ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

У этого термина существуют и другие значения, см. Связь.

1. Основные типы и
характеристики химической связи.

2. Ионная связь.

3. Ковалентная
связь. Метод валентных связей. Типы
ковалентных молекул. Понятие о методе
молекулярных орбиталей.

5. Основные
виды межмолекулярного взаимодействия.
Силы межмолекуляр-ного взаимодействия.

7. Водородная связь.

Химическая связь. Основные типы химической связи. Полярность связи как функция разности электроотрицательностей химических элементов.

Химическая
связь —
явление взаимодействия атомов,
обусловленное перекрыванием электронных
облаков связывающихся частиц, которое
сопровождается уменьшением полной
энергии системы.

Типы:
ковалентная, ионная, металлическая.

Полярность:
Полярность ковалентной связи обусловлена
неравномерным распределением электронной
плотности вследствие различий в
электроотрицательностях атомов. По
этому признаку ковалентные связи
подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в
смещении электронов связи под влиянием
внешнего электрического поля, в том
числе и другой реагирующей частицы.
Поляризуемость определяется подвижностью
электронов. Полярность и поляризуемость
ковалентных связей определяет реакционную
способность молекул по отношению к
полярным реагентам.

Основные типы и характеристики химической связи

Учение
о химической связи — центральная проблема
химии. Не зная природу взаимодействия
атомов в веществе, нельзя понять причин
многообразия химических соединений,
представить механизм их образования,
строение и химические свойства.

Фундаментальной
основой химической связи является
теория А. М. Бутлерова (1861 г.), согласно
которой свойства соединений зависят
от природы и числа составляющих их
частиц и химического строения. Эта
теория нашла подтверждение не только
для органических, но и для неорганичеких
веществ.

Химической
связью
называется любое взаимодействие в
системе, приводящее к понижению энергии
и обуславливающее устойчивое существование
двух — и многоатомных соединений: молекул,
ионов, кристаллических и иных веществ.

Природа химической
связи едина. Она осуществляется за счет
электростатического взаимодействия
электронов и ядер атомов. Химическая
связь характеризуется энергией связи
и длиной связи.

Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.

между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Ключевое понятие здесь – . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.

– это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.

Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – со значением .

Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль атомов, а она примерно одинакова в любой системе.

Если один из атомов в химической связи   сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.

Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: . Такая связь называется

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется .

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ), то один из электронов практически полностью  переходит к другому атому, с образованием . Такая связь называется .

Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

Химическая связь
— это взаимодействие частиц (атомов,
ионов), осуществляемое путем обмена
электронами. Различают несколько видов
связи.

1)Ковалентная связь
образуется в результате обобществления
электронов (с образованием общих
электронных пар), которое происходит в
ходе перекрывания электронных облаков.
В образовании ковалентной связи участвуют
электронные облака двух атомов.

а) Ковалентная
неполярная связь образуется между
атомами неметалла одного и того лее
химического элемента. Такую связь имеют
простые вещества, например О2; N2;

б) Ковалентная
полярная связь образуется между атомами
различных неметаллов.

2)Ионной называется
связь между ионами, т. е. заряженными
частицами, образовавшимися из атома
или группы атомов в результате
присоединения или отдачи электронов
Ионная связь характерна для солей и
щелочей.

Для ковалентной
неполярной, полярной и ионной связи
общим является участие в образовании
связи внешних электронов, которые еще
называют валентными. Различие же состоит
в том, насколько электроны, участвующие
в образовании связи, становятся общими.
Если эти электроны в одинаковой мере
принадлежат обоим атомам, то связь
ковалент-ная неполярная; если эти
электроны смещены к одному атому больше,
чем другому, то связь ковалент-ная
полярная. В случае, если электроны,
участвующие в образовании связи,
принадлежат одному атому, то связь
ионная.

Металлическая
связь — связь между ион-атомами в
кристаллической решетке металлов и
сплавах, осуществляемая за счет притяжения
свободно перемещающихся (по кристаллу)
электронов (Mg, Fe).

