Химическая связь

Лекция

Химическая связь.

• Ковалентная связь.
• Ионная связь.
• Металлическая связь.
• Водородная связь.
• Валентность и степень окисления.

 

Лектор:  кандидат биологических  наук, доцент

Ганзина Ирина Викторовна

 

ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ  АКАДЕМИЯ

КАФЕДРА ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ  ХИМИИ

Центр довузовской подготовки

 

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ – совокупность сил, обусловливающих взаимодействие атомов друг с другом в химическом соединении.

 

Молекулярное состояние веществ  является более устойчивым, чем атомное, так как образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии. Чем прочнее возникающая связь, тем больше при этом выделяется энергии.

 

В образовании химической связи  участвуют так называемые валентные  электроны.

У s- и p- элементов валентными являются s- и p- электроны, находящиеся на внешнем  электронном слое; у d- элементов  связь осуществляется за счет s- электронов внешнего слоя и d- подуровня предвнешнего электронного слоя.

 

Валентными являются и спаренные  электроны, если атом может переходить в возбуждённое состояние или  образование связи происходит по донорно-акцепторному механизму.

Химическая связь

 

Ионная связь

 

Водородная

связь

 

Ковалентная связь

 

Металлическая

связь

 

Основные типы химических связей

I.  КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ – это связь между атомами, возникающая за счёт образования общих связывающих электронных пар.

 

При образовании ковалентной связи  происходит перекрывание атомных орбиталей.

При этом между химически связанными атомами происходит увеличение электронной  плотности.

 

Механизмы образования ковалентной  связи.

 

1. ОБМЕННЫЙ

 

Каждый атом предоставляет один электрон на образование общей электронной  пары.

 

или

 

Общая пара электронов

Н ·

 

. Н

 

.

 

.

 

1S

 

Повышение электронной плотности

 

Завершенный энергетический уровень

 

Общая электронная пара

По обменному механизму образованы связи в молекулах:

Н_², Cl_², НСl, NH_³, H_²O, H_²S, CH_⁴ и др.

2. ДОНОРНО-

АКЦЕПТОРНЫЙ

 

Общая связывающая электронная  пара предоставляется одним из атомов (донором электронной пары), другой атом предоставляет вакантную атомную  орбиталь (акцептор).

 

+

 

+

 

Атом азота в молекуле аммиака, при образовании иона аммония, предоставляет  неподелённую электронную пару для  образования ещё одной ковалентной  связи. А ион водорода – вакантную  орбиталь.

Образованная по донорно-акцепторному механизму ковалентная связь  во всех отношениях идентична ковалентной  связи, образованной по обменному механизму.

Разрыв химической связи сопровождается поглощением того же количества энергии (теплоты), которое выделилось при  образовании связи.

 

Различают следующие механизмы  разрыва 

ковалентной связи:

 

а) гомолитический- симметричный разрыв связи, образуются свободные радикалы.

 

 

радикалы

 

б) гетеролитический –несимметричный разрыв связи, приводит к образованию ионов.

 

+

 

+

 

ионы

1. По кратности (по числу связывающих электронных пар):

 

а) ординарная (атомы связаны одной общей электронной парой)

 

б) двойная (атомы связаны двумя общими электронными парами)

 

в) тройная (атомы связаны тремя общими электронными парами)

 

Классификация химической связи

2. По способу перекрывания  атомных орбиталей:

 

а) сигма-связь – при её образовании область перекрывания атомных орбиталей находится на линии, соединяющей центры атомов

 

б) пи-связь – при её образовании область перекрывания атомных орбиталей располагается на линии, перпендикулярной линии, соединяющей центры атомов

x

 

z

 

z

 

S-S связь

 

z

 

z

 

P-P связь

 

б) пи связей (p– связь)

 

z

 

z

 

P-P связь

 

x

 

x

 

z

 

z

 

y

 

y

 

x

 

P-P связь

 

Схема перекрывания орбиталей

 при образовании:

 

а) сигма связей (s - связь)

3. По степени полярности (по  разности в значении электроотрицательности):

 

• Образуется между атомами одного элемента;
• Нет разности в электроотрицательности;
• Общая электронная пара находится симметрично относительно атомов, образующих связь.

 

• Образуется между атомами разных элементов;
• Разница в электроотрицательности составляет не более 1,7 (по шкале Полинга);
• Общая электронная пара смещена к наиболее электроотрицательному атому.

 

d+

 

d-

 

а) Неполярная ковалентная связь

 

б) Полярная ковалентная связь

Образование ковалентной полярной связи

 

Н ·

 

. Сl:

 

.

 

Повышение электронной плотности

 

Устойчивая электронная конфигурация

 

Общая электронная пара

 

..

 

..

 

1s

 

3s

 

3p

 

3d…

1. Длина связи – межъядерное расстояние взаимодействующих атомов.

Выражается в нм или ангстремах (1 нм = 10 Å).

Чем меньше длина, тем прочнее связь.

 

Свойства ковалентной связи

 

Например:    

 

2. Энергия связи – энергия, выделяющаяся при образовании связи или затрачиваемая при разрыве связи. Выражается в кДж/моль.

Е = 146-880 кДж/моль

3. Полярность связи – определяется по разности значений электроотрицательности элементов, образующих соединение.

 

4. Поляризуемость.

Под влиянием внешних электрических  полей полярность связи может  изменяться. Эта способность называется поляризуемостью.

Легко поляризуются π-связи, например в молекулах алкенов CH²=CH².

Поляризуемость влияет на реакционную  способность молекул.

5. Насыщаемость – это способность атома образовывать ограниченное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав.

6. Направленность – обусловливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию(форму).

Ковалентная связь возникает в  направлении максимального перекрывания электронных облаков.

Наиболее прочной является Ϭ-связь, возникающая при перекрывании электронных  орбиталей вдоль оси, связывающей  ядра атомов.

Пи-связь менее прочная, чем сигма-.

 

 

Возможно также образование  дельта-связей при перекрывании всех четырех лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.

При объяснении геометрического строения ряда молекул необходимо учитывать  явление гибридизации.

 

В гибридизации участвуют близкие  по энергии атомные орбитали, не занятые электронами (вакантные) или  орбитали с неспаренными электронами  и неподелёнными электронными парами.

 

Гибридизация – смешивание и  выравнивание по форме и энергии  атомных орбиталей.

 

Различают следующие виды гибридизации:

sp-  (HC   CH, BeСl²)

sp²- (H²C=CH², AlCl³)

sp³- (CH⁴, NH³, H²O)

При образовании молекулы BeCl_² происходит гибридизация АО Be

   

                               

 

Be (2s²)

Cl(3s²3p⁵)

 

sp – гибридизация

 

180

AlCl_³

 

sp² - гибридизация

 

3s²3p¹

 

Al

Al*

 

120

sp³ - гибридизация

 

CH_⁴

 

 

• Соединения с ковалентной связью(особенно слабополярные) имеют небольшие температуры кипения, это часто газы или легколетучие жидкости. Они лучше растворимы в неполярных растворителях(бензоле, гексане).
• Для них характерно молекулярное строение кристаллической решетки.

II.  ИОННАЯ СВЯЗЬ – связь, обусловленная электростатическим притяжением ионов.

 

Ее возникновение можно рассматривать  как предельный случай ковалентной  полярной связи, когда общая электронная  пара полностью смещена к одному из атомов. При этом образуются ионы, имеющие устойчивые электронные  оболочки, соответствующие электронному строению инертных газов.

Механизм образования ионной связи

 

1s²2s²2p⁶3s¹

 

1s

 

2s

 

3s

 

2p

 

1s

 

2s

 

3s

 

2p

 

3p

 

1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

 

Na⁰ – 1e^- =

 

Cl²⁰ + 2e^- = 2

 

Na⁺

 

Cl^-

 

хлорид натрия

 

Na

 

.

 

+

 

Cl

 

.

 

.

 

.

 

.

 

.

 

.

 

.

 

=

 

Na⁺

 

Cl

 

.

 

.

 

.

 

.

 

.

 

.

 

.

 

[

 

_^-[

 

.

 

⁺¹¹Na

 

⁺¹⁷ Cl

Ионы Na⁺ и Cl^- притягиваются друг к другу за счет электростатических сил и удерживаются на расстоянии, при котором сила притяжения равна силе отталкивания.

Ионная связь не реализуется  на 100%. Обычно говорят о степени  ионности связи, которую определяют опытным путем.

Например, даже в молекуле CsF степень  ионности 89%.

Свойства ионной связи

 

1. Ненаправленная(каждый ион может  притягивать к себе ион противоположного  знака по любому направлению).

2. Ненасыщаемая. Взаимодействие ионов  противоположного знака не приводит  к компенсации заряда или силовых  полей; ионы способны притягивать  противоионы по другим направлениям.

 

Кристаллическая решетка NaCl

 

Кристаллическая решетка ионных соединений представляет собой трехмерную бесконечную решетку, в узлах которой находятся анионы и катионы. Например, в кристаллической решетке NaCl вокруг одного иона Na⁺ координировано 6 ионов Cl^-.

Ионные кристаллы не содержат отдельных  молекул (отдельные молекулы NaCl можно  выделить только в парообразном состоянии)

3. Имеет длину.

4. Имеет энергию Е = 160 – 460 кДж/моль, то есть, как и ковалентная,  ионная связь довольно прочная.

 

Типичными примерами соединений с  ионной связью являются соли щелочных и щелочноземельных металлов с неметаллами  главных подгрупп VI – VII групп (например

NaCl, Na²S).

Ионная связь образуется также  в молекулах щелочей (NaOH, Ba(OH)²), а также бинарных соединений (Na²O, K²S).

 

 

Соединения с ионными связями  имеют высокие температуры кипения  и плавления, это практически  всегда твердые вещества. В расплавах  проводят электрический ток, хорошо растворимы в полярных растворителях (воде, этаноле).

III. МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ – связь, осуществляемая перемещением свободных электронов между всеми атомами кристалла металла.

 

В атомах металлов на внешнем уровне находится небольшое число электронов. При этом металлы имеют большое  число свободных валентных орбиталей.

При образовании кристаллической  структуры металла происходит перекрывание орбиталей соседних атомов. Электроны, обобществляясь и образуя так  называемый “электронный газ”, свободно перемещаются между всеми атомами.

   0 +n

Ме – n e = Ме

 

 

 

 

     0

Ме – атом металла

    +n

Ме - катион металла

 

 

 

электрон

 

атом

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

 

катион металла

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

 

+

Металлическая связь характерна для  металлов в твердом и жидком состоянии.

В парообразном состоянии металлы  связаны ковалентной связью. Пары металлов состоят из одно- и двухатомных  молекул.

Наличием подвижных электронов объясняются характерные физические свойства металлов: высокая электропроводность и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск.

Свойства металлической связи

 

• Ненаправленная.
• Ненасыщаемая.
• Имеет длину.
• Имеет энергию, как у ковалентной.