Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Химические связи – это приоритетная проблема в современной химии. От полученных знаний зависит выяснение причин разнообразия соединений, также строения и возникновения веществ. Выявленные типы: ионный, ковалентный, металлический, водородный. 

Химические вещества состоят из  не связанных между собой атомов химических элементов. Такое строение имеют только благородные газы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще всего химические вещества состоят не из отдельных  атомов, а из их соединений, которые образуют  различные группировки. Такие объединения атомов могут состоят из  нескольких единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая держит  эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь.

Химическая связь - связь отдельных атомов между собой за счет силы взаимного притяжения из-за разности электродных потенциалов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи 

  • энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов. Когда образуется сложное вещество, то суммарная энергия атомов падает, а когда атомы находятся в не связанном состоянии энергия их выше, так как компенсационного эффекта для образования молекулы не происходит.

Например: взаимодействуют атомы А и В. Энергия такого атома выше, чем соединения АВ, потому что при взаимодействии более электроотрицательный атом оттягивает на себя электроотрицательность и происходит смещение электронной плотности, а значит и понижение энергии всей молекулы. Поэтому в молекуле АВ энергия ниже, чем у отдельных атомов А и В.

E(АВ) < E(А) + E(В)

Поэтом при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.

Химические связи – определение, возникновение

Теорию отдельно выдвинули Гильберт Ньютон Льюис и Вальтер Коссель в 1916 году. Для описания соединения двух атомов используется термин «химическая связь». В образовании участвуют электроны, которые расположены на внешних энергетических уровнях, а потому наименее связанные с ядром – это валентные электроны. При соединении образуется три вида частиц:

  • молекула – небольшого размера электронейтральная частица вещества с характерными для него химическими свойствами;
  • ионы – заряженные частицы, атомы и группы связанных атомов с обилием (анионы) или дефицитом (катионы) электронов;
  • свободный радикал – частица с ненасыщенной (свободной) валентностью.

Возникновение химической связи между атомами ведёт к образованию частиц: молекул, ионов и свободных радикалов. При этом уменьшается полная энергия системы – объединение атомов в частицу протекает энергетически выгодно. Образование связи на примере водородной молекулы (Рис. 1):

Образование молекулы водорода
Рис.1. Образование молекулы водорода
  1. Пребывание двух мелких частиц на дальнем друг от друга промежутке – энергия взаимосвязи приближается к нулю (взаимосвязи нет).
  2. Сближение атомов на отдаление, соизмеримое с размером электронного пространства – вступают силы притяжения и отталкивания.
  3. Начало действия силы притяжения между электронной оболочкой одного атома и ядром другого атома, конкурирующие силы отталкивания между ядрами и между электронами.
  4. Силы притяжения преобладают над силами отталкивания – сближаются атомы, а потенциальная энергия снижается до возникновения стабильной молекулы при r = r0.
  5. Дальнейшее сближение – энергия системы стремительно повышается за счёт преобладания сил отталкивания.

Энергетический минимум идентичен устойчивому состоянию системы – в этой ситуации из пары обособленных водородных частиц получается молекула H2. Во время реакции производится 436 кДж/моль.

Как определить тип связи

Характеристики химических связей между частицами веществ зависят от электроотрицательности – возможности сохранять валентные электроны. Этот показатель зависит от заряженности ядра и радиуса атома. Для количественной оценки применяют шкалу Полинга (Табл. 1).

Таблица 1 

Электроотрицательность элементов по шкале Полинга

Определение вида взаимосвязи по разнице электроотрицательност (ЭО):В многообразии источников попадаются разные таблицы. Использовать можно каждую шкалу, потому что важнее разница электроотрицательностей, которая в среднем сходна в изобретённых системах, а не значение.

  • Δ ЭО = 0 – неполярная ковалентная;
  • Δ ЭО < 1,7 – полярная ковалентная;
  • Δ ЭО ≥ 1,7 – ионная.

Химические связи различаются по связываемым атомам, образующимся частицам, кристаллической решётке, характере вещества. Выделяют 4 типа:

  1. Ковалентная (полярная и неполярная).
  2. Ионная.
  3. Механическая.
  4. Водородная.

Определяют тип по веществу, принимающему участие в связи. Если это 2 неметалла, то связь ковалентная. Если метал с неметаллом, то ионный тип, но если 2 металла, то металлический тип. Водородная связь – соединение молекул водорода с фтором, хлором, кислородом или азотом. 

Ковалентная химическая связь

Между атомами элементов неметаллов возникает ковалентных характер связи. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия, потому что атомы разных элементов имеют различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. На другом атоме формируется частичный положительный заряд.

Ковалентный тип – это химическая связь, в результате которой возникают общие пары электронов. Два пути появления:

  1. Обменный способ – каждая частица предоставляет по одному электрону в совместное использование.
  2. Донорно-акцепторный механизм – одна частица предоставляет уже по 2 электрона, а второй атом отдаёт свободную орбиталь.

Пример обменного способа – объединение атомов в молекулу водорода. Сближаясь, электронные оболочки перекрываются, а электронная плотность между ядрами повышается. Идёт притяжение, и энергия системы понижается. При близком сближении ядра отталкиваются – появляется расстояние (Рис. 2).

Связывание атомов водорода обменным способом
Рис. 2. Связывание атомов водорода обменным способом

Характеристики ковалентной связи:

  1. Полярность – неравномерное сосредоточение между частицами с разной электроотрицательностью электронной плотности.
  2. Кратность – количество общих электронных пар между двумя атомами.
  3. Длина – протяжённость между центральными частями ядер атомов.
  4. Насыщаемость – возможность атомов создавать условное число связей. 
  5. Энергия связи – мера прочности, энергия, требуемая для разрыва связи во всех молекулах, составляющих 1 моль вещества.

Ковалентная связь включает две разновидности по полярности: полярная и неполярная. Определяют по электроотрицательности атомов – одинаковая она или нет. 

Характеристика:

1. Неполярная ковалентная – связь между одинаковыми мелкими частицами (неметаллами) с размеренным распространением электронной плотности и равной электроотрицательностью. Примеры: Cl2, H2, I2, O2, N2 (Рис. 3).

Рис. 3. Неполярная ковалентная связь

2. Полярная ковалентная – это соединение неравных частиц (неметаллов) с разницей в электроотрицательности и смещением общей пары электронов. Примеры: NH3, HCl, CO2, H2O (Рис. 4).

Полярная ковалентная связь
Рис. 4. Полярная ковалентная связь

Полярность – характеристика, определяющая физические или химические свойства вещества. Она влияет на механизм реакций, реакционную способность ближайших связей. Полярность молекулы, температуры плавления и кипения, а также растворимость – показатели, зависящие от полярности связей.

Ионная связь

Ионный тип – тип, при котором разница электроотрицательности атомов больше 1,7–2 по шкале Полинга. Если точнее, то притяжение появляется между ионами с разными зарядами.  В возникновении ионного типа участвуют металлы, неметаллы. Примеры: NaCl, LiF, K2O, другие (Рис. 5).

Ионная связь
Рис. 5. Ионная связь

Главные характеристики: ненаправленность и ненасыщаемость. Ионная связь во многом сходна с ковалентной, поэтому считается предельным случаем. Энергия связи (прочность) доходит до 800 кДж/моль. 

Металлическая связь

Характеристики металлов: блеск, ковкость, пластичность и сравнительно высокая температура плавления, тепло- и электропроводность. Общность этих качеств объясняется сходством организации атомов:

  • малое количество электронов на внешнем уровне;
  • слабое притяжение между валентными электронами и ядром;
  • низкая ионизация и электроотрицательность.

Металлический тип – это связь сравнительно свободных отрицательно заряженных частиц между ионами металлов с образованием кристаллической решётки. Примеры – Fe, Na, Ca, Sc и Au3Cu, другие (Рис. 6).

Металлическая связь
Рис. 6. Металлическая связь

Общность металлического и ковалентного вида связей – обобществление валентных электронов в основе. Различия заключаются в меньшей прочности и отсутствии направленности. Прочность (энергия) у металлической связи в 3–4 раза ниже этого же показателя у ковалентного типа. Образование металлической связи между атомами металлов возможна из-за наличия кинетической энергии внутри каждого атома металла, при увеличении центробежной силы электроны последнего электронного слоя вылетают за пределы атома и связывают атомы металлов между собой. Каждый атом, который потерял электрон превращается в положительно заряженную частицу – протон. И происходит взаимное притяжение протона и электрона, который только что покинул атом. Электроны могут притягиваться обратно и таким образом происходит снова образование атома. Существованием свободных электронов объяснятся свойство металлов к электропроводности (электрический ток – направленное движение электронов). Поэтому металлическую кристаллическую решетку химически невозможно разрушить, её можно только механически распилить.

Водородная связь

Водородные соединения с электроотрицательными атомами фтора, хлора, азота, кислорода образуются благодаря водородным связям. В молекуле общая пара электронов движется к более электроотрицательному атому. Классический пример – жидкий фторид водорода (Рис. 7).

Водородная химическая связь
Рис. 7. Водородная химическая связь

Энергия водородной связи составляет до 40 кДж/моль, поэтому этот тип в 10–20 раз слабее ковалентного. Водородные связи возникают между или внутри молекул. От этого зависят физико-химические свойства вещества.

15 сентября 2020, 11:32

Комментарии

Для добавления комментариев необходимо авторизоваться.