Какие бывают виды связи в химии. Характеристики химических связей

Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей создаваемых электронами и ядрами атомов, т.е. химическая связь имеет электрическую природу.

Под химической связью понимают результат взаимодействия 2х или более атомов приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы. Условием образования химической связи является уменьшение энергии взаимодействующих атомов, т.е. молекулярное состояние вещества энергетически более выгодно, чем атомное. При образовании химической связи атомы стремятся получить завершенную электронную оболочку.

Различают: ковалентную, ионную, металлическую, водородную и межмолекулярную.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма – , когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму , если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором – N, O, Cl, F) другому атому (акцептору – атомы d-элементов).

Характеристики хим связи.

1 – кратность связей – между 2мя атомами возможна только 1 сигма-связь, но наряду с ней между теми же атомами могут быть пи и дельта-связь, что приводит к образованию кратных связей. Кратность определяется числом общих электронных пар.

2 – длина связи – межъядерное расстояние в молекуле, чем больше кратность, тем меньше ее длина.

3 – прочность связи – это количество энергии необходимое для ее разрыва

4 – насыщаемость ковалентной связи проявляется в том, что одна атомная орбиталь может принимать участие в образовании только одной к.с. Это свойство определяет стехиометрию молекулярных соединений.

5 – направленность к.с. в зависимости от того, какую форму и какое направление имеют электронные облака в пространстве при их взаимном перекрывании могут образовываться соединения с линейной и угловой формой молекул.

Ионная связь – образуется между атомами которые сильно отличаются по электроотрицательности. Это соединения главных подгрупп 1 и 2 групп с элементами главных подгрупп 6 и 7 групп. Ионной называют химическую связь, которая осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.

Механизм образования ионной связи: а) образование ионов взаимодействующих атомов; б) образование молекулы за счет притяжения ионов.

Ненаправленность и ненасыщенность ионной связи

Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. В этом заключается ненаправленность ионной связи. Взаимодействие 2х ионов противоположного знака не приводит к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому у них сохраняется способность притягивать ионы и по другим направлениям, т.е. ионная связь характеризуется ненасыщенностью. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона).

Металлическая связь – хим. Связь в металлах. У металлов имеется избыток валентных орбиталей и недостаток электронов. При сближении атомов их валентные орбитали перекрываются благодаря чему электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляется связь между всеми атомами металла. Связь которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металла в кристаллической решетке называется металлической связью. Связь сильно делокализована и не обладает направленностью и насыщенностью, т.к. валентные электроны равномерно распределены по кристаллу. Наличие свободных электронов обусловливает существование общих свойств металлов: непрозрачность, металлический блеск, высокая электро и теплопроводность, ковкость и пластичность.

Водородная связь – связь между атомом Н и сильноотрицательным элементом (F, Cl, N, O, S). Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. ВС слабее ковалентной связи. Возникновение ВС объясняется действием электростатических сил. Атом Н обладает маленьким радиусом и при смещении или отдаче единственного электрона Н приобретает сильный положительный заряд, который действует на электроотрицательность.

Ковалентная связь – это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.

Ковалентная неполярная связь – эта связь между атомами с равной

электроотрицательностью. Например: Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д. Дипольный момент таких связей равен нулю.

Ковалентная полярная связь – эта связь между атомами с различной электроотрицательностью. Зона перекрывания электронных облаков смещается в сторону более электроотрицательного атома.

Например, Н–Cl (Н б+ →Cl б–).

Ковалентная связь обладает свойствами:

- насыщаемости – способности атома образовывать количество химических связей, соответствующих его валентности;

- направленности – перекрытие электронных облаков происходит в направлении обеспечивающем максимальную плотность перекрытия.

Ионная связь – это связь между противоположно заряженными ионами. Её можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи. Такая связь возникает при большой разнице электроотрицательностей атомов,

образующих химическую связь. Например, в молекуле NaF разница

электроотрицательностей составляет 4,0 – 0,93 = 3,07, что приводит к практически полному переходу электрона от натрия к фтору:

Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщаемости. В силу этого иoннaя связь не обладает направленностью и насыщаемостью.

Металлическая связь – это связь положительно заряженных ионов металла со свободными электронами .

Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность. Это является следствием образования между атомами металлов особого вида связи – металлической связи.

У атомов металлов валентные электроны слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате этого в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы металла и «свободные» электроны, электростатическое взаимодействие которых обеспечивает химическую связь.

Водородная связь – это связь посредством атома водорода, связанного с высокоэлектроотрицательным элементом .

Атом водорода, связанный с высокоэлектроотрицательным элементом (фтором, кислородом, азотом и др.), отдает практически полностью электрон с валентной орбитали. Образовавшаяся свободная орбиталь может взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома, в результате возникает водородная связь. На примере молекул воды и уксусной кислоты водородная связь показана штриховыми линиями:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10÷40 кДж/моль). Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы.

Исключительно важную роль водородная связь играет в таких неорганических веществах, как вода, плавиковая кислота, аммиак и т.д., а также в биологических макромолекулах.

Кристаллы.

Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.

Ионная химическая связь

Ионная химическая связь - это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Как вы знаете, наиболее устойчивой является такая электронная конфигурация атомов, при которой на внешнем электронном уровне, подобно атомам благородных газов, будет находиться 8 электронов (или для первого энергетического уровня - 2). При химических взаимодействиях атомы стремятся приобрести именно такую устойчивую электронную конфигурацию и часто достигают этого или в результате присоединения валентных электронов от других атомов (процесса восстановления), или в результате отдачи своих валентных электронов (процесса окисления). Атомы, присоединившие «чужие» электроны, превращаются в отрицательные ионы, или анионы. Атомы, отдавшие свои электроны, превращаются в положительные ионы, или катионы. Понятно, что между анионами и катионами возникают силы электростатического притяжения, которые и будут удерживать их друг около друга, осуществляя тем самым ионную химическую связь.

Так как катионы образуют в основном атомы металлов, а анионы - атомы неметаллов, логично сделать вывод, что этот тип связи характерен для соединений типичных металлов (элементы главных подгрупп I и II групп, кроме магния и бериллия Ве) с типичными неметаллами (элементы главной подгруппы VII группы). Классическим примером является образование галогенидов щелочных металлов (фторидов, хлоридов и др.). Например, рассмотрим схему образования ионной связи в хлориде натрия:

Два разноименно заряженных иона, связанные силами притяжения, не теряют способности взаимодействовать с противоположно заряженными ионами, вследствие чего образуются соединения с ионной кристаллической решеткой. Ионные соединения представляют собой твердые, прочные, тугоплавкие вещества с высокой температурой плавления.

Растворы и расплавы большинства ионных соединений - электролиты. Такой тип связи характерен для гидроксидов типичных металлов и многих солей кислородсодержащих кислот . Однако при образовании ионной связи не происходит идеального (полного) перехода электронов. Ионная связь является крайним случаем ковалентной полярной связи.

В ионном соединении ионы представлены как бы в виде электрических зарядов со сферической симметрией электрического поля, одинаково убывающего с увеличением расстояния от Центра заряда (иона) в любом направлении. Поэтому взаимодействие ионов не зависит от направления, то есть ионная связь, в отличие от ковалентной, будет ненаправленной.

Ионная связь существует также в солях аммония, где нет атомов металлов (их роль играет катион аммония).

Ковалентная химическая связь

Ковалентная химическая связь - это связь, возникаю щая между атомами за счет образования общих электронных пар.

В основе ее описания также лежит представление о приобретении атомами химических элементов энергетически выгодной и устойчивой электронной конфигурации из восьми электронов (для атома водорода из двух). Такую конфигурацию атомы получают не путем отдачи или присоединения электронов, как в случае ионной связи, а посредством образования общих электронных пар. Механизм образования такой связи может быть обменный или донорно-акцепторный.

Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов. Например:

1) Н2 - водород:

Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары s-электронами атомов водорода (перекрыванию s-орбиталей):

Связь возникает за счет образования общей электронной пары из s- и р-электронов (перекрывания s-р-орбиталей):

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на классическом примере образования иона аммония NH4+:

Донор имеет электронную пару, акцептор - свободную орбитальную, которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна образовалась по донорно-акцепторному механизму. Все четыре связи N-Н в катионе аммония равноценны.

Аналогично образуется донорно-акцепторная связь в ионе метиламмония [СН3NH3] + .

Ковалентные связи классифицируют не только по механизму образования общих электронных пар, соединяющих атомы, но и по способу перекрывания электронных орбита-лей, по числу общих электронных пар, а также по смещению их к одному из связанных атомов.

По способу перекрывания электронных орбиталей различают ковалентные связи сигма- и пи.

В молекуле азота одна общая электронная пара образуется за счет сигма-связи (электронная плотность находится в одной области, расположенной на линии, соединяющей ядра атомов; связь прочная).

Две другие общие электронные пары образуются за счет я-связей, то есть бокового перекрывания р-орбиталей в двух областях; пи-связь менее прочна, чем сигма-связь.

В молекуле азота между атомами существует одна сигма-связь и две пи-связи, которые находятся во взаимно перпендикулярных плоскостях (так как взаимодействуют 3 неспаренных р-электрона каждого атома).

Следовательно, о-связи могут образовываться за счет перекрывания электронных орбиталей:

а также за счет перекрывания «чистых» и гибридных орбиталей:

sр 2 -sр 2 (С2Н4) и т. д.

По числу общих электронных пар, связывающих атомы, то есть по кратности, различают ковалентные связи:

1) одинарные:

2) двойные:
СО,

оксид углерода (IV)

3) тройные:
С2Н2
НС=-СН ацетилен

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть неполярной и полярной. При неполярной ковалентной связи общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов, так как эти атомы имеют одинаковую электроотрицательность (ЭО) - свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов.

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной.
Посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов.

Значения относительной электроотрицательности фосфора и водорода практически одинаковы: ЭО (Н) = 2,1; ЭО (Р) = = 2,1, поэтому в молекуле фосфина РН3 связи между атомом фосфора и атомами водорода ковалентные неполярные.

Ковалентную химическую связь между атомами элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной

Например:

NH3
аммиак

Азот - более электроотрицательный элемент, чем водород, поэтому общие электронные пары смещаются к его атому.

Следует различать полярность молекулы и полярность связи. Полярность связи зависит от значений электроотрицательности связанных атомов, а полярность молекулы зависит и от полярности связи, и от геометрии молекулы. Например, связи в молекуле углекислого газа С02 будут полярными, а молекула не будет полярной, так как имеет линейное строение.

Молекула воды Н20 полярна, так как образована с помощью двух ковалентных полярных связей Н-> 0 и имеет угловую форму. Валентный угол НОН составляет 104,5°, поэтому у атома кислорода с частичным отрицательным зарядом 6-и двумя неподеленными электронными парами формируется отрицательный полюс молекулы, а у атомов водорода с зарядом 6+ - положительный. Молекула воды - диполь.

Вещества с ковалентной связью характеризуются кристаллической решеткой двух типов:

атомной - очень прочной (алмаз, графит, кварц); молекулярной - в обычных условиях это газы, легколетучие жидкости и твердые, но легкоплавкие или возгоняющиеся вещества (Сl2, Н20, иод I2, «сухой лед» С02 и др.).

Внутримолекулярная ковалентная связь прочная, но межмолекулярное взаимодействие очень слабое, вследствие чего молекулярная кристаллическая решетка непрочная.

Металлическая связь

Связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке, называют металлической.

Такая связь ненаправленная, ненасыщенная, характеризуется небольшим числом валентных электронов и большим числом свободных орбиталей, что характерно для атомов металлов. Схема образования металлической связи (М - металл):

_
М 0 - nе <-> М n+

Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость, электрическая проводимость и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск. Вещества с металлической связью имеют металлическую кристаллическую решетку. В ее узлах находятся ионы или атомы металла, между которыми свободно (в пределах кристалла) перемещаются электроны («электронный газ»).

Водородная связь

Химическую связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары другой молекулы (или ее части), называют водородной.

Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер. При наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями (спирт, вода) или легко сжижающимися газами (аммиак, фтороводо-род).

В биополимерах - белках (вторичная структура) имеется внутримолекулярная водородная связь между карбонильным кислородом и водородом аминогруппы.

Молекулы полинуклеотидов - ДНК (дезоксирибонуклеиновая кислота) представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны друг с другом водородными связями. При этом действует принцип комплементарности, то есть эти связи образуются между определенными парами, состоящими из пуринового и пиримидинового оснований: против аденинового нуклеотида (А) располагается тиминовый (Т), а против гуанинового (Г) - цитозиновый (Ц).

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки.

Единая природа химической связи

Деление химических связей на типы носит условный характер, так как все они характеризуются определенным единством.

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.

Металлическая связь совмещает ковалентное взаимодействие атомов с помощью обобществленных электронов и электростатическое притяжение между этими электронами и ионами металлов.

В веществах часто отсутствуют предельные случаи химической связи (или «чистые» химические связи).

Например, фторид лития 1лК относят к ионным соединениям. Фактически же в нем связь на 80% ионная и на 20% ковалентная. Правильнее поэтому, очевидно, говорить о степени полярности (ионности) химической связи.

В ряду галогеноводородов НF - НСl - НВг - HI - НАt степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной (ЭО(Н) = 2,1; ЭО(Аг) = 2,2).

Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах, например:

1) в основаниях - между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь ковалентная полярная, а между металлом и гидроксогруппой - ионная;

2) в солях кислородсодержащих кислот - между атомами неметалла и кислородом кислотного остатка - ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком - ионная;

3) в солях аммония, метиламмония и т. д. - между атомами азота и водорода - ковалентная полярная, а между иона-ми аммония или метиламмония и кислотным остатком - ионная;

4) в пероксидах металлов (например, Nа 2 O 2) - связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом - ионная и т. д.

Различные типы связей могут переходить одна в другую:

При электролитической диссоциации в воде ковалент-ных соединений ковалентная полярная связь переходит в ионную;

При испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную и т. д.

Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая физическая природа - электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии (табл. 7).

Таблица 7 Типы химической связи

1. Часто встречается выражение: «Молекулы благородных газов одноатомны». Насколько оно соответствует истине?

2. Почему, в отличие от большинства элементов-неметаллов, самые яркие представители их - галогены - не образуют аллотропных модификаций?

3. Дайте наиболее полную характеристику химической связи в молекуле азота, используя следующие признаки: ЭО связанных атомов, механизм образования, способ перекрывания электронных орбиталей, кратность связи.

4. Определите тип химической связи и рассмотрите схемы ее образования в веществах, имеющих формулы: Са, СаF2, F2, ОF2.

5. Напишите структурные формулы веществ: СО, СаС2, СS2, FеS2. Определите степени окисления элементов и их валентности (в возможных случаях) в этих веществах.

6. Докажите, что все типы химической связи имеют общую природу.

7. Почему молекулы N2, СО и С2Н2 называют изоэлектронными?

Учебники основные и дополнительные

Химическая связь. Строение вещества.

План

1. Химическая связь: ковалентная (неполярная, полярная; одинарная, двойная, тройная); ионная; металлическая; водородная; силы межмолекулярного взаимодействия.

2. Кристаллические решетки (молекулярная, ионная, атомная, металлическая).

Разные вещества имеют различное строение. Из всех известных на сегодняшний день веществ только инертные газы существуют в виде свободных (изолированных) атомов, что обусловлено высокой устойчивостью их электронных структур. Все другие вещества (а их в настоящее время известно более 10 млн) состоят из связанных атомов.

Химическая связь – это силы взаимодействия между атомами или группами атомов, приводящие к образованию молекул, ионов, свободных радикалов, а также ионных, атомных и металлических кристаллических решеток . По своей природе химическая связь – это электростатические силы. Главную роль при образовании химической связи между атомами играют их валентные электроны , т. е. электроны внешнего уровня, наименее прочно связанные с ядром. При переходе от атомного состояния к молекулярному происходит выделение энергии, связанное с заполнением электронами свободных орбиталей внешнего электронного уровня до определенного устойчивого состояния.

Существуют различные виды химической связи.

Ковалентная связь – это химическая связь, осуществляемая за счет обобществления электронных пар . Теорию ковалентной связи предложил в 1916 г. американский ученый Гилберт Льюис. За счет ковалентной связи образуется большинство молекул, молекулярных ионов, свободных радикалов и атомных кристаллических решеток. Ковалентная связь характеризуется длиной (расстояние между атомами), направленностью (определенная пространственная ориентация электронных облаков при образовании химической связи), насыщаемостью (способность атомов образовывать определенное число ковалентных связей), энергией (количество энергии, которое необходимо затратить для разрыва химической связи).

Ковалентная связь может быть неполярной и полярной . Неполярная ковалентная связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью (ЭО) (H 2 , O 2 , N 2 и т. д.). В этом случае центр общей электронной плотности находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов. По числу общих электронных пар (т.е. по кратности) различают одинарные, двойные и тройные ковалентные связи. Если между двумя атомами образуется только одна общая электронная пара, то такая ковалентная связь называется одинарной. Если между двумя атомами возникают две или три общие электронные пары, образуются кратные связи – двойные и тройные. Двойная связь состоит из одной -связи и одной -связи. Тройная связь состоит из одной -связи и двух -связей.

Ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов, называются -связями . Ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов, называются -связями .

В образовании -связей могут участвовать s - и s- электроны (Н 2), s - и p -электроны (HCl), р - и
р -электроны (Cl 2). Кроме того, -связи могут образовываться за счет перекрывания «чистых» и гибридных орбиталей. В образовании -связей могут участвовать только р - и d -электроны.

Ниже линиями показаны химические связи в молекулах водорода, кислорода и азота:

где пары точек (:) – спаренные электроны; «крестики» (х) – неспаренные электроны.

Если ковалентная связь образуется между атомами с различной ЭО, то центр общей электронной плотности смещен в сторону атома с большей ЭО. В этом случае имеет место ковалентная полярная связь . Двухатомная молекула, связанная ковалентной полярной связью, представляет собой диполь – электронейтральную систему, в которой центры положительного и отрицательного зарядов находятся на определенном расстоянии друг от друга.

Графический вид химических связей в молекулах хлороводорода и воды следующий:

где стрелками показано смещение общей электронной плотности.

Полярная и неполярная ковалентные связи образованы по обменному механизму. Кроме того, существуют донорно-акцепторные ковалентные связи. Механизм образования их другой. В этом случае один атом (донор) предоставляет неподеленную пару электронов, которая становится общей электронной парой между ним и другим атомом (акцептором). Акцептор при образовании такой связи предоставляет свободную электронную орбиталь.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи проиллюстрирован на примере образования иона аммония:

Таким образом, в ионе аммония все четыре связи являются ковалентными. Три из них образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному. Все четыре связи равноценны, что обусловлено sp 3 -гибридизацией орбиталей атома азота. Валентность азота в ионе аммония равна IV, т.к. он образует четыре связи. Следовательно, если элемент образует связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизмам, то его валентность больше числа неспаренных электронов и определяется общим числом орбиталей на внешнем электронном слое. Для азота, в частности, высшая валентность равна четырем.

Ионная связь – химическая связь между ионами, осуществляемая за счет сил электростатического притяжения . Ионная связь образуется между атомами, имеющими большую разность ЭО (> 1,7); другими словами, это связь между типичными металлами и типичными неметаллами. Теория ионной связи была предложена в 1916 г. немецким ученым Вальтером Косселем. Отдавая свои электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы – катионы ; атомы неметаллов, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы – анионы . Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью; для ионных соединений понятие «молекула» не имеет смысла. В кристаллической решетке ионных соединений вокруг каждого иона располагается определенное число ионов с противоположным зарядом. Для соединений NaCl и FeS характерна кубическая кристаллическая решетка.

Ниже показано образование ионной связи на примере хлорида натрия:

Ионная связь является крайним случаем полярной ковалентной связи. Резкой границы между ними не существует, тип связи между атомами определяется по разнице электроотрицательности элементов.

При образовании простых веществ – металлов – атомы достаточно легко отдают электроны внешнего электронного уровня. Таким образом, в кристаллах металлов часть их атомов находится в ионизированном состоянии. В узлах кристаллической решетки находятся положительно заряженные ионы и атомы металлов, а между ними – электроны, которые могут свободно перемещаться по всей кристаллической решетке. Эти электроны становятся общими для всех атомов и ионов металла и называются «электронным газом». Связь между всеми положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов называетсяметаллической связью .

Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость, электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск. Свободные электроны могут переносить теплоту и электричество, поэтому они являются причиной главных физических свойств, отличающих металлы от неметаллов, – высокой электро- и теплопроводности.

Водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входит водород и атомы с высокой ЭО (кислород, фтор, азот). Ковалентные связи H–O, H–F, H–N являются сильно полярными, за счет чего на атоме водорода скапливается избыточный положительный заряд, а на противоположных полюсах – избыточный отрицательный заряд. Между разноименно заряженными полюсами возникают силы электростатического притяжения – водородные связи. Водородные связи могут быть как межмолекулярными, так и внутримолекулярными. Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи, но тем не менее водородные связи играют большую роль во многих физико-химических и биологических процессах. В частности, молекулы ДНК представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны между собой водородными связями.

Таблица

Межмолекулярные водородные связи между молекулами воды и фтороводорода можно изобразить (точками) следующим образом:

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки. Наличие водородной связи приводит к образованию ассоциатов молекул и, как следствие, к повышению температур плавления и кипения.

Кроме перечисленных основных видов химической связи существуют также универсальные силы взаимодействия между любыми молекулами, которые не приводят к разрыву или образованию новых химических связей. Эти взаимодействия называются вандерваальсовыми силами. Они обусловливают притяжение молекул данного вещества (или различных веществ) друг к другу в жидком и твердом агрегатном состояниях.

Различные виды химической связи обусловливают существование различных типов кристаллических решеток (табл.).

Вещества, состоящие из молекул, имеют молекулярное строение . К таким веществам относятся все газы, жидкости, а также твердые вещества с молекулярной кристаллической решеткой, например йод. Твердые вещества с атомной, ионной или металлической решеткой имеютнемолекулярное строение , в них нет молекул.

Химическая связь – это сила, удерживающая друг с другом частицы, образующие вещество.

В зависимости от частиц, которые удерживают эти силы, связи подразделяются на внутримолекулярные и межмолекулярные.

Внутримолекулярные связи.

1. Ковалентная связь.

Ковалентная связь – это общая электронная пара у двух атомов неметаллов.

Рассмотрим на примере молекулы водорода (Н 2), в которой как раз реализуется ковалентная связь.

Молекулы водорода состоит из двух атомов водорода (Н), у которых на внешнем энергетическом уровне один электрон:

Атомы стремятся полностью заполнить свои орбитали. Для этого и объединяются два атома. Они делают свои неспаренные электроны общими: и получается общая электронная пара. Электроны стали спаренными:

Эта общая электронная пара и есть ковалентная химическая связь. Ковалентная связь обозначается либо чертой, соединяющей атомы, либо двумя точками, которые обозначают общую электронную пару:

Представьте, что есть два соседа по парте. Это два атома. Им нужно нарисовать картинку, в которой есть красный и синий цвет. У них есть общая пара карандашей (один красный, другой синий) – это общая электронная пара. Оба соседа по парте пользуются этими карандашами. Таким образом эти два соседа связаны общей парой карандашей, т.е. ковалентной химической связью.

Существует два механизма образования ковалентной химической связи.

1. Обменный механизм образования ковалентной связи.

В таком случае каждый атом предоставляет электроны для образования ковалентной связи. Этот механизм мы и рассмотрели, когда знакомились с ковалентной связью:

1. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

В этом случае общая электронная пара, если можно так выразиться, неравноценная.

Один атом имеет НЭП – неподеленную электронную пару (два электрона на одной орбитали). И он предоставляет ее целиком для образования ковалентной связи. Этот атом называется донором – поскольку он предоставляет оба электрона для образования химической связи.

А второй атом имеет только свободную орбиталь. Он принимает электронную пару. Этот атом называется акцептором – он принимает оба электрона.

Классический пример – это образование иона аммония NH 4 + . Он образуется при взаимодействии иона H + и аммиака (NH 3). Катион водорода H + – это пустая s-орбиталь.

Эта частица будет акцептором.

У тома азота в аммиаке есть НЭП (неподеленная электронная пара).

Атом азота в аммиаке будет донором:

В данном случае и синий и красный карандаш принес один сосед по парте. Он «угощает» второго. И они оба пользуются карандашами.

Конкретные реакции, в которых образуется такой ион, будут рассмотрены позже в соответствующих разделах. Пока вам просто нужно запомнить принцип, по которому образуется ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентная связь бывает двух видов. Различают ковалентную полярную и неполярную связи.

Ковалентная полярная связь возникает между атомами неметаллов с разными значениями электроотрицательности. То есть между разными атомами неметаллов.

Атом с большим значением электроотрицательности будет оттягивать общую электронную пару на себя.

Ковалентная неполярная связь возникает между атомами неметаллов с одинаковыми значениями электроотрицательности. Такое условие выполняется, если связь возникает между атомами одного химического элемента-неметалла . Поскольку у разных атомов электроотрицательности могут быть очень близкими друг к другу, но все равно будут отличаться.

Общая электронная пара не будет смещаться ни к одному атому, так как каждый атом «тянет» ее с одинаковой силой: общая электронная пара будет находиться посередине.

И конечно же ковалентная связь может быть одинарной, двойной и тройной:

1. Ионная связь.

Ионная связь возникает между атомами металла и неметалла. Поскольку у металла и неметалла большая разница в электроотрицательности, электронная пара полностью оттягивается к более электроотрицательному атому – атому неметалла.

Конфигурация полностью заполненного энергетического уровня, достигается не за счет образования общей электронной пары. Неметалл забирает себе электрон металла – заполняет свой внешний уровень. А металлу проще отдать свои электроны (у него их немного) и у него тоже полностью заполненный уровень.

Таким образом металл, отдав электроны, приобретает отрицательный заряд, становится катионом. А неметалл, получив электроны, приобретает отрицательный заря, становится анионом.

Ионная химическая связь представляет собой электростатическое притяжение катиона к аниону .

Ионная связь имеет место в солях, оксидах и гидроксидах металлов. И в других веществах, в которых атом металла связан с атомом неметалла (Li 3 N, CaH 2).

Здесь следует обратить внимание на одну важную особенность: ионная связь имеет место между катионом и анионов во всех солях . Наиболее общим образом мы описываем как связь металл-неметалл. Но необходимо понимать, что это сделано лишь для упрощения. В составе соли может и не быть атома металла. Например, в солях аммония (NH 4 Cl, (NH 4) 2 SO 4 . Ион аммония NH 4 + притягивается к аниону соли – это ионная связь.

Откровенно говоря, нет никакой ионной связи. Ионная связь – это всего лишь крайняя степень ковалентной полярной связи. У любой связи есть свой процент «ионности» – это зависит от разности электроотрицательностей. Но в школьной программе, а тем более в требованиях ЕГЭ ионная и ковалентная связь – это совершенно два разных понятия, которые нельзя смешивать.

1. Металлическая связь.

Все великолепие металлической связи можно понять лишь вместе с металлической кристаллической решеткой. Поэтому металлическую связь мы рассмотрим позже, когда будем разбирать кристаллические решетки.

Все, что пока нужно знать – это то, что металлическая связь реализуется в простых веществах – металлах.

Межмолекулярные связи.

Межмолекулярные связи гораздо слабее внутримолекулярных, так как в них не замешана общая электронная пара.

1. Водородные связи .

Водородные связи возникают в вещества, в которых атом водорода связан с атомом с высоким значением электроотрицательности (F, O, Cl, N).

В таком случае связь с атомов водорода становится сильнополярной. Электронная пара смещается от атома водорода к более электроотрицательному атому. Из-за этого смещения, на водороде появляется частичный положительный заряд (δ+), а на электроотрицательном атоме частичный отрицательный заряд (δ-).

Например, в молекуле фтороводорода:

К δ+ одной молекулы притягивается δ- другой молекулы. Это и есть водородная связь. Графически на схеме она обозначается пунктирной линией:

Молекула воды может образовывать четыре водородные связи:

Водородные связи обусловливают более низкие температуры кипения и плавления веществ, между молекулами которых они возникают. Сравните сероводород и воду. В воде есть водородные связи – она жидкость при нормальных условиях, а сероводород – газ.

1. Силы Ван-дер-Ваальса .

Это очень слабые межмолекулярные взаимодействия. Принцип возникновения такой же, как и у водородных связей. Очень слабые частичные заряды возникают при колебаниях общей электронной пары. И возникают сиюминутные силы притяжения между этими зарядами.