Co тип химической связи и схема. Типы химических связей

Определите тип химической связи и запишите схему её об­разования для веществ с формулами:

а) S 2 , К 2 O и H 2 S;
б) N 2 , Li 3 N и Cl 3 N.

Ответ

В молекуле S 2 связь 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.

В молекуле К 2 O связь ионная, т.к. она образована атомами элементов металла и неметалла.

Калий — элемент I группы главной подгруппы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7:

K 0 атом − 1e − → K +1 ион

Кислород — элемент главной подгруппы VI группы, неметалл. Его атому легче принять 2 электрона, которых не хватает до завершения уровня, чем отдать 6 электронов:

O 0 атом + 2e − → O -2 ион

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавших­ся 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 молекуле H 2 S связь 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 I группы. Его атомы содер­жат по 1 электрону на внешней оболочке. Непарным является I элек­трон (для атома водорода завершенным является двухэлектронный уровень).

Общие электронные пары смещены к атому серы, как более электроотрицательному

В молекуле N 2 связь ковалентная неполярная, т.к. она образова­на атомами одного и того же элемента. Схема образования связи сле­дующая:

Азот — элемент главной подгруппы V группы. Его атомы имеют 5 электронов на внешней оболочке. Непарных электронов: 8 − 5 = 3.

В молекуле Li 3 N связь ионная, т.к. она образована атомами эле­ментов металла и неметалла.

Литий — элемент главной подгруппы I группы, металл. Его атому легче отдать 1 электрон, чем принять недостающие 7:

Li 0 атом − 1e − → Li +1 ион

Азот — элемент главной подгруппы У группы, неметалл. Его атому легче принять 3 электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня:

N 0 атом + 3e − → N -3 ион

Найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавших­ся 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 молекуле NCl 3 связь 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 содер­жат по 7 электронов на внешней оболочке. Непарным остается 1 электрон.

Общие электронные пары смещены к атому азота, как более электроотрицательному:

Типы химической связи.
Ионная связь

8 класс

Являяcь многие годы вашим подписчиком, всегда с интересом знакомлюсь с публикациями разработок уроков, внеклассных мероприятий, дидактических материалов. Из многих публикаций удается почерпнуть интересные идеи, на основе которых разрабатываю собственные уроки.

Имея возможность самостоятельно определять последовательность изучения материала в курсе химии, после изучения темы «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева на основе строения атомов» считаю необходимым изучение материала по теме «Строение вещества». Рассмотрение темы «Строение вещества» в 8-м классе позволяет на более глубоком уровне изучать последующие темы курса, например «Галогены», «Щелочные металлы» и др.

Предлагаю вашему вниманию разработку урока по теме «Ионная связь». Урок построен таким образом, чтобы учащиеся, повторив ранее изученный материал, успешно освоили новый. Надеюсь, что разработка урока будет полезна коллегам – учителям химии, позволит сделать уроки интересными, организовать самостоятельную творческую работу ребят.

Задачи урока. Образовательные: повторение, коррекция и закрепление знаний по теме «Строение атомов»; закрепление понятий «электроотрицательность», «ковалентная полярная связь» и «ковалентная неполярная связь»; введение понятий «ионы», «ионная связь»; изучение нового типа химической связи – ионной связи, ее природы и условий образования; обучение навыкам сравнения схем строения нейтральных атомов и ионов.

Развивающие: развитие навыков составления электронных схем образования химических связей, соединений с ионным типом связи и определения количества электронов в ионах; развитие умений определения типа связи на основании анализа состава химического соединения.

Оборудование. Периодическая система химических элементов, карточки с формулами веществ (H 2 O, Br 2 , CO 2 , O 3 , HCl, HNO 3 , P 4 , CS 2 , H 2 SO 4 , S 8), раздаточные материалы, цветные сигнальные карточки с цифрами: красная – 1, синяя – 2, фиолетовая – 3.

Тип урока. Комбинированный (80 мин.)

ХОД УРОКА

Повторение ранее изученного материала

Учитель. Сегодня нам с вами предстоит покорить одну из важнейших вершин науки химии – вершину «Химическая связь». Чтобы начать восхождение, нужно к нему подготовиться, собрать рюкзаки, в которые сложить все необходимые знания. Для начала посмотрим, как вы это делаете самостоятельно.

Собираем рюкзаки. Учащимся предлагается выполнить самостоятельную работу с последующей самопроверкой. Самостоятельная работа решает задачу актуализации знаний, играет роль входной диагностики (определение готовности учащихся к дальнейшей работе по теме).

Задание учащиеся получают на карточках. Два ученика с хорошим уровнем подготовки работают за отдельным столом, выполняя работу маркерами на листах формата А4. По окончании работы они вывешивают их на доску. Два хорошо подготовленных ученика комментируют выполненную работу, отвечают на уточняющие вопросы учителя и одноклассников. Остальные ученики класса проверяют свою работу самостоятельно, по ходу комментирования.

Ученики, выполнившие работу и прокомментировавшие ее, получают оценки.

Самостоятельная работа

Задание 1. По электронной формуле определите положение элемента в периодической системе, назовите его.

В а р и а н т I. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

В а р и а н т II. 1s 2 2s 1 .

Задание 2. Исходя из положения элементов в периодической системе, сравните их электроотрицательность и поставьте между ними знак <, >, =.

В а р и а н т I.

1) ЭО (Br) * ЭО (Li);

2) ЭО (Al) * ЭО (Cl);

3) ЭО (S) * ЭО (O).

В а р и а н т II.

1) ЭО (Mg) * ЭО (F);

2) ЭО (C) * ЭО (O);

3) ЭО (I) * ЭО (Cl).

Задание 3. Определите количество электронов на внешнем уровне в атомах.

В а р и а н т I. Cl, K, P.

В а р и а н т II. Ca, S, F.

Задание 4. Определите, сколько электронов не хватает каждому атому до завершения внешнего уровня.

В а р и а н т I. C, S, Cl.

В а р и а н т II. O, P, I.

Задание 5. Закончите предложение.

В а р и а н т I. Ковалентная неполярная связь образуется между …………………. .

В а р и а н т II. Ковалентная полярная связь образуется между …………………… .

Ответы к самостоятельной работе

Задание 1.

В а р и а н т I. Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 соответствует атому серы. Элемент находится в 3-м периоде в VI группе.

В а р и а н т II. Электронная формула 1s 2 2s 1 соответствует атому лития. Элемент находится во 2-м периоде в I группе.

Задание 2.

В а р и а н т I.

1) ЭО (Br) > ЭО (Li);

2) ЭО (Al) < ЭО (Cl);

3) ЭО (S) < ЭО (O).

В а р и а н т II.

1) ЭО (Mg) < ЭО (F);

2) ЭО (C) < ЭО (O);

3) ЭО (I) < ЭО (Сl).

Задание 3.

В а р и а н т I. Cl – 7, K – 1, P – 5.

В а р и а н т II. Ca – 2, S – 6, F – 7.

Задание 4.

В а р и а н т I. C – 4, S – 2, Cl – 1.

В а р и а н т II. O – 2, P – 3, I – 1.

Задание 5.

В а р и а н т I. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью, например между атомами одного химического элемента-неметалла.

В а р и а н т II. Ковалентная полярная связь образуется между атомами, у которых электроотрицательность отличается незначительно, между разными атомами химических элементов-неметаллов.

Учитель. Задание выполнено хорошо, однако некоторые ребята допустили ошибки. Давайте еще раз повторим основные понятия и проверим умения составлять электронные схемы образования ковалентной связи, чтобы наш рюкзак был собран правильно.

1-я группа. Учащиеся, выполнившие самостоятельную работу без ошибок (по результатам самопроверки), выполняют проверочную работу на оценку.

Ц е л ь. Применение знаний в новой ситуации.

Проверочная работа

В а р и а н т I.

1. Составьте формулы веществ, состоящих из двух элементов, электронные формулы атомов которых: а) 1s 2 2s 2 2p 3 ; б) 1s 1 . Укажите тип химической связи в этих молекулах и составьте электронные схемы ее образования.

2. На основании положения элементов в периодической системе расположите их в порядке возрастания электроотрицательности их атомов:

а) S, Cl, O, K; б) F, P, Сa, N.

В а р и а н т II.

1. Составьте формулы возможных веществ, состоящих из двух элементов, электронные формулы атомов которых: а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ; б) 1s 1 . Укажите тип химической связи в этих молекулах и составьте электронные схемы ее образования.

2. На основании положения элементов в периодической системе расположите их в порядке возрастания электроотрицательности их атомов: а) Cl, I, Li, Al; б) C, N, Si, Ba.

2-я группа. Учащиеся, допустившие ошибки, составляют рассказ, заполняя пропуски предложенными словами и фразами. В случае затруднения пользуются учебником, записями в тетради.

Ц е л ь. Повторение, коррекция и закрепление знаний.

Клише рассказа

В периодической системе элементы расположены по группам и периодам. Общее количество электронов в атоме равно …........ . Номер периода соответствует...… . Номер группы показывает ………. . Завершенный внешний уровень содержит …........ .

Электроотрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны от других атомов. В периодах слева направо электроотрицательность …..….... , в главных подгруппах сверху вниз – …................ .

Ковалентная неполярная связь образуется между ……..….... . Ковалентная полярная связь образуется между…............ .

С л о в а и ф р а з ы:

1) между атомами одного химического элемента-неметалла,

2) число электронов на внешнем уровне элементов главных подгрупп,

3) увеличивается,

4) порядковому номеру элемента,

5) восемь электронов,

6) уменьшается,

7) количеству энергетических уровней,

8) между разными атомами химических элементов-неметаллов.

1-я группа сдает работы на проверку учителю, оценки будут объявлены на следующем уроке.

2-я группа проверяет свои работы при прослушивании ответа одного из учеников. При необходимости даются пояснения.

Ответы на проверочную работу

1-я группа

В а р и а н т I.

1. Электронные формулы соответствуют: а) 1s 2 2s 2 2p 3 – атому азота; б) 1s 1 – атому водорода. Эти элементы образуют следующие соединения – N 2 , H 2 , NH 3 . В молекулах N 2 , H 2 – ковалентная неполярная связь; в молекуле NH 3 – ковалентная полярная связь.

2. На основании положения элементов в периодической системе электроотрицательность возрастает в следующем порядке: а) K, S, Cl, O; б) Ca, P, N, F.

В а р и а н т II.

1. Электронные формулы соответствуют а) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – атому серы; б) 1s 1 – атому водорода. Эти элементы образуют следующие соединения: S 2 , H 2 , Н 2 S. В молекулах S 2 , H 2 – ковалентная неполярная связь; в молекуле Н 2 S – ковалентная полярная связь.

Электронные схемы образования.

S 2 * :

Н 2 S:

2. На основании положения элементов в периодической системе электроотрицательность возрастает в следующем порядке: а) Li, Al, I, Cl; б) Ba, Si, C, N.

2-я группа

В периодической системе элементы расположены по группам и периодам. Общее количество электронов в атоме равно порядковому номеру элемента . Номер периода соответствует количеству энергетических уровней. Номер группы показывает число электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп. Завершенный внешний уровень содержит восемь электронов.

Электроотрицательность – это способность атомов притягивать к себе электроны от других атомов. В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается, в главных подгруппах сверху вниз – уменьшается .

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами одного химического элемента-неметалла. Ковалентная полярная связь образуется между разными атомами химических элементов-неметаллов.

Учитель. Итак, рюкзаки собраны, начинаем наше восхождение. Однако в пути нас поджидают препятствия. И первое препятствие – «водопад» веществ.

На доске картина с изображением водопада. На водопаде прикреплены карточки с химическими формулами: H 2 O, Br 2 , CO 2 , O 3 , HCl, HNO 3 , P 4 , CS 2 , H 2 SO 4 , S 8 .

Задание. Чтобы преодолеть водопад, предлагается распределить вещества по типам химической связи.

В а р и а н т I. Выписать в тетрадь вещества с ковалентной полярной связью.

В а р и а н т II. Выписать вещества с ковалентной неполярной связью.

Проверка осуществляется фронтально.

Ответ . Вещества с ковалентной полярной связью – H 2 O, CO 2 , HCl, HNO 3 ,CS 2 , H 2 SO 4 .

Вещества с ковалентной неполярной связью – Br 2 , O 3 , P 4 , S 8 .

Учитель. Замечательно, мы успешно преодолели водопад, но впереди нас поджидает новое препятствие. На узкой горной тропе образовался «завал» из электронных схем.

Задание. Определить, какая из схем правильно отражает механизм образования химической связи.

В а р и а н т I. OF 2

В а р и а н т II. BCl 3

Электронные схемы написаны на обратной стороне доски. У каждого учащегося три цветные сигнальные карты с номерами. Учащиеся поднимают карточки с номером правильного ответа. Если допущены ошибки, проводится коррекционная работа.

Учитель. Молодцы, нам удалось пройти по узкой горной тропе, и мы продолжаем восхождение. Внимание! Впереди возникла пещера. Любопытные альпинисты обнаружили в ней интересную находку – ларчик и загадочное письмо.

Продолжить путешествие мы сможем только тогда, когда отгадаем, что находится в этом ларчике. Что ж, давайте остановимся на привал и прочитаем письмо.

На столе учителя «ларчик», запечатанный сургучной печатью. Рядом с ним свернутое письмо. Ученику предлагается прочитать письмо.

Ученик (читает текст письма). Из вещества, спрятанного в этой коробке, можно получить металл, который легко режется ножом, мнется как пластилин и хранится только под слоем керосина. Из него можно также получить удушливый и ядовитый газ желто-зеленого цвета, который используют для обеззараживания воды. Но обычно мы используем это вещество иначе. Оно в каждом доме, на каждом столе. В древние времена говорили, что оно дороже золота, поскольку без золота можно прожить, а без него нельзя. По русскому обычаю дорогих гостей встречают этим веществом, тем самым желают им здоровья, а просыпать его – значит потерять здоровье, потерпеть неудачу.

Учитель. О каком таинственном веществе идет речь в письме? Какие вещества из него получают?

Учащиеся угадывают вещество, дают ему химическое название – поваренная соль, хлорид натрия. Указывают, что из него можно получить металлический натрий и газообразный хлор. Из «ларчика» достается образец минерала, показывается учащимся.

Учитель. Какое отношение это вещество имеет к нашему уроку?

Ученик. Поскольку мы изучаем тему «Химическая связь», то необходимо выяснить, как она образуется между атомами в хлориде натрия и к какому типу ее следует отнести.

Изучение нового материала

Учитель. Молодцы. Цель нашего урока – познакомиться с новым типом химической связи – ионной, выяснить ее природу и условия образования. Мы научимся строить электронные схемы образования соединений с ионным типом химической связи, определять общее количество электронов в ионах.

Тема урока и формула поваренной соли записываются в тетрадь.

Учитель. Рассмотрим на примере хлорида натрия образование ионной связи. Запишем уравнение, отражающее взаимодействие атомов натрия и хлора:

Составьте самостоятельно в тетрадях схемы строения атомов натрия и хлора. Определите число спаренных и неспаренных электронов на последнем уровне в атомах.

Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ;

Сl +17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

Атомы натрия и хлора имеют по одному неспаренному электрону. При сближении этих атомов до определенного расстояния происходит перекрывание электронных облаков неспаренных электронов и образуется общее для двух атомов электронное облако. Но поскольку электроотрицательность хлора намного больше, чем натрия, то общая электронная пара полностью смещается к атому хлора. В результате перехода электрона от атома натрия к атому хлора появляются противоположно заряженные частицы: атом хлора приобретает отрицательный заряд, атом натрия – положительный.

(Вводится понятие «ион», «ионная связь», определения записываются в тетрадь.)

Частицы, которые образуются в результате перехода электронов от одного атома к другому, называются ионами .

Na 0 – 1e -> Na 1+ , Cl 0 + 1e -> Cl 1– .

Заряд иона определяется количеством отданных или принятых электронов. Отрицательно заряженный ион заключается в квадратные скобки.

Химическая связь, которая возникает между ионами в результате электростатического взаимодействия, называется ионной .

Давайте рассмотрим схемы строения ионов натрия и хлора и определим общее количество электронов в каждом ионе:

Na 1+ +11 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 (10 электронов );

Cl 1– +17 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 электронов ).

Проверим наши главные выводы .

Ионы – это заряженные частицы, в которые превратились атомы в результате отдачи или присоединения электронов.

Связь, которая возникает в результате электростатического взаимодействия между ионами, называется ионной.

Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов , электороотрицательность которых сильно отличается (более чем на две единицы). Ионная связь – это крайний случай ковалентной полярной связи.

В пути наш багаж знаний пополнился. Продолжим движение к вершине. Но неожиданно возникает новая преграда. Впереди густые «заросли» из химических формул, через которые можно пробраться, если удалить вещества с ионным типом химической связи.

На доске написаны формулы:

СCl 4 , Na 2 SO 4 , I 2 , LiBr, F 2 , CaCl 2 , KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2 , SO 2 , Cl 2 , BaO, I 2 , N 2 , MgS.

Учащимся предлагается выписать в тетрадь соединения с ионным типом связи.

Проверка фронтальная. Один ученик зачитывает формулы, которые записал в тетрадь, остальные ученики – проверяют. Учителем даются пояснения по веществам, состоящим из трех химических элементов и имеющим два вида связи.

Ответ. Na 2 SO 4 , LiBr, CaCl 2 , KI, Na 2 S, Mg(NO 3) 2 , BaO, MgS.

Учитель. Нам удалось проложить тропинку сквозь густые заросли, мы очень близки к цели. Давайте соберем все наши знания и поднимемся на вершину.

Под руководством учителя закрепляется умение составлять схемы образования ионной связи, определять заряды ионов, количество электронов в ионах на примере соединений: а) KF; б) Na 2 S; в) BeO.

Далее учащиеся выполняют подобную работу самостоятельно, выбрав из предложенных формул две любые: а) LiBr; б) CaCl 2 ; в) MgS; г) Мg 3 N 2 *. Одновременно у доски работают три ученика. Задание со звездочкой (*) на данном уроке не объясняется и не проверяется, объяснение будет дано на заседании химического кружка.

Проверка результатов проводится фронтально.

Закрепление материала

Учитель. Мы проделали трудный, но интересный путь, вершина «Химическая связь» покорена. Я поздравляю вас, вы приложили много усилий, чтобы ее достичь, показали ваши знания, проявили находчивость, были дружными, помогали друг другу в трудный момент. А теперь пора в обратный путь.

Учащимся предлагается выполнить проверочную работу. Ц е л ь: оперативный контроль знаний. Результаты выполнения будут использованы при планировании индивидуальной коррекционной работы с учащимися.

Проверочная работа

1. Определите количество электронов на внешнем уровне в атомах.

В а р и а н т I. F, B, Ca.

В а р и а н т II. Se, Al, C.

2. Укажите количество электронов, которое примет атом для завершения своего внешнего уровня.

В а р и а н т I. S, P, Si.

В а р и а н т II. F, N, O.

3. Укажите тип химической связи в соединениях.

В а р и а н т I. CH 4 , K 2 O, F 2 .

В а р и а н т II. PCl 3 , O 3 , Al 2 O 3 .

4. Составьте электронные схемы образования химической связи, укажите заряды ионов и определите количество электронов в каждом виде атомов и ионов.

В а р и а н т I. а) KBr; б) AlCl 3 .

В а р и а н т II. а) MgI 2 ; б) NaBr.

Заполните таблицу.

Таблица

5*. Проанализируйте рисунок и впишите недостающие формулы.

Ответы к проверочной работе

Задание 1.

В а р и а н т I. F – 7, B – 3, Ca – 2.

В а р и а н т II. Se – 6, Al – 3, C – 4.

Задание 2.

В а р и а н т I. S – 2, P – 3, Si – 4.

В а р и а н т II. F – 1, N – 3, O – 2.

Задание 3.

В а р и а н т I. В соединениях: CH 4 – ковалентная полярная химическая связь, K 2 O – ионная связь, F 2 – ковалентная неполярная связь.

В а р и а н т II. В соединениях: PCl 3 – ковалентная полярная связь, O 3 – ковалентная неполярная связь, Al 2 O 3 – ионная связь.

Задание 4.

В а р и а н т I.

а) Для KBr:

K 0 – 1e -> K 1+ , Br 0 + 1e -> Br 1– .

б) Для AlCl 3:

Al 0 – 3e -> Al 3+ , Cl 0 + 1e -> Cl 1– .

Атом	Количество электронов	Ион	Количество электронов
Al 0	13	Al 3+	10
Cl 0	17	Cl 1–	18
K 0	19	K 1+	18
Br 0	35	Br 1–	36

В а р и а н т II.

а) Для MgF 2:

Mg 0 – 2e -> Mg 2+ , F 0 + 1e -> F 1– .

б) Для NaBr:

Na 0 – 1e -> Na 1+ , Br 0 + 1e -> Br 1– .

Атом	Количество электронов	Ион	Количество электронов
Mg 0	12	Mg 2+	10
I 0	53	I 1–	54
Na 0	11	Na 1+	10
Br 0	35	Br 1–	36

Задание 5* (рассматривается на заседании химического кружка).

Ответы могут быть следующие: KCl, KH, Na 2 O, NaCl (могут быть и другие соединения металлов с приведенными в центральной части рисунка неметаллами, т.е. соединения с ионной связью).

Подведение итогов.

Выставление оценок.

Домашнее задание. Гузей Л.С. Химия. Вопросы. Задачи. Упражнения. 8–9 классы. § 18.3, упр. 1, 2, 3 – письменно.

* Двухатомные молекулы S 2 образуются при нагревании паров серы до высокой температуры. – Прим. ред.

Химическая связь.

определение химической связи;

типы химических связей;

метод валентных связей;

основные характеристики ковалентной связи;

механизмы образования ковалентной связи;

комплексные соединения;

метод молекулярных орбиталей;

межмолекулярные взаимодействия.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Химической связью называют взаимодействие между атомами, приводящее к образованию молекул или ионов и прочному удерживанию атомов друг около друга.

Химическая связь имеет электронную природу, т. е. осуществляется за счёт взаимодействия валентных электронов. В зависимости от распределения валентных электронов в молекуле, различают следующие виды связей: ионная, ковалентная, металлическая и др. Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи между атомами, резко отличающимися по природе.

ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

Ионная связь.

Основные положения современной теории ионной связи.

Ионная связь образуется при взаимодействии элементов, резко отличающихся друг от друга по свойствам, т. е. между металлами и неметаллами.

Образование химической связи объясняется стремлением атомов к достижению устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочки (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

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

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Образовавшиеся разноименно заряженные ионы удерживаются друг около друга за счёт электростатического притяжения.

Ионная связь не направленная.

Чисто ионной связи не существует. Так как энергия ионизации больше энергии сродства к электрону, то полного перехода электронов не происходит даже в случае пары атомов с большой разницей электроотрицательностей. Поэтому можно говорить о доле ионности связи. Наибольшая ионность связи имеет место во фторидах и хлоридах s-элементов. Так, в кристаллахRbCl,KCl,NaClиNaFона равна 99, 98, 90 и 97% соответственно.

Ковалентная связь.

Основные положения современной теории ковалентной связи.

Ковалентная связь образуется между элементами, сходными по свойствам, то есть, неметаллами.

Каждый элемент предоставляет для образования связей 1 электрон, причём спины электронов должны быть антипараллельными.

Если ковалентная связь образована атомами одного и того же элемента, то эта связь не полярная, т. е. общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Если же ковалентная связь образована двумя разными атомам, то общая электронная пара смещена к наиболее электроотрицательному атому, это полярная ковалентная связь .

При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, в результате, в пространстве между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, притягивающая к себе положительно заряженные ядра взаимодействующих атомов, и удерживающая их друг около друга. Вследствие этого снижается энергия системы (рис. 14). Однако при очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Поэтому имеется оптимальное расстояние между ядрами (длина связи ,l св), при котором система имеет минимальную энергию. При таком состоянии выделяется энергия, называемая энергией связи – Е св.

Рис. 14. Зависимость энергии систем из двух атомов водорода с параллельными (1) и антипараллельными (2) спинами от расстояния между ядрами (Е – энергия системы, Е св – энергия связи,r– расстояние между ядрами,l – длина связи).

Для описания ковалентной связи используют 2 метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Для наглядного изображения валентных схем обычно пользуются следующим способом: электроны, находящиеся во внешнем электронном слое обозначают точками, располагаемыми вокруг химического символа атома. Общие для двух атомов электроны показывают точками, помещаемыми между их химическими символами; двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек:

N: 1s 2 2s 2 p 3 ;

C: 1s 2 2s 2 p 4

Из приведенных схем видно, что каждая пара электронов, связывающая два атома, соответствует одной черточке, изображающей ковалентную связь в структурных формулах:

Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью по методу ВС. Так, ковалентность водорода равна 1, азота – 3.

По способу перекрывания электронных облаков, связи бывают двух видов:  - связь и  - связь.

 - связь возникает при перекрывании двух электронных облаков по оси, соединяющей ядра атомов.

Рис. 15. Схема образования  - связей.

 - связь образуется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Рис. 16. Схема образования  - связей.

ОСНОВНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.

1. Длина связи, ℓ. Это минимальное расстояние между ядрами взаимодействующих атомов, которое соответствует наиболее устойчивому состоянию системы.

2. Энергия связи, E min – это то количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва химической связи и для удаления атомов за пределы взаимодействия.

3. Дипольный момент связи,,=qℓ. Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для неполярных молекул дипольный момент равен 0, для неполярных не равен 0. Дипольный момент многоатомной молекулы равен векторной сумме диполей отдельных связей:

4. Ковалентная связь характеризуется направленностью. Направленность ковалентной связи определяется необходимостью максимального перекрывания в пространстве электронных облаков взаимодействующих атомов, которые приводят к образованию наиболее прочных связей.

Так как эти -связи строго ориентированы в пространстве, в зависимости от состава молекулы они могут находиться под определенным углом друг к другу – такой угол называется валентным.

Двухатомные молекулы имеют линейное строение. Многоатомные молекулы имеют более сложную конфигурацию. Рассмотрим геометрию различных молекул на примере образования гидридов.

1. VIгруппа, главная подгруппа (кроме кислорода), Н 2 S, Н 2 Sе, Н 2 Те.

S1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 4

У водорода в образовании связи участвует электрон с s-АО, у серы – 3р у и 3р z . Молекула Н 2 Sимеет плоское строение с углом между связями 90 0 . .

Рис 17. Строение молекулы Н 2 Э

2. Гидриды элементов Vгруппы, главной подгруппы: РН 3 , АsН 3 ,SbН 3 .

Р 1s 2 2s 2 р 6 3s 2 р 3 .

В образовании связи принимают участие: у водорода s-АО, у фосфора - р у, р х и р z АО.

Молекула РН 3 имеет форму тригональной пирамиды (в основании – треугольник).

Рис 18. Строение молекулы ЭН 3

5. Насыщаемость ковалентной связи - это число ковалентных связей, которые может образовывать атом. Оно ограничено, т.к. элемент обладает ограниченным количеством валентных электронов. Максимальное число ковалентных связей, которые может образовывать данный атом в основном или возбуждённом состоянии, называется его ковалентностью.

Пример: водород – одноковалентен, кислород – двухковалентен, азот – трёхковалентен и т. д.

Некоторые атомы могут повышать свою ковалентность в возбуждённом состоянии за счёт разъединения спаренных электронов.

Пример. Be 0 1s 2 2s 2

У атома бериллия в возбужденном состоянии один валентный электрон находится на 2p-АО и один электрон на 2s-АО, то есть ковалентностьBe 0 = 0 а ковалентностьBe* = 2. В ходе взаимодействия происходит гибридизация орбиталей.

Гибридизация - это выравнивание энергии различных АО в результате смешения перед химическим взаимодействием. Гибридизация - условный прием, позволяющий предсказать структуру молекулы при помощи комбинации АО. В гибридизации могут принимать участие те АО, энергии которых близки.

Каждому виду гибридизации соответствует определенная геометрическая форма молекул.

В случае гидридов элементов IIгруппы главной подгруппы в образовании связи участвуют две одинаковыеsр-гибридные орбитали. Подобный тип связи называетсяsр-гибридизация.

Рис 19. Молекула ВеН 2 .sp-Гибридизация.

sp-Гибридные орбитали имеют несимметричную форму, в сторону водорода направлены удлиненные части АО с валентным углом, равным 180 о. Поэтому молекула ВеН 2 имеет линейное строение (рис.).

Строение молекул гидридов элементов IIIгруппы главной подгруппы рассмотрим на примере образования молекулыBH 3 .

B 0 1s 2 2s 2 p 1

Ковалентность B 0 = 1, ковалентностьB* = 3.

В образовании связей принимают участие три sр-гибридные орбитали, которые образуются в результате перераспределения электронных плотностейs-АО и двух р-АО. Такой тип связи называетсяsр 2 - гибридизацией. Валентный угол приsр 2 - гибридизации равен 120 0 , поэтому молекула ВН 3 имеет плоское треугольное строение.

Рис.20. Молекула BH 3 . sp 2 -Гибридизация.

На примере образования молекулы СH 4 рассмотрим строение молекул гидридов элементовIVгруппы главной подгруппы.

C 0 1s 2 2s 2 p 2

Ковалентность C 0 = 2, ковалентностьC* = 4.

У углерода в образовании химической связи участвуют четыре sр-гибридные орбитали, образованные в результате перераспределения электронных плотностей междуs-АО и тремя р-АО. Форма молекулы СН 4 - тетраэдр, валентный угол равен 109 о 28`.

Рис. 21. Молекула СН 4 .sp 3 -Гибридизация.

Исключениями из общего правила являются молекулы Н 2 О иNН 3 .

В молекуле воды углы между связями равны 104,5 о. В отличии от гидридов других элементов этой группы, вода имеет особые свойства, она полярна, диамагнитна. Все это объясняется тем, что в молекуле воды тип связиsр 3 . То есть в образовании химической связи участвуют четыреsр - гибридные орбитали. На двух орбиталях находится по одному электрону, эти орбитали взаимодействуют с водородом, на двух других орбиталях находится по паре электронов. Наличие этих двух орбиталей и объясняет уникальные свойства воды.

В молекуле аммиака углы между связями равны примерно 107,3 о, то есть форма молекулы аммиака - тетраэдр, тип связиsр 3 . В образовании связи у молекулы азота принимает участие четыре гибридныеsр 3 -орбитали. На трех орбиталях находится по одному электрону, эти орбитали связаны с водородом, на четвертой АО находится неподеленная пара электронов, которая обуславливает уникальность молекулы аммиака.

МЕХАНИЗМЫ ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.

МВС позволяет различать три механизма образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный, дативный.

Обменный механизм . К нему относят те случаи образования химической связи, когда каждый из двух связываемых атомов выделяет для обобществления по одному электрону, как бы обмениваясь ими. Для связывания ядер двух атомов нужно, чтобы электроны находились в пространстве между ядрами. Эта область в молекуле называется областью связывания (область наиболее вероятного пребывания электронной пары в молекуле). Чтобы произошел обмен не спаренными электронами у атомов необходимо перекрывание атомных орбиталей (рис. 10,11). В этом и заключается действие обменного механизма образования ковалентной химической связи. Атомные орбитали могут перекрываться только в том случае, если они обладают одинаковыми свойствами симметрии относительно межъядерной оси (рис. 10, 11, 22).

Рис. 22. Перекрывание АО, не приводящее к образованию химической связи.

Донорно-акцепторный и дативный механизмы .

Донорно-акцепторный механизм связан с передачей неподеленной пары электронов от одного атома на вакантную атомную орбиталь другого атома. Например, образование иона - :

Вакантная р-АО в атоме бора в молекуле BF 3 акцептирует пару электронов от фторид-иона (донор). В образовавшемся анионе четыре ковалентные связи В-Fравноценны по длине и энергии. В исходной молекуле все три связи В-Fобразовались по обменному механизму.

Атомы, внешняя оболочка которых состоит только из s- или р-электронов, могут быть либо донорами, либо акцепторами неподеленной пары электронов. Атомы, у которых валентные электроны находятся и наd-АО, могут одновременно выступать и в роли доноров, и в роли акцепторов. Чтобы различить эти два механизма ввели понятия дативного механизма образования связи.

Простейший пример проявления дативного механизма - взаимодействие двух атомов хлора.

Два атома хлора в молекуле хлора образуют ковалентную связь по обменному механизму, объединяя свои неспаренные 3р-электроны. Кроме того, атом Сl- 1 передает неподеленную пару электронов 3р 5 - АО атому Сl- 2 на вакантную 3d-АО, а атом Сl- 2 такую же пару электронов на вакантную 3d-АО атома Сl- 1. Каждый атом выполняет одновременно функции акцептора и донора. В этом и есть дативный механизм. Действие дативного механизма повышает прочность связи, поэтому молекула хлора прочнее молекулы фтора.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.

По принципу донорно-акцепторного механизма образуется огромный класс сложных химических соединений - комплексные соединения.

Комплексные соединения - это соединения, имеющие в своем составе сложные ионы, способные к существованию как в кристаллическом виде, так и в растворе, включающие центральный ион или атом, связанный с отрицательно заряженными ионами или нейтральными молекулами ковалентными связями, образованными по донорно-акцепторному механизму.

Структура комплексных соединений по Вернеру.

Комплексные соединения состоят из внутренней сферы (комплексный ион) и внешней сферы. Связь между ионами внутренней сферы осуществляется по донорно-акцепторному механизму. Акцепторы называются комплексообразователями, ими часто могут быть положительные ионы металлов (кроме металлов IAгруппы), имеющие вакантные орбитали. Способность к комплексообразованию возрастает с увеличением заряда иона и уменьшением его размера.

Доноры электронной пары называются лигандами или аддендами. Лигандами являются нейтральные молекулы или отрицательно заряженные ионы. Количество лигандов определяется координационным числом комплексообразователя, которое, как правило, равно удвоенной валентности иона-комплексообразователя. Лиганды бывают монодентантными и полидентантными. Дентантность лиганда определяется числом координационных мест, которые лиганд занимает в координационной сфере комплексообразователя. Например, F - - монодентантный лиганд,S 2 O 3 2- - бидентантный лиганд. Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов составляющих ее ионов. Если внутренняя сфера имеет отрицательный заряд – это анионный комплекс, если положительный – катионный. Катионные комплексы называют по имени иона-комплексообразователя по-русски, в анионных комплексах комплексообразователь называется по-латыни с добавлением суффикса –ат . Связь между внешней и внутренней сферами в комплексном соединении – ионная.

Пример: K 2 – тетрагидроксоцинкат калия, анионный комплекс.

2- - внутренняя сфера

2K + - внешняя сфера

Zn 2+ - комплексообразователь

OH – - лиганды

координационное число – 4

связь между внешней и внутренней сферами ионная:

K 2 = 2K + + 2- .

связь между ионом Zn 2+ и гидроксильными группами – ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму:OH – - доноры,Zn 2+ - акцептор.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Типы комплексных соединений :

1. Аммиакаты - лиганды молекулы аммиака.

Cl 2 – хлорид тетраамминмеди (II). Аммиакаты получают действием аммиака на соединения, содержащие комплексообразователь.

2. Гидроксосоединения - лиганды ОН - .

Na – тетрагидроксоалюминат натрия. Получают гидроксокомплексы действием избытка щелочи на гидроксиды металлов, обладающие амфотерными свойствами.

3. Аквакомплексы - лиганды молекулы воды.

Cl 3 – хлорид гексааквахрома (III). Аквакомплексы получают взаимодействием безводных солей с водой.

4. Ацидокомплексы - лиганды анионы кислот – Cl - ,F - ,CN - ,SO 3 2- ,I – ,NO 2 – ,C 2 O 4 – и др.

K 4 – гексацианоферрат (II) калия. Получают взаимодействием избытка соли, содержащей лиганд на соль, содержащую комплексообразователь.

МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ.

МВС достаточно хорошо объясняет образование и структуру многих молекул, но этот метод не универсален. Например, метод валентных связей не даёт удовлетворительного объяснения существованию иона
, хотя еще в конце XIX века было установлено существование довольно прочного молекулярного иона водорода
: энергия разрыва связи составляет здесь 2,65эВ. Однако никакой электронной пары в этом случае образовываться не может, поскольку в состав иона
входит всего один электрон.

Метод молекулярных орбиталей (ММО) позволяет объяснить ряд противоречий, которые нельзя объяснить, используя метод валентных связей.

Основные положения ММО.

При взаимодействии двух атомных орбиталей, образуются две молекулярные орбитали. Соответственно, при взаимодействии n-атомных орбиталей, образуется n-молекулярных орбиталей.

Электроны в молекуле в равной степени принадлежат всем ядрам молекулы.

Из двух образовавшихся молекулярных орбиталей, одна обладает более низкой энергией, чем исходная, это связывающая молекулярная орбиталь , другая обладает более высокой энергией чем исходная, это разрыхляющая молекулярная орбиталь .

В ММО используют энергетические диаграммы без масштаба.

При заполнении энергетических подуровней электронами, используют те же правила, что и для атомных орбиталей:

принцип минимальной энергии, т.е. в первую очередь заполняются подуровни, обладающие меньшей энергией;

принцип Паули: на каждом энергетическом подуровне не может быть больше двух электронов с антипараллельными спинами;

правило Хунда: заполнение энергетических подуровней идёт таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Кратность связи. Кратность связи в ММО определяется по формуле:

, когда К p = 0, связь не образуется.

Примеры.

1. Может ли существовать молекула Н 2 ?

Рис. 23. Схема образования молекулы водорода Н 2 .

Вывод: молекула Н 2 будет существовать, так как кратность связи Кр > 0.

2. Может ли существовать молекула Не 2 ?

Рис. 24. Схема образования молекулы гелия He 2 .

Вывод: молекула Не 2 не будет существовать, так как кратность связи Кр = 0.

3. Может ли существовать частица Н 2 + ?

Рис. 25. Схема образования частицы Н 2 + .

Частица Н 2 + может существовать, так как кратность связи Кр > 0.

4. Может ли существовать молекула О 2 ?

Рис. 26. Схема образования молекулы О 2 .

Молекула О 2 существует. Из рис.26 следует, что у молекулы кислорода имеется два неспаренных электрона. За счет этих двух электронов молекула кислорода парамагнитна.

Таким образом метод молекулярных орбиталей объясняет магнитные свойства молекул.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ.

Все межмолекулярные взаимодействия можно разделить на две группы: универсальные испецифические . Универсальные проявляются во всех молекулах без исключения. Эти взаимодействия часто называютсвязью или силами Ван-дер-Ваальса . Хотя эти силы слабые (энергия не превышает восемь кДж/моль), они являются причиной перехода большинства веществ из газообразного состояния в жидкое, адсорбции газов поверхностями твердых тел и других явлений. Природа этих сил электростатическая.

Основные силы взаимодействия:

1). Диполь – дипольное (ориентационное) взаимодействие существует между полярными молекулами.

Ориентационное взаимодействие тем больше, чем больше дипольные моменты, меньше расстояния между молекулами и ниже температура. Поэтому чем больше энергия этого взаимодействия, тем до большей температуры нужно нагреть вещество, чтобы оно закипело.

2). Индукционное взаимодействие осуществляется, если в веществе имеется контакт полярных и неполярных молекул. В неполярной молекуле индуцируется диполь в результате взаимодействия с полярной молекулой.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Энергия этого взаимодействия возрастает с увеличением поляризуемости молекул, то есть способности молекул к образованию диполя под воздействием электрического поля. Энергия индукционного взаимодействия значительно меньше энергии диполь-дипольного взаимодействия.

3). Дисперсионное взаимодействие – это взаимодействие неполярных молекул за счет мгновенных диполей, возникающих за счет флуктуации электронной плотности в атомах.

В ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увеличением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ.

4) Силы отталкивания обусловлены взаимодействием электронных облаков молекул и проявляются при их дальнейшем сближении.

К специфическим межмолекулярным взаимодействиям относятся все виды взаимодействий донорно-акцепторного характера, то есть, связанные с переносом электронов от одной молекулы к другой. Образующаяся при этом межмолекулярная связь обладает всеми характерными особенностями ковалентной связи: насыщаемостью и направленностью.

Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом, входящим в состав полярной группы или молекулы и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы, называется водородной связью. Например, молекулы воды можно представить следующим образом:

Сплошные черточки – ковалентные полярные связи внутри молекул воды между атомами водорода и кислорода, точками обозначены водородные связи. Причина образования водородных связей состоит в том, что атомы водорода практически лишены электронных оболочек: их единственные электроны смещены к атомам кислорода своих молекул. Это позволяет протонам, в отличие от других катионов, приближаться к ядрам атомов кислорода соседних молекул, не испытывая отталкивания со стороны электронных оболочек атомов кислорода.

Водородная связь характеризуется энергией связи от 10 до 40 кДж/моль. Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, т.е. их ассоциацию в димеры или полимеры, которые в ряде случаев существуют не только в жидком состоянии вещества, но сохраняются и при переходе его в пар.

Например, фтороводород в газовой фазе существует в виде димера.

В сложных органических молекулах существуют как межмолекулярные водородные связи так и внутримолекулярные водородные связи.

Молекулы с внутримолекулярными водородными связями не могут вступать в межмолекулярные водородные связи. Поэтому вещества с такими связями не образуют ассоциатов, более летучи, имеют более низкие вязкости, температуры плавления и кипения, чем их изомеры, способные образовывать межмолекулярные водородные связи.

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.