Тема №7240 Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования
Поиск задачи:

Рассмотрим тему Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования из предмета Химия и все вопросы которые связанны с ней. Из представленного текста вы познакомитесь с Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования, узнаете ключевые особенности и основные понятия.

Уважаемые посетители сайта, если вы не согласны с той информацией которая представлена на данной странице или считаете ее не правильной, не стоит попросту тратить свое время на написание негативных высказываний, вы можете помочь друг другу, для этого присылайте в комментарии свое "правильное" решение и мы его скорее всего опубликуем.

Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи).

Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

♦    Химическая связь — это результат взаимодействия двух или более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной

системы.

Причиной образования химической связи является стремление системы к более устойчивому состоянию с минимально возможным запасом энергии.

Основное условие образования химической связи — понижение полной энергии системы по сравнению с суммарной энергией изолированных атомов.

Образование такой системы может идти несколькими способами и приводит к образованию соединений с различными видами химической связи. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую электронную оболочку.

Различают четыре основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую и водородную.

Важнейшей характеристикой атома при образовании химической связи является его электроотрицательность — способность притягивать электроны (см. табл. 3).

Ковалентная связь

♦    Ковалентной называется связь, образованная за счет общих электронных пар.

Если атомы неметаллов обладают одинаковой ЭО, возникает ковалентная неполярная связь. Общая электронная пара при образовании ковалентной неполярной связи в равной мере принадлежит обоим соединяющимся атомам. Такая связь возникает, например, в молекулах Н2, N2, F2, Cl2, Br2, I2.

Если разность ЭО атомов меньше 1,7 (граница условная), то между ними возникает ковалентная полярная связь. При этом общая электронная пара смещается к атому с большей электроотрицательностью. Как правило, ковалентная полярная связь возникает между атомами неметаллов. Примерами таких соединений могут быть HCl, HBr, H2O, H2S и др. Однако ковалентная полярная связь образуется также и между атомами металлов и неметаллов в случае небольшой разницы в значении их ЭО. Так, связь в таких соединениях, как бромид алюминия AlBr3 , гидрид германия GeH4, является ковалентной полярной.

Существуют два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный.

При обменном механизме атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов. Например, при образовании молекулы водорода Н2 общая электронная пара возникает за счет обобществления s-электронов двух атомов водорода:

Н- + •Н —> Н : Н, или Н-Н.

При соединении двух атомов водорода в молекулу каждый атом приобретает устойчивую завершенную двухэлектронную оболочку, подобную оболочке гелия Не.

При образовании молекулы хлора Cl2 общая электронная пара возникает за счет обобществления неспаренных р-электронов двух атомов хлора:

ci- + -ci —> ci : ci, или ci-ci.

При соединении двух атомов хлора в молекулу каждый атом приобретает устойчивую завершенную восьмиэлектронную оболочку, подобную оболочке аргона Ar.

При образовании молекулы азота N2 между атомами азота образуется не одна, а три общих электронных пары (тройная связь), так как на внешнем энергетическом уровне атома азота содержатся три неспаренных р-электрона:

: n • + • n : —> :n ; ; n:, или n = n.

При соединении двух атомов азота в молекулу каждый атом приобретает устойчивую завершенную восьмиэлектронную оболочку, подобную оболочке аргона неона Ne.

Образование молекулы хлороводорода НО происходит за счет обобществления s-электрона атома водорода Н и р-электрона атома хлора:

Н- + -С1 —> H : О, или Н—ci.

При соединении атомов водорода и хлора в молекулу каждый атом приобретает устойчивую завершенную оболочку: двухэлектронную, подобную оболочке гелия Не, у водорода и восьмиэлектронную, подобную оболочке аргона Ar, у хлора. Однако общая электронная пара в молекуле хлороводорода HQ смещается к более электроотрицательному атому хлора Ci.

При донорно-акцепторном механизме образование ковалентной связи происходит за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной электронной орбитали другого атома. Атом с неподеленной электронной парой называется донором, а со свободной орбиталью — акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие неспаренные электроны, например азот, кислород, фосфор, сера.

Классический пример донорно-акцепторного механизма — взаимодействие молекулы аммиака NH3 с ионом водорода H+ с образованием катиона аммония NH^:

В молекуле аммиака NH3 атом азота, имеющий три неспаренных электрона, образует три ковалентные связи с атомами водорода по обменному механизму. При этом у азота остается неподеленная электронная пара, которую он предоставляет для образования связи по донорноакцепторному механизму с ионом водорода, у которого есть свободная орбиталь. Таким образом, в катионе аммония NHJ три связи N-H образованы по обменному механизму, а одна - по донорно-акцепторному. Все четыре связи N-H равноценны по своим свойствам и отличаются только механизмом образования.

По способу перекрывания электронных орбиталей различают о- и п-ковалентные связи (подробнее см. раздел 3.2.).

о-связь (сигма-связь) - это связь, образующаяся при перекрывании электронных орбиталей вдоль прямой, соединяющей центры ядер атомов. В таком перекрывании могут участвовать атомные орбитали всех типов, например, s-s (H2), s-p (HCl), p-p (Cl2).

п-связь (пи-связь) - это связь, образующаяся при перекрывании электронных орбиталей по разные стороны от линии связи. В образовании п-связи не могут участвовать s-орбитали.

п-связь менее прочная, чем о-связь; п-связь образуется между атомами, которые уже связаны о-связью.

По числу общих электронных пар, связывающих атомы, то есть по кратности, различают одинарные, двойные и тройные ковалентные связи. Например, в молекуле водорода Н2 связь между атомами водорода одинарная (Н-Н); в молекуле углекислого газа CO2 атом углерода связан с двумя атомами кислорода двойными связями (С=О=С); в молекуле азота N2 атомы азота соединены тройной связью (N=N).

Основными характеристиками ковалентной связи являются:

•    энергия связи — это энергия, выделяющаяся при образовании молекулы из отдельных атомов, или, что то же самое, энергия, необходимая для разделения молекулы на атомы;

•    длина связи — это расстояние между ядрами связанных атомов, соответствующее наименьшей энергии молекулы;

•    насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число химических связей (например, атом водорода способен образовывать одну связь, атом углерода — четыре связи);

•    направленность — это расположение связей в молекуле под определенными углами относительно друг друга, что обусловливает пространственную структуру молекулы, то есть ее геометрию, или форму;

•    полярность — неравномерное распределение между атомами электронной плотности, образованной общими электронными парами;

•    поляризуемость — это способность молекул (и связей в них) изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля.

Ионная связь

•    Ионная связь возникает между атомами, сильно различающимися по значениям электроотрицательности, например, между атомами типичных металлов и типичных неметаллов (ДЭО > 1,7 — величина условная).

Примерами веществ с ионной связью являются CaF2, KgO, Na3N и др. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи, когда электрон практически полностью переходит от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей электроотрицательностью. Однако в действительности полного перехода электрона не происходит никогда. Даже в таких типичных ионных соединениях, как, например, в галогенидах щелочных металлов, полного разделения положительных и отрицательных зарядов не происходит. Так, в кристалле хлорида натрия NaCl эффективные отрицательные заряды атомов натрия Na и хлора Cl составляют 0,9 заряда электрона.

•    Ионы — это заряженные частицы, образующиеся из нейтральных атомов или молекул путем отдачи или присоединении электронов.

При отдаче электронов образуется положительно заряженный ион — катион, при присоединении — отрицательный ион — анион. Атомы электроположительного элемента (металла) отдают электроны внешнего уровня и образуют катионы, а атомы электроотрицательного элемента (неметалла) присоединяют электроны и образуют анионы. При этом атомы неметалла приобретают внешнюю электронную оболочку последующего благородного газа, а атомы металла — устойчивую конфигурацию предыдущего благородного газа.

Так, между атомами типичного металла натрия Na (ЭО = 1,01) и типичного неметалла хлора Cl (ЭО = 2,83) возникает ионная связь (ДЭО = 1,82 > 1,7). При взаимодействии натрия с хлором в результате окислительно-восстановительной реакции образуются ионы — катионы натрия и анионы хлора:

Na0 1s22s22p63s! — 1e ^ Na+ 1 s22s22p(электронная конфигурация неона Ne)

Cl0 1s22s22p63s23p5 + 1e ^ Cl- 1s22s22p63s23p(электронная конфигурация аргона Ar)

Основными характеристиками ионной связи являются:

•    ненаправленность, так как электрическое поле иона обладает сферической симметрией и может притягивать ионы противоположного знака по любому направлению;

•    ненасыщаемость — способность притянувшихся друг к другу разноименных ионов электростатически взаимодействовать с другими ионами, поэтому каждый ион может присоединить различное число ионов противоположного знака.

Металлическая связь

•    Металлической называется особый вид связи между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемый за счет притяжения свободно перемещающихся по кристаллу электронов, называемых электронным газом.

Металлическая связь может существовать только в веществах, но не между отдельными атомами.

Металлическая связь реализуется в металлах и их сплавах, которые кристаллизуются в форме металлических решеток. Узлы в металлической решетке заняты положительными ионами металлов. Валентные электроны, отделившиеся от атомов металлов и оставшиеся в узлах кристаллической решетки ионы более или менее свободно перемещаются между катионами и обусловливают электрическую проводимость металлов. Между ионами и свободными электронами возникают электростатические взаимодействия, которые и являются причиной возникновения металлической связи. Металлическая связь имеет сходство как с ионной, так и с ковалентной связью. Сходство с ионной связью заключается в том, ионная связь образуется за счет взаимодействия между заряженными частицами: электронами и ионами. Как и в случае ковалентной связи, при образовании металлической связи происходит обобществление электронов. Однако в отличие от ковалентной связи, где электроны локализованы около определенных атомов, электроны в металлах обобществляются между всеми атомами кристалла, т. е. металлическая связь делокализована.

Металлическая связь ненасыщена, так как она объединяет большое число атомов, и ненаправлена, что обусловлено сферической формой s-электронных орбиталей, перекрывание которых зависит только от расстояний между ними и не зависит от направлений, по которым они сближаются.

Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость (кроме ртути), электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск. Все вещества с металлической связью имеют металлическую кристаллическую решетку, в узлах которой находятся ионы и атомы металлов, между которыми движутся делокализованные электроны.

Металлическая связь существует в простых веществах металлах (в твердом или расплавленном состоянии), сплавах (Al-Cu-Mg-Mn), интерметаллидах (Na3Pb7, KNa2).

Химическая связь имеет единую природу. Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая физическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Деление химических связей на типы носит условный характер. В веществах не реализуются типы химической связи в «чистом» виде. Так, 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 одном и том же веществе могут содержаться различные типы химических связей, например:

•    в основаниях — между атомами кислорода и водорода в гидрок-согруппах связь ковалентная полярная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;

•    в солях кислородсодержащих кислот — между атомами неметалла и кислородом в кислотном остатке — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;

•    в солях аммония, метиламмония и т. д. — между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;

•    в пероксидах металлов — связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная, например Na—O—O—Na).

Различные типы химических связей могут переходить одна в другую, например:

•    при электролитической диссоциации в воде ковалентная полярная связь переходит в ионную;

•    при испарении металлов металлическая связь переходит в ковалентную неполярную и т. д.

Водородная связь

♦ Водородная связь - это связь между атомом водорода, ковалентно связанным с другим электроотрицательным атомом.

Водородная связь возникает тогда, когда атом водорода связан с электроотрицательным атомом, смещающим на себя электронную плотность и создающим при этом положительный заряд на атоме водорода. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать фтор F, кислород О или азот N. Водородная связь имеет частично электростатическую, частично донорно-акцепторную природу.

Водородные связи могут быть межмолекулярными и внутримолекулярными.

Например, межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами воды. Более электроотрицательный атом кислорода обусловливает полярный характер связи О—Н с избытком отрицательного заряда б— на атоме кислорода. Атом водорода при этом приобретает частично положительный заряд б+ и взаимодействует с неподеленными электронными парами атома кислорода в другой молекуле воды. Схематично водородная связь изображается точками:

Наличие водородных связей характерно также для аммиака NH3 и фтороводорода HF. Существование водородных связей межу молекулами этих соединений обусловливает аномально высокие температуры кипения и плавления этих веществ по сравнению с соответствующими гидридами элементов этих же групп периодической таблицы Д. И. Менделеева (рис. 2).

Таким образом, водородная связь может возникать, если существует полярная связь Н-Х, а у атома II периода (азота N, кислорода O или фтора F) есть свободная электронная пара.

Водородные связи могут возникать между молекулами органических соединений, в составе которых есть полярные группы атомов: -ОН, -СООН, -NH2, -CONH2 и др. Наиболее характерно образование водородных связей между молекулами спиртов и карбоновых кислот.

Рис. 2. Влияние водородной связи на температуры кипения водородных соединений различных элементов

Так, две молекулы уксусной кислоты за счет возникновения водородных связей способны к образованию димеров, которые являются настолько устойчивыми, что существуют даже в парах:

Если внутри одной молекулы существуют группы с донорной и акцепторной способностями, то могут возникнуть внутримолекулярные водородные связи. Так, существование внутримолекулярных водородных связей между группами NH и СО обусловливает вторичную структуру белка в виде спирали, а также пространственную структуру молекулы дезоксирибонуклеиновой кислоты (ДНК) в виде двойной спирали. Две полинуклеотидных цепи молекулы ДНК связаны друг с другом водородными связями.


Категория: Химия | Добавил: Админ (30.07.2016)
Просмотров: | Рейтинг: 0.0/0


Другие задачи:
Всего комментариев: 0
avatar