Данните за йонизационната енергия (EI), PEI и състава на стабилни молекули - техните реални стойности и сравнения - както на свободни атоми, така и на атоми, свързани в молекули, ни позволяват да разберем как атомите образуват молекули чрез механизма на ковалентно свързване.
КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА - (от латинското "co" заедно и "vales" със сила) (хомеополярна връзка), химическа връзка между два атома, произтичащи от споделянето на електрони, принадлежащи към тези атоми. Атомите в молекулите на прости газове са свързани чрез ковалентна връзка. Връзка, в която има една обща двойка електрони, се нарича единична; има и двойни и тройни връзки.
Нека да разгледаме няколко примера, за да видим как можем да използваме нашите правила за определяне на броя на ковалентни химични връзки, които един атом може да образува, ако знаем броя на електроните във външната обвивка на даден атом и заряда на неговото ядро. Зарядът на ядрото и броят на електроните във външната обвивка се определят експериментално и са включени в таблицата на елементите.
Изчисляване на възможния брой ковалентни връзки
Например, нека преброим броя на ковалентните връзки, които натрият може да образува ( Na),алуминий (Al),фосфор (P),и хлор ( Cl). Натрий ( Na) и алуминий ( Ал)имат съответно 1 и 3 електрона на външната обвивка и, съгласно първото правило (за механизма на образуване на ковалентна връзка, един електрон се използва върху външната обвивка), те могат да образуват: натрий (Na) - 1 и алуминий ( Ал) - 3 ковалентни връзки. След образуването на връзки броят на електроните във външните обвивки на натрия ( Na) и алуминий ( Ал) е равно съответно на 2 и 6; т.е. по-малко максимален брой (8) за тези атоми. Фосфор ( P) и хлор ( Cl) имат съответно 5 и 7 електрона на външната обвивка и, съгласно втората от гореспоменатите закономерности, те могат да образуват 5 и 7 ковалентни връзки. В съответствие с четвъртия закон, образуването на ковалентна връзка, броят на електроните на външната обвивка на тези атоми се увеличава с 1. Според шестия закон, когато се образува ковалентна връзка, броят на електроните на външната обвивка на свързаните атоми не може да бъде повече от 8. Тоест фосфор ( P) може да образува само 3 връзки (8-5 \u003d 3), докато хлорът ( Cl) може да образува само едно (8-7 \u003d 1).
Пример: въз основа на анализа установихме, че определено вещество се състои от натриеви атоми (Na) и хлор ( Cl)... Познавайки законите, регулиращи образуването на ковалентни връзки, можем да кажем, че натрият ( Na) може да образува само 1 ковалентна връзка. По този начин можем да приемем, че всеки натриев атом ( Na)е свързан с хлорен атом ( Cl)чрез ковалентна връзка в това вещество и че това вещество е съставено от атомни молекули NaCl... Формулата на структурата на тази молекула е: Na - Cl. Тук тире (-) означава ковалентна връзка. Електронната формула на тази молекула може да бъде показана както следва:
. .
Na: Cl:
. .
В съответствие с електронната формула, върху външната обвивка на натриевия атом ( Na) в NaCl има 2 електрона и върху външната обвивка на хлорния атом ( Cl) има 8 електрона. В тази формула електроните (точките) между натриевите атоми ( Na) и
хлор (Cl) са свързващи електрони. Тъй като PEI в хлора ( Cl) е 13 eV, докато натрий (Na) тя е 5.14 eV, свързващата двойка електрони е много по-близо до атома Clотколкото на атома Na... Ако енергиите на йонизация на атомите, образуващи молекулата, се различават значително, тогава образуваната връзка ще бъде полярна ковалентна връзка.
Нека разгледаме друг случай. Въз основа на анализа установихме, че определено вещество се състои от алуминиеви атоми ( Ал) и хлорни атоми ( Cl)... Алуминий ( Ал) на външната обвивка има 3 електрона; по този начин той може да образува 3 ковалентни химични връзки, докато хлор (Cl), както в предишния случай, може да образува само 1 връзка. Това вещество е представено като AlCl 3, а електронната му формула може да бъде илюстрирана по следния начин:
Фигура 3.1. Електронна формулаAlCl 3
чиято структурна формула е:
Cl - Al - Cl
Cl
Тази електронна формула показва това AlCl 3 върху външната обвивка на хлорните атоми ( Cl) има 8 електрона, докато на външната обвивка на алуминиевия атом ( Ал) има 6. По механизма на образуване на ковалентна връзка и двата свързващи електрона (по един от всеки атом) навлизат във външните обвивки на свързаните атоми.
Множество ковалентни връзки
Атомите с повече от един електрон върху външната обвивка могат да образуват помежду си не една, а няколко ковалентни връзки. Такива връзки се наричат \u200b\u200bмножество (по-често кратни) връзки. Примери за такива връзки са връзки на азотни молекули ( н= н) и кислород ( O \u003d O).
Извиква се връзката, образувана при комбиниране на единични атоми хомоатомна ковалентна връзка, напрако атомите са различни, тогава се извиква връзката хетероатомна ковалентна връзка [гръцките представки „хомо“ и „хетеро“ съответно означават еднакви и различни].
Представете си как всъщност изглежда молекула със сдвоени атоми. Най-простата молекула със сдвоени атоми е молекулата на водорода.
7.8. Видове ковалентни връзки
Ковалентна връзка се образува от припокриващи се електронни облаци от свързани атоми. Съществува различни начини припокриване на тези електронни облаци.
1. Директно припокриване:
В този случай единствената припокриваща се област на електронните облаци се намира на права линия, свързваща атомните ядра. Така наречената връзка се нарича - комуникация.
В зависимост от вида на припокриващите се облаци, s-s , s-p , п-п и други видове комуникация.
2. Странично припокриване:
В този случай двете области на припокриващи се електронни облаци са разположени от противоположните страни на равнината, в която лежат ядрата на свързаните атоми. Връзката, образувана от такова припокриване на EO, се нарича връзка.
Както в случая на β-връзката, в зависимост от вида на припокриващи се облаци, могат да се образуват различни видове β-връзка: п-п , p-d ,
г-г и т.н.
И двете, и - връзката имат определена посока, която възниква поради тенденцията на атомите към най-ефективното припокриващо се EO, тоест да припокриват облаци в областта на максимална електронна плътност. По този начин ковалентната връзка е насочена. Например, в молекула на сероводород H 2 S, посоките на двувръзките между серен атом и два водородни атома са почти перпендикулярни (вижте диаграмата на страница 95). Атомът има много определен брой несдвоени електрони, така че може да образува определен брой ковалентни връзки. По този начин ковалентната връзка е наситена. Например, ако хлорният атом е образувал една връзка с водороден атом (вижте диаграмата на страница 95), тогава той вече не може да се комбинира с друг водороден атом.
Сравнението на характеристиките на - и - връзка е показано в таблица 20.
Таблица 20.Сравнение на характеристиките на - и - комуникацията
Една област на припокриване |
Две области на припокриване |
Електронните облаци се припокриват с части с най-висока електронна плътност |
Електронните облаци се припокриват с техните периферни части |
Тъй като β-връзката е почти винаги по-малко силна от β-връзката, тогава обикновено β-връзката се образува първо между атомите, а след това, ако е възможно, след това β-връзката. Следователно, връзката е възможна само в случай на образуване на множество връзки (двойни и тройни):
| Водороден цианид - HCN. Друго име - циановодородна киселина... Това е безцветна летлива течност с точка на кипене 26 o C. Разлага се при силно нагряване или на светлина. Циановодородната киселина се смесва с вода във всички отношения. По аналогия с водородните халогениди разтвор на циановодород във вода се нарича циановодородна киселина. Циановодородната киселина и нейните соли (цианиди) са много силни отрови (смъртоносна доза за хората е не повече от 50 mg), а самата киселина е в състояние да проникне в тялото дори през непокътната кожа. Попадайки в тялото, циановодородът и цианидите свързват хемоглобина с циангемоглобина, засягат дихателните центрове и причиняват задушаване. Въпреки своята токсичност, циановодородната киселина се използва при производството на синтетични влакна и някои видове пластмаси. В малки концентрации циановодородната киселина се намира в растителното царство (например в горчивите бадеми). |
- КОМУНИКАЦИЯ, - КОМУНИКАЦИЯ.
1. В края на параграфа са дадени структурните формули на четири вещества. Съставете електронни и молекулярни формули за тях.
2. Направете обичайните структурни и електронни формули на следните вещества: CH 3 Cl, COF 2, SO 2 Cl 2 и N 2 H 4. В случай на трудност, начертайте диаграми на образуването на връзки в тези молекули. Посочете в структурни формули -и -връзки. Имайте предвид, че в CH 3 Cl атомите H и Cl са свързани само с атомите C, в COF 2 атомите O и F също са свързани само с въглеродните атоми, а в SO 2 Cl 2 атомите O и C1 са свързани само с атома S.
7.9. Енергия на ковалентна връзка
Силата на връзката се характеризира с енергията на свързване (вж. Точка 7.5). Силата на ковалентната връзка може да бъде оценена по два начина: чрез определяне на енергията, необходима за разкъсване на всички връзки в определена част от веществото, или чрез определяне на енергията, необходима за разкъсване на определен брой връзки. В първия случай такава енергия се нарича атомизираща енергия, във втория - свързваща енергия. На практика се използват съответните моларни стойности.
Енергията на моларно атомизиране показва колко енергия трябва да бъде изразходвана за отделянето на 1 мол от веществото на изолирани атоми.
Енергията на моларната връзка показва колко енергия трябва да бъде изразходвана за разкъсване на 1 мол (6.02. 10 23) връзки. За двуатомните молекули тези енергии съвпадат.
И едната, и другата моларна енергия се измерва в килоджаули на мол: в случай на енергия на пулверизиране - на мол вещество и в случай на енергия на свързване - на мол връзки. Когато се изчислява броят на връзките за определяне на Eb, двойната (или тройната) връзка се счита за една връзка.
Таблица 21.Примери за E при и средни стойности на Eb (в kJ / mol)
Вещество |
Вещество |
||||||
| Н 2 | HF | C– H | N \u003d O | ||||
| F 2 | HCI | N– H | C– C | ||||
| Cl 2 | HBr | O– H | С \u003d С | ||||
| Br 2 | Здравей | Si– H | Cє C | ||||
| I 2 | CO | P– H | Cê N | ||||
| O 2 | IBr | S– H | Si– O | ||||
| N 2 | ClF | C \u003d O | S \u003d O |
От стойностите, дадени в таблица 21, може да се заключи, че силата на ковалентните връзки е толкова по-голяма, колкото по-малък е размерът на свързаните атоми и толкова по-голяма е множествеността на връзката.
МОЛЕРНА АТОМИЗАЦИОННА ЕНЕРГИЯ, МОЛАРНА ЕНЕРГИЯ НА ВЪЗЛОЖЕНИЯ.
7.10. Молекулярна структура. Модел на хибридизация
Повечето съединения с ковалентни връзки между атомите са изградени от молекули.
Понятието "молекулярна структура" е доста широко понятие и включва, по-специално, химическа структура и пространствена структура.
Химичната структура на молекулата се описва чрез структурна формула.
Пространствената структура на молекулата се описва с пространствена формула.
За да се характеризира количествено пространствената структура на молекулата, е необходимо да се определят междуатомните разстояния и ъглите между връзките. И двете могат да бъдат определени експериментално.
За оценка на междуатомните разстояния в молекулите на веществата, чиято пространствена структура все още не е проучена, често се използват така наречените атомни (ковалентни) радиуси.
Сумата от атомните радиуси на атомите на различни елементи е равна на средното разстояние между атомите на тези елементи, свързани с проста ковалентна връзка, в молекули или кристали. Таблицата на атомните радиуси е дадена в допълнение 9.
Модел на хибридизация се оказа полезен за оценка на ъглите на връзката.
Нека си припомним химическата структура на молекулата на метана (вижте фигурата на страница 21). От схемата за образуване на ковалентни връзки в тази молекула (стр. 105) следва, че три от четирите връзки в тази молекула са абсолютно еднакви. Тъй като осите на p-AO електронните облаци са взаимно перпендикулярни, трите ковалентни връзки, образувани с участието на тези облаци, трябва да бъдат насочени под прав ъгъл една към друга. Четвъртата връзка трябва да е малко по-различна от тях. Експериментално е установено, че и четирите връзки в молекулата на метана са абсолютно еднакви и са насочени в пространството, както е показано на фигурата (стр. 21). Тоест въглеродният атом заема позиция в центъра на тетраедър (правилен тетраедър, триъгълна пирамида), а водородните атоми са в неговите върхове. Това е възможно само ако електронните облаци на въглеродния атом, участващи в образуването на връзката, са абсолютно еднакви и са подходящо разположени в пространството.
Моделът на хибридизация предполага, че такова подравняване наистина се случва.
АО и ЕО, които са претърпели хибридизация, се наричат \u200b\u200bхибридни.
В случай на метанол CH, един 2s-AO и три 2p-AO въглеродни атома се подлагат на хибридизация, с образуването на четири sp3-хибридни AO. Схематично може да се напише, както следва:
1 (2s-AO) + 3 (2p-AO) 4 (sp 3-AO).
В този случай енергиите на орбиталите стават еднакви: -връзки: За да се предскаже правилно структурата на молекулата, използвайки модела на АО хибридизация, е необходимо да се запомни следното:
1) когато ковалентните връзки се образуват от атоми на s- и p-блокови елементи, имащи само несдвоени електрони върху валентните EPU (групи IIА, IIIА и IVА), орбиталите, на които са разположени тези електрони, винаги се хибридизират;
2) по време на образуването на ковалентни връзки от атоми на елементите на р-блока, които имат единични двойки (групи VA и VIA) върху валентния EPA, в допълнение към несдвоените електрони, хибридизацията е характерна само за атомите на елементите от втория период;
3) за атоми на елементи IA и VIIA групи експериментално потвърждение за наличие или отсъствие на хибридизация е невъзможно;
4) ако няма препятствия, се извършва sp 3 -хибридизация; ако за това няма достатъчно валентни електрони или някои от тях участват в образуването на -връзки, тогава настъпва sp 2 - или sp-хибридизация.
ХИМИЧНА СТРУКТУРА НА МОЛЕКУЛА, ПРОСТРАНСТВЕНА СТРУКТУРА НА МОЛЕКУЛА, МЕЖАТОМНО РАЗСТОЯНИЕ, ЪГЪЛ МЕЖДУ ВРЪЗКИ, АТОМЕН РАДИУС, АО ХИБРИДИЗАЦИЯ, ХИБРИДНИ ОРБИТАЛИ, АО ХИБРИДИЗАЦИЯ.
1. Подредете молекулите на следните вещества в реда на увеличаване на енергията на свързване: а) H 2 S, H 2 O, H 2 Te, H 2 Se; б) PH3, NH3, SbH3, AsH3.
2. За следващите молекули нарисувайте схеми за образуване на ковалентни връзки и определете вида на хибридизация на централните атоми AO: а) CCl 4, OF 2, NF 3; б) BeI2, BF3, SiCl4; в) H3C - CH3, HCHO, H - C N.
Всеки атом се състои от положително заредено ядро \u200b\u200bи отрицателно заредена електронна обвивка. Поради зарядите на ядрото и електроните между съседните атоми възникват електростатични сили: привличане и отблъскване. Ако приближаването на атомите води до намаляване на енергията на образуваната частица (в сравнение с енергиите на отделните атоми), тогава се образува химическа връзка.
Химична връзка - това са силите на взаимодействие, които държат частиците една до друга.
Учените са показали, че основната роля в образуването на връзки играят електроните, които най-малко са свързани с ядрото, т.е.разположени върху външната електронна обвивка. Такива електрони се наричат \u200b\u200bвалентни електрони.
В атоми на елементи основни подгрупи всички валентни електрони са разположени на последният (външен) електронен слой и броят им е равен на номера на групата.
В атоми на елементи странични подгрупи валентните електрони се намират, като правило, на последните два електронни слоя, но броят им също е равен на номера на групата, към която принадлежи елементът.
Например има един валентен електрон в калиев атом и 7 валентни електрона в манганов атом (фиг. 1).
Фигура: 1. Електронни конфигурации на атоми на калий и манган
Според теорията за химичното свързване най-стабилни са външните обвивки на осем електрона - октет (ако в атома има само 1 електронен слой, тогава най-стабилното двуелектронно състояние за него е дублет).
Образуването на стабилна електронна обвивка може да се случи по няколко начина, поради което се различават различни видове химически връзки.
Ковалентна връзка - химическа връзка, образувана от припокриващи се електронни облаци от атоми. Електронните облаци (електрони), които осигуряват комуникация, се наричат \u200b\u200bобща електронна двойка.
Има два механизма за образуване на ковалентна връзка: обмен и донор-акцептор.
В обменния механизъм всеки атом осигурява един електрон, за да образува обща двойка:
A + B \u003d A: B
В донорно-акцепторния механизъм единият атом осигурява вече съществуваща двойка електрони (донор), а другият атом осигурява свободна орбитала за тази двойка електрони (акцептор):
A: + □ B \u003d A: B
Връзката, осъществена поради образуването на общи електронни двойки, еднакво принадлежащи и на двата атома, се нарича ковалентна неполярна.
Ковалентен неполярна връзка се образува между атоми на неметали със същите стойности на относителна електроотрицателност, например в молекули хлор, азот, между въглеродните атоми в етилена (Таблица 1).
|
Молекулни формули |
Електронни формули |
Графични формули |
|
|
Раздел. 1. Примери за съединения, в които присъстват ковалентни неполярни връзки
Броят на общите електронни двойки зависи от това колко електрона липсват на всеки атом за един октет. Хлорът е елемент от VII-A подгрупата, следователно във външния му електронен слой има 7 електрона. На октета липсва един електрон, което означава, че ще се образува една обща двойка електрони в Cl 2. Три общи електронни двойки се образуват между азотните атоми в молекулата N2, т.е. тройна ковалентна връзка. Между въглеродните атоми в етилена се образува двойна ковалентна връзка.
Имайте предвид, че има изключения от всяко правило и правилото на октета не винаги е изпълнено (например молекула серен диоксид SO 2).
Ковалентна полярна връзка се извършва поради образуването на общи електронни двойки, които се изместват към атома на по-електроотрицателен елемент. В този случай върху атомите се образуват частични заряди: δ + и δ- (фиг. 2).
Фигура: 2. Образуване на ковалентна връзка в молекула на хлороводород
Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите на елементите, толкова по-голяма е полярността на връзката.
Йонна връзка - граничният случай на ковалентна полярна връзка.
Йонна връзка - Това е електростатично привличане между йони, образувани от почти пълно изместване на електронна двойка към един от атомите. Този тип връзка се образува, ако разликата в стойностите на относителната електроотрицателност на атомите е голяма (обикновено над 1,7 по скалата на Полинг).
Йонна връзка обикновено се случва между типичните метали типично неметални. Например в натриевия хлорид NaCl натриевият атом дава своя 1 валентен електрон на хлорния атом и се превръща в катион, а хлорният атом, вземащ 1 електрон, се превръща в анион. Катионът с аниона се привлича и се образува йонна връзка (фиг. 3).
Фигура: 3. Образуване на йонни връзки в натриев хлорид
Към това принадлежат соли, основи, основни оксиди, карбиди, нитриди йонни съединения... Всички тези вещества са твърди при нормални условия, с високи точки на топене (обикновено 700-1000 ° С), техните разтвори и стопилки са електропроводими.
Рефрактерността на йонните съединения се обяснява с факта, че йонът може да привлича противоположно заредени йони във всяка посока и в големи количества. Следователно, йоните са здраво комбинирани в кристалната решетка. Например в кристалната решетка на обикновена сол един натриев катион е заобиколен от шест хлорни аниона, а всеки хлорен анион е заобиколен от шест натриеви катиона (Фиг. 4). По този начин целият кристал на трапезната сол е като че ли една огромна макромолекула, състояща се от огромен брой йони. И химична формула NaCl определя само тяхното съотношение в кристала. При нормални условия молекулата NaCl не съществува.
Фигура: 4. Модел на кристалната решетка на натриев хлорид
В едно вещество могат да се реализират няколко вида химически връзки наведнъж. Например, амониевият хлорид съдържа ковалентни връзки, образувани от обменния и донорно-акцепторния механизми, както и йонна връзка между амониевия катион и хлоридния йон (фиг. 5).
Фигура: 5. Образуване на химични връзки в амониев хлорид
Обобщение на урока
Научихте какво е химическа връзка и защо се образува, каква е разликата между ковалентна и йонна връзка, как да се изобразят схемите за образуване на химическа връзка в различни вещества.
Библиография
1. Novoshinskiy I.I., Novoshinskaya N.S. Химия. Учебник за 10 клас общ. институции. Профилно ниво. - M.: OOO "TID" Russian Word - RS ", 2008. (§§ 8, 14)
2. Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Левкин А.Н. Химия: 11 клас: Учебник за общообразователни студенти. институции. (ниво на профила): след 2 часа. Част 2. М.: Вентана-Граф, 2008. (§9)
3. Радецки А.М. Химия. Дидактически материал. 10-11 клас. - М.: Образование, 2011. (стр. 88-95)
4. Хомченко И. Д. Сборник от задачи и упражнения по химия за гимназия. - М.: АПИ "Нова вълна": Издател Умеренков, 2008. (с. 39-41)
Домашна работа
1.в. 39-40 № 7.3, 7.5, 7.7, 7.17 от Сборника с задачи и упражнения по химия за гимназия (Хомченко И. Д.), 2008 г.
2. Предлага се списък на веществата: H 2 S, CO, KOH, K 2 O, Na 2 SO 4, CuCl 2, HI, S, PCl 3, N 2 O 5 Запишете формулите на веществата от него: а) с йонна връзка; б) с ковалентна връзка.
3. Напишете електронната формула на молекулата SO 2. Покажете изместването на електронната плътност. Посочете вида на химическата връзка.
Тя беше първата, която обясни структурата на електронната обвивка и допринесе за създаването на идея за химическата връзка и нейната електронна природа. В съответствие с модела на Бор, електроните могат да заемат позиции в атома, които съответстват на определени енергийни състояния, т.е. енергийни нива. През 1915г. Германският физик Косел обяснява химическата връзка в солите, а през 1916 г. американският учен Луис предлага интерпретация на химическата връзка в молекулите. Те изхождаха от идеята, че атомите на елементите са склонни да постигнат електронната конфигурация на благородни газове (пълно запълване на външния електронен слой). Представянията на Косел и Луис се наричат \u200b\u200bелектронна валентна теория.
Валентност на елементи от основните подгрупи Периодичната таблица зависи от броя на електроните във външния електронен слой. Следователно тези външни електрони обикновено се наричат \u200b\u200bвалентност. За елементи от странични подгрупи както електроните от външния слой, така и електроните от вътрешните поднива могат да действат като валентни електрони.
Има три основни типа химически връзки: ковалентни, йонни, метални.
Таблица: Видове химически връзки и техните основни отличителни черти.
| Химична връзка | Свързващи атоми | Естеството на елементите | Електронен процес | Образувани частици | Кристална клетка | Същност на веществото | Примери за |
| Йонийски | Метален атом и неметален атом | Електро- интимни и електро- отрицателен |
Преход на валентни електрони | Положителни и отрицателни йони | Йонийски | Сол ний |
NaCl CaO NaOH |
| Ковалентен | Неметални атоми (по-рядко метални атоми) | Електрически негатор тел по-рядко електрически интимен |
Образуване на общи електронни двойки, запълване на молекулярни орбитали | Молекули |
Молекулярна |
Летливи или нелетливи | Br 2 CO 2 C 6 H 6 |
| --------- | Атомна | Подобно на диамант ний |
Diamond Si SiC | ||||
| Метали кая |
Метални атоми | Електро- интимен |
Дарение на валентни електрони | Положителни йони и електронен газ | Метал | Метален кая |
Метали и сплави |
КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.
Ковалентна връзка се образува поради общи електронни двойки, възникващи в черупките на свързаните атоми.
Необходимо е да се въведе понятието електроотрицателност. Електроотрицателността е способността на атомите химичен елемент издърпайте общите електронни двойки, участващи в образуването на химични връзки.
поредица от електроотрицателности
Относителна електроотрицателност на елементите (според Pauling)
| група | Аз | II | III | IV | V | VI | Vii | VIII | |||
| период | |||||||||||
| 1 | З. 2,1 |
Той - |
|||||||||
| 2 | Ли 0,97 |
Бъда 1,47 |
Б. 2,01 |
° С 2,50 |
н 3,07 |
О 3,5 |
F 4,10 |
Не - |
|||
| 3 | Na 1,01 |
Mg 1,23 |
Ал 1,47 |
Si 1,74 |
P 2,1 |
С 2,6 |
Cl 2,83 |
Ар - |
|||
| 4 | К 0,91 |
Ca 1,04 |
Sc 1,20 |
Ti 1,32 |
V 1,45 |
Кр 1,56 |
Mn 1,60 |
Fe 1,64 |
Ко 1,70 |
Ni 1,75 |
|
| Cu 1,75 |
Zn 1,66 |
Ga 1,82 |
Ge 2,02 |
Като 2,20 |
Se 2,48 |
Br 2,74 |
Кр - |
||||
| 5 | Rb 0,89 |
Старши 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 |
В 1,49 |
Sn 1,72 |
Sb 1,82 |
Те 2,01 |
Аз 2,21 |
Xe - |
||||
| 6 | Cs 0,86 |
Ба 0,97 |
La * 1,08 |
Hf 1,23 |
Ta 1,33 |
W 1,40 |
Re 1,46 |
Операционна система 1,52 |
Ир 1,55 |
Pt 1,44 |
|
| Au 1,42 |
Hg 1,44 |
Tl 1,44 |
Pb 1,55 |
Би 1,67 |
Po 1,76 |
В 1,90 |
Rn - |
||||
| 7 | О 0,86 |
Ра 0,97 |
Ac ** 1,00 |
* Лантаниди - 1,08 - 1,14 | |||||||
Рядко химични вещества се състоят от отделни, несвързани атоми на химични елементи. Само малък брой газове, наречени благородни газове, имат такава структура при нормални условия: хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. По-често химичните вещества не се състоят от разпръснати атоми, а от комбинациите им в различни групи. Такива асоциации на атоми могат да наброят няколко единици, стотици, хиляди или дори повече атоми... Силата, която задържа тези атоми в състава на такива групи, се нарича химическа връзка.
С други думи, можем да кажем, че химическата връзка е взаимодействие, което осигурява връзка между отделни атоми в по-сложни структури (молекули, йони, радикали, кристали и т.н.).
Причината за образуването на химическа връзка е, че енергията на по-сложните структури е по-малка от общата енергия на отделните атоми, които я образуват.
Така че, по-специално, ако XY молекула се образува по време на взаимодействието на атоми X и Y, това означава, че вътрешната енергия на молекулите на това вещество е по-ниска от вътрешната енергия на отделните атоми, от които е образувана:
E (XY)< E(X) + E(Y)
По тази причина, когато между отделните атоми се образуват химически връзки, се отделя енергия.
Електрони от външния електронен слой с най-ниска енергия на свързване с ядрото, т.нар валентност... Например, в бор, това са електрони с 2 енергийни нива - 2 електрона за 2 с-орбитали и 1 по 2 стр-орбитали:
Когато се образува химическа връзка, всеки атом се стреми да получи електронна конфигурация на атоми на благородни газове, т.е. така че във външния му електронен слой има 8 електрона (2 за елементите от първия период). Това явление се нарича правило на октета.
Постигането на електронна конфигурация на благороден газ от атоми е възможно, ако първоначално единични атоми правят част от валентните си електрони общи за други атоми. В този случай се образуват общи електронни двойки.
В зависимост от степента на електронна социализация могат да се разграничат ковалентни, йонни и метални връзки.
Ковалентна връзка
Ковалентна връзка възниква най-често между атомите на неметалните елементи. Ако атомите на неметали, които образуват ковалентна връзка, принадлежат към различни химични елементи, такава връзка се нарича ковалентна полярна. Причината за това име се крие във факта, че атомите на различни елементи също имат различна способност да привличат обща електронна двойка. Очевидно това води до изместване на общата електронна двойка към един от атомите, в резултат на което върху него се образува частичен отрицателен заряд. На свой ред частичният положителен заряд се образува върху другия атом. Например в молекула хлороводород електронна двойка изместен от водороден атом към хлорен атом:
Примери за вещества с ковалентна полярна връзка:
СCl 4, H 2 S, CO 2, PH 3, SiO 2 и др.
Между атомите на неметали от същия химичен елемент се образува ковалентна неполярна връзка. Тъй като атомите са идентични, способността им да изтеглят споделени електрони е еднаква. В тази връзка изместването на електронната двойка не се наблюдава:
Горният механизъм за образуване на ковалентна връзка, когато двата атома осигуряват електрони за образуването на общи електронни двойки, се нарича обмен.
Съществува и донорно-акцепторен механизъм.
Когато ковалентната връзка се образува от донорно-акцепторния механизъм, се образува обща електронна двойка поради напълнената орбитала на един атом (с два електрона) и празната орбитала на друг атом. Атом, осигуряващ самотна електронна двойка, се нарича донор, а атом със свободна орбитала - акцептор. Атомите със сдвоени електрони действат като донори на електронни двойки, например N, O, P, S.
Например, според донорно-акцепторния механизъм, образуването на четвъртия ковалент комуникация N-H в амониевия катион NH 4 +:
В допълнение към полярността, ковалентните връзки се характеризират и с енергия. Енергията на връзката е минималната енергия, необходима за прекъсване на връзката между атомите.
Енергията на свързване намалява с увеличаване на радиусите на свързаните атоми. Както знаем атомни радиуси да се намали подгрупите, може например да се заключи, че силата на халоген-водородната връзка се увеличава в серията:
Здравей< HBr < HCl < HF
Също така, енергията на връзката зависи от нейната множественост - колкото по-голяма е многократността на връзката, толкова повече е енергията му. Кратността на връзката се отнася до броя на общите електронни двойки между два атома.
Йонна връзка
Йонната връзка може да се разглежда като пределен случай на ковалентната полярна връзка. Ако в ковалентно-полярна връзка общата електронна двойка е частично изместена към един от двойката атоми, то в йонната тя е почти напълно „дадена“ на един от атомите. Атомът, дарил електрона (ите), придобива положителен заряд и става катион, а атомът, който е взел електроните от него, придобива отрицателен заряд и става анион.
По този начин, йонна връзка е връзка, образувана от електростатичното привличане на катиони към аниони.
Образуването на този тип връзка е характерно за взаимодействието на атомите на типични метали и типични неметали.
Например калиев флуорид. Калиевият катион се получава в резултат на абстракцията на един електрон от неутралния атом и флуорният йон се образува, когато един електрон е прикрепен към флуорния атом:
Между получените йони възниква сила на електростатично привличане, в резултат на което се образува йонно съединение.
По време на образуването на химическа връзка електроните от натриевия атом преминават към хлорния атом и се образуват противоположно заредени йони, които имат пълно външно енергийно ниво.
Установено е, че електроните от металния атом не са напълно откъснати, а само изместени към хлорния атом, като в ковалентна връзка.
Повечето бинарни съединения, които съдържат метални атоми, са йонни. Например оксиди, халогениди, сулфиди, нитриди.
Йонна връзка възниква и между прости катиони и прости аниони (F -, Cl -, S 2-), както и между прости катиони и сложни аниони (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -). Следователно йонните съединения включват соли и основи (Na2S04, Cu (NO3) 2, (NH4) 2S04), Ca (OH) 2, NaOH)
Метална връзка
Този тип връзка се образува в металите.
Атомите на всички метали във външния електронен слой имат електрони, които имат ниска енергия на свързване с атомното ядро. За повечето метали процесът на загуба на външни електрони е енергийно благоприятен.
С оглед на толкова слабо взаимодействие с ядрото, тези електрони в металите са много подвижни и във всеки метален кристал непрекъснато протича следният процес:
М 0 - ne - \u003d M n +,
където M 0 е неутрален метален атом и M n + катион на същия метал. Фигурата по-долу показва илюстрация на текущите процеси.
Тоест електроните се "носят" по металния кристал, отделяйки се от един метален атом, образувайки от него катион, свързвайки се с друг катион, образувайки неутрален атом. Това явление беше наречено "електронен вятър", а наборът от свободни електрони в кристал на неметален атом беше наречен "електронен газ". Този тип взаимодействие между металните атоми се нарича метална връзка.
Водородна връзка
Ако водородният атом във всяко вещество е свързан с елемент с висока електроотрицателност (азот, кислород или флуор), такова вещество се характеризира с такова явление като водородна връзка.
Тъй като водородният атом е свързан с електроотрицателен атом, частичен положителен заряд се образува върху водородния атом, а частичен отрицателен заряд върху електроотрицателния елемент. В тази връзка става възможно електростатично привличане между частично положително заредения водороден атом на една молекула и електроотрицателния атом на друга. Например се наблюдава водородна връзка за водните молекули:
Водородната връзка обяснява необичайно високата точка на топене на водата. Освен вода, също траен водородни връзки се образуват в вещества като флуороводород, амоняк, кислородсъдържащи киселини, феноли, алкохоли, амини.