
Металлическая связь
Данный тип связи образуется в металлах.
У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.
Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:
М 0 — ne − = M n + ,
где М 0 – нейтральный атом металла, а M n + катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.
То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.
Водородная связь
Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.
Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:
Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.