170955 0
Кожен атом має деяким числом електронів.
Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або усуспільнюється електрони, досягаючи найбільш стійкою електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найбільш низькою енергією (як в атомах інертних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).
Мал. 1.
Це правило застосовується до всіх типам зв'язків. Електронні зв'язку між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, в кінцевому рахунку, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають по механізмам електронного переносу, Які відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.
Хімічна зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їх комбінацію.
Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами і позитивно зарядженими ядрами, що визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окислення. З валентністю пов'язано поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто знаходяться на найбільш високоенергетичних орбиталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентної оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентний, диполь-дипольна, металева.
Перший тип зв'язку -іонна зв'язок
Відповідно до електронної теорією валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись в катіони, По-друге, купуючи їх, перетворюючись в аніони. В результаті електронного переносу завдяки електростатичного силі тяжіння між іонами з зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названа Косселем « електровалентной»(Тепер її називають іонної).
В цьому випадку аніони і катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньої електронної оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи і аніонів неметалічних елементів VI і VII груп (16 і 17 підгруп - відповідно, халькогенові галогенів). Зв'язки у іонних з'єднань ненасичені і ненаправлення, тому можливість електростатичного взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 і 3 показані приклади іонних зв'язків, відповідних моделі електронного переносу Косселя.
Мал. 2.
Мал. 3.Іонна зв'язок в молекулі кухонної солі (NaCl)
Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин в природі, зокрема, розглянути подання про кислотахі підставах.
Водні розчини всіх цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів був відкритий Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори являють собою слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких в недиссоциированном і диссоциированном станах різниться.
Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчинні у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять - ОН-груп, зокрема, триетиламін N (С 2 Н 5) 3); розчинні підстави називають лугами.
Водні розчини кислот вступають в характерні реакції:
а) з оксидами металів - з утворенням солі і води;
б) з металами - з утворенням солі і водню;
в) з карбонатами - з утворенням солі, СO 2 і Н 2 O.
Властивості кислот і підстав описують кілька теорій. У відповідність з теорією С.А. Аррениуса, кислота являє собою речовина, дисоціює з утворенням іонів Н+, Тоді як підстава утворює іони ВІН-. Ця теорія не враховує існування органічних підстав, які не мають гідроксильних груп.
Відповідно до протонноїтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота являє собою речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а підстава - речовина, що складається з молекул або іонів, які беруть протони ( акцепторипротонів). Відзначимо, що у водних розчинах іони водню існують в гидратированной формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидні іонами, а й здійснюються за відсутності розчинника або з неводним розчинником.
Наприклад, в реакції між аміаком NH 3 (слабким підставою) і хлороводородом в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважної суміші двох речовин завжди присутні 4 частки, дві з яких - кислоти, а дві інші - підстави:
Ця рівноважна суміш складається з двох сполучених пар кислот і підстав:
1)NH 4 + і NH 3
2) HClі Сl ‑
Тут в кожній сполученій парі кислота і підставу розрізняються на один протон. Кожна кислота має поєднане з нею підставу. Сильної кислоті відповідає слабке поєднане підставу, а слабкою кислоті - сильне поєднане підставу.
Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, в залежності від взаємодіє з нею речовини, може проявляти властивості або кислоти, або підстави. Наприклад, в реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є підставою, а з водними розчинами аміаку - кислотою.
1) СН3СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО-. Тут молекула оцтової кислоти донірует протон молекулі води;
2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН-. Тут молекула аміаку акцептує протон від молекули води.
Таким чином, вода може утворювати дві сполучені пари:
1) Н 2 O(Кислота) і ВІН- (поєднане підставу)
2) Н 3 О+ (Кислота) і Н 2 O(Поєднане підставу).
У першому випадку вода донірует протон, а в другому - акцептує його.
Така властивість називається амфіпротонностью. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і підстав, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини зустрічаються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з підставами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки з присутніми іонами металів.
Таким чином, характерна властивість іонної зв'язку - повне переміщення нари зв'язують електронів до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна щільність майже нульова.
Другий тип зв'язку -ковалентная зв'язок
Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом усуспільнення електронів.
Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів усуспільнюється по одному від кожногоатома. В такому випадку усуспільнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернихдвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2. Цей же тип зв'язку є у алотропія O 2 і озону O 3 і у багатоатомної молекули S 8, а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, вуглекислого газу СO 2, метану СH 4, етанолу З 2 Н 5 ВІН, Гексафториду сірки SF 6, ацетилену З 2 Н 2. У всіх цих молекул електрони однаково загальні, а їх зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).
Для біологів важливо, що у подвійному і потрійному зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.
Мал. 4.Ковалентний зв'язок в молекулі Сl 2.
Іонний і ковалентний типи зв'язків - це два граничних випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.
З'єднання двох елементів, розташованих в протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язку. У міру зближення елементів в межах періоду іонний характер їх з'єднань зменшується, а ковалентний - збільшується. Наприклад, нітрати і оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язку ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), А такі ж з'єднання елементів правій частині таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО2, NH 3, NO 2, СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 О 6, етанол З 2 Н 5 ОН).
Ковалентний зв'язок, в свою чергу, має ще одну модифікацію.
У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрона можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, усуспільнюється з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названа координаційної (донорно-акцепторної, абодатівная) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найбільш важливих для метаболізму d-елементів в значній мірі описується координаційними зв'язками.
Pіc. 5.
Як правило, в комплексному поєднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних і ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.
Суть ковалентного зв'язку і її різновиди - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот і підстав, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» і «основа» за теорією Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів і участь речовин в реакціях нуклеофільного заміщення, тобто в освіті КС.
Згідно Льюїсу, кислота - це речовина, здатне утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від заснування. Льюісовим підставою названо речовина, що володіє неподіленої електронної парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюісовой кислотою.
Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони не беруть участь зовсім. Причому сам протон, за цією теорією, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.
Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюісовимі кислотами, а аніони - Льюісовимі підставами. Прикладом можуть служити такі реакції:
Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносне, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторні атомам в ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.
поляризуемостьвизначається електронної структурою, зарядом і розмірами іона; у аніонів вона вище, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів - у катіонів більшого заряду і меншого розміру, наприклад, у Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Аl 3+, Тl 3+. Сильним поляризующим дію має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двостороннє, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.
Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок
Крім перерахованих типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совимі .
Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.
Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнатяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, або лондоновских сили; Мал. 6).
Мал. 6.
Диполь-дипольниммоментом володіють тільки молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3, SO 2, Н 2 O, C 6 H 5 Cl), Причому сила зв'язку становить 1-2 Дебая(1Д = 3,338 × 10 -30 кулон-метра - Кл × м).
У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворена тяжінням між атомом водню і електронегативний атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором і азотом. З великими атомами, що володіють аналогічною електронегативні (наприклад, з хлором і сіркою), воднева зв'язок виявляється значно слабшою. Атом водню відрізняється однією суттєвою особливістю: при зволіканні зв'язують електронів його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.
Тому атом перетворюється у великий диполь.
Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсова, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, але і всередині однієї молекули - внутримолекулярнаяводнева зв'язок. Водневі зв'язки відіграють в біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).
Рис.7.
Воднева і вандерваальсова зв'язку значно слабкіше, ніж іонна, ковалентний та координаційна. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана в табл. 1.
Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил
Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення і випаровування (кипіння). Іонним з'єднанням потрібно для поділу іонів значно більше енергії, ніж для поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних з'єднань значно вище, ніж молекулярних сполук.
Четвертий тип зв'язку -металева зв'язок
Нарешті, є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів решітки металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку не зустрічається.
З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома або іона металу - донора електронів, а також атома - акцептоpa електронів є його розмір.
Не вдаючись в деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсови радіуси взаємодіючих молекул збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів - найменші, а вандерваальсова радіусів - найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсови.
Найбільше значення для біологів і медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) Зв'язку, що розглядаються координаційної хімією.
Медична біонеорганіка. Г.К. баранчиків
.
Вам відомо, що атоми можуть з'єднуватися один з одним з утворенням як простих, так і складних речовин. При цьому утворюються різного типу хімічні зв'язки: іонна, ковалентний (неполярні і полярна), металева і воднева.Одне з найбільш істотних властивостей атомів елементів, що визначають, який зв'язок утворюється між ними - іонна або ковалентний, - це електронний торгівельний, тобто здатність атомів в з'єднанні притягувати до себе електрони.
Умовну кількісну оцінку електронегативності дає шкала відносних електроотріцательностей.
У періодах спостерігається загальна тенденція зростання електроотріца-ності елементів, а в групах - їх падіння. Елементи по електроот-ріцательно розташовують в ряд, на підставі якого можна порівняти електронегативності елементів, що знаходяться в різних періодах.
Тип хімічного зв'язку залежить від того, наскільки велика різниця значень електронегативності з'єднуються атомів елементів. Чим більше відрізняються по електронегативності атоми елементів, що утворюють зв'язок, тим хімічний зв'язок полярних. Провести різку межу між типами хімічних зв'язків не можна. У більшості з'єднань тип хімічного зв'язку виявляється проміжним; наприклад, сильнополярная ковалентний хімічний зв'язок близька до іонної зв'язку. Залежно від того, до якого з граничних випадків ближче за своїм характером хімічний зв'язок, її відносять або до іонної, або до ковалентного полярного зв'язку.
Іонна зв'язок.Іонна зв'язок утворюється при взаємодії атомів, які різко відрізняються один від одного по електронегативності.Наприклад, типові метали літій (Li), натрій (Na), калій (K), кальцій (Ca), стронцій (Sr), барій (Ba) утворюють іонну зв'язок з типовими неметалами, в основному з галогенами.
Крім галогенідів лужних металів, іонна зв'язок також утворюється в таких з'єднаннях, як луги та солі. Наприклад, в гидроксиде натрію (NaOH) і сульфат натрію (Na 2 SO 4) іонні зв'язки існують тільки між атомами натрію і кисню (решта зв'язку - ковалентні полярні).
Ковалентний неполярний зв'язок.При взаємодії атомів з однаковою електроотріца-тю утворюються молекули з ковалентним неполярной зв'язком.Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Хімічні зв'язку в цих газах утворені за допомогою загальних електронних пар, тобто при перекривання відповідних електронних хмар, зумовленому електронно-ядерною взаємодій-наслідком, які здійснює при зближенні атомів.
Складаючи електронні формули речовин, слід пам'ятати, що кожна загальна електронна пара - це умовне зображення підвищеної електронної щільності, що виникає в результаті перекривання відповідних електронних хмар.
Ковалентний полярна зв'язок.При взаємодії атомів, значення електроотрецательностей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома.Це найбільш поширений тип хімічного зв'язку, якої зустрічається як в неорганічних, так і органічних сполуках.
До нековалентним зв'язків в повній мірі відносяться і ті зв'язки, які утворені по донорно-акцепторного механізму, наприклад в іонах гідроксонію і амонію.
Металева зв'язок.
Зв'язок, що утворюється в результаті взаємодії відносите-льно вільних електронів з іонами металів, називаються металевим зв'язком.Цей тип зв'язку характерний для простих речовин-металів.
Сутність процесу освіти металевої зв'язку полягає в наступному: атоми металів легко віддають валентні електрони і перетворюються в позитивні заряджені іони. Щодо свобо-дние електрони, що відірвалися від атома, переміщаються між поклади-них іонами металів. Між ними виникає металева зв'язок, т. Е. Електрони як би цементують позитивні іони кристал-вої решітки металів.
Водневий зв'язок.
Зв'язок, що утворюється між атомів водню однієї молекули і атомом сильно електронегативного елемента(O, N, F) іншої молекули, називається водневим зв'язком.
Може виникнути питання: чому саме водень утворює таку специфічну хімічну зв'язок?
Це пояснюється тим, що атомний радіус водню дуже малий. Крім того, при зміщенні або повній віддачі свого єдиного електрона водень набуває порівняно високий позитивний заряд, за рахунок якого водень однієї молекули взаємодіє з атомами електронегативний елементів, що мають частковий негативний заряд, що виходить до складу інших молекул (HF, H 2 O, NH 3) .
Розглянемо деякі приклади. Зазвичай ми зображуємо склад води хімічною формулою H 2 O. Однак це не зовсім точно. Правильніше було б склад води позначати формулою (H 2 O) n, де n = 2,3,4 і т. Д. Це пояснюється тим, що окремі молекули води пов'язані між собою за допомогою водневих зв'язків.
Водневий зв'язок прийнято позначати точками. Вона набагато слабша, ніж іонна або ковалентний зв'язок, але сильніша, ніж звичайне міжмолекулярної взаємодії.
Наявність водневих зв'язків пояснює збільшення об'єму води при зниженні температури. Це пов'язано з тим, що при зниженні температури відбувається зміцнення молекул і тому зменшується щільність їх «упаковки».
При вивченні органічної хімії виникало і таке питання: чому температури кипіння спиртів набагато вище, ніж відповідних вуглеводнів? Пояснюється це тим, що між молекулами спиртів теж утворюються водневі зв'язку.
Підвищення температури кипіння спиртів відбувається також всле-дствіе укрупнення їх молекул.
Водневий зв'язок характерна і для багатьох інших органічних сполук (фенолів, карбонових кислот та ін.). З курсів органічної хімії і загальної біології вам відомо, що наявністю водневого зв'язку пояснюється вторинна структура білків, будова подвійної спіралі ДНК, т. Е. Явище компліментарності.
Ковалентний хімічний зв'язок, її різновиди та механізми утворення. Характеристика ковалентного зв'язку (полярність і енергія зв'язку). Іонна зв'язок. Металева зв'язок. воднева зв'язок
Вчення про хімічний зв'язок складає основу всієї теоретичної хімії.
Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яке пов'язує їх в молекули, іони, радикали, кристали.
Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентний, металеву і водневу.
Розподіл хімічних зв'язків на типи носить умовний характер, по скільки всі вони характеризуються певним єдністю.
Іонну зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку.
Металева зв'язок поєднує ковалентное взаємодія атомів за допомогою обобществленних електронів і електростатичне тяжіння між цими електронами і іонами металів.
У речовинах часто відсутні граничні випадки хімічного зв'язку (або чисті хімічні зв'язки).
Наприклад, фторид літію $ LiF $ відносять до іонним з'єднанням. Фактично ж в ньому зв'язок на $ 80% $ іонна і на $ 20% $ ковалентная. Правильніше тому, очевидно, говорити про ступінь полярності (ионности) хімічного зв'язку.
В ряду галогеноводородов $ HF-HCl-HBr-HI-HАt $ ступінь полярності зв'язку зменшується, бо зменшується різниця в значеннях електронегативності атомів галогену і водню, і в астатоводень зв'язок стає майже неполярной $ (ЕО (Н) = 2.1; ЕО (At) = 2.2) $.
Різні типи зв'язків можуть міститися в одних і тих же речовинах, наприклад:
- в підставах: між атомами кисню і водню в гидроксогрупп зв'язок полярна ковалентний, а між металом і гидроксогрупп - іонна;
- в солях кисневмісних кислот: між атомом неметалла і киснем кислотного залишку - ковалентний полярна, а між металом і кислотним залишком - іонна;
- в солях амонію, метіламмонія і т. д .: між атомами азоту і водню - ковалентний полярна, а між іонами амонію або метіламмонія і кислотним залишком - іонна;
- в пероксид металів (наприклад, $ Na_2O_2 $) зв'язок між атомами кисню ковалентная неполярная, а між металом і киснем - іонна і т.д.
Різні типи зв'язків можуть переходити одна в іншу:
- при електролітичноїдисоціації в воді ковалентних сполук ковалентная полярна зв'язок переходить в іонну;
- при випаровуванні металів металева зв'язок перетворюється в ковалентну неполярну і т.д.
Причиною єдності всіх типів і видів хімічних зв'язків служить їх однакова хімічна природа - електронно-ядерна взаємодія. Утворення хімічного зв'язку в будь-якому випадку є результат електронно-ядерної взаємодії атомів, що супроводжується виділенням енергії.
Способи утворення ковалентного зв'язку. Характеристики ковалентного зв'язку: довжина і енергія зв'язку
Ковалентний хімічний зв'язок - це зв'язок, що виникає між атомами за рахунок утворення спільних електронних пар.
Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним і донорно-акцепторні.
I. обмінний механізмдіє, коли атоми утворюють загальні електронні пари за рахунок об'єднання неспарених електронів.
1) $ H_2 $ - водень:
Зв'язок виникає завдяки освіті загальної електронної пари $ s $ -Електронна атомів водню (перекривання $ s $ -орбіталей):
2) $ HCl $ - хлороводень:
Зв'язок виникає за рахунок утворення спільної електронної пари з $ s- $ і $ p- $ електронів (перекривання $ s-p- $ орбіталей):
3) $ Cl_2 $: в молекулі хлору ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних $ p- $ електронів (перекривання $ p-p- $ орбіталей):
4) $ N_2 $: в молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари:
II. Донорно-акцепторні механізмутворення ковалентного зв'язку розглянемо на прикладі іона амонію $ NH_4 ^ + $.
Донор має електронну пару, акцептор - вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язку з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню спільних електронних пар атомом азоту і атомами водню за обмінним механізмом, одна - по донорно-акцепторного механізму.
Ковалентні зв'язки можна класифікувати за способом перекривання електронних орбіталей, а також щодо зміщення їх до одного з пов'язаних атомів.
Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті перекривання електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються $ σ $ -зв'язків (сигма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцна.
$ P- $ Орбіталі можуть перекриватися в двох областях, утворюючи ковалентний зв'язок за рахунок бічного перекривання:
Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті «бічного» перекривання електронних орбіталей поза лінією зв'язку, тобто в двох областях, називаються $ π $ -зв'язків (пі-зв'язками).
за ступеня зміщеннязагальних електронних пар до одного з пов'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярноїі неполярной.
Ковалентну хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярной.Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, тому що атоми мають однакову ЕО - властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів. наприклад:
тобто за допомогою ковалентного неполярной зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентну хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативності яких відрізняються, називають полярної.
Довжина і енергія ковалентного зв'язку.
характерні властивості ковалентного зв'язку- її довжина і енергія. довжина зв'язку- це відстань між ядрами атомів. Хімічна зв'язок тим міцніше, чим менше її довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, Яка визначається кількістю енергії, необхідної для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється в кДж / моль. Так, згідно з досвідченим даними, довжини зв'язку молекул $ H_2, Cl_2 $ і $ N_2 $ відповідно становлять $ 0.074, 0.198 $ і $ 0.109 $ нм, а енергії зв'язку відповідно рівні $ 436, 242 $ і $ 946 $ кДж / моль.
Іони. іонна зв'язок
Уявімо собі, що «зустрічаються» два атома: атом металу I групи і атом неметалла VII групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалла якраз не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним.
Перший атом легко віддасть другого свій далекий від ядра і слабо пов'язаний з ним електрон, а другий надасть йому вільне місце на своєму зовнішньому електронному рівні.
Тоді атом, позбавлений одного свого негативного заряду, стане позитивно зарядженою часткою, а другий перетвориться в негативно заряджену частинку завдяки отриманому електрону. Такі частинки називаються іонами.
Хімічна зв'язок, що виникає між іонами, називається іонної.
Розглянемо освіту зв'язку з цим на прикладі добре всім знайомого з'єднання хлориду натрію (кухонна сіль):
Процес перетворення атомів в іони зображений на схемі:
Таке перетворення атомів в іони відбувається завжди при взаємодії атомів типових металів і типових неметалів.
Розглянемо алгоритм (послідовність) міркувань при записі освіти іонної зв'язку, наприклад між атомами кальцію і хлору:
Цифри, що показують число атомів або молекул, називаються коефіцієнтами, А цифри, що показують число атомів або іонів в молекулі, називають індексами.
металева зв'язок
Ознайомимося з тим, як взаємодіють між собою атоми елементів-металів. Метали зазвичай існують не у вигляді ізольованих атомів, а в формі шматка, злитка або металевого виробу. Що утримує атоми металу в єдиному обсязі?
Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів - $ 1, 2, 3 $. Ці електрони легко відриваються, і атоми при цьому перетворюються в позитивні іони. Відірвалися електрони переміщаються від одного іона до іншого, пов'язуючи їх в єдине ціле. З'єднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т.д. Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються в іони і навпаки.
Зв'язок в металах між іонами за допомогою обобществленних електронів називається металевої.
На малюнку схематично зображено будову фрагмента металу натрію.
При цьому невелике число обобществленних електронів пов'язує велику кількість іонів і атомів.
Металева зв'язок має деяку схожість з ковалентним, оскільки заснована на усуспільнення зовн них електронів. Однак при ковалентного зв'язку усуспільнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, в той час як при металевої зв'язку в усуспільнення цих електронів беруть участь всі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевої, як правило, пластичні, електропровідні і мають металевий блиск.
Металева зв'язок характерна як для чистих металів, так і для сумішей різних металів - сплавів, що знаходяться в твердому і рідкому станах.
воднева зв'язок
Хімічний зв'язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули (або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативний елементів, що мають неподіленого електронні пари ($ F, O, N $ і рідше $ S $ і $ Cl $), інший молекули (або її частини) називають водневої.
Механізм утворення водневого зв'язку має частково електростатичний, частково донорно- акцепторні характер.
Приклади міжмолекулярної водневого зв'язку:
При наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути при звичайних умовах рідинами (спирт, вода) або легко зріджується газами (аміак, фтороводород).
Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні решітки.
Речовини молекулярного і немолекулярного будови. Тип кристалічної решітки. Залежність властивостей речовин від їх складу і будови
Молекулярне і немолекулярное будова речовин
В хімічні взаємодії вступають не окремі атоми або молекули, а речовини. Речовина при заданих умовах може перебувати в одному з трьох агрегатних станів: твердому, рідкому або газоподібному. Властивості речовини залежать також від характеру хімічного зв'язку між утворюють його частинками - молекулами, атомами або іонами. За типом зв'язку розрізняють речовини молекулярного і немолекулярного будови.
Речовини, що складаються з молекул, називаються молекулярними речовинами. Зв'язки між молекулами в таких речовинах дуже слабкі, набагато слабкіше, ніж між атомами всередині молекули, і вже при порівняно низьких температурах вони розриваються - речовина перетворюється в рідину і далі в газ (сублімація йоду). Температури плавлення і кипіння речовин, що складаються з молекул, підвищуються зі збільшенням молекулярної маси.
До молекулярним речовин відносяться речовини з атомною структурою ($ C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W $), серед них є метали і неметали.
Розглянемо фізичні властивості лужних металів. Відносно мала міцність зв'язку між атомами зумовлює низьку механічну міцність: лужні метали м'які, легко ріжуться ножем.
Великі розміри атомів призводять до малої щільності лужних металів: літій, натрій і калій навіть легше води. У групі лужних металів температури кипіння і плавлення знижуються зі збільшенням порядкового номера елемента, тому що розміри атомів збільшуються, і слабшають зв'язку.
До речовин немолекулярногобудови відносяться іонні сполуки. Таким будовою володіє більшість з'єднань металів з неметалами: все солі ($ NaCl, K_2SO_4 $), деякі гідриди ($ LiH $) і оксиди ($ CaO, MgO, FeO $), підстави ($ NaOH, KOH $). Іонні (немолекулярное) речовини мають високі температури плавлення і кипіння.
кристалічні решітки
Речовина, як відомо, може існувати в трьох агрегатних станах: газоподібному, рідкому і твердому.
Тверді речовини: аморфні і кристалічні.
Розглянемо, як впливають особливості хімічних зв'язків на властивості твердих речовин. Тверді речовини діляться на кристалічніі аморфні.
Аморфні речовини не мають чіткої температури плавлення - при нагріванні вони поступово розм'якшуються і переходять в текучий стан. У аморфному стані, наприклад, знаходяться пластилін і різні смоли.
Кристалічні речовини характеризуються правильним розташуванням тих частинок, з яких вони складаються: атомів, молекул та іонів - у строго визначених точках простору. При з'єднанні цих точок прямими лініями утворюється просторовий каркас, званий кристалічною решіткою. Точки, в яких розміщені частинки кристала, називають вузлами решітки.
Залежно від типу частинок, розташованих у вузлах кристалічної решітки, і характеру зв'язку між ними розрізняють чотири типи кристалічних решіток: іонні, атомні, молекулярніі металеві.
Іонні кристалічні решітки.
іонниминазивають кристалічні решітки, у вузлах яких знаходяться іони. Їх утворюють речовини з іонним зв'язком, якій можуть бути пов'язані як прості іони $ Na ^ (+), Cl ^ (-) $, так і складні $ SO_4 ^ (2), ВІН ^ - $. Отже, іонними кристалічними гратами мають солі, деякі оксиди і гідроксиди металів. Наприклад, кристал хлориду натрію складається з чергуються позитивних іонів $ Na ^ + $ і негативних $ Cl ^ - $, які утворюють решітку у формі куба. Зв'язки між іонами в такому кристалі дуже стійкі. Тому речовини з іонним гратами відрізняються порівняно високою твердістю і міцністю, вони тугоплавкі і нелеткі.
Атомні кристалічні решітки.
атомниминазивають кристалічні решітки, у вузлах яких знаходяться окремі атоми. У таких решітках атоми з'єднані між собою дуже міцними ковалентними зв'язками. Прикладом речовин з таким типом кристалічних решіток може служити алмаз - одне з аллотропних видозмін вуглецю.
Більшість речовин з атомної кристалічною решіткою мають дуже високі температури плавлення (наприклад, у алмазу вона вище $ 3500. ° С $), вони міцні і тверді, практично нерозчинні.
Молекулярні кристалічні решітки.
молекулярниминазивають кристалічні решітки, у вузлах яких розташовуються молекули. Хімічні зв'язку в цих молекулах можуть бути і полярними ($ HCl, H_2O $), і неполярними ($ N_2, O_2 $). Незважаючи на те, що атоми всередині молекул пов'язані дуже міцними ковалентними зв'язками, між самими молекулами діють слабкі сили міжмолекулярної тяжіння. Тому речовини з молекулярними кристалічними гратами мають малу твердість, низькі температури плавлення, летючі. Більшість твердих органічних сполук мають молекулярні кристалічні решітки (нафталін, глюкоза, цукор).
Металеві кристалічні решітки.
Речовини з металевою зв'язком мають металеві кристалічні решітки. У вузлах таких грат знаходяться атоми і іони (то атоми, то іони, в які легко перетворюються атоми металу, віддаючи свої зовнішні електрони «в загальне користування»). Таке внутрішню будову металів визначає їх характерні фізичні властивості: гнучкість, пластичність, електро- і теплопровідність, характерний металевий блиск.
Хімічна зв'язок - зв'язок між атомами в молекулі або молекулярному з'єднанні, що виникає в результаті перенесення електронів з одного атома на інший, або усуспільнення електронів для обох атомів.
Розрізняють декілька типів хімічних зв'язків: ковалентний, іонна, металева, воднева.
Ковалентний зв'язок (лат. Со - спільно + valens - чинний)
Ковалентний зв'язок виникає між двома атомами за обмінним механізмом (усуспільнення пари електронів) або донорно-акцепторного механізму (електронів донора і вільної орбіталі акцептора).
Ковалентним зв'язком з'єднані атоми в молекулах простих речовин (Cl 2, Br 2, O 2), органічних речовин (C 2 H 2), а також, в загальному випадку, між атомами неметалла і іншого неметалла (NH 3, H 2 O, HBr ).
Якщо атоми, що утворюють ковалентний зв'язок, мають однакові значення електронегативності, то зв'язок між ними називається ковалентним неполярной зв'язком. В таких молекулах немає "полюса" - електронна щільність розподіляється рівномірно. Приклади: Cl 2, O 2, H 2, N 2, I 2.
Якщо атоми, що утворюють ковалентний зв'язок, мають різні значення електронегативності, то зв'язок між ними називається ковалентної полярною. В таких молекулах є "полюс" - електронна щільність зміщена до більш електронегативного елементу. Приклади: HCl, HBr, HI, NH 3, H 2 O.
Ковалентний зв'язок може бути утворена за обмінним механізмом - усуспільнення електронної пари. У такому випадку кожен атом "однаково" вкладається створення зв'язку. Наприклад, два атома азоту, що утворюють молекулу N 2, віддають по 3 електрона з зовнішнього рівня для створення зв'язку.
Існує донорно-акцепторні механізм утворення ковалентного зв'язку, при якому один атом виступає в якості донора неподіленої електронної пари. Інший атом не витрачає свої електрони, а тільки лише надає орбиталь (осередок) для цієї електронної пари.
- NH 4 + - в іоні амонію
- NH 4 + Cl, NH 4 + Br - всередині іона амонію в усіх його солях
- NO 3 - - в нітрат йоні
- KNO 3, LiNO 3 - всередині нітрат іона у всіх нітрати
- O 3 - озон
- H 3 O + - іон гідроксонію
- CO - чадний газ
- K, Na 2 - у всіх комплексних солях є хоча б одна ковалентний зв'язок, що виникла по донорно-акцепторного механізму
іонна зв'язок
Іонна зв'язок - один з видів хімічного зв'язку, в основі якого лежить електростатична взаємодія між протилежно зарядженими іонами.
У найбільш частому випадку іонна зв'язок утворюється між типовим металом і типовим неметаллом. приклади:
NaF, CaCl 2, MgF 2, Li 2 S, BaO, RbI.
Великий підказкою служить таблиця розчинності, адже все солі мають іонні зв'язку: CaSO 4, Na 3 PO 4. Навіть іон амонію не виняток, між катіоном амонію і різними аніонами утворюються іонні зв'язку, наприклад в з'єднаннях: NH 4 I, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4.
Часто в хімії зустрічаються кілька зв'язків всередині однієї молекули. Розглянемо, наприклад, фосфат амонію, позначивши тип кожної зв'язки всередині цієї молекули.
Металева зв'язок - вид хімічного зв'язку утримує разом атоми металу. Цей тип зв'язку виокремлений, так як його відмінністю є наявність високої концентрації в металах електронів провідності - "електронного газу". За природою металева зв'язок близька до ковалентного.
"Хмара" електронів в металах здатне приходити в рух під різним впливом. Саме воно є причиною електропровідності металів.
Водневий зв'язок - вид хімічного зв'язку, що утворюється між деякими молекулами, що містять водень. Одна з найбільш частих помилок вважати, що в самому газі, водні, мають водневі зв'язки - це зовсім не так.
Водневі зв'язки виникають між атомом водню і іншим більш електронегативний атомом (O, S, N, C).
Необхідно усвідомити найважливішу деталь: водневі зв'язки утворюються між молекулами, а не всередині. Вони є між молекулами:
- H 2 O
- Органічних спиртів: З 2 H 5 OH, C 3 H 7 OH
- Органічних кислот: CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH
Частково за рахунок водневих зв'язків спостерігається той самий виняток, пов'язане з посиленням кислотних властивостей в ряду галогеноводородних кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор є ЕО-им елементів, сильно притягує до себе атом водню іншої молекули, що знижує здатність кислоти отщеплять водень і знижує її силу.
© Беллевіч Юрій Сергійович 2018-2020
Дана стаття написана Беллевічем Юрієм Сергійовичем і є його інтелектуальною власністю. Копіювання, поширення (в тому числі шляхом копіювання на інші сайти та ресурси в Інтернеті) або будь-яке інше використання інформації і об'єктів без попередньої згоди правовласника переслідується по закону. Для отримання матеріалів статті та дозволу їх використання, зверніться, будь ласка, до
