Хімічний зв’язок і будова речовини

Вчення про хімічний зв’язок складає основу всієї теоретичної хімії.
Під хімічним зв’язком розуміють таке взаємо дія атомів, яке пов’язує їх в молекули, іони, радикали, кристали.

Розрізняють чотири типи хімічних зв’язків: іонну, ковалентний, металеву і водневу.

Іонна хімічний зв’язок

Іонна хімічний зв’язок – це зв’язок, що утворилася за рахунок електростатичного притягання катіонів до анионам.

Як ви знаєте, найбільш стійкою є така електронна конфігурація атомів, при якій на зовнішньому електронному рівні, подібно до атомів благородних газів, буде знаходитися 8 електронів (або для першого енергетичного рівня – 2). При хімічних взаємодіях атоми прагнуть придбати саме таку стійку електронну конфігурацію і часто досягають цього чи в результаті приєднання валентних електронів від інших атомів (процесу відновлення), або в результаті віддачі своїх валентних електронів (процесу окислення). Атоми, що приєднали «чужі» електрони, перетворюються в негативні іони, або аніони. Атоми, які віддали свої електрони, перетворюються в позитивні іони, або катіони. Зрозуміло, що між аніонами і катіонами виникають сили електростатичного притягання, які і будуть утримувати їх один біля одного, здійснюючи тим самим іонну хімічний зв’язок.

Так як катіони утворюють в основному атоми металів, а аніони – атоми неметалів, логічно зробити висновок, що цей тип зв’язку характерний для сполук типових металів (елементи головних підгруп I і II груп, крім магнію і берилію Ве) з типовими неметалами (елементи головної підгрупи VII групи). Класичним прикладом є утворення галогенідів лужних металів (фторидів, хлоридів та ін.). Наприклад, розглянемо схему освіти іонної зв’язку в хлориде натрію:
Хімічна зв’язок

Два разноименно заряджених іона, пов’язані силами тяжіння, не втрачають здатності взаємодіяти з протилежно зарядженими іонами, внаслідок чого утворюються сполуки з іонним кристалічною решіткою. Іонні сполуки являють собою тверді, міцні, тугоплавкі речовини з високою температурою плавлення.

Розчини і розплави більшості іонних з’єднань – електроліти. Такий тип зв’язку характерний для гідроксидів типових металів і багатьох солей кисневмісних кислот. Однак при утворенні іонного зв’язку не відбувається ідеального (повного) переходу електронів. Іонна зв’язок є крайнім випадком ковалентного полярного зв’язку.

В іонному поєднанні іони представлені як би у вигляді електричних зарядів зі сферичною симетрією електричного поля, однаково спадної зі збільшенням відстані від Центру заряду (іона) в будь-якому напрямку. Тому взаємодія іонів не залежить від напрямку, тобто іонна зв’язок, на відміну від ковалентного, буде ненаправленої.

Іонна зв’язок існує також в солях амонію, де немає атомів металів (їх роль відіграє катіон амонію).

Ковалентний хімічний зв’язок

Ковалентний хімічний зв’язок – це зв’язок, возникаю щая між атомами за рахунок утворення спільних електронних пар.

В основі її опису також лежить уявлення про придбання атомами хімічних елементів енергетично вигідною і стійкої електронної конфігурації з восьми електронів (для атома водню з двох). Таку конфігурацію атоми отримують не шляхом віддачі або приєднання електронів, як у випадку іонного зв’язку, а за допомогою освіти загальних електронних пар. Механізм утворення такого зв’язку може бути обмінний або донорно-акцепторні.

Обмінний механізм діє, коли атоми утворюють загальні електронні пари за рахунок об’єднання неспарених електронів. наприклад:

1) Н2 – водень:
Хімічна зв’язок

Зв’язок виникає завдяки освіті загальної електронної пари s-електронами атомів водню (перекривання s-орбіталей):
Хімічна зв’язок

Зв’язок виникає за рахунок утворення спільної електронної пари з s- і р-електронів (перекривання s-р-орбіталей):
Хімічна зв’язок

Донорно-акцепторні механізм утворення ковалентного зв’язку розглянемо на класичному прикладі освіти іона амонію NH4 +:
Хімічна зв’язок
Донор має електронну пару, акцептор – вільну орбітальну, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв’язку з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню спільних електронних пар атомом азоту і атомами водню за обмінним механізмом, одна утворилася по донорно-акцепторного механізму. Всі чотири зв’язку N-Н в катіоні амонію рівноцінні.

Аналогічно утворюється донорно-акцепторні зв’язок в іоні метіламмонія [СН3NH3] +.

Ковалентні зв’язки класифікують як за механізмом освіти загальних електронних пар, що з’єднують атоми, але і за способом перекривання електронних орбіта-лей, по числу загальних електронних пар, а також щодо зміщення їх до одного з пов’язаних атомів.

За способом перекривання електронних орбіталей розрізняють ковалентні зв’язку сигма- і пі.

У молекулі азоту одна загальна електронна пара утворюється за рахунок сигма-зв’язку (електронна щільність знаходиться в одній області, розташованої на лінії, що з’єднує ядра атомів; зв’язок міцна).

Дві інші загальні електронні пари утворюються за рахунок я-зв’язків, тобто бокового перекривання р-орбіталей в двох областях; пі-зв’язок менш міцна, ніж сигма-зв’язок.
Хімічна зв’язок
У молекулі азоту між атомами існує одна сигма-зв’язок і дві пі-зв’язку, які знаходяться у взаємно перпендикулярних площинах (так як взаємодіють 3 неспарених р-електрона кожного атома).
Отже, про-зв’язку можуть утворюватися за рахунок перекривання електронних орбіталей:

s-s (Н2),

s-р (НСl),

р-р (Сl2),

а також за рахунок перекривання «чистих» і гібридних орбіталей:

s-sр3 (СН4)

sр2-sр2 (С2Н4) і т. д.

За кількістю загальних електронних пар, що зв’язують атоми, тобто по кратності, розрізняють ковалентні зв’язки:

1) одинарні:
Хімічна зв’язок

2) подвійні:
СО,

о = с = про

оксид вуглецю (IV)

3) потрійні:
С2Н2
НС = СН ацетилен
За ступенем зміщених загальних електронних пар до одного з пов’язаних ними атомів ковалентний зв’язок може бути неполярной і полярної. При неполярной ковалентного зв’язку загальні електронні пари не зміщені до жодного з атомів, так як ці атоми мають однакову електронегативність (ЕО) – властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів.

Ковалентну хімічний зв’язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярной.
За допомогою ковалентного неполярной зв’язку утворені молекули простих речовин-неметалів.

Значення відносної електронегативності фосфору і водню практично однакові: ЕО (Н) = 2,1; ЕО (Р) = = 2,1, тому в молекулі фосфіну РН3 зв’язку між атомом фосфору і атомами водню ковалентні неполярні.

Ковалентну хімічний зв’язок між атомами елементів, електронегативності яких розрізняються, називають полярною

наприклад:

NH3
аміак

Азот – більш електронегативний елемент, ніж водень, тому загальні електронні пари зміщуються до його атому.
Хімічна зв’язок
Слід розрізняти полярність молекули і полярність зв’язку. Полярність зв’язку залежить від значень електронегативності пов’язаних атомів, а полярність молекули залежить і від полярності зв’язку, і від геометрії молекули. Наприклад, зв’язку в молекулі вуглекислого газу С02 будуть полярними, а молекула НЕ буде полярної, так як має лінійну будову.

Молекула води Н20 полярна, так як утворена за допомогою двох ковалентних полярних зв’язків Н> 0 і має кутову форму. Валентний кут НОН становить 104,5 °, тому у атома кисню з частковим негативним зарядом 6-й двома неподіленими електронними парами формується негативний полюс молекули, а у атомів водню з зарядом 6+ – позитивний. Молекула води – диполь.

Речовини з ковалентним зв’язком характеризуються кристалічною решіткою двох типів:

атомної – дуже міцною (алмаз, графіт, кварц); молекулярної – в звичайних умовах це гази, легколетучие рідини і тверді, але легкоплавкие або возгоняющиеся речовини (Сl2, Н20, йод I2, «сухий лід» С02 і ін.).

Внутрішньомолекулярна ковалентний зв’язок міцна, але міжмолекулярної взаємодії дуже слабке, внаслідок чого молекулярна кристалічна решітка нетривка.

металева зв’язок

Зв’язок в металах і сплавах, яку виконують відносно вільні електрони між іонами металів в металевій кристалічній решітці, називають металевої.

Такий зв’язок ненаправленная, ненасичена, характеризується невеликим числом валентних електронів і великим числом вільних орбіталей, що характерно для атомів металів. Схема освіти металевої зв’язку (М – метал):
_
М0 – nе <-> Мn +

Наявністю металевої зв’язку обумовлені фізичні властивості металів і сплавів: твердість, електрична провідність і теплопровідність, гнучкість, пластичність, металевий блиск. Речовини з металевим зв’язком мають металеву решітку. В її вузлах знаходяться іони або атоми металу, між якими вільно (в межах кристала) переміщаються електрони ( «електронний газ»).

воднева зв’язок

Хімічний зв’язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули (або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативний елементів, що мають неподіленого електронні пари іншої молекули (або її частини), називають водневої.

Механізм утворення водневого зв’язку має частково електростатичний, частково донорно-акцепторні характер. При наявності такого зв’язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути при звичайних умовах рідинами (спирт, вода) або легко зріджується газами (аміак, фтороводо-род).

У біополімерах – білках (вторинна структура) є внутримолекулярная воднева зв’язок між карбонільним киснем і воднем аміногрупи.

Молекули полинуклеотидов – ДНК (дезоксирибонуклеїнової кислоти) є подвійні спіралі, в яких два ланцюги нуклеотидів пов’язані один з одним водневими зв’язками. При цьому діє принцип комплементарності, тобто ці зв’язки утворюються між певними парами, що складаються з пуринового і піримідинового підстав: проти адениновую нуклеотиду (А) розташовується тимінових (Т), а проти гуанінових (Г) – цитозинових (Ц).

Речовини з водневим зв’язком мають молекулярні кристалічні решітки.

Єдина природа хімічного зв’язку

Розподіл хімічних зв’язків на типи носить умовний характер, так як всі вони характеризуються певним єдністю.

Іонну зв’язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв’язку.

Металева зв’язок поєднує ковалентное взаємодія атомів за допомогою обобществленних електронів і електростатичне тяжіння між цими електронами і іонами металів.

У речовинах часто відсутні граничні випадки хімічного зв’язку (або «чисті» хімічні зв’язки).

Наприклад, фторид літію 1лк відносять до іонним з’єднанням. Фактично ж в ньому зв’язок на 80% іонна і на 20% ковалентная. Правильніше тому, очевидно, говорити про ступінь полярності (ионности) хімічного зв’язку.

В ряду галогеноводородов НF – НСl – НВг – HI – НАt ступінь полярності зв’язку зменшується, бо зменшується різниця в значеннях електронегативності атомів галогену і водню, і в астатоводороде зв’язок стає майже неполярной (ЕО (Н) = 2,1; ЕО (Аг) = 2,2).

Різні типи зв’язків можуть міститися в одних і тих же речовинах, наприклад:

1) в підставах – між атомами кисню і водню в гидроксогруппа зв’язок ковалентний полярна, а між металом і гидроксогруппа – іонна;

2) в солях кисневмісних кислот – між атомами неметалла і киснем кислотного залишку – ковалентний полярна, а між металом і кислотним залишком – іонна;

3) в солях амонію, метіламмонія і т. Д. – Між атомами азоту і водню – ковалентний полярна, а між іона-ми амонію або метіламмонія і кислотним залишком – іонна;

4) в пероксид металів (наприклад, Nа2O2) – зв’язок між атомами кисню ковалентная неполярная, а між металом і киснем – іонна і т. Д.

Різні типи зв’язків можуть переходити одна в іншу:

• при електролітичноїдисоціації в воді ковалентен-них з’єднань ковалентная полярна зв’язок переходить в іонну;

• при випаровуванні металів металева зв’язок перетворюється в ковалентну неполярну і т. Д.

Причиною єдності всіх типів і видів хімічних зв’язків служить їх однакова фізична природа – електронно-ядерна взаємодія. Освіта хімічного зв’язку в будь-якому випадку є результат електронно-ядерної взаємодії атомів, що супроводжується виділенням енергії

...
ПОДІЛИТИСЯ: