Как отличить виды химической связи. Типы химической связи

.

Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.

Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na 2 SO 4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).­­­ ­ ­­ ­­ ­

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.

Металлическая связь.

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.

Водородная связь.

Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?

Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H 2­ O, NH 3).

Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.

Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.

Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».

При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.

Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.

Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.

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

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

Основные понятия

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

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

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

Кратностью связи называют число обобществленных электронных пар между рассматриваемыми атомами.

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

Основные характеристики связи

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

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

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

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

Методы описания связей

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

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

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

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

Электроотрицательность

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

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

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

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

Ионная связь

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

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

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

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

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

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

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

Ковалентная химическая связь

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

Существует два механизма ее образования:

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

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

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

Свойства ковалентной связи

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Металлической связью обусловлены особенные свойства практически всех металлов:

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

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

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

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

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

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

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

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

Связи в кристаллах

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

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

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

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

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

Химическая связь

Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия).

Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.

Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, ион-дипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др.

Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается.
Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая.

Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):

По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на
• простые (одинарные) - одна пара электронов,
• двойные - две пары электронов,
• тройные - три пары электронов.

Двойные и тройные связи называются кратными связями.

По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную и полярную . Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными.

Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары.
Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются + и -, например: .

По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на -связь и -связь.
-Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов), -связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов).

Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью.
Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации.

Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей.
Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp -, sp 2 и sp 3 -гибридизация. Например:
sp -гибридизация - в молекулах C 2 H 2 , BeH 2 , CO 2 (линейное строение);
sp 2 -гибридизация - в молекулах C 2 H 4 , C 6 H 6 , BF 3 (плоская треугольная форма);
sp 3 -гибридизация - в молекулах CCl 4 , SiH 4 , CH 4 (тетраэдрическая форма); NH 3 (пирамидальная форма); H 2 O (уголковая форма).

Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.
Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr 2 , Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 и др.).
Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов.

Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:

H—O—H ··· OH 2 , H—O—H ··· NH 3 , H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др.

Мерой прочности любой связи является энергия связи.
Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль.

Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше.

Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия.

Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.

Строение вещества

По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные . Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные.

По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы).

Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах.

Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 и другие простые вещества; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях.

Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO 2 , SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.)

Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде. Следует отметить, что в ионных веществах, кристаллы которых состоят из сложных ионов, есть и ковалентные связи, например: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 +)(NO 3-) и т. д. Ковалентными связями связаны атомы, из которых состоят сложные ионы.

Металлы (вещества с металлической связью) очень разнообразны по своим физическим свойствам. Среди них есть жидкость (Hg), очень мягкие (Na, K) и очень твердые металлы (W, Nb).

Характерными физическими свойствами металлов является их высокая электропроводность (в отличие от полупроводников, уменьшается с ростом температуры), высокая теплоемкость и пластичность (у чистых металлов).

В твердом состоянии почти все вещества состоят из кристаллов. По типу строения и типу химической связи кристаллы ("кристаллические решетки") делят на атомные (кристаллы немолекулярных веществ с ковалентной связью), ионные (кристаллы ионных веществ), молекулярные (кристаллы молекулярных веществ с ковалентной связью) и металлические (кристаллы веществ с металлической связью).

Задачи и тесты по теме "Тема 10. "Химическая связь. Строение вещества"."

• Типы химической связи - Строение вещества 8–9 класс

  Уроков: 2 Заданий: 9 Тестов: 1

• Заданий: 9 Тестов: 1

Проработав эту тему, Вы должны усвоить следующие понятия: химическая связь, межмолекулярная связь, ионная связь, ковалентная связь, металлическая связь, водородная связь, простая связь, двойная связь, тройная связь, кратные связи, неполярная связь, полярная связь, электроотрицательность, поляризация связи, - и -связь, гибридизация атомных орбиталей, энергия связи.

Вы должны знать классификацию веществ по типу строения, по типу химической связи, зависимость свойств простых и сложных веществ от типа химической связи и типа "кристаллической решетки".

Вы должны уметь: определять тип химической связи в веществе, тип гибридизации, составлять схемы образования связей, пользоваться понятием электроотрицательность, рядом электроотрицательностей; знать как меняется электроотрицательность у химических элементов одного периода, и одной группы для определения полярности ковалентной связи.

Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

• О. С. Габриелян, Г. Г. Лысова. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002.
• Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Любое взаимодействие между атомами возможно лишь при наличии химической связи. Такая связь является причиной образования устойчивой многоатомной системы - молекулярного иона, молекулы, кристаллической решетки. Прочная химическая связь требует много энергии для разрыва, поэтому она и является базовой величиной для измерения прочности связи.

Условия образования химической связи

Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии. Этот процесс происходит за счет уменьшения потенциальной энергии системы взаимодействующих частиц - молекул, ионов, атомов. Потенциальная энергия образовавшейся системы взаимодействующих элементов всегда меньше энергии несвязанных исходящих частиц. Таким образом, основанием для возникновения химической связи в системе является спад потенциальной энергии ее элементов.

Природа химического взаимодействия

Химическая связь - это следствие взаимодействия электромагнитных полей, возникающих вокруг электронов и ядер атомов тех веществ, которые принимают участие в образовании новой молекулы или кристалла. После открытия теории строения атома природа этого взаимодействия стала более доступной для изучения.

Впервые идея об электрической природе химической связи возникла у английского физика Г. Дэви, который предположил, что молекулы образуются по причине электрического притяжения разноименно заряженных частиц. Данная идея заинтересовала шведского химика и естествоиспытателя И.Я. Берцеллиуса, который разработал электрохимическую теорию возникновения химической связи.

Первая теория, объяснявшая процессы химического взаимодействия веществ, была несовершенной, и со временем от нее пришлось отказаться.

Теория Бутлерова

Более успешная попытка объяснить природу химической связи веществ была предпринята русским ученым А.М.Бутлеровым. В основу своей теории этот ученый положил такие предположения:

• Атомы в соединенном состоянии связаны друг с другом в определенном порядке. Изменение этого порядка служит причиной образования нового вещества.
• Атомы связываются между собой по законам валентности.
• Свойства вещества зависят от порядка соединения атомов в молекуле вещества. Иной порядок расположения становится причиной изменения химических свойств вещества.
• Атомы, связанные между собой, наиболее сильно влияют друг на друга.

Теория Бутлерова объясняла свойства химических веществ не только их составом, но и порядком расположения атомов. Такой внутренний порядок А.М. Бутлеров назвал «химическим строением».

Теория русского ученого позволила навести порядок в классификации веществ и предоставила возможность определять строение молекул по их химическим свойствам. Также теория дала ответ на вопрос: почему молекулы, содержащие одинаковое количество атомов, имеют разные химические свойства.

Предпосылки создания теорий химической связи

В своей теории химического строения Бутлеров не касался вопроса о том, что такое химическая связь. Для этого тогда было слишком мало данных о внутреннем строении вещества. Лишь после открытия планетарной модели атома американский ученый Льюис принялся разрабатывать гипотезу о том, что химическая связь возникает посредством образования электронной пары, которая одновременно принадлежит двум атомам. Впоследствии эта идея стала фундаментом для разработки теории ковалентной связи.

Ковалентная химическая связь

Устойчивое химическое соединение может быть образовано при перекрытии электронных облаков двух соседних атомов. Результатом такого взаимного пересечения становится возрастающая электронная плотность в межъядерном пространстве. Ядра атомов, как известно, заряжены положительно, и поэтому стараются как можно ближе притянуться к отрицательно заряженному электронному облаку. Это притяжение значительно сильнее, чем силы отталкивания между двумя положительно заряженными ядрами, поэтому такая связь является устойчивой.

Впервые расчеты химической связи были выполнены химиками Гейтлером и Лондоном. Ими была рассмотрена связь между двумя атомами водорода. Простейшее наглядное представление о ней может выглядеть следующим образом:

Как видно, электронная пара занимает квантовое место в обоих атомах водорода. Такое двуцентровое размещение электронов получило название «ковалентная химическая связь». Ковалентная связь типична для молекул простых веществ и их соединений неметаллов. Вещества, созданные в результате ковалентной связи, обычно не проводят электрический ток или же являются полупроводниками.

Ионная связь

Химическая связь ионного типа возникает при взаимном электрическом притяжении двух противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, состоящими из одного атома вещества. В соединениях подобного типа простые ионы - чаще всего положительно заряженные атомы металлов 1,2 группы, потерявшие свой электрон. Образование отрицательных ионов присуще атомам типичных неметаллов и оснований их кислот. Поэтому среди типичных ионных соединений имеется множество галогенидов щелочных металлов, например CsF, NaCl, и других.

В отличие от ковалентной связи, ион не обладает насыщенностью: к иону или группе ионов может присоединиться различное число противоположно заряженных ионов. Количество присоединенных частиц ограничивается лишь линейными размерами взаимодействующих ионов, а также условием, при котором силы притяжения противоположно заряженных ионов должны быть больше, чем силы отталкивания одинаково заряженных частиц, участвующих в соединении ионного типа.

Водородная связь

Еще до создания теории химического строения опытным путем было замечено, что соединения водорода с различными неметаллами обладают несколько необычными свойствами. Например, температура кипения фтороводорода и воды значительно выше, чем это можно было ожидать.

Эти и другие особенности водородных соединений можно объяснить способностью атома Н + образовывать еще одну химическую связь. Такой тип соединения получил название «водородная связь». Причины возникновения водородной связи кроются в свойствах электростатических сил. Например, в молекуле фтороводорода общее электронное облако настолько смещено в сторону фтора, что пространство вокруг атома этого вещества насыщенно отрицательным электрическим полем. Вокруг атома водорода, лишенного своего единственного электрона, поле значительно слабее, и имеет положительных заряд. В результате возникает дополнительная взаимосвязь между положительными полями электронных облаков Н + и отрицательными F - .

Химическая связь металлов

Атомы всех металлов расположены в пространстве определенным образом. Порядок расположения атомов металлов называется кристаллической решеткой. При этом электроны различных атомов слабо взаимодействуют друг с другом, образуя общее электронное облако. Такой вид взаимодействия между атомами и электронами получил название «металлическая связь».

Именно свободным передвижением электронов в металлах можно объяснить физические свойства металлических веществ: электропроводность, теплопроводность, прочность, плавкость и другие.

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.