Химическая связь.
Лови ответ.
1. а) в молекуле S2связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи будет следующей:
Сера- элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют по
6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет:
8-6 = 2.
Обозначим внешние электроны
или
S = S
б) в молекуле К2О связь ионная, т.к. она образована атомами эле-
ментов металла и неметалла.
Калий - элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому
Кислород- элемент главной подгруппы VI группы, неметалл. Его
атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения уровня, чем отдать 6 электронов:
ся ионов, оно равно 2(2∙1). Чтобы атомы калия отдали 2 электрона, их нужно взять 2, чтобы атомы кислорода смогли принять 2 электрона, необходим только 1 атом:
в) в молекуле H2Sсвязь ковалентная полярная, т.к. она образована
атомами элементов с различной ЭО. Схема образования связи будет следующей:
Сера- элемент главной подгруппы VI группы. Ее атомы имеют
по 6 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8-6=2.
Водород- элемент главной подгруппы 1 группы. Его атомы содер-
жат по 1 электрону на внешней оболочке. Непарным является 1 электрон (для атома водорода завершенным является двухэлектронный уровень).
Обозначим внешние электроны:
или
Общие электронные пары смещены к атому серы, как более элек-
троотрицательному
1. а) в молекуле N2связь ковалентная неполярная, т.к. она образована атомами одного и того же элемента. Схема образования связи следующая:
5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов: 8-5 = 3.
Обозначим внешние электроны:
или
или
б) в молекуле Li3N связь ионная, т.к. она образована атомами эле-
ментов металла и неметалла.
Литий - элемент главной подгруппы I группы, металл. Его атому
легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7:
Азот- элемент главной подгруппы V группы, неметалл. Его атому
легче принять 3 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня:
Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавших-
ся ионов, оно равно 3(3 1). Чтобы атомы лития отдали 3 электрона, необходимо 3 атома, чтобы атомы азота смогли принять 3 электрона, необходим только один атом:
в) в молекуле NCI3связь ковалентная полярная, т.к. она образована
атомами элементов-неметаллов с различными значениями ЭО. Схема образования связи следующая:
Азот- элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют
по 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов будет: 8-5=3.
Хлор- элемент главной подгруппы VII группы. Его атомы содер-
жат по 7 электронов на внешней оболочке. Непарным остается 1 электрон.
Обозначим внешние электроны: 
Общие электронные пары смещены к атому азота, как более элек-
троотрицательному:
Вариант 1
1. Выберите химические элементы-металлы и запишите их символы: фосфор, кальций, бор, литий, магний, азот.
2. Определите химический элемент с электронной схемой атома
3. Определите тип связи в веществах: хлориде натрия NaCl, водороде H₂, хлороводороде HCl.
4. Составьте схему образования связи для одного из веществ, указанных в задании 3.
Вариант 2
1. Выберите химические элементы-неметаллы и запишите их символы: натрий, водород, сера, кислород, алюминий, углерод.
2. Запишите схему электронного строения атома углерода.
3. Определите тип связи в веществах: фториде натрия NaF, хлоре Cl₂, фтороводороде HF.
4. Составьте схему образования связи для двух из указанных в задании 3 веществ.
Вариант 3
1. Расположите знаки химических элементов: Br, F, I, Cl в порядке увеличения неметаллических свойств. Ответ поясните.
2. Дополните схему электронного строения атома 
Определите химический элемент, число протонов и нейтронов в ядре его атома.
3. Определите типы химической связи и запишите схемы образования для веществ: хлорида магния MgCl₂, фтора F₂, сероводорода H₂S.
Вариант 4
1. Расположите знаки химических элементов: Li, K, Na, Mg в порядке увеличения металлических свойств. Ответ поясните.
2. По электронной схеме атома 
определите химический элемент, число протонов и нейтронов в его ядре.
3. Определите тип химической связи и запишите схемы их образования для веществ: хлорида кальция CaCl₂, азота N₂, воды H₂O.
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
Внутримолекулярные химические связи
Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными .
Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов , в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.
– это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны . Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .
Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А: В . Такая связь называется ковалентной неполярной.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .
Основные типы химических связей — ковалентная , ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.
Ковалентная химическая связь
Ковалентная связь – этохимическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами ) или атомов одного элемента.
Основные свойства ковалентных связей
- направленность ,
- насыщаемость ,
- полярность ,
- поляризуемость .
Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108 о 28′.
Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется .
Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.
Ковалентная неполярная химическая связь
Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .
Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H 2 . Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.
H . + . H = H:H
Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .
Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.
Дипольный момент неполярных связей равен 0.
Примеры : H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .
Ковалентная полярная химическая связь
Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами ) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).
Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.
Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
Примеры: HCl, CO 2 , NH 3 .
Механизмы образования ковалентной связи
Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:
А . + . В= А:В
2. образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:
А: + B= А:В
При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей .
Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;
– в ионе аммония NH 4 + , в ионах органических аминов , например, в ионе метиламмония CH 3 -NH 2 + ;
– в комплексных соединениях , химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO 3 , NaNO 3 , в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O 3 .
Основные характеристики ковалентной связи
Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
Кратность химической связи
Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении . Кратность связи достаточно легко можно определить из значения атомов, образующих молекулу.
Например , в молекуле водорода H 2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
В молекуле кислорода O 2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N 2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.
Длина ковалентной связи
Длина химической связи
– это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:
Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов , образующих связь, или по кратности связи , если радиусы атомов не сильно отличаются.
При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
Например
При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Энергия связи
Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается , т.к. увеличивается длина связи.
Ионная химическая связь
Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов .
Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.
Пример . Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:
+11Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11Na +) 2 ) 8
Пример . Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:
+17Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17Cl — ) 2 ) 8 ) 8
Обратите внимание:
- Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
- Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы , но и группы атомов . Например: ион аммония NH 4 + , сульфат-ион SO 4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
- Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);
Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na 2 + SO 4 2- .
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи :
Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов , образующих кристаллическую решетку.
У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов . Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями .
Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь , т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе , создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку . При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.
Межмолекулярные взаимо-действия
Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами . Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.
Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения .
Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .
Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь . Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также кислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H 2 O (пар, лед, жидкая вода):
— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
— органические соединения, в которых связи O-H или N-H : спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.
Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.
А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.
Внешние оболочки всех элементов, кроме благородных газов, являются НЕЗАВЕРШЕННЫМИ и в процессе химического взаимодействия они ЗАВЕРШАЮТСЯ.
Химическая связь образуется за счет электронов внешних электронных оболочек, но осуществляется она по-разному.
Различают три основных типа химической связи:
Ковалентную связь и ее разновидности: полярную и неполярную ковалентную связь;
Ионную связь;
Металлическую связь.
Ионная связь
Ионная химическая связь – это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам.
Ионная связь возникает между атомами, резко отличающимися друг от друга величинами электроотрицательности, поэтому пара электронов, образующая связь, сильно смещена к одному из атомов, так что можно считать её принадлежащей атому этого элемента.
Электроотрицательность - это способность атомов химических элементов притягивать к себе свои и чужие электроны.
Природу ионной связи, структуру и свойства ионных соединений объясняют с позиции электростатической теории химических связей.
Образование катионов: М 0 - n e - = M n+
Образование анионов: НеМ 0 + n e - = НеM n-
Например: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -
При горении металлического натрия в хлоре в результате окислительно -восстановительной реакции образуются катионы сильно электроположительного элемента натрия и анионы сильно-электроотрицательного элемента хлора.
Вывод: ионная химическая связь образуется между атомами металла и неметалла, сильно отличающимися по электроотрицательности.
Например: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 и т. д.
Ковалентная неполярная и полярная связи
Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.
Ковалентная неполярная связь
Рассмотрим возникновение ковалентной неполярной связи на примере образования молекулы водорода из двух атомов водорода. Этот процесс уже является типичной химической реакцией, потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое - молекулярный водород. Внешним признаком энергетической "выгодности" этого процесса является выделение большого количества теплоты.
Электронные оболочки атомов водорода (с одним s-электроном у каждого атома) сливаются в общее электронное облако (молекулярную орбиталь), где оба электрона "обслуживают" ядра независимо от того, "свое" это ядро или "чужое". Новая электронная оболочка подобна завершенной электронной оболочке инертного газа гелия из двух электронов:1s 2 .
На практике используют более простые способы. Например, американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:
Рассмотрим связывание двух атомов хлора 17 Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора.
На внешнем электронном уровне хлора содержится s 2 + p 5 = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками обозначим только электроны внешнего третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.
После объединения в молекулу из неспаренных электронов двух атомов получается новая электронная пара:
При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении ОКТЕТА электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора.
Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.
Атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.
По теории Льюиса и правилу октета связь между атомами может осуществляться не обязательно одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами, если этого требует правило октета. Такие связи называются двойными и тройными.
Например, кислород может образовывать двухатомную молекулу с октетом электронов у каждого атома только тогда, когда между атомами помещаются две поделенные пары:
Атомы азота (2s 2 2p 3 на последней оболочке) также связываются в двухатомную молекулу, но для организации октета электронов им требуется расположить между собой уже три поделенные пары:
Вывод: ковалентная неполярная связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью, т. е. между атомами одного химического элемента - неметалла.
Например: в молекулах H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - ковалентная неполярная связь.
Ковалентная связь
Полярная ковалентная связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью. Так же, как и ионная, она может возникнуть только между двумя атомами разных видов.
В качестве примера рассмотрим образование воды в реакции между атомами водорода (Z = 1) и кислорода (Z = 8). Для этого удобно сначала записать электронные формулы для внешних оболочек водорода (1s 1) и кислорода (...2s 2 2p 4).
Оказывается, для этого необходимо взять именно два атома водорода на один атом кислорода. Однако природа такова, что акцепторные свойства атома кислорода выше, чем у атома водорода (о причинах этого - чуть позже). Поэтому связывающие электронные пары в формуле Льюиса для воды слегка смещены к ядру атома кислорода. Связь в молекуле воды - полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды.
Вывод: ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью, т. е. между атомами разных химических элементов - неметаллов.
Например: в молекулах HCl, H 2 S, NH 3 , P 2 O 5 , CH 4 - ковалентная полярная связь.
Структурные формулы
В настоящее время принято изображать электронные пары (то есть химические связи) между атомами черточками Каждая черточка - это поделенная пара электронов. В этом случае уже знакомые нам молекулы выглядят так:
Формулы с черточками между атомами называются структурными формулами. Чаще в структурных формулах не изображают неподеленные пары электронов
Структурные формулы очень хороши для изображения молекул: они четко показывают - как атомы связаны между собой, в каком порядке, какими связями.
Связывающая пара электронов в формулах Льюиса - то же самое, что одна черточка в структурных формулах.
Двойные и тройные связи имеют общее название - кратные связи. О молекуле азота также говорят, что она имеет порядок связи, равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора - один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь.
Порядок связи - это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается.
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.