Полярность
химических связей, характеристика
химической связи, показывающая
перераспределение электронной плотности
в пространстве вблизи ядер по сравнению
с исходным распределением этой плотности
в нейтральных атомах, образующих данную
связь.

Электроотрицательность
атома, величина, характеризующая
способность атома в молекуле притягивать
электроны, участвующие в образовании
химической связи.

Полярность
несимметричной по форме молекулы
вытекает из полярности ковалентных
связей между атомами элементов с разной
электроотрицательностью.

Чем больше разность
электроотрицательностей элементов,
тем выше абсолютное значение заряда и
тем более полярной будет ковалентная
связь.

Валентность (от
лат. valens — имеющий силу) — способность
атомов химических элементов образовывать
химические связи с атомами других
элементов. В свете строения атома
валентность — это способность атомов
отдавать или присоединять определенное
число электронов

Степень окисления
(окислительное число, формальный заряд)
— вспомогательная величина для записи
процессов окисления, восстановления и
окислительно-восстановительных реакций,
численная величина электростатического
заряда, приписываемого атому в молекуле
в предположении, что электронные пары,
осуществляющие связь, полностью смещены
в сторону более электроотрицательных
атомов.

Степень окисления
соответствует заряду иона или формальному
заряду атома в молекуле или в химической
формальной единице

Существует всего 6 видов связей:

Простейшая одноэлектронная ковалентная химическая связь

Рис.1. Орбитальные радиусы элементов (ra) и длина одноэлектронной химической связи (d)

Простейшая одноэлектронная химическая связь создаётся единственным валентным электроном. Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух атомов.

Существование молекулярных ионов водорода и щелочных металлов, в которых химическую связь создаёт единственный валентный электрон, расширяет и дополняет понятие химической связи. В перечисленных ионах ни о каком взаимодействии спинов электронов и перекрывания электронных облаков речи быть не может. Единственный связывающий электрон локализуется в пространстве между ядрами атомов и удерживает их в едином целом, образуя устойчивую химическую систему (рис.1).

Одинарная ковалентная связь

Рис. 2. Неполярная ковалентная связь

Рис. 3. Полярная ковалентная связь

Рис. 4. Силовые линии электрического диполя

Одинарная ковалентная химическая связь создаётся связывающей электронной парой. Во всех существующих теориях (теория валентных связей, теория молекулярных орбиталей, теория отталкивания валентных электронных пар, боровская модель химической связи) связывающая электронная пара располагается в пространстве между атомами молекулы. Различают полярную и неполярную ковалентную связи.

Существуют химические элементы такие как: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og которые не способны образовывать химическую связь между собой и другими атомами, потому что им не требуются электроны других атомов, у них уже завершен последний слой.

Неполярная ковалентная связь имеет место в гомоядерных двухатомных молекулах, в которых связывающая электронная пара равноудалена от обоих ядер молекулярной системы (рис. 2). Расстояние d между атомными ядрами можно рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.

Расстояние между атомными ядрами в одинарной двухэлектронной ковалентной связи короче аналогичного расстояния в простейшей одноэлектронной химической связи.

Разность между орбитальными и ковалентными радиусами характеризует степень перекрытия атомных орбиталей атомов, образующих химическую связь, и отражает деформацию электронной оболочки атомов.

Сдвиг связывающей электронной пары к одному из ядер полярной молекулы приводит к появлению электрического диполя (электродинамика) (рис. 4).

Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной дипольного момента μ, представляющего собой произведение длины диполя l на величину электронного заряда:

μ = lq

Кратные ковалентные связи

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л. Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей.

Гибридизация Полинга для двух s- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана. Для объяснения структуры этилена из четырёх равноценных sp3- электронов атома углерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся sp2-гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена (рис.5).

В случае молекулы ацетилена в гибридизации принимают участие (по Полингу) всего лишь одна S- и одна p-орбитали, при этом образуются две sp-орбитали, расположенные под углом в 180° и направленные в противоположные стороны. Две «чистые» p-орбитали атомов углерода попарно перекрываются во взаимоперпендикулярных плоскостях, образуя две π-связи линейной молекулы ацетилена (рис.6).

Однако физический смысл избирательной гибридизации атомных орбиталей оставался неясным, гибридизация представляла собой алгебраические преобразования, которым не могла быть приписана физическая реальность.

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции М. Борна, кулоновское отталкивание электронов. Появился физический смысл — природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Трёхцентровая химическая связь

Дальнейшее развитие представлений о химической связи дал американской физикохимик Уильям Липскомб, разработавший теорию двухэлектронных трёхцентровых связей и топологическую теорию, позволяющую предсказывать строение ещё некоторых гидридов бора (бороводородов).

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи — молекулярном ионе водорода H3+ электронная пара удерживает в едином целом три протона.

Рис. 7. Диборан

В молекуле диборана функционируют четыре одинарные ковалентные связи B-H и две двухэлектронные трёхцентровые связи (рис.7). Межъядерное расстояние в одинарной ковалентной связи B-H составляет 1,19 Å, в то время как аналогичное расстояние в трёхцентровой связи B-H-B составляет 1,31 Å. Угол трёхцентровой связи B-H-B (φ) равен 830. Комбинация двух трёхцентровых связей в молекуле диборана позволяет удерживать ядра атомов бора на расстоянии dB-B = 2 · 1,31 · sin φ/2 = 1,736 Å. Ядра связывающих атомов водорода удалены от плоскости, в которой расположены четыре одинарные ковалентные связи B-H, на расстоянии h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å.

Существование боранов с их двухэлектронными трёхцентровыми связями с «мостиковыми» атомами водорода нарушало каноническое учение о валентности. Атом водорода, считавшийся ранее стандартным одновалентным элементом, оказался связанным одинаковыми связями с двумя атомами бора и стал формально двухвалентным элементом. Работы У. Липскомба по расшифровке строения боранов расширяли представления о химической связи. Нобелевский комитет удостоил Уильяма Нанна Липскомба премии по химии за 1976 год с формулировкой «За исследования структуры боранов (боргидритов), проясняющие проблемы химических связей».

Многоцентровая химическая связь

Рис. 8. Молекула ферроцена

Рис. 9. Дибензолхром

Рис. 10. Ураноцен

В 1951 году Т. Кили и П. Посон неожиданно при синтезе дициклопентадиенила получили совершенно новое железоорганическое соединение. Получение неизвестного ранее исключительно устойчивого жёлто-оранжевого кристаллического соединения железа сразу привлекло к себе внимание.

Энергия химической связи (кДж/моль) — это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.

или нм) — это расстояние между ядрами
химически связанных атомов.

В
зависимости от способа образования
химической связи различают следующие
виды химической связи: ионная
(гетеполярная), ковалентная (полярная
и неполярная), металлическая, водородная,
а также различные виды межмолекулярного
взаимодействия (ориентационное,
индукционное, дисперсионное и
донорно-акцепторное взаимодействия).

Механизм образования химической ковалентной связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Энергией связи называют ту энергию, которая выделяется при взаимодействии атомов. Она определяет прочность химической связи и по величине равна усилию, необходимому для ее разрыва.

Также на прочность влияют следующие показатели:

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.

Выберите идеального репетитора по химии15 000+ проверенных преподавателей со средним рейтингом 4,8. Учтём ваш график и цель обучения

H = H

Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется .

Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

H2 (H-H), O2 (O=O), S8.

Ковалентная полярная химическая связь

Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).

Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше связи и тем больше . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает связи.

Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.

HCl, CO2, NH3.

Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:

1. образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

Энергия связи, длина, валентный угол. Полярность связи и полярность молекулы в целом, дипольный момент молекулы.

Энергия
связи –
энергия, выделившаяся при образовании
1 моля связей данного типа.

Длина
– расстояние между двумя связанными
атомами.

Валентный
угол – угол
между линиями связи одного и того же
атома.

Дипольный
момент(вектор
М) молекулы в целом равен сигма*вектор
е.

Практически
все химические связи, за исключениям
связей в двухатомных гомоядерных
молекулах — в той или иной степени
полярны. Ковалентные связи обычно слабо
полярны. Ионные связи — сильно полярны.

Молекулы,
которые образованы атомами одного и
того же элемента, как правило, будут
неполярными, как неполярны и сами связи
в них. Молекулы, которые образованы
атомами разных элементов, могут быть
полярными и неполярными. Это зависит
от геометрической формы. Если форма
симметрична, то молекула неполярна,
если асимметрична, то молекула полярна.

Дипольный
момент является величиной векторной
и направлен по оси диполя от отрицательного
заряда к положительному. В системе СИ
дипольный момент измеряется в Кл×м, но
обычно для полярных молекул в качестве
единицы измерения используется дебай.

Квантовомеханическая
трактовка механизма образования
ковалентной связи в молекуле водорода.
Связь между двумя атомами водорода в
молекуле водорода — прототип связи с
поделенной электронной парой по Льюису,
обычно называют ковалентной связью.
для образования ковалентной связи
необходимо наличие двух электронов с
противоположными спинами и по одной
стабильной орбитали у каждого из двух
связываемых атомов. Атом водорода с
единственной стабильной орбиталью
(1s) может образовывать лишь одну
ковалентную связь. Квантовомеханическое
рассмотрение приводит также к выводу,
что каждая дополнительная связь,
образующаяся в молекуле, в общем случае
ведёт к дальнейшей стабилизации
молекулы, а следовательно, наиболее
устойчивы такие электронные структуры
молекулы, в которых все стабильные
орбитали атомов либо использованы для
образования связей, либо заполнены
неподелёнными парами электронов.
Образование связи между атомами водорода
является результатом перекрывания,
взаимопроникновения электронных
облаков взаимодействующих атомов.
Область перекрывания лежит между
ядрами, здесь повышенная электронная
плотность, образуется общее молекулярное
облако, положительно заряженные ядра
притягиваются к области перекрывания
и образуется устойчивая молекула.

Ионная связь

Ионная
связь образуется
между атомами с резко различной
электроотрицательностью (в молекулах
солей, оксидов и гидроксидов).

Рассмотрим
образование ионной связи в молекуле
NaCl:

NaCl:
Na K L 3s1
Na0
— 1

Cl
K L 3s2
3p5
Cl0
+ 1

Взаимодействие
друг с другом двух ионов противоположного
знака не может привести к полной взаимной
компенсации их силовых полей (рис.1).

Ионная
связь ненасыщена,
т.к. ион
способен взаимодействовать с соседними
ионами противоположного знака и
ненаправлена,
т.к.
электрическое поле иона имеет сферический
характер.

Рис.1.
Распределение
электрических силовых линий двух
разноименных ионов.

Соединения
с ионным типом химической связи, как
правило, тугоплавки,
являются
типичными электролитами и обладают
кристаллической ионной решеткой.

Общая энергия
ионной связи складывается по формуле:

3.
Ковалентная связь. Метод валентных
связей. Типы ковалентных молекул. Понятие
о методе молекулярных орбиталей

Химическая
связь, образованная путем обобществления
пары электронов двумя атомами, называется
ковалентной
связью.

В
1919 году впервые теорию о ковалентной
связи высказал американский ученый Г.
Льюс. А в 1925 году В. Гейтлер и Ф. Лондон,
опираясь на теорию Льюиса, решили
уравнение Шредингера для молекулы
водорода. Квантово-механические расчеты
показали, что химическая связь образуется
в результате перекрывания электронных
облаков взаимодействующих атомов
(рис.2).

Рис.2.
Перекрывание электронных облаков при
образовании молекулы водорода.

При
сближении атомов водорода происходит
проникновение их электронных облаков
друг в друга, которое называется
перекрыванием электронных облаков.
Электронная плотность в межъядерном
пространстве увеличивается, ядра
притягиваются к этой зоне, и энергия
системы понижается (рис.3). Однако, при
очень сильном сближении атомов возрастает
отталкивание ядер. Поэтому имеется
оптимальное расстояние между ядрами
(длина связи ), при котором система имеет
минимальную энергию. При таком состоянии
выделяется энергия, называемая энергией
связи . Волновые функции атомов при
этом складываются. Это становится
возможным в том случае, если электроны
взаимодействующих атомов имеют
антипараллельные спины.

Рис.3.
Зависимость энергии систем из двух
атомов с параллельными

и антипараллельными

спинами от расстояния между ядрами.

При сближении
атомов с параллельными спинами волновые
функции атома вычитаются, энергия
возрастает, и молекула не образуется.

Особенностями
ковалентной химической связи являются
ее направленность,
насыщаемость, полярность и поляризуемость.
Насыщаемость
ковалентной связи определяется
ограничением числа электронов, находящихся
на внешних оболочках, которые могут
участвовать в образовании ковалентной
связи. Так как атомные орбитали
пространственно ориентированны, то
перекрывание электронных облаков
происходит по определенным направлениям,
что и обуславливает направленность
ковалентной связи. Количественно
направленность выражается в виде
валентных углов между направлениями
химической связи в молекулах и твердых
телах.

Валентный
угол — это
уголмежду
воображаемыми линиями, проходящими
через ядра химически связанных атомов.
В молекуле воды он составляет

Так строение
молекулы воды можно выразить структурной
формулой:

В волновой механике
для описания ковалетной связи рассматривают
два квантово-механических метода:

1) метод валентных
связей;

2) метод молекулярных
орбиталей.

В= А

2. образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

+ B= А

При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.

Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:

– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;

– в ионе аммония NH4+, в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH3+;

– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;

– в молекуле озона O3.

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.

Кратность химической связи

Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.

, в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.

В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.

Длина ковалентной связи

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:

Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.

При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.

.  В ряду: Н–I, H–Br, H–Cl  длина связи уменьшается.

При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.

.  В ряду: C–C, C=C, C≡C  длина связи уменьшается.

Мерой прочности химической  связи является энергия связи. определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.

Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее  прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.

, в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.

Водородная связь

Данный тип связи в химии стоит отдельно, поскольку он может быть как внутри молекулы, так и между молекулами. Как правило, у неорганических веществ эта связь происходит между молекулами.

Водородная связь образуется между молекулами, содержащими водород. Точнее, между атомами водорода в этих молекулах и атомами с большей ЭО в других молекулах вещества.

Объясним подробнее механизм этого вида химической связи. Есть молекулы А и В, содержащие водород. При этом в молекуле А есть электроотрицательные атомы, а в молекуле В водород имеет ковалентную полярную связь с другими электроотрицательными атомами. В этом случае между атомом водорода в молекуле В и электроотрицательным атомом в молекуле А образуется водородная связь.

Графически водородная связь обозначается тремя точками. Ниже приведена схема такого взаимодействия на примере молекул воды.

В отдельных случаях водородная связь может образоваться внутри молекулы. Это характерно для органических веществ: многоатомных спиртов, углеводов, белковых соединений и т. д.

Характеристики водородной связи:

Эволюция представлений о природе химической связи

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Химическая связь — это взаимодействие между атомами в молекуле вещества, в ходе которого два электрона (по одному от каждого атома) образуют общую электронную пару либо электрон переходит от одного атома к другому.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Существует несколько систем измерения ЭО, но пользоваться для расчетов можно любой из них. Для образования химической связи важно не конкретное значение ЭО, а разница между этими показателями у двух атомов. Домашний лицей для 5–11 классовЗанятия где и когда удобно, 10+ кружков на выбор, никакого стресса с домашками и нудных родительских собраний

Кратко о химических связях

Итак, самое главное. Химической связью называют взаимодействие атомов, причиной которого является стремление системы приобрести устойчивое состояние. Во время взаимодействия свободные внешние электроны атомов объединяются в пары либо внешний электрон одного атома переходит к другому.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии. Эта энергия растет с увеличением количества образованных электронных пар и с сокращением расстояния между ядрами атомов.

Основные виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная. В отличие от всех остальных водородная ближе к молекулярным связям, поскольку может быть как внутри молекулы, так и между разными молекулами.

Как определить тип химической связи:

Химическая связь и строение молекулы: типом химической связи определяется кристаллическая решетка вещества: ионная, металлическая, атомная или молекулярная.

Определить тип химической связи в 8 классе поможет таблица.

Ионная химическая связь

— это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.

Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na+, с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

+11))) — 1e = +11+ ))

Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

+17 ) ) ) + 1e = +17 ) ) )

Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na+Cl—, Na2+ SO42-.

Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:

Ковалентная связь – это химическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В. При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.

Основные свойства ковалентных связей

Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.

характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 109о28′.

— это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.

связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.

связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

Ковалентная неполярная химическая связь

Существует 2 вида ковалентного связывания – и .

. Рассмотрим строение молекулы водорода H2. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Льюиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

Металлическая химическая связь

— это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.

Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями,  вместе, создавая таким образом достаточно прочную  металлическую  кристаллическую решетку. При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

Динамика химической связи

В парах указанные металлы состоят практически из гомоядерных двухатомных молекул и свободных атомов. При конденсации паров металла ковалентная связь превращается в металлическую.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

Рис.11. Соотношение между радиусом орбитали электронной пары re и длиной ковалентной химической связи d

Рис.12. Ориентация диполей двухатомных молекул и образование искажённого октаэдрического фрагмента кластера при конденсации паров щелочных металлов

Рис.13. Объёмноцентрированное кубическое расположение ядер в кристаллах щелочных металлов и связывающего звена

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обусловливает межатомное взаимодействие и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов — валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи (в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

В теории отталкивания электронных пар считается важным соотношение между радиусом орбитали электронной пары re и длиной ковалентной химической связи d (рис.11). Для элементов каждого периода таблицы Д. И. Менделеева существует некоторый радиус электронной пары (Å):

— 0,6 для элементов вплоть до неона;

— 0,75 для элементов вплоть до аргона;

Указанное соотношение между re и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле — в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы — положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил (силы Ван-дер-Ваальса). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по соседству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера. В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра — квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки aw (рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки aw кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи молекулы щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

Рис. 14. Фазовая диаграмма водорода

В 1935 году Юджин Вигнер и Хиллард Хантингтон предсказали возможность существования и металлического водорода. Действительно, ковалентная связь, свойственная молекулярному водороду, переходит в металлическую связь. Этот переход наблюдается для твёрдого водорода при высоком давлении (рис.14).

Механизм перехода ковалентной в ионную связь

Рис.15. Димеризация полярных молекул

Переход ковалентной в ионную связь наблюдается для гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью, например, галогенидов щелочных металлов при переходе из газообразного в твёрдое состояние.

Атомы щелочных металлов при образовании соответствующего галогенида расходуют свой единственный внешний электрон и приобретают чётко выраженный положительный электрический заряд. Отрицательный электрический заряд фиксируется на атоме галогена. Молекулы галогенидов щелочных металлов фактически являются электрическими диполями.

Распределение силовых линий электрического диполя полярной ковалентной связи представлено на рис.4. При достаточно близких расстояниях силовые линии взаимно ориентируют полярные молекулы — одноимённо заряженные концы (полюса) их диполей взаимно отталкиваются, а разноимённо заряженные притягиваются. В результате между молекулами действуют силы притяжения, обусловленные взаимодействием их постоянных диполей и носящие название ориентационных сил.

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na+Cl-).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na+Cl− и Cs+Cl− теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан (координирован) с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия). При этом все межионные расстояния в кристаллах равноудалены. Весь кристалл представляет собой гигантскую молекулу.