fbpx
Предметы

Химическая связь

В данной статье мы ознакомимся с понятием химической связи и рассмотрим механизмы образования всех типов химической связи.

Что же представляет из себя химическая связь?

Химическая связь — это электростатическое взаимодействие, объединяющее отдельные атомы в сложные системы.

Химическая связь образуется из-за взаимодействия электронов во внешних оболочках атомов. Существует несколько типов химических связей. К ним относятся ковалентная, ионная,  металлическая и водородная связи. Каждый тип связи имеет свои особенности и характеристики, определяющие свойства вещества. 

Разберем каждый тип химической связи подробно.

Ковалентная связь — это связь, которая образуется благодаря общим электронным парам.

Ковалентная связь формируется между атомами, когда они делят один или несколько электронов, чтобы образовать общую оболочку валентных электронов. Эта связь довольно прочная и обеспечивает стабильность молекулы или иона. Водород, кислород, азот и углерод — атомы, образующие ковалентные связи, являются основными компонентами органических соединений: белков, ДНК, глюкозы, жиров и других важных веществ в природе.

Ковалентная связь имеет два механизма образования. К ним относятся обменный и донорно-акцепторный механизмы. Подробно они показаны в таблице 1 ниже.

Таблица 1 — Механизмы образования ковалентной связи

ОбменныйДонорно-акцепторный
Обменный механизм начинает действовать в тот момент, когда атомы объединяются в результате формирования общих электронных пар:A↑ + ↓B = A↑↓B

При установлении связи с использованием данного механизма один атом играет роль донора электронов, а другой выступает в качестве акцептора. Акцептор обеспечивает наличие свободной орбитали. Ковалентная связь образуется за счет перехода уже существующей электроннойпары в общее использование донора и акцептора:А + ↑↓Д = А↑↓Д
1) Н2 — водород:

2) НCl — хлороводород:

3) В молекуле хлора химическая связь формируется за счет одиночных p-электронов, которые взаимодействуют через перекрытие p-орбиталей:
4) N2 — в молекуле азота между атомами формируются три общие электронные пары:

В процессе образования катиона аммония (NH4+), аммиак (NH3) приобретает дополнительный протон (H+).  В NH3 азот имеет неподеленную пару электронов, поэтому он играет роль донора. Таким способом формируется катион аммония с одной неподеленной парой электронов и положительным зарядом.


У катиона водорода имеется свободная орбиталь, ввиду чего он является акцептором.

В результате ион аммония NH4+ имеет четыре ковалентные связи: три образованы обменным механизмом, одна — донорно-акцепторным. Несмотря на это, все связи равноценны.

Ковалентная связь бывает полярной и неполярной.

В качестве примера неполярной ковалентной связи рассмотрим молекулу хлора:

Молекула Cl2 образуется из двух атомов хлора, каждый из которых имеет в составе семь валентных электронов. При образовании молекулы Cl2 каждый атом хлора делит один из своих валентных электронов с другим атомом, при этом формируется неполярная ковалентная связь. В результате оба атома хлора достигают восьми валентных электронов, что является наиболее стабильным состоянием для них.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов, которые имеют одинаковую электроотрицательность. 

В такой связи электроны в одинаковой степени разделяются между атомами, что обеспечивает их стабильность.

Примерами простых веществ-неметаллов, образованными ковалентной неполярной связью, служат молекулы H2 (водород), N2 (азот), O2 (кислород), F2 (фтор), Cl2 (хлор) и др.

В каждой такой молекуле, атомы неметаллов соединены ковалентными неполярными связями и образуют стабильную структуру. Такие молекулы обладают свойствами, связанными с химической активностью элементов и их взаимодействием с другими соединениями.

Механизм образования полярной ковалентной связи можно рассмотреть на примере хлористого водорода НСІ. За счет объединения неспаренных электронов хлора и водорода образуется молекула хлористого водорода. Возникающая при этом обобществленная электронная пара будет смещена к более электроотрицательному хлору:

В той части молекулы, где имеется более электроотрицательный элемент (ЭО CI (3,12), накапливается избыток отрицательного заряда (CIδ-), а где менее электроотрицательный элемент (ЭО Н (2,1) — избыток положительного заряда (Нδ+). Данные молекулы носят название полярных.

Химическая связь, образованная атомами, электроотрицательность которых отличается незначительно, называется ковалентной полярной связью. Такая связь образуется за счет обменного механизма.

Например, связи в диоксиде углерода СО2 полярные, но молекула при этом не является полярной ввиду линейного строения, которое представлено ниже на рисунке 1 под буквой а.

Рисунок 1 — Формы молекулы: а) линейная СО2; б) угловая H2O

Молекула H2O имеет полярную связь, так как атомы водорода и кислорода имеют различные значения электроотрицательности. Однако благодаря углу водородных атомов касательно атома кислорода молекула имеет дипольный момент и является полярной, что показано на рисунке 1 выше под буквой б. Поэтому полярность молекулы зависит не только от полярности связей, но и от их геометрии.

Валентный угол НОН составляет 104°5’, у атома кислорода с частичным отрицательным зарядом ઠ и двумя неподеленными электронными парами формируется отрицательный полюс молекулы, а у атомов водорода с зарядом ઠ+ — положительный.

Диполь молекулы воды представлен на рисунке 2 ниже.

Рисунок 2 — Диполь молекулы воды

Гомолитический и гетеролитический разрыв ковалентной связи. При гомолитическом разрыве образуются два свободных радикала, каждый из которых содержит непарный электрон:

A : B ⟶ A་ + ་B

Этот тип разрыва более характерен для сильных и стабильных неполярных или слабополярных связей, таких как C-C или C-H.

При гетеролитическом разрыве один атом получает оба электрона из общей пары, а другой остается без электронов, образуя положительный ион:

A : B ⟶ A+ + :B

Этот процесс обычно происходит в присутствии электрофильного или нуклеофильного агента, который приводит к положительному или отрицательному заряду на атомах после разрыва связи. Также данный тип разрыва более характерен для полярных связей, в которых один атом имеет большую электронную плотность по сравнению с другим, таких как C-O или C-Cl.

Таким образом, гомолитический разрыв обычно происходит в неполярных и слабополярных связях, в то время как гетеролитический разрыв характерен для полярных связей.

Электроотрицательность — химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны атомов других элементов. Электроотрицательность элементов последовательно возрастает слева направо в каждом периоде, и имеет наибольшее значение у галогенов, а наименьшее — у щелочных металлов.

В пределах каждой группы, за несколькими исключениями, электроотрицательность последовательно убывает сверху вниз, следовательно, металлические свойства возрастают.

При этом наиболее полярной будет связь между металлом и неметаллом, так как у неметаллов выше значения электроотрицательности.

Электроотрицательность химических элементов по Полингу представлена ниже в таблице 2.

Таблица 2 — Электроотрицательность химических элементов по Полингу

Ионная связь. Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (∆ЭО > 1,7), то общая электронная плотность переходит к атому с большей ЭО. В результате образуются электрически заряженные частицы. Такие частицы носят название ионов:

A∙ + ∙B → A+ + [:B]

Между образовавшимися ионами образуется электростатическое притяжение, называемое ионной связью. Ионная связь возникает между атомами, когда один атом теряет электрон(ы) и становится положительно заряженным ионом (катионом), а другой атом принимает эти электроны и становится отрицательно заряженным ионом (анионом). Так эти ионы и образуют в результате электростатического притяжения данный тип химической связи.

Главное отличие ионной и ковалентной связи в том, что в ионной связи идет полный перенос электронов от одного атома к другому, а в ковалентной электроны являются общими и разделяются между атомами.

Ионная связь обладает рядом свойств, таких как высокая твердость и хрупкость ионных кристаллов, хорошая проводимость электричества в расплавленном и растворенном состоянии, а также хорошая растворимость в воде.

Ионная связь имеет важное значение и находит широкое применение в различных отраслях, от производства солей до электрохимии.

Рассмотрим схему образования ионной связи на примере соединения фторида натрия:

2Na + F2 = 2NaF

Силы электростатического взаимодействия направлены от данного иона во все стороны, поэтому этот ион может притягивать ионы с противоположным знаком в любом направлении, что проиллюстрировано на рисунке 3 ниже. 

Рисунок 3 — Взаимодействие атомов натрия и фтора

Происходит переход электрона от атома натрия к атому фтора. Оба иона — натрий и фтор — обладают устойчивыми электронными конфигурациями. Этим обусловлены ненаправленность и ненасыщаемость такого типа связи.

Так, в кристаллической решетке фторида натрия NaF каждый ион натрия Na+ окружен шестью фторид-ионами, а каждый фторид-ион — шестью ионами натрия. Строение кристалла фторида натрия представлено на рисунке 4 ниже.

Рисунок 4 — Строение кристалла фторида натрия

Таким образом, весь кристалл фторида натрия образует гигантскую молекулу, которая имеет в составе большое число ионов (Na+F)n, вследствие чего для ионных соединений определение простых двухатомных молекул при обычных условиях не имеет смысла. 

Существуют соединения, содержащие и ионные, и ковалентные связи. К ним относятся щелочи и многие соли. Так, в молекулах гидроксида натрия NaOH и сульфата натрия Na2SO4 между атомами натрия и кислорода имеются ионные связи, а остальные связи (H-О в NaOH и между S-O в Na2SO4) — ковалентные полярные. Органические соединения в большинстве случаев содержат ковалентные связи, где атомы углерода делят пары электронов с другими атомами. Однако ионная связь имеет место в органических солях RCOONa+, ROK+ и основаниях R4N+OH

Металлическая связь. Данный тип химической связи характерен для металлов и сплавов. Большинство элементов (свыше 90) относятся именно к металлам. 

Металлами называют вещества, обладающие высокой электро- и теплопроводностью, ковкостью, пластичностью, и металлическим блеском.

Для атомов металлов характерно наличие на внешнем энергетическом уровне от одного до трех электронов, например, один у натрия, два у магния и три у алюминия. У некоторых металлов располагаются четыре или пять электронов. Например, Sn — 5s25p2, Bi — 6s26p3).

Для металлов характерна легкая отдача своих валентных электронов, которая возрастает с уменьшением числа электронов на внешнем энергетическом уровне и с удалением внешнего энергетического уровня от атомного ядра.

Следовательно, с ростом порядкового номера элемента способность отдавать электроны и металличность в периодах уменьшается, а в подгруппах увеличивается.

Следовательно, в соединениях металлы могут выступать только в качестве катионов, являясь восстановителями в реакциях окисления-восстановления. Эти свойства металлов широко используются в химической промышленности и лаборатории для проведения различных химических реакций.

Также атомы металлов имеют характерный блестящий металлический блеск ввиду того, что свободные электроны в них могут свободно поглощать и излучать свет. 

Оторвавшиеся от атомов электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими заряженными частицами образуется особый тип химической связи — металлическая.

Эта связь обусловливает образование металлической кристаллической решетки простых веществ металлов. В узлах этих решеток имеются положительно заряженные ионы металлов, а между ними передвигаются свободные электроны.

Электроны непрерывно движутся, и при их столкновении с ионами металлов последние превращаются в нейтральные атомы, а затем вновь в ионы, поэтому ионы металлов в кристаллической решетке, окруженные подвижными электронами, получили название ион-атомов в отличие от обычных ионов.

Связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих металлическую кристаллическую решетку, называют металлической связью.

Строение металлической кристаллической решетки представлено на рисунке 5 ниже.

Рисунок 5 — Строение металлической кристаллической решетки

Водородная связь. Химические связи образуются не только между атомами, но также и между молекулами. Одним из таких видов является водородная связь. Данный тип химической связи образуется между атомами водорода и электроотрицательными атомами, такими как кислород, азот или фтор. Электростатический механизм включает в себя притяжение положительно заряженного водорода к отрицательно заряженному атому. 

 Водородные связи также характерны для таких веществ, как вода, аммиак, фтороводород, спирты, уксусная кислота, также широко распространены в природе, например в белках, нуклеиновых кислотах.

Водородная связь — это связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы (части молекулы) и отрицательно заряженным атомом другой молекулы (другой части молекулой).

Донорно-акцепторный механизм включает в себя обмен электронной плотности между водородом и электроотрицательным атомом, что создает дополнительную стабильность связи. Следовательно, водородная связь сочетает в себе как электростатические, так и донорно-акцепторные характеристики, делая ее одним из самых сильных типов межмолекулярных взаимодействий.

Например, во фтороводороде HF атом фтора имеет большее значение электроотрицательности, поэтому он смещает на себя электронное облако и обретает таким образом значительный эффективный отрицательный заряд.  В свою очередь, ядро атома водорода (протон) лишается электронного облака и обретает, наоборот, эффективный положительный заряд. Таким способом происходит образование водородной связи. На рисунке 6 представлена схема образования водородных связей в молекуле фтороводорода.

