Образование ковалентной неполярной связи происходит при взаимодействии атомов металлов

• Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии.
• Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.
• Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.
• Деление химических связей на типы носит условный характер, по скольку все они характеризуются определенным единством.
• Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.
• Металлическая связь совмещает ковалентное взаимодействие атомов с помощью обобществленных электронов и электростатическое притяжение между этими электронами и ионами металлов.
• В веществах часто отсутствуют предельные случаи химической связи (или чистые химические связи).

Например, фторид лития $LiF$ относят к ионным соединениям. Фактически же в нем связь на $80%$ ионная и на $20%$ ковалентная. Правильнее поэтому, очевидно, говорить о степени полярности (ионности) химической связи.

В ряду галогеноводородов $HF—HCl—HBr—HI—HАt$ степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной $(ЭО(Н) = 2.1; ЭО(At) = 2.2)$.

Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах, например:

1. в основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;
2. в солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;
3. в солях аммония, метиламмония и т. д.: между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;
4. в пероксидах металлов (например, $Na_2O_2$) связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная и т.д.

Различные типы связей могут переходить одна в другую:

— при электролитической диссоциации в воде ковалентных соединений ковалентная полярная связь переходит в ионную;

— при испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную и т.д.

Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая химическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии.

Способы образования ковалентной связи. Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи

Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

Механизм образования такой связи может быть обменным и донорно-акцепторным.

I. Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.

1) $H_2$ — водород:

Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары $s$-электронами атомов водорода (перекрыванию $s$-орбиталей):

2) $HCl$ — хлороводород:

Связь возникает за счет образования общей электронной пары из $s-$ и $p-$электронов (перекрывания $s-p-$орбиталей):

3) $Cl_2$: в молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных $p-$электронов (перекрывание $p-p-$орбиталей):

4) $N_2$: в молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары:

II. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере иона аммония $NH_4^+$.

Донор имеет электронную пару, акцептор — свободную орбиталь, которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна — по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные связи можно классифицировать по способу перекрывания электронных орбиталей, а также по смещению их к одному из связанных атомов.

Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются $σ$-связями (сигма-связями). Сигма-связь очень прочная.

$p-$Орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания:

Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т.е. в двух областях, называются $π$-связями (пи-связями).

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Электронные пары не смещены ни к одному из атомов, т.к. атомы имеют одинаковую ЭО — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов. Например:

т.е. посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов. Ковалентную химическую связь между атомами элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

Длина и энергия ковалентной связи.

Характерные свойства ковалентной связи — ее длина и энергия. Длина связи — это расстояние между ядрами атомов. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина.

Однако мерой прочности связи является энергия связи, которая определяется количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Обычно она измеряется в кДж/моль. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул $H_2, Cl_2$ и $N_2$ соответственно составляют $0.

074, 0.198$ и $0.109$ нм, а энергии связи соответственно равны $436, 242$ и $946$ кДж/моль.

Ионы. Ионная связь

Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла I группы и атом неметалла VII группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершенным.

Первый атом легко отдаст второму свой далекий от ядра и слабо связанный с ним электрон, а второй предоставит ему свободное место на своем внешнем электронном уровне.

Тогда атом, лишенный одного своего отрицательного заряда, станет положительно заряженной частицей, а второй превратится в отрицательно заряженную частицу благодаря полученному электрону. Такие частицы называются ионами.

1. Химическая связь, возникающая между ионами, называется ионной.
2. Рассмотрим образование этой связи на примере хорошо всем знакомого соединения хлорида натрия (поваренная соль):
3. Процесс превращения атомов в ионы изображен на схеме:
4. Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
5. Рассмотрим алгоритм (последовательность) рассуждений при записи образования ионной связи, например между атомами кальция и хлора:

1. Кальций — это элемент главной подгруппы II группы, металл. Его атому легче отдать два внешних электрона, чем принять недостающие шесть:${Ca^0}↙{атом}-2e↖{-}→Ca^{2+}↙{ион}$.
2. Хлор — это элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять один электрон, которого ему не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать семь электронов с внешнего уровня:${Cl^0}↙{атом}+1e↖{-}→Cl^{-}↙{ион}$.
3. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно $2 (2 · 1)$. Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона, т.е. надо взять один атом $Са$, и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять два электрона, т.е. нужно взять два атома $Cl$.
4. Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:

Цифры, показывающие число атомов или молекул, называются коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов или ионов в молекуле, называют индексами.

Металлическая связь

Ознакомимся с тем, как взаимодействуют между собой атомы элементов-металлов. Металлы обычно существуют не в виде изолированных атомов, а в форме куска, слитка или металлического изделия. Что удерживает атомы металла в едином объеме?

Атомы большинства металлов на внешнем уровне содержат небольшое число электронов — $1, 2, 3$. Эти электроны легко отрываются, и атомы при этом превращаются в положительные ионы.

Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому, связывая их в единое целое. Соединяясь с ионами, эти электроны образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другим ионом и т.д.

Следовательно, в объеме металла атомы непрерывно превращаются в ионы и наоборот.

• Связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов называется металлической.
• На рисунке схематически изображено строение фрагмента металла натрия.
• При этом небольшое число обобществленных электронов связывает большое число ионов и атомов.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении внеш них электронов.

Однако при ковалентной связи обобществлены внешние непарные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы.

Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск.

Металлическая связь характерна как для чистых металлов, так и для смесей различных металлов — сплавов, находящихся в твердом и жидком состояниях.

Водородная связь

1. Химическую связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары ($F, O, N$ и реже $S$ и $Cl$), другой молекулы (или ее части) называют водородной.

2. Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно- акцепторный характер.
3. Примеры межмолекулярной водородной связи:
4. При наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями (спирт, вода) или легко сжижающимися газами (аммиак, фтороводород).

5. Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки.

Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения

Молекулярное и немолекулярное строение веществ

В химические взаимодействия вступают не отдельные атомы или молекулы, а вещества.

Вещество при заданных условиях может находиться в одном из трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном.

Свойства вещества зависят также от характера химической связи между образующими его частицами — молекулами, атомами или ионами. По типу связи различают вещества молекулярного и немолекулярного строения.

Вещества, состоящие из молекул, называются молекулярными веществами.

Связи между молекулами в таких веществах очень слабые, намного слабее, чем между атомами внутри молекулы, и уже при сравнительно низких температурах они разрываются — вещество превращается в жидкость и далее в газ (возгонка йода). Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы.

К молекулярным веществам относятся вещества с атомной структурой ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), среди них есть металлы и неметаллы.

Рассмотрим физические свойства щелочных металлов. Относительно малая прочность связи между атомами обуславливает низкую механическую прочность: щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом.

Большие размеры атомов приводят к малой плотности щелочных металлов: литий, натрий и калий даже легче воды. В группе щелочных металлов температуры кипения и плавления понижаются с увеличением порядкового номера элемента, т.к. размеры атомов увеличиваются, и ослабевают связи.

К веществам немолекулярного строения относятся ионные соединения. Таким строением обладает большинство соединений металлов с неметаллами: все соли ($NaCl, K_2SO_4$), некоторые гидриды ($LiH$) и оксиды ($CaO, MgO, FeO$), основания ($NaOH, KOH$). Ионные (немолекулярные) вещества имеют высокие температуры плавления и кипения.

Кристаллические решетки

Вещество, как известно, может существовать в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом.

Твердые вещества: аморфные и кристаллические.

Рассмотрим, как влияют особенности химических связей на свойства твердых веществ. Твердые вещества делятся на кристаллические и аморфные.

Аморфные вещества не имеют четкой температуры плавления — при нагревании они постепенно размягчаются и переходят в текучее состояние. В аморфном состоянии, например, находятся пластилин и различные смолы.

Кристаллические вещества характеризуются правильным расположением тех частиц, из которых они состоят: атомов, молекул и ионов — в строго определенных точках пространства. При соединении этих точек прямыми линиями образуется пространственный каркас, называемый кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы кристалла, называют узлами решетки.

В зависимости от типа частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Ионные кристаллические решетки.

Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы. Их образуют вещества с ионной связью, которой могут быть связаны как простые ионы $Na^{+}, Cl^{–}$, так и сложные $SO_4^{2−}, ОН^–$.

Следовательно, ионными кристаллическими решетками обладают соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов. Например, кристалл хлорида натрия состоит из чередующихся положительных ионов $Na^+$ и отрицательных $Cl^–$, образующих решетку в форме куба. Связи между ионами в таком кристалле очень устойчивы.

Поэтому вещества с ионной решеткой отличаются сравнительно высокой твердостью и прочностью, они тугоплавки и нелетучи.

Атомные кристаллические решетки.

Атомными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы. В таких решетках атомы соединены между собой очень прочными ковалентными связями. Примером веществ с таким типом кристаллических решеток может служить алмаз — одно из аллотропных видоизменений углерода.

• Большинство веществ с атомной кристаллической решеткой имеют очень высокие температуры плавления (например, у алмаза она выше $3500°С$), они прочны и тверды, практически нерастворимы.
• Молекулярные кристаллические решетки.

Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в этих молекулах могут быть и полярными ($HCl, H_2O$), и неполярными ($N_2, O_2$).

Несмотря на то, что атомы внутри молекул связаны очень прочными ковалентными связями, между самими молекулами действуют слабые силы межмолекулярного притяжения. Поэтому вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют малую твердость, низкие температуры плавления, летучи.

Большинство твердых органических соединений имеют молекулярные кристаллические решетки (нафталин, глюкоза, сахар).

Металлические кристаллические решетки.

Вещества с металлической связью имеют металлические кристаллические решетки.

В узлах таких решеток находятся атомы и ионы (то атомы, то ионы, в которые легко превращаются атомы металла, отдавая свои внешние электроны «в общее пользование»).

Такое внутреннее строение металлов определяет их характерные физические свойства: ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность, характерный металлический блеск.

Ковалентная связь — полярная и неполярная, механизмы образования

Ковалентная связь (от латинского  «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ионной связи ) невозможен. В этом случае для выполнения правила октета необходимо объединение электронов.

• В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:
• H          1s 1 — один электрон
• Cl           1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам.

Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора — восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода).

Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Образование ковалентной неполярной связи

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С.

Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул.

Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому.

В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора.

Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ.

Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

Типы химической связи

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Типы химической связи

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1)     Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2)     Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Ковалентная неполярная связь

Образование химической связи в молекуле Cl2

Атом хлора находится в VIIA группе Периодической системы, значит, у него семь электронов на внешнем энергетическом уровне и ему не хватает всего одного электрона для его завершения. Шесть электронов внешнего уровня образуют пары, а один неспаренный.

Два атома хлора, у которых есть по одному неспаренному электрону, сближаются, эти электроны «объединяются» и становятся общими для обоих атомов, уровень при этом становится завершенным – восьмиэлектронным. Общую пару электронов можно обозначить просто черточкой.

• Ковалентная связь, или атомная, – это химическая связь, возникающая в результате образования общих электронных пар.
• Эта химическая связь образуется между атомами одного и того же неметалла, при этом общие электронные пары, которые образовались, принадлежат обоим атомам в равной степени и ни на одном из них не будет ни избытка, ни недостатка отрицательного заряда, поэтому эта ковалентная связь называется неполярной.
• Образование химической связи в молекуле Н2

Аналогично, образуется и молекула Н2.

Однако атом водорода находится в IA группе, поэтому у каждого атома водорода только один электрон и до завершения внешнего энергетического уровня ему не хватает всего одного электрона (для атомов водорода и гелия уровень считается завершенным, если на нем 2 электрона). Каждый атом водорода имеет по одному электрону и эти неспаренные электроны объединяются, образуя общую электронную пару, которую также можно обозначить в виде черточки.

Кроме того, при сближении двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному s-электронному облаку сферической формы, происходит перекрывание этих электронных облаков. При этом образуется область, где плотность отрицательного заряда велика, положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.

Механизм образования более сложной молекулы О2

Кислород находится в VIA группе, следовательно, у него 6 электронов на внешнем уровне. А для того чтобы определить число неспаренных электронов, можно использовать формулу 8 – N, где N – номер группы.

Поэтому у каждого атома кислорода будет по 2 неспаренных электрона, которые и будут участвовать в образовании химической связи.

Эти два неспаренных электрона объединяются с двумя другими неспаренными электронами другого атома и образуется две общие электронные пары, что условно можно изобразить в виде двух чёрточек.

Так как, связь в молекуле кислорода состоит из двух электронных пар, ее называют еще двойной, она будет буде более прочной, чем одинарная, как в молекуле водорода. Чем прочнее связь между атомами в молекуле, тем меньше расстояние между ядрами атомов.

Это расстояние называется длиной связи.  Тройная связь еще короче двойной, но гораздо прочнее.

Например, в молекуле азота тройная связь, для того чтобы разделить молекулу на два атома необходимо затратить в семь раз больше энергии, чем для разрыва одинарной связи в молекуле хлора.

Длина связи

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

Химические связи – это приоритетная проблема в современной химии. От полученных знаний зависит выяснение причин разнообразия соединений, также строения и возникновения веществ. Выявленные типы: ионный, ковалентный, металлический, водородный. 

Химические вещества состоят из  не связанных между собой атомов химических элементов. Такое строение имеют только благородные газы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон.

Чаще всего химические вещества состоят не из отдельных  атомов, а из их соединений, которые образуют  различные группировки. Такие объединения атомов могут состоят из  нескольких единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов.

Сила, которая держит  эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь.

Химическая связь — связь отдельных атомов между собой за счет силы взаимного притяжения из-за разности электродных потенциалов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи 

• энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов. Когда образуется сложное вещество, то суммарная энергия атомов падает, а когда атомы находятся в не связанном состоянии энергия их выше, так как компенсационного эффекта для образования молекулы не происходит.

Например: взаимодействуют атомы А и В. Энергия такого атома выше, чем соединения АВ, потому что при взаимодействии более электроотрицательный атом оттягивает на себя электроотрицательность и происходит смещение электронной плотности, а значит и понижение энергии всей молекулы. Поэтому в молекуле АВ энергия ниже, чем у отдельных атомов А и В.

E(АВ) < E(А) + E(В)

Поэтом при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.

Химические связи – определение, возникновение

Теорию отдельно выдвинули Гильберт Ньютон Льюис и Вальтер Коссель в 1916 году. Для описания соединения двух атомов используется термин «химическая связь». В образовании участвуют электроны, которые расположены на внешних энергетических уровнях, а потому наименее связанные с ядром – это валентные электроны. При соединении образуется три вида частиц:

• молекула – небольшого размера электронейтральная частица вещества с характерными для него химическими свойствами;
• ионы – заряженные частицы, атомы и группы связанных атомов с обилием (анионы) или дефицитом (катионы) электронов;
• свободный радикал – частица с ненасыщенной (свободной) валентностью.

Возникновение химической связи между атомами ведёт к образованию частиц: молекул, ионов и свободных радикалов. При этом уменьшается полная энергия системы – объединение атомов в частицу протекает энергетически выгодно. Образование связи на примере водородной молекулы (Рис. 1):

Рис.1. Образование молекулы водорода

1. Пребывание двух мелких частиц на дальнем друг от друга промежутке – энергия взаимосвязи приближается к нулю (взаимосвязи нет).
2. Сближение атомов на отдаление, соизмеримое с размером электронного пространства – вступают силы притяжения и отталкивания.
3. Начало действия силы притяжения между электронной оболочкой одного атома и ядром другого атома, конкурирующие силы отталкивания между ядрами и между электронами.
4. Силы притяжения преобладают над силами отталкивания – сближаются атомы, а потенциальная энергия снижается до возникновения стабильной молекулы при r = r0.
5. Дальнейшее сближение – энергия системы стремительно повышается за счёт преобладания сил отталкивания.

Энергетический минимум идентичен устойчивому состоянию системы – в этой ситуации из пары обособленных водородных частиц получается молекула H2. Во время реакции производится 436 кДж/моль.

Как определить тип связи

Характеристики химических связей между частицами веществ зависят от электроотрицательности – возможности сохранять валентные электроны. Этот показатель зависит от заряженности ядра и радиуса атома. Для количественной оценки применяют шкалу Полинга (Табл. 1).

Таблица 1 

Определение вида взаимосвязи по разнице электроотрицательност (ЭО):В многообразии источников попадаются разные таблицы. Использовать можно каждую шкалу, потому что важнее разница электроотрицательностей, которая в среднем сходна в изобретённых системах, а не значение.

• Δ ЭО = 0 – неполярная ковалентная;
• Δ ЭО < 1,7 – полярная ковалентная;
• Δ ЭО ≥ 1,7 – ионная.

Химические связи различаются по связываемым атомам, образующимся частицам, кристаллической решётке, характере вещества. Выделяют 4 типа:

1. Ковалентная (полярная и неполярная).
2. Ионная.
3. Механическая.
4. Водородная.

Определяют тип по веществу, принимающему участие в связи. Если это 2 неметалла, то связь ковалентная. Если метал с неметаллом, то ионный тип, но если 2 металла, то металлический тип. Водородная связь – соединение молекул водорода с фтором, хлором, кислородом или азотом. 

Ковалентная химическая связь

Между атомами элементов неметаллов возникает ковалентных характер связи. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной.

Причина такого названия, потому что атомы разных элементов имеют различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд.

На другом атоме формируется частичный положительный заряд.

Ковалентный тип – это химическая связь, в результате которой возникают общие пары электронов. Два пути появления:

1. Обменный способ – каждая частица предоставляет по одному электрону в совместное использование.
2. Донорно-акцепторный механизм – одна частица предоставляет уже по 2 электрона, а второй атом отдаёт свободную орбиталь.

Пример обменного способа – объединение атомов в молекулу водорода. Сближаясь, электронные оболочки перекрываются, а электронная плотность между ядрами повышается. Идёт притяжение, и энергия системы понижается. При близком сближении ядра отталкиваются – появляется расстояние (Рис. 2).

Рис. 2. Связывание атомов водорода обменным способом

Характеристики ковалентной связи:

1. Полярность – неравномерное сосредоточение между частицами с разной электроотрицательностью электронной плотности.
2. Кратность – количество общих электронных пар между двумя атомами.
3. Длина – протяжённость между центральными частями ядер атомов.
4. Насыщаемость – возможность атомов создавать условное число связей. 
5. Энергия связи – мера прочности, энергия, требуемая для разрыва связи во всех молекулах, составляющих 1 моль вещества.

Ковалентная связь включает две разновидности по полярности: полярная и неполярная. Определяют по электроотрицательности атомов – одинаковая она или нет. 

Характеристика:

1. Неполярная ковалентная – связь между одинаковыми мелкими частицами (неметаллами) с размеренным распространением электронной плотности и равной электроотрицательностью. Примеры: Cl2, H2, I2, O2, N2 (Рис. 3).

Рис. 3. Неполярная ковалентная связь

2. Полярная ковалентная – это соединение неравных частиц (неметаллов) с разницей в электроотрицательности и смещением общей пары электронов. Примеры: NH3, HCl, CO2, H2O (Рис. 4).

Рис. 4. Полярная ковалентная связь

Полярность – характеристика, определяющая физические или химические свойства вещества. Она влияет на механизм реакций, реакционную способность ближайших связей. Полярность молекулы, температуры плавления и кипения, а также растворимость – показатели, зависящие от полярности связей.

Ионная связь

Ионный тип – тип, при котором разница электроотрицательности атомов больше 1,7–2 по шкале Полинга. Если точнее, то притяжение появляется между ионами с разными зарядами.  В возникновении ионного типа участвуют металлы, неметаллы. Примеры: NaCl, LiF, K2O, другие (Рис. 5).

Рис. 5. Ионная связь

Главные характеристики: ненаправленность и ненасыщаемость. Ионная связь во многом сходна с ковалентной, поэтому считается предельным случаем. Энергия связи (прочность) доходит до 800 кДж/моль. 

Металлическая связь

Характеристики металлов: блеск, ковкость, пластичность и сравнительно высокая температура плавления, тепло- и электропроводность. Общность этих качеств объясняется сходством организации атомов:

• малое количество электронов на внешнем уровне;
• слабое притяжение между валентными электронами и ядром;
• низкая ионизация и электроотрицательность.

Металлический тип – это связь сравнительно свободных отрицательно заряженных частиц между ионами металлов с образованием кристаллической решётки. Примеры – Fe, Na, Ca, Sc и Au3Cu, другие (Рис. 6).

Рис. 6. Металлическая связь

Общность металлического и ковалентного вида связей – обобществление валентных электронов в основе. Различия заключаются в меньшей прочности и отсутствии направленности. Прочность (энергия) у металлической связи в 3–4 раза ниже этого же показателя у ковалентного типа.

Образование металлической связи между атомами металлов возможна из-за наличия кинетической энергии внутри каждого атома металла, при увеличении центробежной силы электроны последнего электронного слоя вылетают за пределы атома и связывают атомы металлов между собой.

Каждый атом, который потерял электрон превращается в положительно заряженную частицу – протон. И происходит взаимное притяжение протона и электрона, который только что покинул атом. Электроны могут притягиваться обратно и таким образом происходит снова образование атома.

Существованием свободных электронов объяснятся свойство металлов к электропроводности (электрический ток – направленное движение электронов). Поэтому металлическую кристаллическую решетку химически невозможно разрушить, её можно только механически распилить.

Водородная связь

Водородные соединения с электроотрицательными атомами фтора, хлора, азота, кислорода образуются благодаря водородным связям. В молекуле общая пара электронов движется к более электроотрицательному атому. Классический пример – жидкий фторид водорода (Рис. 7).

Рис. 7. Водородная химическая связь

Энергия водородной связи составляет до 40 кДж/моль, поэтому этот тип в 10–20 раз слабее ковалентного. Водородные связи возникают между или внутри молекул. От этого зависят физико-химические свойства вещества.

Смотри также:

Ковалентная связь | это… Что такое Ковалентная связь?

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

Термин ковалентная связь был впервые введён лауреатом Нобелевской премии Ирвингом Ленгмюром в 1919 году[1][2].

Этот термин относился к химической связи, обусловленной совместным обладанием электронами, в отличие от металлической связи, в которой электроны были свободными, или от ионной связи, в которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом, а другой атом принимал электрон и становился анионом.

Позднее (1927 год) Ф.Лондон и В.Гайтлер на примере молекулы водорода дали первое описание ковалентной связи с точки зрения квантовой механики.

С учётом статистической интерпретации волновой функции М.Борна плотность вероятности нахождения связывающих электронов концентрируется в пространстве между ядрами молекулы (рис.1). В теории отталкивания электронных пар рассматриваются геометрические размеры этих пар. Так, для элементов каждого периода существует некоторый средний радиус электронной пары (Å):

0,6 для элементов вплоть до неона; 0,75 для элементов вплоть до аргона; 0,75 для элементов вплоть до криптона и 0,8 для элементов вплоть до ксенона.[3]

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность 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.

Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Ковалентная связь это когда два атома делятся электронами и держатся вместе.

Образование связи

Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома.[4]

A· + ·В → А : В

В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле H2. Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.

Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

Образование связи при рекомбинации атомов

• Основная статья: Межатомное взаимодействие
• Атомы и свободные радикалы склонны к рекомбинации — образованию ковалентной связи путём обобществления двух неспаренных электронов, принадлежащих разным частицами[4]
• H + H → H2;
• ·CH3 + ·CH3 → CH3 — CH3.

Образование связи при рекомбинации сопровождается выделением энергии. Так, при взаимодействии атомов водорода выделяется энергия в количестве 436 кДж/моль. Этот эффект используют в технике при атомно-водородной сварке.

Поток водорода пропускают через электрическую дугу, где генерируется поток атомов водорода. Атомы затем вновь соединяются на металлической поверхности, помещаемой на небольшое расстояние от дуги. Металл может быть таким путём нагрет выше 3500° C.

Большим достоинством «пламени атомного водорода» является равномерность нагрева, позволяющая сваривать очень тонкие металлические детали.[5]

Однако, механизм межатомного взаимодействия долгое время оставался неизвестным. Лишь в 1930 г. Ф.Лондон ввёл понятие дисперсионное притяжение — взаимодействие между мгновенным и наведённым (индуцированными) диполями. В настоящее время силы притяжения, обусловленные взаимодействием между флуктуирующими электрическими диполями атомов и молекул носят название «Лондоновские силы».

Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени.[6]

Образование связи по донорно-акцепторному механизму

Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм — взаимодействие разноименно заряженных ионов — протона H+ и отрицательного иона водорода H-, называемого гидрид-ионом:

H+ + H- → H2

При сближении ионов двухэлектронное облако (электронная пара) гидрид-иона притягивается к протону и в конечном счёте становится общим для обоих ядер водорода, то есть превращается в связывающую электронную пару. Частица, поставляющая электронную пару, называется донором, а частица, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.[7]

1. Распределение электронной плотности между ядрами в молекуле водорода одно и то же, независимо от механизма образования, поэтому называть химическую связь, полученную по донорно-акцепторному механизму, донорно-акцепторной связью не корректно.
2. В качестве донора электронной пары, кроме гидрид-иона, выступают соединения элементов главных подгрупп V—VII групп периодической системы элементов в низшей степени окисления элемента. Так, ещё Йоханнес Брёнстед установил, что протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует катион оксония:
3. H+ + H2O → H3O+
4. Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот.[8]
5. Аналогично происходит присоединение протона к молекуле аммиака с образованием комплексного катиона аммония:
6. NH3 + H+ → NH4+
7. Таким путём (по донорно-акцепторному механизму образования ковалентной связи) получают большой класс ониевых соединений, в состав которого входят аммониевые, оксониевые, фосфониевые, сульфониевые и другие соединения.[9]
8. В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H3+:
9. H2 + H+ → H3+
10. Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H3+ принадлежит одновременно трём протонам.

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

• Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.

• Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.

2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.

3. Семиполярная связь.Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:

1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).

2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).

При образовании семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.

σ-связь и π-связь

Основные статьи: Пи-связь, Сигма-связь

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.

В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы.

Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.

В линейной молекуле ацетилена

Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)

имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две -связи между этими же атомами углерода. Две -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона.

Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные -связи, а единая -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

Примеры веществ с ковалентной связью

Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н2, Cl2 и др.) и соединений (Н2О, NH3, CH4, СО2, HCl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — аммония NH4+, тетрафторборат анион BF4− и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N2O, O−-PCl3+.

Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.

Единственным известным человеку веществом с примером ковалентной связи между металлом и углеродом является цианокобаламин, известный как витамин B12.

См. также

Литература

• «Химический энциклопедический словарь», М., «Советская энциклопедия», 1983, с.264.

Примечания

1. ↑ I.Langmuir Journal of American chemical society. — 1919. — Т. 41. — 868 с.
2. ↑ Л.Паулинг Природа химической связи. — М.-Л.: Издательство химической литературы, 1947. — С. 16. — 440 с.
3. ↑ Гиллеспи Р. Геометрия молекул. — М: «Мир», 1975. — С. 49. — 278 с.
4. ↑ 1 2 Полинг.Л., Полинг П. Химия. — «Мир», 1978. — С. 129. — 684 с.
5. ↑ Некрасов Б. В. Курс общей химии. — 14. — М.: изд. химической литературы, 1962. — С. 110. — 976 с.
6. ↑ Даниэльс Ф., Олберти Р. Физическая химия. — М.: «Мир», 1978. — С. 453. — 646 с.
7. ↑ Ахметов Н.С. Неорганическая химия. — изд. 2-е перераб. и доп.. — М.: Высшая школа, 1975. — С. 60. — 672 с.
8. ↑ Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И.Л.Кнунянц. — М.: Сов. энциклопедия, 1983. — С. 132. — 792 с.
9. ↑ Onium compounds IUPAC Gold Book