Основные типы химической связи. Химическая связь Какой тип связи в молекулах веществ

Понятие химической связи имеет немаловажное значение в различных областях химии как науки. Связано это с тем, что именно с ее помощью отдельные атомы способны соединяться в молекулы, образуя всевозможные вещества, которые, в свою очередь, являются предметом химических исследований.

С многообразием атомов и молекул связано возникновение различных типов связей между ними. Для разных классов молекул характерны свои особенности распределения электронов, а значит, и свои виды связей.

Основные понятия

Химической связью называют совокупность взаимодействий, которые приводят к связыванию атомов с образованием устойчивых частиц более сложного строения (молекул, ионов, радикалов), а также агрегатов (кристаллов, стекол и прочего). Природа этих взаимодействий носит электрический характер, а возникают они при распределении валентных электронов в сближающихся атомах.

Валентностью принято называть способность того или иного атома образовывать определенное число связей с другими атомами. В ионных соединениях за значение валентности принимают число отданных или присоединенных электронов. В ковалентных соединениях она равна количеству общих электронных пар.

Под степенью окисления понимают условный заряд, который мог бы быть на атоме, если бы все полярные ковалентные связи имели бы ионный характер.

Кратностью связи называют число обобществленных электронных пар между рассматриваемыми атомами.

Связи, рассматриваемые в различных разделах химии, можно разделить на два вида химических связей: те, которые приводят к образованию новых веществ (внутримолекулярные), и те, которые возникают между молекулами (межмолекулярные).

Основные характеристики связи

Энергией связи называют такую энергию, которая требуется для разрыва всех имеющихся связей в молекуле. Также это энергия, выделяющаяся в ходе образования связи.

Длиной связи именуют такое расстояние между соседними ядрами атомов в молекуле, при котором силы притяжения и отталкивания уравновешены.

Эти две характеристики химической связи атомов являются мерой ее прочности: чем меньше длина и больше энергия, тем связь прочнее.

Валентным углом принято называть угол между представляемыми линиями, проходящими по направлению связи через ядра атомов.

Методы описания связей

Наиболее распространены два подхода к объяснению химической связи, заимствованные из квантовой механики:

Метод молекулярных орбиталей. Он рассматривает молекулу в качестве совокупности электронов и ядер атомов, причем каждый отдельно взятый электрон движется в поле действия всех других электронов и ядер. Молекула имеет орбитальное строение, а все ее электроны распределены по этим орбитам. Также этот метод носит название МО ЛКАО, что расшифровывается как "молекулярная орбиталь - линейная комбинация

Метод валентных связей. Представляет молекулу системой двух центральных молекулярных орбиталей. При этом каждая из них соответствует одной связи между двумя расположенными по соседству атомами в молекуле. Основывается метод на следующих положениях:

1. Образование химической связи осуществляется парой электронов, имеющих противоположные спины, которые расположены между двумя рассматриваемыми атомами. Образованная электронная пара принадлежит двум атомам в равной степени.
2. Число связей, образованных тем или иным атомом, равняется числу неспаренных электронов в основном и возбужденном состоянии.
3. Если электронные пары не принимают участия в образовании связи, то их называют неподеленными.

Электроотрицательность

Определить тип химической связи в веществах можно, основываясь на разнице в значениях электроотрицательностей составляющих ее атомов. Под электроотрицательностью понимают способность атомов оттягивать на себя общие электронные пары (электронное облако), что приводит к поляризации связи.

Существуют различные способы определения значений электроотрицательностей химических элементов. Однако наиболее применяемой является шкала, основанная на термодинамических данных, которая была предложена еще в 1932 году Л. Полингом.

Чем значительнее разница в электроотрицательностях атомов, тем в большей степени проявляется ее ионность. Напротив, равные или близкие значения электроотрицательности указывают на ковалентный характер связи. Иначе говоря, определить, какая химическая связь наблюдается в той или иной молекуле, можно математически. Для этого нужно вычислить ΔХ - разность электроотрицательностей атомов по формуле: ΔХ=|Х 1 -Х 2 |.

• Если ΔХ>1,7, то связь является ионной.
• Если 0,5≤ΔХ≤1,7, то ковалентная связь носит полярный характер.
• Если ΔХ=0 или близка к нему, то связь относится к ковалентной неполярной.

Ионная связь

Ионной называется такая связь, которая появляется между ионами или за счет полного оттягивания общей электронной пары одним из атомов. В веществах этот тип химической связи осуществляется силами электростатического притяжения.

Ионы - это заряженные частицы, образующиеся из атомов в результате присоединения или отдачи электронов. Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд и становится анионом. Если же атом отдает валентные электроны, то становится положительно заряженной частицей, называемой катионом.

Она характерна для соединений, образованных при взаимодействии атомов типичных металлов с атомами типичных неметаллов. Основной этого процесса является стремление атомов приобрести устойчивые электронные конфигурации. А типичным металлам и неметаллам для этого нужно отдать или принять всего 1-2 электрона, что они с легкостью и делают.

Механизм образования ионной химической связи в молекуле традиционно рассматривают на примере взаимодействия натрия и хлора. Атомы щелочного металла с легкостью отдают электрон, перетягиваемый атомом галогена. В результате образуется катион Na + и анион Cl - , которые удерживаются рядом с помощью электростатического притяжения.

Идеальной ионной связи не существует. Даже в таких соединениях, которые зачастую относят к ионным, окончательного перехода электронов от атома к атому не происходит. Образованная электронная пара все-таки остается в общем пользовании. Поэтому говорят о степени ионности ковалентной связи.

Ионная связь характеризуется двумя основными свойствами, связанными друг с другом:

• ненаправленность, т. е. электрическое поле вокруг иона имеет форму сферы;
• ненасыщаемость, т. е. число противоположно заряженных ионов, которое может разместиться вокруг какого-либо иона, определяется их размерами.

Ковалентная химическая связь

Связь, образующаяся при перекрывании электронных облаков атомов неметаллов, то есть осуществляющаяся общей электронной парой, называется ковалентной связью. Число обобществленных пар электронов определяет кратность связи. Так, атомы водорода связаны одинарной связью Н··Н, а атомы кислорода образуют двойную связь О::О.

Существует два механизма ее образования:

• Обменный - каждый атом представляет для образования общей пары по одному электрону: А· + ·В= А:В, при этом в осуществлении связи участвуют внешние атомные орбитали, на которых расположены по одному электрону.
• Донорно-акцепторный - для образования связи один из атомов (донор) предоставляет пару электронов, а второй (акцептор) - свободную орбиталь для ее размещения: А + :В= А:В.

Способы перекрывания электронных облаков при образовании ковалентной химической связи также различны.

1. Прямое. Область перекрывания облаков лежит на прямой воображаемой линии, соединяющей ядра рассматриваемых атомов. При этом образуются σ-связи. От типа электронных облаков, подвергающихся перекрыванию, зависит вид химической связи, которая при этом возникает: s-s, s-p, p-p, s-d или p-d σ-связи. В частице (молекуле или ионе) между двумя соседними атомами возможно осуществление только одной σ-связи.
2. Боковое. Осуществляется по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Так образуется π-связь, причем также возможны ее разновидности: p-p, p-d, d-d. Отдельно от σ-связи π-связь никогда не образуется, она может быть в молекулах, содержащих кратные (двойные и тройные) связи.

Свойства ковалентной связи

Именно ими определяются химические и физические особенности соединений. Главными свойствами любой химической связи в веществах является ее направленность, полярность и поляризуемость, а также насыщаемость.

Направленностью связи обусловлены особенности молекулярного строения веществ и геометрическая форма их молекул. Суть ее состоит в том, что наилучшее перекрывание электронных облаков возможно при определенной их ориентации в пространстве. Выше уже рассмотрены варианты образования σ- и π-связи.

Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать определенное число химических связей в молекуле. Количество ковалентных связей для каждого атома ограничивается числом внешних орбиталей.

Полярность связи зависит от разницы в значениях электроотрицательностей атомов. От нее зависит равномерность распределения электронов между ядрами атомов. Ковалентная связь по данному признаку может быть полярной или неполярной.

• Если общая электронная пара в равной степени принадлежит каждому из атомов и расположена от их ядер на одинаковом расстоянии, то ковалентная связь является неполярной.
• Если же общая пара электронов смещается к ядру одного из атомов, то образуется ковалентная полярная химическая связь.

Поляризуемость выражается смещением электронов связи под действием внешнего электрического поля, которое может принадлежать другой частице, соседним связям в той же молекуле или исходить от внешних источников электромагнитных полей. Так, ковалентная связь под их влиянием может менять свою полярность.

Под гибридизацией орбиталей понимают изменение их форм при осуществлении химической связи. Это необходимо для достижения наиболее эффективного их перекрывания. Существуют следующие виды гибридизации:

• sp 3 . Одна s- и три p-орбитали образуют четыре "гибридные" орбитали одинаковой формы. Внешне напоминает тетраэдр с углом между осями 109°.
• sp 2 . Одна s- и две p-орбитали образуют плоский треугольник с углом между осями 120°.
• sp. Одна s- и одна p-орбиталь образуют две "гибридные" орбитали с углом между их осями 180°.

Особенностью строения атомов металлов является довольно большой радиус и наличие небольшого количества электронов на внешних орбиталях. Вследствие этого в таких химических элементах связь ядра и валентных электронов относительно слаба и легко разрывается.

Металлической связью называют такое взаимодействие между атомами-ионами металлов, которое осуществляется с помощью делокализованных электронов.

В частицах металла валентные электроны могут легко покидать внешние орбитали, как, впрочем, и занимать вакантные места на них. Таким образом, в разные моменты времени одна и та же частица может быть атомом и ионом. Оторвавшиеся от них электроны свободно перемещаются по всему объему кристаллической решетки и осуществляют химическую связь.

Этот тип связи имеет сходства с ионной и ковалентной. Так же как и для ионной, для существования металлической связи необходимы ионы. Но если для осуществления электростатического взаимодействия в первом случае нужны катионы и анионы, то во втором роль отрицательно заряженных частиц играют электроны. Если сравнивать металлическую связь с ковалентной, то для образования обеих необходимы общие электроны. Однако, в отличие от полярной химической связи, они локализованы не между двумя атомами, а принадлежат всем частицам металла в кристаллической решетке.

Металлической связью обусловлены особенные свойства практически всех металлов:

• пластичность, присутствует благодаря возможности смещения слоев атомов в кристаллической решетке, удерживаемых электронным газом;
• металлический блеск, который наблюдается из-за отражения световых лучей от электронов (в порошкообразном состоянии нет кристаллической решетки и, значит, перемещающихся по ней электронов);
• электропроводность, которая осуществляется потоком заряженных частиц, а в данном случае мелкие электроны свободно перемещаются среди крупных ионов металла;
• теплопроводность, наблюдается благодаря способности электронов переносить теплоту.

Этот тип химической связи иногда называют промежуточной между ковалентной и межмолекулярным взаимодействием. Если атом водорода имеет связь с одним из сильно электроотрицательных элементов (таких как фосфор, кислород, хлор, азот), то он способен образовывать дополнительную связь, называемую водородной.

Она гораздо слабее всех рассмотренных выше типов связей (энергия не более 40 кДж/моль), но пренебрегать ею нельзя. Именно поэтому водородная химическая связь на схеме выглядит в виде пунктирной линии.

Возникновение водородной связи возможно благодаря донорно-акцепторному электростатическому взаимодействию одновременно. Большая разница в значениях электроотрицательности приводит к появлению избыточной электронной плотности на атомах О, N, F и других, а также к ее недостатку на атоме водорода. В том случае если между такими атомами нет существующей химической связи, при их достаточно близком расположении активизируются силы притяжения. При этом протон является акцептором электронной пары, а второй атом - донором.

Водородная связь может возникать как между соседними молекулами, например, воды, карбоновых кислот, спиртов, аммиака, так и внутри молекулы, например, салициловой кислоты.

Наличием водородной связи между молекулами воды объясняется ряд ее уникальных физических свойств:

• Значения ее теплоемкости, диэлектрической проницаемости, температур кипения и плавления в соответствии с расчетами должны быть значительно меньше реальных, что объясняется связанностью молекул и необходимостью затрачивать энергию на разрыв межмолекулярных водородных связей.
• В отличие от других веществ, при понижении температуры объем воды увеличивается. Это происходит благодаря тому, что молекулы занимают определенное положение в кристаллической структуре льда и отдаляются друг от друга на длину водородной связи.

Особую роль эта связь играет для живых организмов, поскольку ее наличием в молекулах белков обуславливается их особая структура, а значит, и свойства. Кроме того, нуклеиновые кислоты, составляя двойную спираль ДНК, также связаны именно водородными связями.

Связи в кристаллах

Подавляющее большинство твердых тел имеет кристаллическую решетку - особое взаимное расположение образующих их частиц. При этом соблюдается трехмерная периодичность, а в узлах располагаются атомы, молекулы или ионы, которые соединены воображаемыми линиями. В зависимости от характера этих частиц и связей между ними все кристаллические структуры делят на атомные, молекулярные, ионные и металлические.

В узлах ионной кристаллической решетки находятся катионы и анионы. Причем каждый из них окружен строго определенным числом ионов только с противоположным зарядом. Типичный пример - хлорид натрия (NaCl). Для них обычны высокие температуры плавления и твердость, так как для их разрушения требуется много энергии.

В узлах молекулярной кристаллической решетки расположены молекулы веществ, образованные ковалентной связью (например, I 2). Связаны они друг с другом слабым ван-дер-ваальсовым взаимодействием, а следовательно, такую структуру легко разрушить. Такие соединения имеют низкие температуры кипения и плавления.

Атомную кристаллическую решетку образуют атомы химических элементов, обладающих высокими значениями валентности. Связаны они прочными ковалентными связями, а значит, вещества отличаются высокими температурами кипения, плавления и большой твердостью. Пример - алмаз.

Таким образом, все типы связей, имеющихся в химических веществах, имеют свои особенности, которыми объясняются тонкости взаимодействия частиц в молекулах и веществах. От них зависят свойства соединений. Ими обуславливаются все процессы, происходящие в окружающей среде.

Рис.1. Орбитальные радиусы элементов (r a) 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 ядер молекулы.

Примерами таких химических соединений являются молекулярные ионы: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + :

Полярная ковалентная связь возникает в гетероядерных двухатомных молекулах (рис.3). Связывающая электронная пара в полярной химической связи приближена к атому с более высоким первым потенциалом ионизации .

Характеризующее пространственную структуру полярных молекул расстояние d между атомными ядрами можно приближённо рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих 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 :

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 Sp 3 - электронов атома углерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся Sp 2 -гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена (рис.5).

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 , кулоновскую электронную корреляцию 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 У.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 H 3 + электронная пара удерживает в едином целом три протона (рис.6).

Рис.7.Диборан

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

Все десять связей (C-Fe) в молекуле ферроцена равноценны, величина межъядерного расстояния Fe-c - 2,04 Å. Все атомы углерода в молекуле ферроцена структурно и химически эквивалентны, длина каждой связи C-C 1,40 - 1,41 Å (для сравнения, в бензоле длина связи C-C 1,39 Å). Вокруг атома железа возникает 36- электронная оболочка .

Динамика химической связи

Химическая связь достаточно динамична. Так, металлическая связь трансформируется в ковалентную в процессе фазового перехода при испарении металла. Переход металла из твёрдого в парообразное состояние требует затраты больших количеств энергии.

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.

Характеристика химической связи в молекулах фторидов щелочных металлов и их димерах.

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 r e 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) обуславливает 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.

Указанное соотношение между r e 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 сосоедству 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 a w (рис.13).

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

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми », которую следует рассматривать как геометрическое место, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла - проводить электрический ток .

При сопоставлении процесса конденсации паров щелочных металлов с процессом конденсации газов, например, водорода, проявляется характерная особенность в свойствах металла. Так, если при конденсации водорода проявляются слабые межмолекулярные взаимодействия, то при конденсации паров металла протекают процессы, характерные для химических реакций. Сама конденсация паров металла идёт в несколько стадий и может быть описана следующей процессией: свободный атом → двухатомная молекула с ковалентной связью → металлический кластер → компактный металл с металлической связью.

Взаимодействие молекул галогенидов щелочных металлов сопровождается их димеризацией. Димерную молекулу можно рассматривать как электрический квадруполь (рис.15). В настоящее время известны основные характеристики димеров галогенидов щелочных металлов (длины химической связи и валентные углы между связями).

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э 2 X 2)(газовая фаза).

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.

Тип кристаллической решётки и постоянная трансляционной решётки для галогенидов щелочных металлов.

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 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.

Примечания

1. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 124. - 320 с.
2. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
3. Ганкин В.Ю., Ганкин Ю.В. Как образуется химическая связь и протекают химические реакции. - М .: издат.группа "Граница", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
4. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 88. - 976 с.
5. Паулинг Л. Природа химической связи / под редакцией Я.К.Сыркина. - пер. с англ. М.Е.Дяткиной. - М.-Л.: Госхимиздат, 1947. - 440 с.
6. Теоретическая органическая химия / под ред. Р.Х.Фрейдлиной. - пер. с англ. Ю.Г.Бунделя. - М .: Изд. иностранной литературы, 1963. - 365 с.
7. Леменовский Д.А., Левицкий М.М. Российский химический журнал (журнал Российского химического общества им. Д.И.Менделеева). - 2000. - Т. XLIV, вып.6. - С. 63-86.
8. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И.Л.Кнунянц. - М .: Сов. энциклопедия, 1983. - С. 607. - 792 с.
9. Некрасов Б. В. Курс общей химии. - М .: Госхимиздат, 1962. - С. 679. - 976 с.
10. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. - М .: «Химия», 1987. - С. 155-161. - 320 с.
11. Гиллеспи Р. Геометрия молекул / пер. с англ. Е.З. Засорина и В.С. Мастрюкова, под ред. Ю.А Пентина. - М .: «Мир», 1975. - С. 49. - 278 с.
12. Справочник химика. - 2-е изд., перераб. и доп. - Л.-М.: ГНТИ Химической литературы, 1962. - Т. 1. - С. 402-513. - 1072 с.
13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ.. - М .: «Химия», 1987. - С. 132-136. - 320 с.
14. Зиман Дж. Электроны в металлах (введение в теорию поверхностей Ферми). Успехи физических наук.. - 1962. - Т. 78, вып.2. - 291 с.

См. также

• Химическая связь - статья из Большой советской энциклопедии
• Химическая связь - Chemport.ru
• Химическая связь - Физическая Энциклопедия

171277 0

Каждый атом обладает некоторым числом электронов.

Вступая в химические реакции, атомы отдают, приобретают, либо обобществляют электроны, достигая наиболее устойчивой электронной конфигурации. Наиболее устойчивой оказывается конфигурация с наиболее низкой энергией (как в атомах благородных газов). Эта закономерность называется "правилом октета" (рис. 1).

Рис. 1.

Это правило применимо ко всем типам связей . Электронные связи между атомами позволяют им формировать устойчивые структуры, от простейших кристаллов до сложных биомолекул, образующих, в конечном счете, живые системы. Они отличаются от кристаллов непрерывным обменом веществ. При этом многие химические реакции протекают по механизмам электронного переноса , которые играют важнейшую роль в энергетических процессах в организме.

Химическая связь - это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую их комбинацию .

Природа химической связи универсальна: это электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами, определяемая конфигурацией электронов внешней оболочки атомов. Способность атома образовывать химические связи называется валентностью , или степенью окисления . С валентностью связано понятие о валентных электронах - электронах, образующих химические связи, то есть находящихся на наиболее высокоэнергетических орбиталях. Соответственно, внешнюю оболочку атома, содержащую эти орбитали, называют валентной оболочкой . В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическая.

Первый тип связи - ионная связь

В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы , во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы . В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной » (теперь ее называют ионной ).

В этом случае анионы и катионы образуют устойчивую электронную конфигурацию с заполненной внешней электронной оболочкой. Типичные ионные связи образуются из катионов Т и II групп периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп (16 и 17 подгрупп - соответственно, халькогенов и галогенов ). Связи у ионных соединений ненасыщенные и ненаправленные, поэтому возможность электростатического взаимодействия с другими ионами у них сохраняется. На рис. 2 и 3 показаны примеры ионных связей, соответствующих модели электронного переноса Косселя.

Рис. 2.

Рис. 3. Ионная связь в молекуле поваренной соли (NaCl)

Здесь уместно напомнить о некоторых свойствах, объясняющих поведение веществ в природе, в частности, рассмотреть представление о кислотах и основаниях .

Водные растворы всех этих веществ являются электролитами. Они по-разному изменяют окраску индикаторов . Механизм действия индикаторов был открыт Ф.В. Оствальдом. Он показал, что индикаторы представляют собой слабые кислоты или основания, окраска которых в недиссоциированном и диссоциированном состояниях различается.

Основания способны нейтрализовать кислоты. Не все основания растворимы в воде (например, нерастворимы некоторые органические соединения, не содержащие ‑ ОН-групп, в частности, триэтиламин N(С 2 Н 5) 3) ; растворимые основания называют щелочами .

Водные растворы кислот вступают в характерные реакции:

а) с оксидами металлов - с образованием соли и воды;

б) с металлами - с образованием соли и водорода;

в) с карбонатами - с образованием соли, СO 2 и Н 2 O .

Свойства кислот и оснований описывают несколько теорий. В соответствие с теорией С.А. Аррениуса, кислота представляет собой вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н + , тогда как основание образует ионы ОН ‑ . Эта теория не учитывает существования органических оснований, не имеющих гидроксильных групп.

В соответствие с протонной теорией Бренстеда и Лоури, кислота представляет собой вещество, содержащее молекулы или ионы, отдающие протоны (доноры протонов), а основание - вещество, состоящее из молекул или ионов, принимающие протоны (акцепторы протонов). Отметим, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, то есть в виде ионов гидроксония H 3 O + . Эта теория описывает реакции не только с водой и гидроксидными ионами, но и осуществляющиеся в отсутствие растворителя или с неводным растворителем.

Например, в реакции между аммиаком NH 3 (слабым основанием) и хлороводородом в газовой фазе образуется твердый хлорид аммония, причем в равновесной смеси двух веществ всегда присутствуют 4 частицы, две из которых - кислоты, а две другие - основания:

Эта равновесная смесь состоит из двух сопряженных пар кислот и оснований:

1) NH 4 + и NH 3

2) HCl и Сl ‑

Здесь в каждой сопряженной паре кислота и основание различаются на один протон. Каждая кислота имеет сопряженное с ней основание. Сильной кислоте соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте - сильное сопряженное основание.

Теория Бренстеда-Лоури позволяет объяснить уникальность роли воды для жизнедеятельности биосферы. Вода, в зависимости от взаимодействующего с ней вещества, может проявлять свойства или кислоты, или основания. Например, в реакциях с водными растворами уксусной кислоты вода является основанием, а с водными растворами аммиака - кислотой.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО ‑ . Здесь молекула уксусной кислоты донирует протон молекуле воды;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ОН ‑ . Здесь молекула аммиака акцептирует протон от молекулы воды.

Таким образом, вода может образовывать две сопряженные пары:

1) Н 2 O (кислота) и ОН ‑ (сопряженное основание)

2) Н 3 О + (кислота) и Н 2 O (сопряженное основание).

В первом случае вода донирует протон, а во втором - акцептирует его.

Такое свойство называется амфипротонностью . Вещества, способные вступать в реакции в качестве и кислот, и оснований, называются амфотерными . В живой природе такие вещества встречаются часто. Например, аминокислоты способны образовывать соли и с кислотами, и с основаниями. Поэтому пептиды легко образуют координационные соединения с присутствующими ионами металлов.

Таким образом, характерное свойство ионной связи - полное перемещение нары связывающих электронов к одному из ядер. Это означает, что между ионами существует область, где электронная плотность почти нулевая.

Второй тип связи - ковалентная связь

Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов.

Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные двухатомные молекулы Н 2 , N 2 , F 2 . Этот же тип связи имеется у аллотропов O 2 и озона O 3 и у многоатомной молекулы S 8 , а также у гетероядерных молекул хлороводорода НСl , углекислого газа СO 2 , метана СH 4 , этанола С 2 Н 5 ОН , гексафторида серы SF 6 , ацетилена С 2 Н 2 . У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково (рис. 4).

Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены.

Рис. 4. Ковалентная связь в молекуле Сl 2 .

Ионный и ковалентный типы связей - это два предельных случая множества существующих типов химических связей, причем на практике большинство связей промежуточные.

Соединения двух элементов, расположенных в противоположных концах одного или разных периодов системы Менделеева, преимущественно образуют ионные связи. По мере сближения элементов в пределах периода ионный характер их соединений уменьшается, а ковалентный - увеличивается. Например, галогениды и оксиды элементов левой части периодической таблицы образуют преимущественно ионные связи (NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH ), а такие же соединения элементов правой части таблицы - ковалентные (Н 2 O, СO 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4 , фенол C 6 H 5 OH , глюкоза С 6 H 12 О 6 , этанол С 2 Н 5 ОН ).

Ковалентная связь, в свою очередь, имеет еще одну модификацию.

У многоатомных ионов и в сложных биологических молекулах оба электрона могут происходить только из одного атома. Он называется донором электронной пары. Атом, обобществляющий с донором эту пару электронов, называется акцептором электронной пары. Такая разновидность ковалентной связи названа координационной (донорно-акцепторной , или дативной ) связью (рис. 5). Этот тип связи наиболее важен для биологии и медицины, поскольку химия наиболее важных для метаболизма d-элементов в значительной степени описывается координационными связями.

Pиc. 5.

Как правило, в комплексном соединении атом металла выступает акцептором электронной пары; наоборот, при ионных и ковалентных связях атом металла является донором электрона.

Суть ковалентной связи и ее разновидности - координационной связи - можно прояснить с помощью еще одной теории кислот и оснований, предложенной ГН. Льюисом. Он несколько расширил смысловое понятие терминов «кислота» и «основание» по теории Бренстеда-Лоури. Теория Льюиса объясняет природу образования комплексных ионов и участие веществ в реакциях нуклеофильного замещения, то есть в образовании КС.

Согласно Льюису, кислота - это вещество, способное образовывать ковалентную связь путем акцептирования электронной пары от основания. Льюисовым основанием названо вещество, обладающее неподеленной электронной парой, которое, донируя электроны, образует ковалентную связь с Льюисовой кислотой.

То есть теория Льюиса расширяет круг кислотно-основных реакций также на реакции, в которых протоны не участвуют вовсе. Причем сам протон, по этой теории, также является кислотой, поскольку способен акцептировать электронную пару.

Следовательно, согласно этой теории, катионы являются Льюисовыми кислотами, а анионы - Льюисовыми основаниями. Примером могут служить следующие реакции:

Выше отмечено, что подразделение веществ на ионные и ковалентные относительное, поскольку полного перехода электрона от атомов металла к акцепторным атомам в ковалентных молекулах не происходит. В соединениях с ионной связью каждый ион находится в электрическом поле ионов противоположного знака, поэтому они взаимно поляризуются, а их оболочки деформируются.

Поляризуемость определяется электронной структурой, зарядом и размерами иона; у анионов она выше, чем у катионов. Наибольшая поляризуемость среди катионов - у катионов большего заряда и меньшего размера, например, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+ . Сильным поляризующим действием обладает Н + . Поскольку влияние поляризации ионов двустороннее, она значительно изменяет свойства образуемых ими соединений.

Третий тип связи - диполь-дипольная связь

Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми .

Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул.

Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь - постоянный диполь (диполь-дипольное притяжение); постоянный диполь - индуцированный диполь (индукционное притяжение); мгновенный диполь - индуцированный диполь (дисперсионное притяжение, или лондоновские силы; рис. 6).

Рис. 6.

Диполь-дипольным моментом обладают только молекулы с полярными ковалентными связями (HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl ), причем сила связи составляет 1-2 дебая (1Д = 3,338 × 10 ‑30 кулон-метра - Кл × м).

В биохимии выделяют еще один тип связи - водородную связь, являющуюся предельным случаем диполь-дипольного притяжения. Эта связь образована притяжением между атомом водорода и электроотрицательным атомом небольшого размера, чаще всего - кислородом, фтором и азотом. С крупными атомами, обладающими аналогичной электроотрицательностью (например, с хлором и серой), водородная связь оказывается значительно более слабой. Атом водорода отличается одной существенной особенностью: при оттягивании связывающих электронов его ядро - протон - оголяется и перестает экранироваться электронами.

Поэтому атом превращается в крупный диполь.

Водородная связь, в отличие от вандерваальсовой, образуется не только при межмолекулярных взаимодействиях, но и внутри одной молекулы - внутримолекулярная водородная связь. Водородные связи играют в биохимии важную роль, например, для стабилизации структуры белков в виде а-спирали, или для образования двойной спирали ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водородная и вандерваальсовая связи значительно слабее, чем ионная, ковалентная и координационная. Энергия межмолекулярных связей указана в табл. 1.

Таблица 1. Энергия межмолекулярных сил

Примечание : Степень межмолекулярных взаимодействий отражают показатели энтальпии плавления и испарения (кипения). Ионным соединениям требуется для разделения ионов значительно больше энергии, чем для разделения молекул. Энтальпии плавления ионных соединений значительно выше, чем молекулярных соединений.

Четвертый тип связи - металлическая связь

Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей - металлический : связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается.

Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла - донора электронов, а также атома - акцептоpa электронов является его размер .

Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов - наименьшие, а вандерваальсовых радиусов - наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы.

Наибольшее значение для биологов и медиков имеют координационные (донорно-акцепторные ) связи, рассматриваемые координационной химией.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

Известно, что электронные оболочки, содержащие восемь внешних электронов, два из которых находятся на s- орбитали, а шесть - на р -орбиталях, обладают повышенной устойчивостью. Они соответствуют инертным газам: неону, аргону, криптону, ксенону, радону (найдите их в периодической таблице). Еще более устойчив атом гелия, содержащий всего два электрона. Атомы всех других элементов стремятся приблизить свою электронную конфигурацию к электронной конфигурации ближайшего инертного газа. Это возможно сделать двумя путями - отдавая или присоединяя электроны внешнего уровня.

Атому натрия, имеющему всего один неспаренный электрон, выгоднее его отдать, тем самым атом получает заряд (становится ионом) и приобретает электронную конфигурацию инертного газа неона.

Атому хлора до конфигурации ближайшего инертного газа недостает всего одного электрона, поэтому он стремится приобрести электрон.

Каждый элемент в большей или меньшей степени обладает способностью притягивать электроны, которая численно характеризуется значением электроотрицательности . Соответственно, чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее он притягивает электроны и тем сильнее выражены его окислительные свойства.

Стремление атомов приобрести устойчивую электронную оболочку объясняет причину образования молекул.

Определение

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической молекулы или кристалла как целого.

ТИПЫ химической связи

Различают 4 основных типа химической связи:

Рассмотрим взаимодействие двух атомов с одинаковыми значениями электроотрицательности, например двух атомов хлора. Каждый из них имеет по семь валентных электронов. До электронной конфигурации ближайшего инертного газа им не хватает по одному электрону.

Сближение двух атомов до определенного расстояния приводит к образованию общей электронной пары, одновременно принадлежащей обоим атомам. Эта общая пара и представляет собой химическую связь. Аналогично происходит и в случае молекулы водорода. У водорода всего один неспаренный электрон, и до конфигурации ближайшего инертного газа (гелия) ему не хватает еще одного электрона. Таким образом, два атома водорода при сближении образуют одну общую электронную пару.

Определение

Связь между атомами неметаллов, возникающая при взаимодействии электронов с образованием общих электронных пар, называется ковалентной.

В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной .

Определение

Ковалентная неполярная связь - химическая связь между атомами неметаллов с равными или близкими значениями электроотрицательности. При этом общая электронная пара одинаково принадлежит обоим атомам, смещения электронной плотности не наблюдается.

Ковалентная неполярная связь имеет место в простых веществах-неметаллах: $\mathrm{О}_2, \mathrm{N}_2, \mathrm{Cl}_2, \mathrm{P}_4, \mathrm{O}_3$. При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора. Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода - частичный положительный. Это пример ковалентной полярной связи.

Определение

Связь, образованная элементами-неметаллами с разной электроотрицательностью, называется ковалентной полярной. При этом происходит смещение электронной плотности в сторону более электроотрицательного элемента.

Молекула, в которой разделены центры положительного и отрицательного зарядов, называется диполем . Полярная связь имеет место между атомами с различной, но не сильно различающейся электроотрицательностью, например между различными неметаллами. Примерами соединений с полярными ковалентными связями являются соединения неметаллов друг с другом, а также различные ионы, содержащие атомы неметаллов $(\mathrm{NO}_3–, \mathrm{CH}_3\mathrm{COO}–)$. Особенно много ковалентных полярных соединений среди органических веществ.

В случае если разница электроотрицательностей элементов будет велика, произойдет не просто смещение электронной плотности, а полная передача электрона от одного атома к другому. Рассмотрим это на примере фторида натрия NaF. Как мы видели ранее, атом натрия стремится отдать один электрон, а атом фтора готов его принять. Это легко осуществляется при их взаимодействии, которое сопровождается переходом электрона.

При этом атом натрия полностью передает свой электрон атому фтору: натрий лишается электрона и становится заряженным положительно, а хлор приобретает электрон и становится заряженным отрицательно.

Определение

Атомы и группы атомов, несущие на себе заряд, называют ионами.

В образовавшейся молекуле - хлориде натрия $Na^+F^-$ - связь осуществляется за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. Такую связь называют ионной . Она реализуется между типичными металлами и неметаллами, то есть между атомами с сильно различающимися значениями электроотрицательности.

Определение

Ионная связь образована за счет сил электростатистического притяжения между разноименно заряженными ионами - катионами и анионами.

Существует еще один тип связи - металлическая , характерная для простых веществ - металлов. Она характеризуется притяжением частично ионизованных атомов металлов и валентных электронов, образующих единое электронное облако («электронный газ»). Валентные электроны в металлах являются делокализованными и принадлежат одновременно всем атомам металла, свободно перемещаясь по всему кристаллу. Таким образом, связь является многоцентровой. В переходных металлах металлическая связь носит частично ковалентный характер, так как дополнена перекрыванием частично заполненных электронами d-орбиталей предвнешнего слоя. Металлы образуют металлические кристаллические решетки. О ней подробно рассказывается в теме «Металлическая связь и ее характеристики».

межмолекулярные взаимодействия

Примером сильного межмолекулярного взаимодействия

является водоро дная связь, образующаяся между атомом водорода одной молекулы и атомом с высокой электроотрицательностью ($\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{N}$). Примером водородной связи является взаимодействие молекул воды $\mathrm{O}_2\mathrm{O}…\mathrm{OH}_2$, молекул аммиака и воды $\mathrm{H}_3\mathrm{N}…\mathrm{OH}_2$, метанола и воды $\mathrm{CH}_3\mathrm{OH}…\mathrm{OH}_2$ , а также различных частей молекул белков, полисахаридов, нуклеиновых кислот.

Другим примером межмолекулярного взаимодействия являются ван-дер-ваальсовы силы , которые возникают при поляризации молекул и образовании диполей. Они обусловливают связь между слоями атомов в слоистых кристаллах (таких как структура графита).

Характеристики химической связи

Химическая связь характеризуется длиной, энергией, направленностью и насыщаемостью (каждый атом способен образовать ограниченное число связей). Кратность связи равна числу общих электронных пар. Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула $\mathrm{CO}_2$ является линейной (нет неподеленных электронных пар), а $\mathrm{H}_2\mathrm{O}$ и $\mathrm{SO}_2$ – уголковыми (есть неподеленные пары). В случае если взаимодействующие атомы имеют сильно различающиеся значения электроотрицательностей, общая электронная пара практически полностью смещается в сторону атомов с наибольшей электроотрицательностью. Ионную связь, таким образом, можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи, когда электрон практически полностью перешел от одного атома к другому. В действительности полного смещения не происходит никогда, то есть абсолютно ионных веществ нет. Например, в $\mathrm{NaCl}$ реальные заряды на атомах составляют +0,92 и –0,92, а не +1 и –1.

Ионная связь реализуется в соединениях типичных металлов с неметаллами и кислотными остатками, а именно в оксидах металлов ($\mathrm{CaO}$, $\mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3$), щелочах ($\mathrm{NaOH}$, $\mathrm{Ca(OH)}_2$) и солях ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{K}_2\mathrm{S}$, $\mathrm{K}_2\mathrm{SO}_4$, $\mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}$, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_3^+$, $\mathrm{Cl^–}$).

механизмы образования химической связи

Единой теории химической связи не существует, условно химическую связь делят на ковалентную (универсальный вид связи), ионную(частный случай ковалентной связи), металлическую и водородную.

Ковалентная связь

Образование ковалентной связи возможно по трем механизмам: обменному, донорно-акцепторному и дативному (Льюиса).

Согласно обменному механизму образование ковалентной связи происходит за счет обобществления общих электронных пар. При этом каждый атом стремится приобрести оболочку инертного газа, т.е. получить завершенный внешний энергетический уровень. Образование химической связи по обменному типу изображают с использованием формул Льюиса, в которых каждый валентный электрон атома изображают точками (рис. 1).

Рис. 1 Образование ковалентной связи в молекуле HCl по обменному механизму

С развитием теории строения атома и квантовой механики образование ковалентной связи представляют, как перекрывание электронных орбиталей (рис. 2).

Рис. 2. Образование ковалентной связи за счет перекрывания электронных облаков

Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем прочнее связь, меньше длина связи и больше ее энергия. Ковалентная связь может образовываться за счет перекрывания разных орбиталей. В результате перекрывания s-s, s-p орбиталей, а также d-d, p-p, d-p орбиталей боковыми лопастями происходит образование – связи. Перпендикулярно линии, связывающей ядра 2-х атомов образуется – связь. Одна – и одна – связь способны образовывать кратную (двойную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкенов, алкадиенов и др. Одна – и две – связи образуют кратную (тройную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкинов (ацетиленов).

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму рассмотрим на примере катиона аммония:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Атом азота имеет свободную неподеленную пару электронов (электроны не участвующие в образовании химических связей внутри молекулы), а катион водорода свободную орбиталь, поэтому они являются донором и акцептором электронов, соответственно.

Дативный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере молекулы хлора.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Атом хлора имеет и свободную неподеленную пару электронов и вакантные орбитали, следовательно, может проявлять свойства и донора и акцептора. Поэтому при образовании молекулы хлора, один атом хлора выступает в роли донора, а другой – акцептора.

Главными характеристиками ковалентной связи являются: насыщаемость (насыщенные связи образуются тогда, когда атом присоединяет к себе столько электронов, сколько ему позволяют его валентные возможности; ненасыщенные связи образуются, когда число присоединенных электронов меньше валентных возможностей атома); направленность (эта величина связана с геометрий молекулы и понятием «валентного угла» — угла между связями).

Ионная связь

Соединений с чистой ионной связью не бывает, хотя под этим понимают такое химически связанное состояние атомов, в котором устойчивое электронное окружение атома создается при полном переходе общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента. Ионная связь возможна только между атомами электроотрицательных и электроположительных элементов, находящихся в состоянии разноименно заряженных ионов – катионов и анионов.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Ионом называют электрически заряженные частицы, образуемые путем отрыва или присоединения электрона к атому.

При передаче электрона атомы металлов и неметаллов стремятся сформировать вокруг своего ядра устойчивую конфигурацию электронной оболочки. Атом неметалла создает вокруг своего ядра оболочку последующего инертного газа, а атом металла – предыдущего инертного газа (рис. 3).

Рис. 3. Образование ионной связи на примере молекулы хлорида натрия

Молекулы, в которых в чистом виде существует ионная связь встречаются в парообразном состоянии вещества. Ионная связь очень прочная, в связи с этим вещества с этой связью имеют высокую температуру плавления. В отличии от ковалентной для ионной связи не характерны направленность и насыщаемость, поскольку электрическое поле, создаваемое ионами, действует одинаково на все ионы за счет сферической симметрии.

Металлическая связью

Металлическая связь реализуется только в металлах – это взаимодействие, удерживающее атомы металлов в единой решетке. В образовании связи участвуют только валентные электроны атомов металла, принадлежащие всему его объему. В металлах от атомов постоянно отрываются электроны, которые перемещаются по всей массе металла. Атомы металла, лишенные электронов, превращаются в положительно заряженные ионы, которые стремятся принять к себе движущиеся электроны. Этот непрерывный процесс формирует внутри металла так называемый «электронный газ», который прочно связывает между собой все атомы металла (рис. 4).

Металлическая связь прочная, поэтому для металлов характерна высокая температура плавления, а наличие «электронного газа» придают металлам ковкость и пластичность.

Водородная связь

Водородная связь – это специфическое межмолекулярное взаимодействие, т.к. ее возникновение и прочность зависят от химической природы вещества. Она образуется между молекулами, в которых атом водорода связан с атомом, обладающим высокой электроотрицательностью (O, N, S). Возникновение водородной связи зависит от двух причин, во-первых, атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом не имеет электронов и может легко внедряться в электронные облака других атомов, а, во-вторых, обладая валентной s-орбиталью, атом водорода способен принимать неподеленную пару электронов электроотрицательного атома и образовывать с ним связь по донорно акцепторному механизму.