Рисунок 6 — Схема образования водородных связей в молекуле фтороводорода

Такие атомы обладают большим притяжением к электронам, что способствует образованию более сильной водородной связи. Например, вода образует сильные водородные связи с молекулами аммиака и фторида водорода из-за их высокой электроотрицательности и небольших размеров атомов. Это также обусловливает их хорошую растворимость. Например,  аммиак с помощью водородных связей имеет большую растворимость в воде: в 1 л воды растворяется 700 л аммиака.

Водородная связь, возникшая между молекулами, называется межмолекулярной. Межмолекулярные водородные связи придают соединению более высокую энергию связи, что требует большего количества энергии для разрушения этих связей и перехода соединения из жидкой фазы в газовую. Поэтому соединения с такими связями имеют более высокие температуры кипения.

Образованием водородных связей объясняется растворимость многих органических соединений в полярных растворителях. Например, в водном растворе происходит гидратация низших спиртов, которая схематично представлена на рисунке 7.

Рисунок 7 — Возникновение межмолекулярной и внутримолекулярной водородной связи

Водородная связь может возникать внутри одной молекулы, такая связь называется внутримолекулярной водородной связью. Внутримолекулярные связи встречаются в органических веществах. Например, внутримолекулярная водородная связь в молекуле салициловой кислоты возникла за счет наличия в гидроксильной группе -ОН с частично положительным зарядом водорода (Нδ+) и в карбоксильной группе -СООН кислорода, который имеет неподеленные электронные пары с частично отрицательным зарядом. 

Такие молекулы обычно обладают более слабыми межмолекулярными взаимодействиями, что делает их менее стабильными и менее склонными к образованию молекулярных кристаллов или ассоциатов. Такие вещества обычно имеют более высокую молекулярную подвижность и могут легче испаряться или выпариваться при низких температурах.

Примером таких веществ могут быть спирты, которые формируют внутримолекулярные водородные связи, что делает их менее склонными к образованию ассоциатов и более летучими по сравнению с их изомерами.

Водородные связи придают устойчивость молекулам в окружающей среде и имеет важное значение во многих биологических явлениях, таких как идентификация молекул, сворачивание белков, стабилизация двойной спирали ДНК и РНК и др. 

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки, например молекула воды. Кристаллическая решетка воды представлена на рисунке 8.

Рисунок 8 — Кристаллическая решетка молекулы воды

Единая природа химической связи. Химические связи могут проявлять различные свойства и взаимодействия в зависимости от типа связи, однако все они имеют определенное единство, которое сводится к взаимодействию между атомами и стремлению достигнуть стабильного состояния.

В реальных веществах обычно присутствует различная степень той или иной химической связи. Например, в металлических соединениях существует комбинация ионных и металлических связей, так как металлы способны отдавать и принимать электроны.

Также в молекулярных соединениях часто наблюдается смешанная связь, где ковалентная и ионная связи сосуществуют в одной молекуле. Например, водный раствор натрия хлорида содержит как ионные связи в решетке кристалла, так и ковалентную связь в молекулярной форме H2O.

Таким образом, в реальных веществах чистые предельные случаи химической связи встречаются не часто, обычно наблюдается комбинация различных типов связей.

Задания для самопроверки:

Задание 1

Ионная связь присутствует в веществе:

А) ZnCl2

B) CO

C) N2

D) NH3

E) HBr

Задание 2

Тип химической связи в  молекуле сероводорода:

А) металлическая

B) ионная

C) ковалентная полярная

D) ковалентная неполярная

E) водородная

Задание 3

Ковалентная неполярная связь образуется в:

А) Fe

B) CaO

C) NO2

D) H2

E) HF

Задание 4

Образование водородной связи не характерно для следующего соединения:

А) вода

B) соляная кислота

C) этанол

D) уксусная кислота

E) аммиак

Задание 5

Тип химической связи ковалентная полярная в соединении:

А) I2

B) Li2O

C) CO2

D) Cu

E) HF

Ответы:

1 – A, 2 – C, 3 – D, 4 – B, 5 – C.

Понравилась статья? Оцени:
Звёзд: 1Звёзд: 2Звёзд: 3Звёзд: 4Звёзд: 5
Загрузка...
Полезный материал? Поделись им со своими друзьями, пусть они тоже почитают
Я нашёл ошибку Если вы обнаружили ошибку, свяжитесь с нами с помощью короткой формы обратной связи
О чем эта статья: