Характеристики химической связи. Ковалентная связь. Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь.

Химическая связь возникает при взаимодействии двух или более атомов. Взаимодействие атомов осуществляется согласно валентности. Термин «валентность» ввел в 1852 г. Э. Франкланд как способность атома к насыщению, т.е. способность его присоединить определенное число других атомов или групп атомов. Так, атом водорода может присоединить только один атом, а атом кислорода может присоединить два атома другого типа. Отсюда валентность атома водорода равна единице, а валентность атома кислорода – двум. В настоящее время, с учетом наших знаний квантовой химии и строения атома, валентность определяют как число химических связей, которое может образовать элемент.

Когда атомы находятся далеко друг от друга, энергия их взаимодействия равна нулю. Если атомы сближаются, возникают силы притяжения электронов к ядрам соседних атомов, электронные облака перекрываются, образуется связь, энергия системы понижается.

Любая химическая связь образуется с выделением энергии, для ее разрыва требуется затратить энергию, равную энергии связи.

Ковалентная химическая связь

Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. 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):

 

а)	H· + ·H H: H	H-H	H2	(одна общая пара электронов; H одновалентен);
б)		N N	N2	(три общие пары электронов; N трехвалентен);
в)		H-F	HF	(одна общая пара электронов; H и F одновалентны);
г)			NH4+	(четыре общих пары электронов; N четырехвалентен)

Характеристики ковалентной связи: насыщаемость, энергия связи, длина связи, полярность связи, кратность связи, направленность связи.

Насыщаемость ковалентной связи. Атом не может образовать бесконечное число ковалентных связей, оно вполне определенное. Как указывали выше, максимальное число связей, которое может образовать атом, определяется числом его валентных электронных орбиталей.

Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Энергии связей в молекулах, состоящих из одинаковых атомов, уменьшаются по группам сверху вниз. По периоду энергии связей растут.

Длина связи – это расстояние между ядрами взаимодействующих атомов. Ориентировочно оценить длину связи можно, исходя из атомных или ионных радиусов или из результатов определения размеров молекул с помощью числа Авогадро.

Кратность связи определяется количеством электронных пар, участвующих в связи между атомами. Химическая связь обусловлена перекрыванием электронных облаков. Если это перекрывание происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов (вдоль межъядерной оси), то такая связь называется – σ -связью. Она может быть образована за счет s – s электронов, р – р электронов, s – р электронов. Химическая связь, осуществляемая одной электронной парой, называется одинарной. Одинарные связи – это всегда б-связи. Орбитали типа s образуют только б-связи. Но известно большое количество соединений, в которых есть двойные и даже тройные связи (N₂, С₂Н₄, С₂Н₂ и т.д.). В СН₂ = СН₂ – двойная связь. Одна из них – б-связь. Вторая называется π -связью. При образовании π -связи перекрывание электронных облаков возникает в двух областях пространства, симметричных межъядерной оси. Если связь образуется более чем одной парой электронов, то она называется кратной. Образование дополнительных π -связей при недостатке взаимодействующих атомов энергетически более выгодно, чем просто существование отдельных неперекрывающихся облаков. Но так как при образовании π -связи степень перекрывания меньше, чем при образовании б -связи, то π -связи, как правило, менее прочны, чем б -связи.

s -связи, когда область перекрывания находится на прямой соединяющей ядра (s-s; s-p; p-p; p-d; d-d)

s-s s-p p-p p-d d-d

 

π -cвязи, область перекрывания по обе стороны от этой прямой. (p-p; p-d; d-d)
	p-p p-d d-d

Полярность связи обусловливается смещением электронной пары к одному из атомов. Если электронная пара принадлежит обоим элементам в двухатомной молекуле в равной степени, то в такой молекуле полярность связи равна нулю, и молекула является неполярной. Чаще всего это молекулы простых веществ (Н₂, Cl₂). Если же электронная пара смещена к одному из атомов, то полярность связи не равна нулю. Такие молекулы являются полярными. Полярность молекул определяется природой атомов, составляющих молекулу, и симметрией молекулы. Рассмотрим двухатомные молекулы. В двухатомных молекулах полярность связи зависит от электроотрицательности атомов. Электроотрицательность – это способность атома притягивать к себе электронную пару. Чем более электроотрицателен атом, тем сильнее он оттягивает электронную пару, тем более полярна связь (HCl, HF). В полярных молекулах центры тяжести электрических зарядов не совпадают. Такие молекулы представляют собой диполи. Полярность связи характеризуется дипольным моментом µ:

µ = ql,

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: