2. Типы химической связи.
а) ковалентная связь
В 1916 г. американский ученый Г. Льюис разработал теорию ковалентной химической связи.
Он так же, как и В. Коссель, исходил из положения, что атомы стремятся иметь восьмиэлектронный слой: электронный октет или электронный дуплет. Ковалентная связь существует в молекулах простых веществ (H2 , CL2 , O2 , N2 и др.) и в молекулах, которые образованы атомами различных неметаллов (HCL, H2O , PCL3, NH3, CO и др.)
Согласно теории Г. Льюиса, образование устойчивой электронной конфигурации происходит путем обобщения электронов с образованием пары, общей для обоих атомов.
Квантово-механическая теория электронного строения атомов объясняет образование общей электронной пары как перекрывание электронных облаков. В перекрывании могут участвовать электронные облака неспаренных электронов, которые имеют антипараллельные спины.
Например, при столкновении друг с другом атомов водорода, электроны, ранее принадлежвщие двум разным ядрам, обобществляются, образуя единое электронное облако:
Схема перекрывания электронных облаков в молекуле водорода H2
H . + . H H (:) H
1s
+ H 2
1 s
z
z
х
+ х
y
y
1s1
1s1
Двухэлектронная связь, принадлежащая одновременно двум ядрам, называется ковалентной связью.
Условно она обозначается черточками (F – F ; О = О) .
При образовании молекулы из одинаковых атомов плотность электронного облака оказывается симметрична относительно ядер обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной или гомеополярной, т.е. это ковалентная связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью.
Если молекула образована различными атомами, то молекулярное электронное облако смещается в сторону атома, имеющего наибольшую электроотрицательность. Такая ковалентная связь называется полярной или гетерополярной.
Например: в молекуле хлороводорода HCL общая электронная пара (т.е. область перекрывания электронных облаков) смещается в сторону атома хлора, потому что он является более электроотрицательным:
. . . .
H
.
+ .
CL
: H
:
CL
:
. . . .
ЭО 2,1 3,0
В результате у атома хлора возникает некоторый избыточный отрицательный заряд ( - δ ), а у атома водорода – заряд, равный по величине, но противоположный по знаку ( + δ ) . Чем больше полярность связи, тем больше абсолютная величина этих зарядов.
Полярность молекулы определяется полярностью связей в этой молекуле и их взаимным расположением. Например, в молекуле HCL существует только одна полярная связь. Эта молеукула является полярной молекулой; в ней есть центр положительного заряда (на атоме водорода) и центр отрицательного заряда (на атоме хлора).
+ δ - δ
HCL
Полярные молекулы являются диполями. Диполь (два полюса) – это система, в которой имеются центры положительного и отрицательного зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга.
В зависимости от того, какие именно электроны – s, p или d обобществляются, возможны различные типы ковалентной связи. Два s – элемента могут образовать только такую связь, при которой перекрывание электронных облаков происходит вдоль прямой, соединяющей центры взаимодействующих атомов. Такую связь называют сигма - связью (σ – сигма).
S S
Сигма – связь может возникать и при взаимодействии одного S – электрона и одного p – электрона, а также при сближении двух p - электронов.
S
P
P
P
Сигма – связь является примером одинарной (простой) связи. Одинарные (простые связи) – это ковалентные связи, которые образованы одной общей электронной парой.
Но два p – электрона наряду с σ – связью могут образовать еще один тип связи, при котором перекрывание электронных облаков проходит к оси связи двух атомов.
P P
Этот тип называется π – связью (пи – связь) .
π - связи - это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Перекрывание p – орбитали при образовании π – связей происходит вне области максимальных плотностей электронных облаков, поэтому прочность π - связи меньше прочности σ – связи.
В образовании π - связи могут участвовать и d –электроны.
Ковалентные связи бывают одинарными (связь между двумя атомами образована одной общей электронной парой); двойными (связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами); тройными (связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами).
Двойные и тройные связи называются кратными связями. Двойная связь состоит из одной σ – связи и двух π – связей.
Пример: Образование кратной (тройной) связи на примере образования молекулы азота (N 2).
Структура внешнего электронного слоя атома азота: 2s2 2p3; на внешнем слое находится 5 электронов, p – электроны являются неспаренными. p – электроны обоих атомов участвуют в образовании трех общих электронных пар.
. .
. . . _
:
N
. + . N
: : N
: : N
: N
= N
. .
Схема перекрывание электронных облаков в молекуле азота.
z
z
z π
z
x x x
π
y y y y
б) донорно-акценторная связь.
Одним из видов ковалентной связи является донорно-акцепторная (координационная) связь, в которой общую пару электронов полностью представляет один из атомов (донор), а другой атом (акцептор) представляет свободную орбиталь.
А
: + В А : В
А + В А В
Д онорно-акцепторная связь образуется в результате перекрывания орбитали с неподеленной электронной парой одного атома (А) и свободной орбитали другого атома (В) . Донорно-акцепторная связь иногда обозначается стрелкой, которая направлена от донора к акцептору : А В
+
Например: образование иона аммония NH4 :
N H3 + H + NH4+
Атом азота в молекуле аммиака использует три неспаренных электрона (2p 3) для образования трех связей с атомами водорода ; два спаренных электрона (неподеленная пара) внешнего слоя (2s2 ) в образовании этих связей не участвует. Ион водорода имеет свободную 1s – орбиталь. В результате перекрывания орбитали с неподеленной парой электронов атомы азота и свободной орбитали иона водорода образуется донорно-акцепторная связь:
H
H
+
. . + . .
H
: N
: + H
H
: N
: H
. . . .
H 1s H
H H +
+
H
N
+ H
H
N
H
H 1s H
донор акцептор
+
Заряд иона водорода становиться общим зарядом иона аммония (NH 4 ). Свойства донорно-акцепторной связи не отличается от свойств обычной ковалентной связи.
в) Ионная связь.
Элементы I и II группы П.С. непосредственно соединяются с элементами V- VIII групп. При этом атомы металлов полностью теряют свои электроны.
Теорию ионной связи предложил в 1916 году немецкий ученый В. Коссель. Данная теория объясняет образование связей между атомами типичных металлов и атомами неметаллов: NaCL, KF, Na2O …
Согласно этой теории, при образовании ионной связи атомы типичных металлов отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные частицы – катионы; атомы типичных неметаллов принимают электроны и превращаются в отрицательные анионы. Заряд катиона равен числу отданных электронов; заряд аниона – числу принятых электронов.
Например:
C a - 2 e Ca +2 (ион кальция)
1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p6
2 e 8 e
_
O 0 + 2 e O -2 (оксид ион)
1s22s22p4 1s22s22p6
6 e 8 е
Образующиеся ионы имеют завершенные электронные структуры (завершенный электронный октет).
В результате электростатического притяжения между катионом и анионом образуется молекула.
+
катион анион молекула
Рассмотрим образование молекулы NaCL.
Последний электрон в атоме натрия (на М –слое) связан не очень сильно. В то же время атом хлора имеет на М – слое семь электронов и до завершения внешнего слоя к нему можно добавить еще один электрон. Если атом натрия и атом хлора близко подходят друг к другу, последний электрон натрия может перейти к атому хлора, в результате образуется молекула хлорида натрия, состоящая из положительного иона натрия и отрицательного иона хлора.
Na 0 + CL Na+1CL-1
атом атом молекула
K
L
M
K
L
M
2 8 1 2 8 7
_
Na 0 – 1e Na + 1 образование ионов
_
C L 0 + 1e CL -1
N
a+1
+ CL
-1
Na+1CL-1
соединение
ионов
N a0 + CL 0 Na+1CL-1
Связь между ионами называется ионной связью.
Соединения, которые состоят из ионов, называются ионными соединениями.
Алгебраическая сумма зарядов всех ионов в молекуле ионного соединения равна нулю, следовательно , молекула является электронейтральной частицей.
Например:
Na+1CL-1 +1+(-1)=0
Ca+2F2-1 +2+ 2(-1)=0
K2+1 O-2 2(+1) +(-2)=0
Резкой границы между ионной и ковалентной полярной связями не существует.
г) Металлическая связь.
Элементы, атомы которых легко теряют электроны, образуют металлическую связь. Таким свойством обладают металлы, имеющие на внешнем электронном слое небольшое число электронов (от 1 до 3); эти электроны валентные и прочность связи валентных электронов с ядром невысокая, т.е. атомы обладают низкой энергией ионизации. Это обусловливает легкость потери валентных электронов и превращения атомов металла в положительно заряженные ионы (катионы):
_
M e0 - ne Me n+
В кристаллической структуре металла валентные электроны обладают способностью легко перемещаться от одного атома к другому, что приводит к обобществлению электронов всеми соседними атомами.
Схема кристаллической решетки металлов.
-
.
.
.
.
.
.
.
.
.
..
.
.
В углах кристаллической решетки находятся ионы металлов (M e n+1), между ними относительно свободно перемещаются валентные электроны, осуществляя связь между всеми атомами и ионами металла.
Химическая связь между атомами и ионами металлов, основанная на обобществлении валентных электронов получила название металлической.
Металлическая связь довольна прочная, особенно у тяжелых металлов, чем и объясняется определенный комплекс физических и химических свойств металлов. Прочность металлической связи обеспечивает устойчивость кристаллической решетки и пластичность металлов, то есть способность подвергаться разнообразной обработке без разрушения; свободное передвижение валентных электронов позволяет металлам хорошо проводить электрический ток и тепло. Строением кристаллической решетки металла объясняется также способность отражать световые волны, то есть металлический блеск.
Металлическая связь проявляется в твердом и жидком состоянии металла, тогда как в газообразном состоянии молекулы металла представляют собой отдельные атомы, почти не действующие друг на друга.
Однако и у неметаллов при определенных условиях, например, у фосфора при сверхвысоком давлении, атомная связь переходит в металлическую; у металла висмута в твердом состоянии наряду с металлической имеется атомная связь.
д) Водородная связь.
Ионная, ковалентная, металлическая, химические связи являются только внутримолекулярными, но особый вид межмолекулярного и внутримолекулярного взаимодействия представляет водородная связь. Примером внутримолекулярной водородной связи может быть водородная связь в двухосновной кислоте:
О
С
О-δ H +δ
О-δ H
С
О
Примером межмолекулярной связи может быть водородная связь между молекулами воды:
H +δ О –δ …H +δ О –δ
H +δ H+δ
Водородная связь образуется между атомом водорода, связанным с сильным электроотрицательным элементом и другим сильным электроотрицательным элементом.
Водородная связь может рассматриваться как некоторая дополнительная связь, которую проявляет атом водорода, уже связанный в молекуле ковалентной связью с другим атомом.
Атом водорода образует водородную связь лишь с атомами определенных элементов, к которым относятся атомы F, CL, O, S, N (фтора, хлора, кислорода, серы, азота). Эти атомы сильно стягивают на себя общую электронную пару, что вызывает появление у них эффективного отрицательного заряда и приводит к превращению атома водорода в протон, почти лишенный электрона.
В отличии от других положительных ионов положительный ион водорода не имеет электронов, поэтому не отталкивается электронными облаками названных выше отрицательно заряженных атомов, а только притягиваются. Так как размеры протона во много раз меньше размеров других ионов, то это позволяет ему ближе подходить к другим частицам. Водородная связь и является причинной ассоциации молекул некоторых водородных соединений. Например, во фтороводороде существуют не только молекулы HF, но и ассоциирование агрегаты (HF)2 и (HF) 3
F- F -
. .
. H+ . H +
. . .
. . .
H+ . H +
.
F - F –
В обычной воде за счет водородной связи существуют ассоциированные молекулы состава (H2O)n, где n=2,3,4,5…; простые молекулы воды существуют в парообразном состоянии:
O . . . H H O
. . H H O . . . . .H H
Именно наличием водородных связей объясняется повышением температуры кипения (1000 С) по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (H2S, H2Se, H2Te) а также ее жидкое и твердое агрегатные состояния при незначительной молекулярной массе.
Существование ассоциатов у воды и является причиной различных аномалий воды.
Особенно распространены водородные связи в молекулах белков, нуклеиновых кислот и других биологически важных соединений. Водородную связь могут иметь разнородные молекулы, например, воды и спирта:
С
2H5
O
. . . . H
H
.
.
H . . . O .
Водородные связи обозначают пунктирной линией или точками и этим указывают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз).
Итак, водородная связь – это химическая связь, образованная атомом водорода, связанного с атомом другого элемента, который обладает большим значением электроотрицательности.