Теми на USE кодификатора: Ковалентна химична връзка, нейните разновидности и механизми на образуване. Характеристики ковалентна връзка(полярност и енергия на връзката). Йонна връзка. Метална връзка. водородна връзка

Вътремолекулни химични връзки

Нека първо разгледаме връзките, които възникват между частиците в молекулите. Такива връзки се наричат вътрешномолекулен.

химическа връзка между атомите химически елементиима електростатичен характер и се образува поради взаимодействия на външни (валентни) електрони, в повече или по-малка степен задържани от положително заредени ядрасвързани атоми.

Ключовата концепция тук е ЕЛЕКТРОНОГРАФИКАЦИЯ. Именно тя определя вида химическа връзкамежду атомите и свойствата на тази връзка.

е способността на атома да привлича (задържа) външен(валентност) електрони. Електроотрицателността се определя от степента на привличане на външни електрони към ядрото и зависи главно от радиуса на атома и заряда на ядрото.

Електроотрицателността е трудно да се определи недвусмислено. Л. Полинг състави таблица на относителната електроотрицателност (въз основа на енергиите на връзката на двуатомните молекули). Най-електроотрицателният елемент е флуорсъс смисъл 4 .

Важно е да се отбележи, че в различни източници можете да намерите различни скали и таблици на стойностите на електроотрицателността. Това не трябва да се плаши, тъй като образуването на химическа връзка играе роля атоми и е приблизително еднакъв във всяка система.

Ако един от атомите в химическата връзка A:B привлича по-силно електрони, тогава електронната двойка се измества към него. Колкото повече разлика в електроотрицателносттаатоми, толкова повече е изместена електронната двойка.

Ако стойностите на електроотрицателността на взаимодействащите атоми са равни или приблизително равни: EO(A)≈EO(V), тогава споделената електронна двойка не е изместена към нито един от атомите: А: Б. Такава връзка се нарича ковалентен неполярен.

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава, но не много (разликата в електроотрицателността е приблизително от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), тогава електронната двойка се измества към един от атомите. Такава връзка се нарича ковалентен полярен .

Ако електроотрицателността на взаимодействащите атоми се различава значително (разликата в електроотрицателността е по-голяма от 2: ΔEO>2), тогава един от електроните почти напълно преминава към друг атом, с образуването йони. Такава връзка се нарича йонни.

Основните видове химични връзки са − ковалентен, йоннии металенвръзки. Нека ги разгледаме по-подробно.

ковалентна химична връзка

ковалентна връзка – това е химическа връзка образуван от образуване на обща електронна двойка A:B . В този случай два атома припокриванеатомни орбитали. Ковалентната връзка се образува от взаимодействието на атоми с малка разлика в електроотрицателността (като правило, между два неметала) или атоми на един елемент.

Основни свойства на ковалентните връзки

• ориентация,
• наситеност,
• полярност,
• поляризуемост.

Тези свойства на свързване влияят на химичните и физичните свойства на веществата.

Посока на комуникация характеризира химичния строеж и формата на веществата. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката. Например, в молекулата на водата ъгълът на връзката H-O-H е 104,45 o, така че молекулата на водата е полярна, а в молекулата на метана ъгълът на връзката H-C-H е 108 o 28 ′.

Насищаемост е способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни химични връзки. Броят на връзките, които един атом може да образува, се нарича.

Полярноствръзките възникват поради неравномерното разпределение на електронната плътност между два атома с различна електроотрицателност. Ковалентните връзки се делят на полярни и неполярни.

Поляризираемост връзките са способността на електроните на връзката да бъдат изместени от външно електрическо поле(по-специално електрическото поле на друга частица). Поляризуемостта зависи от подвижността на електроните. Колкото по-далеч е електронът от ядрото, толкова по-подвижен е той и съответно молекулата е по-поляризирана.

Ковалентна неполярна химична връзка

Има 2 вида ковалентна връзка - ПОЛЯРЕНи НЕПОЛЯРЕН .

Пример . Разгледайте структурата на водородната молекула H 2 . Всеки водороден атом носи 1 несдвоен електрон на своето външно енергийно ниво. За да покажем атом, използваме структурата на Люис - това е диаграма на структурата на външното енергийно ниво на атома, когато електроните са обозначени с точки. Моделите на точковата структура на Люис са добра помощ при работа с елементи от втория период.

з. + . H=H:H

Така молекулата на водорода има една обща електронна двойка и една H–H химична връзка. Тази електронна двойка не е изместена към нито един от водородните атоми, т.к електроотрицателността на водородните атоми е еднаква. Такава връзка се нарича ковалентен неполярен .

Ковалентна неполярна (симетрична) връзка - това е ковалентна връзка, образувана от атоми с еднаква електроотрицателност (като правило, същите неметали) и следователно с равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите.

Диполният момент на неполярните връзки е 0.

Примери: Н2 (Н-Н), О2 (О=О), S8.

Ковалентна полярна химична връзка

ковалентна полярна връзка е ковалентна връзка, която възниква между атоми с различна електроотрицателност (обикновено, различни неметали) и се характеризира денивелацияобща електронна двойка към по-електроотрицателен атом (поляризация).

Електронната плътност се измества към по-електроотрицателен атом - следователно върху него възниква частичен отрицателен заряд (δ-) и частичен положителен заряд възниква върху по-малко електроотрицателен атом (δ+, делта +).

Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на атомите, толкова по-висока е полярноствръзки и дори повече диполен момент . Между съседни молекули и противоположни по знак заряди действат допълнителни сили на привличане, които нарастват силавръзки.

Полярността на връзката влияе върху физичните и химичните свойства на съединенията. Реакционните механизми и дори реактивността на съседните връзки зависят от полярността на връзката. Полярността на връзката често определя полярност на молекулатаи по този начин пряко засяга такива физични свойства като точка на кипене и точка на топене, разтворимост в полярни разтворители.

Примери: НС1, СО2, NH3.

Механизми за образуване на ковалентна връзка

Ковалентната химична връзка може да възникне по 2 механизма:

1. обменен механизъм образуването на ковалентна химична връзка е, когато всяка частица осигурява един несдвоен електрон за образуването на обща електронна двойка:

НО . + . B= A:B

2. Образуването на ковалентна връзка е такъв механизъм, при който една от частиците осигурява неподелена електронна двойка, а другата частица осигурява свободна орбитала за тази електронна двойка:

НО: + B= A:B

В този случай един от атомите осигурява неподелена електронна двойка ( донор), а другият атом осигурява свободна орбитала за тази двойка ( акцептор). В резултат на образуването на връзка, както енергията на електрона намалява, т.е. това е полезно за атомите.

Ковалентна връзка, образувана от донорно-акцепторния механизъм, не е различночрез свойства от други ковалентни връзки, образувани от обменния механизъм. Образуването на ковалентна връзка по донорно-акцепторния механизъм е характерно за атоми или с голям брой електрони във външно енергийно ниво (донори на електрони), или обратно, с много малък брой електрони (акцептори на електрони). Валентните възможности на атомите са разгледани по-подробно в съответните.

Ковалентната връзка се образува от донорно-акцепторния механизъм:

- в молекула въглероден окис CO(връзката в молекулата е тройна, 2 връзки се образуват по обменния механизъм, една по донорно-акцепторния): C≡O;

- в амониев йон NH 4 +, в йони органични амининапример в метиламониевия йон CH3-NH2+;

- в комплексни съединения, химическа връзка между централния атом и групи от лиганди, например в натриев тетрахидроксоалуминат Na връзката между алуминий и хидроксидни йони;

- в азотна киселина и нейните соли- нитрати: HNO 3 , NaNO 3 , в някои други азотни съединения;

- в молекула озон O 3 .

Основни характеристики на ковалентната връзка

Ковалентна връзка, като правило, се образува между атомите на неметалите. Основните характеристики на ковалентната връзка са дължина, енергия, множественост и насоченост.

Множество химични връзки

Множество химични връзки - това е броя на споделените електронни двойки между два атома в съединение. Множеството на връзката може доста лесно да се определи от стойността на атомите, които образуват молекулата.

Например , в молекулата на водорода H 2 множествеността на връзката е 1, т.к всеки водород има само 1 несдвоен електрон във външното енергийно ниво, следователно се образува една обща електронна двойка.

В молекулата на кислорода O 2 множествеността на връзката е 2, тъй като всеки атом има 2 несдвоени електрона във външното си енергийно ниво: O=O.

В азотната молекула N 2 множествеността на връзката е 3, т.к между всеки атом има 3 несдвоени електрона във външното енергийно ниво и атомите образуват 3 общи електронни двойки N≡N.

Дължина на ковалентната връзка

Дължина на химичната връзка е разстоянието между центровете на ядрата на атомите, които образуват връзка. Определя се чрез експериментални физични методи. Дължината на връзката може да се оцени приблизително според правилото за адитивност, според което дължината на връзката в молекулата AB е приблизително равна на половината от сумата от дължините на връзката в молекулите A 2 и B 2:

Дължината на химическата връзка може да бъде грубо оценена по радиусите на атомите, образувайки връзка, или чрез множеството комуникацияако радиусите на атомите не са много различни.

С увеличаване на радиусите на атомите, образуващи връзка, дължината на връзката ще се увеличи.

Например

С увеличаване на множеството връзки между атомите (чиито атомни радиуси не се различават или се различават леко), дължината на връзката ще намалее.

Например . В сериите: C–C, C=C, C≡C дължината на връзката намалява.

Енергия на връзката

Мярка за силата на химическата връзка е енергията на връзката. Енергия на връзката се определя от енергията, необходима за разкъсване на връзката и отстраняване на атомите, които образуват тази връзка, на безкрайно разстояние един от друг.

Ковалентната връзка е много издръжлив.Енергията му варира от няколко десетки до няколко стотици kJ/mol. Колкото по-голяма е енергията на връзката, толкова по-голяма е силата на връзката и обратно.

Силата на химическата връзка зависи от дължината на връзката, полярността на връзката и множествеността на връзката. Колкото по-дълга е химическата връзка, толкова по-лесно се разрушава и колкото по-ниска е енергията на връзката, толкова по-малка е нейната сила. Колкото по-къса е химичната връзка, толкова по-силна е тя и толкова по-голяма е енергията на връзката.

Например, в поредицата от съединения HF, HCl, HBr отляво надясно силата на химичната връзка намалява, защото дължината на връзката се увеличава.

Йонна химична връзка

Йонна връзка е химическа връзка, основана на електростатично привличане на йони.

йонисе образуват в процеса на приемане или отдаване на електрони от атомите. Например, атомите на всички метали слабо задържат електроните на външното енергийно ниво. Следователно металните атоми се характеризират възстановителни свойстваспособността да дарява електрони.

Пример. Натриевият атом съдържа 1 електрон на 3-то енергийно ниво. Лесно го отдава, натриевият атом образува много по-стабилен Na + йон с електронната конфигурация на благородния неонов газ Ne. Натриевият йон съдържа 11 протона и само 10 електрона, така че общият заряд на йона е -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Пример. Атомът на хлора има 7 електрона във външното си енергийно ниво. За да придобие конфигурацията на стабилен инертен аргонов атом Ar, хлорът трябва да прикрепи 1 електрон. След прикрепването на електрон се образува стабилен хлорен йон, състоящ се от електрони. Общият заряд на йона е -1:

+17кл) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 кл — ) 2 ) 8 ) 8

Забележка:

• Свойствата на йоните са различни от свойствата на атомите!
• Стабилни йони могат да образуват не само атоми, но също групи от атоми. Например: амониев йон NH 4 +, сулфатен йон SO 4 2- и др. Химичните връзки, образувани от такива йони, също се считат за йонни;
• Йонните връзки обикновено се образуват между металии неметали(групи неметали);

Получените йони се привличат поради електрическо привличане: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Нека визуално обобщим разлика между видовете ковалентна и йонна връзка:

метална връзка е връзката, която се формира относително свободни електронимежду метални йониобразувайки кристална решетка.

Атомите на металите на външно енергийно ниво обикновено имат един до три електрона. Радиусите на металните атоми като правило са големи - следователно металните атоми, за разлика от неметалите, доста лесно даряват външни електрони, т.е. са силни редуциращи агенти.

Дарявайки електрони, металните атоми стават положително заредени йони . Отделените електрони са относително свободни се движатмежду положително заредени метални йони. Между тези частици има връзка, защото споделените електрони държат заедно метални катиони в слоеве , като по този начин създава достатъчно силна метална кристална решетка . В този случай електроните непрекъснато се движат произволно, т.е. непрекъснато се появяват нови неутрални атоми и нови катиони.

Междумолекулни взаимодействия

Отделно, струва си да се разгледат взаимодействията, които възникват между отделните молекули в дадено вещество - междумолекулни взаимодействия . Междумолекулните взаимодействия са вид взаимодействие между неутрални атоми, при което не се появяват нови ковалентни връзки. Силите на взаимодействие между молекулите са открити от ван дер Ваалс през 1869 г. и са кръстени на него. Силите на Ван Дар Ваалс. Силите на Ван дер Ваалс се делят на ориентация, индукция и дисперсия . Енергията на междумолекулните взаимодействия е много по-малка от енергията на химичната връзка.

Ориентационни сили на привличане възникват между полярните молекули (дипол-диполно взаимодействие). Тези сили възникват между полярните молекули. Индуктивни взаимодействия е взаимодействието между полярна молекула и неполярна. Неполярната молекула се поляризира поради действието на полярна, което генерира допълнително електростатично привличане.

Специален вид междумолекулно взаимодействие са водородните връзки. - това са междумолекулни (или вътрешномолекулни) химични връзки, които възникват между молекули, в които има силно полярни ковалентни връзки - H-F, H-O или H-N. Ако има такива връзки в молекулата, тогава между молекулите ще има допълнителни сили на привличане .

Механизъм на образование Водородната връзка е отчасти електростатична и отчасти донорно-акцепторна. В този случай атом на силно електроотрицателен елемент (F, O, N) действа като донор на електронна двойка, а свързаните с тези атоми водородни атоми действат като акцептор. Характеризират се водородните връзки ориентация в космоса и насищане .

Водородната връзка може да бъде обозначена с точки: H ··· O. Колкото по-голяма е електроотрицателността на атом, свързан с водород, и колкото по-малък е неговият размер, толкова по-силна е водородната връзка. Характерно е преди всичко за съединенията флуор с водород , както и към кислород с водород , по-малко азот с водород .

Водородните връзки възникват между следните вещества:

— флуороводород HF(газ, разтвор на флуороводород във вода - флуороводородна киселина), вода H2O (пара, лед, течна вода):

— разтвор на амоняк и органични амини- между амоняк и водни молекули;

— органични съединения, в които O-H или N-H връзки: алкохоли, карбоксилни киселини, амини, аминокиселини, феноли, анилин и неговите производни, протеини, разтвори на въглехидрати - монозахариди и дизахариди.

Водородната връзка влияе върху физичните и химичните свойства на веществата. По този начин допълнителното привличане между молекулите затруднява кипенето на веществата. Веществата с водородни връзки показват необичайно повишаване на точката на кипене.

Например Като правило, с увеличаване на молекулното тегло се наблюдава повишаване на точката на кипене на веществата. Въпреки това, в редица вещества H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teне наблюдаваме линейна промяна в точките на кипене.

А именно при точката на кипене на водата е необичайно висока - не по-малко от -61 o C, както ни показва правата линия, но много повече, +100 o C. Тази аномалия се обяснява с наличието на водородни връзки между водните молекули. Следователно, при нормални условия (0-20 o C), водата е течностпо фазово състояние.

Образуването на химични съединения се дължи на появата на химична връзка между атомите в молекулите и кристалите.

Химическата връзка е взаимното сцепление на атомите в молекулата и кристалната решетка в резултат на действието на електрическите сили на привличане между атомите.

КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.

Ковалентната връзка се образува поради общи електронни двойки, които възникват в обвивките на свързаните атоми. Тя може да бъде образувана от атоми на един и същи елемент, а след това от него неполярен; например такава ковалентна връзка съществува в молекулите на едноелементните газове H2, O2, N2, Cl2 и др.

Ковалентна връзка може да се образува от атоми на различни елементи, които са сходни по химична природа, и след това от нея полярен; например такава ковалентна връзка съществува в молекулите H2O, NF3, CO2. Между атомите на елементите се образува ковалентна връзка,

Количествени характеристики на химичните връзки. Комуникационна енергия. Дължина на връзката. Полярността на химическата връзка. Валентен ъгъл. Ефективни заряди на атомите в молекулите. Диполен момент на химична връзка. Диполен момент на многоатомна молекула. Фактори, които определят големината на диполния момент на многоатомна молекула.

Характеристики на ковалентната връзка . Важни количествени характеристики на ковалентната връзка са енергията на връзката, нейната дължина и диполният момент.

Енергия на връзката- енергията, освободена по време на образуването му или необходима за разделяне на два свързани атома. Енергията на връзката характеризира нейната сила.

Дължина на връзкатае разстоянието между центровете на свързаните атоми. Колкото по-къса е дължината, толкова по-силна е химическата връзка.

Диполен момент на връзката(m) - векторна стойност, характеризираща полярността на връзката.

Дължината на вектора е равна на произведението от дължината на връзката l и ефективния заряд q, който атомите придобиват при изместване на електронната плътност: | м | = lh q. Векторът на диполния момент е насочен от положителен към отрицателен заряд. С векторното добавяне на диполните моменти на всички връзки се получава диполният момент на молекулата.

Характеристиките на облигациите се влияят от тяхната множественост:

Енергията на връзката нараства последователно;

Дължината на връзката нараства в обратен ред.

Енергия на връзката(за дадено състояние на системата) е разликата между енергията на състоянието, в което съставните части на системата са безкрайно отдалечени една от друга и са в състояние на активен покой, и общата енергия на свързаното състояние на система:

където E е енергията на свързване на компонентите в система от N компоненти (частици), Еi е общата енергия на i-тия компонент в несвързано състояние (безкрайно отдалечена частица в покой), а E е общата енергия на обвързана система. За система, състояща се от частици в покой в ​​безкрайност, енергията на свързване се счита за равна на нула, т.е. когато се образува свързано състояние, се освобождава енергия. Енергията на свързване е равна на минималната работа, която трябва да бъде изразходвана за разлагане на системата на нейните съставни частици.

Той характеризира стабилността на системата: колкото по-висока е енергията на свързване, толкова по-стабилна е системата. За валентните електрони (електроните на външните електронни обвивки) на неутралните атоми в основно състояние енергията на свързване съвпада с йонизационната енергия, за отрицателните йони - с електронен афинитет. Енергията на химичната връзка на двуатомна молекула съответства на енергията на нейната топлинна дисоциация, която е от порядъка на стотици kJ/mol. Енергията на свързване на адроните на атомното ядро ​​се определя главно от силното взаимодействие. За леките ядра е ~0,8 MeV на нуклон.

Дължина на химичната връзкае разстоянието между ядрата на химически свързани атоми. Дължината на химическата връзка е важна физическа величина, която определя геометричните размери на химическата връзка и нейната степен в пространството. Използват се различни методи за определяне на дължината на химичната връзка. Газова електронна дифракция, микровълнова спектроскопия, раманови спектри и инфрачервени спектри с висока разделителна способност се използват за оценка на дължината на химичните връзки на изолирани молекули в парната (газовата) фаза. Смята се, че дължината на химическата връзка е адитивна величина, определена от сумата на ковалентните радиуси на атомите, които изграждат химическата връзка.

Полярност на химичните връзки- характеристика на химическа връзка, показваща промяна в разпределението на електронната плътност в пространството около ядрата в сравнение с разпределението на електронната плътност в неутралните атоми, образуващи тази връзка. Възможно е да се определи количествено полярността на връзката в една молекула. Трудността на точната количествена оценка се състои в това, че полярността на връзката зависи от няколко фактора: от размера на атомите и йоните на свързващите молекули; от броя и природата на връзката, която свързващите атоми вече са имали преди даденото им взаимодействие; върху вида на структурата и дори върху характеристиките на дефектите в техните кристални решетки. Такива изчисления се правят по различни методи, които като цяло дават приблизително еднакви резултати (стойности).

Например за HCl беше установено, че всеки от атомите в тази молекула има заряд, равен на 0,17 от заряда на цял електрон. На водородния атом +0,17, а на хлорния атом -0,17. Така наречените ефективни заряди на атомите най-често се използват като количествена мярка за полярността на връзката. Ефективният заряд се определя като разликата между заряда на електроните, разположени в някаква област на пространството близо до ядрото, и заряда на ядрото. Тази мярка обаче има само условно и приблизително [относително] значение, тъй като е невъзможно недвусмислено да се отдели област в молекула, която принадлежи изключително на един атом, а в случай на няколко връзки - на конкретна връзка.

Валентен ъгъл- ъгълът, образуван от посоките на химичните (ковалентни) връзки, произтичащи от един атом. Познаването на ъглите на свързване е необходимо за определяне на геометрията на молекулите. Валентните ъгли зависят както от индивидуалните характеристики на прикрепените атоми, така и от хибридизацията на атомните орбитали на централния атом. За прости молекули ъгълът на свързване, както и други геометрични параметри на молекулата, могат да бъдат изчислени чрез методите на квантовата химия. Експериментално те се определят от стойностите на инерционните моменти на молекулите, получени чрез анализ на техните ротационни спектри. Ъгълът на връзката на сложните молекули се определя чрез методите на дифракционния структурен анализ.

ЕФЕКТИВЕН ЗАРЯД НА АТОМА, характеризира разликата между броя на електроните, принадлежащи на даден атом в химикал. Comm. и броя на свободните електрони. атом. За оценки E. z. а. използват се модели, при които експериментално определените величини се представят като функции на точкови неполяризуеми заряди, локализирани върху атоми; например, диполният момент на двуатомна молекула се разглежда като продукт на E. z. а. до междуатомно разстояние. В рамките на подобни модели E. z. а. може да се изчисли с помощта на оптични данни. или рентгенова спектроскопия.

Диполни моменти на молекулите.

Идеална ковалентна връзка съществува само в частици, състоящи се от еднакви атоми (H2, N2 и др.). Ако се образува връзка между различни атоми, тогава електронната плътност се измества към едно от ядрата на атомите, т.е. връзката се поляризира. Полярността на връзката се характеризира с нейния диполен момент.

Диполният момент на една молекула е равен на векторната сума на диполните моменти на нейните химични връзки. Ако полярните връзки са разположени симетрично в молекулата, тогава положителните и отрицателните заряди се компенсират взаимно и молекулата като цяло е неполярна. Това се случва например с молекулата на въглеродния диоксид. Многоатомните молекули с асиметрично разположение на полярните връзки обикновено са полярни. Това се отнася по-специално за водната молекула.

Получената стойност на диполния момент на молекулата може да бъде повлияна от несподелената двойка електрони. По този начин молекулите NH3 и NF3 имат тетраедрична геометрия (като се вземе предвид несподелената двойка електрони). Степените на йонност на връзките азот-водород и азот-флуор са съответно 15 и 19%, а дължините им са съответно 101 и 137 pm. Въз основа на това може да се заключи, че диполният момент на NF3 е по-голям. Експериментът обаче показва обратното. При по-точно предсказване на диполния момент трябва да се вземе предвид посоката на диполния момент на несподелената двойка (фиг. 29).

Концепцията за хибридизация на атомните орбитали и пространствената структура на молекулите и йоните. Особености на разпределението на електронната плътност на хибридните орбитали. Основните видове хибридизация: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Хибридизация, включваща несподелени електронни двойки.

ХИБРИДИЗАЦИЯ НА АТОМНИ ОРБИТАЛИ.

За обяснение на структурата на някои молекули в VS метода се използва моделът на хибридизация на атомните орбитали (AO). За някои елементи (берилий, бор, въглерод) както s-, така и p-електроните участват в образуването на ковалентни връзки. Тези електрони са разположени на АО, които се различават по форма и енергия. Въпреки това връзките, образувани с тяхно участие, се оказват еквивалентни и са разположени симетрично.

В молекулите на BeC12, BC13 и CC14, например, ъгълът на връзката C1-E-C1 е 180, 120 и 109,28 o. Стойностите и енергиите на дължините на връзката E-C1 са еднакви за всяка от тези молекули. Принципът на хибридизацията на орбиталите е, че първоначалните АО с различни форми и енергии, когато се смесят, дават нови орбитали със същата форма и енергия. Видът на хибридизацията на централния атом определя геометричната форма на образуваната от него молекула или йон.

Нека разгледаме структурата на молекулата от гледна точка на хибридизацията на атомните орбитали.

Пространствена форма на молекулите.

Формулите на Люис казват много за електронната структура и стабилността на молекулите, но засега не могат да кажат нищо за тяхната пространствена структура. В теорията на химическата връзка има два добри подхода за обяснение и прогнозиране на геометрията на молекулите. Те са в добро съгласие помежду си. Първият подход се нарича теория на отблъскването на валентните електронни двойки (OVEP). Въпреки „ужасното“ име, същността на този подход е много проста и ясна: химичните връзки и самотните електронни двойки в молекулите са склонни да бъдат разположени възможно най-далеч една от друга. Нека обясним с конкретни примери. В молекулата на BeCl2 има две връзки Be-Cl. Формата на тази молекула трябва да бъде такава, че и двете връзки и хлорните атоми в техните краища да са разположени възможно най-отдалечени един от друг:

Това е възможно само при линейна форма на молекулата, когато ъгълът между връзките (ClBeCl ъгъл) е равен на 180o.

Друг пример: в молекулата BF3 има 3 B-F връзки. Те са разположени възможно най-далеч една от друга и молекулата има формата на плосък триъгълник, където всички ъгли между връзките (ъгли FBF) са равни на 120 o:

Хибридизация на атомни орбитали.

Хибридизацията включва не само свързване на електрони, но също несподелени електронни двойки . Например водна молекула съдържа две ковалентни химични връзки между кислороден атом и два водородни атома (Фигура 21).

В допълнение към две двойки електрони, общи за водородните атоми, кислородният атом има две двойки външни електрони, които не участват в образуването на връзка ( несподелени електронни двойки). И четирите двойки електрони заемат определени области в пространството около кислородния атом. Тъй като електроните се отблъскват взаимно, електронните облаци са разположени възможно най-далеч един от друг. В този случай, в резултат на хибридизацията, формата на атомните орбитали се променя, те се удължават и се насочват към върховете на тетраедъра. Следователно водната молекула има ъглова форма, а ъгълът между кислородно-водородните връзки е 104,5 o.

Формата на молекули и йони като AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO участва в образуването на σ-връзки в равнинни квадратни молекули, в октаедрични молекули и в молекули, изградени под формата на тригонална бипирамида. Влияние на отблъскването на електронните двойки върху пространствената конфигурация на молекулите (концепцията за участие на несподелени електронни двойки на KNEP).

Формата на молекули и йони като AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Всеки тип АО хибридизация съответства на строго определена геометрична форма, потвърдена експериментално. Основата му е създадена от σ-връзки, образувани от хибридни орбитали; в тяхното електростатично поле се движат делокализирани двойки π-електрони (в случай на множествени връзки) (Таблица 5.3). sp хибридизация. Подобен тип хибридизация възниква, когато един атом образува две връзки поради електрони, разположени в s- и p-орбитали и имащи подобни енергии. Този тип хибридизация е характерен за молекулите от типа АВ2 (фиг. 5.4). Примери за такива молекули и йони са дадени в табл. 5.3 (фиг. 5.4).

Таблица 5.3

Геометрични форми на молекулите

E е несподелена електронна двойка.

Структура на молекулата BeCl2. Атомът на берилий в нормално състояние има два сдвоени s-електрона във външния слой. В резултат на възбуждане един от s електроните преминава в p-състояние - появяват се два несдвоени електрона, които се различават по формата на орбитала и енергия. Когато се образува химическа връзка, те се превръщат в две еднакви sp-хибридни орбитали, насочени под ъгъл от 180 градуса една спрямо друга.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - възбудено състояние на атома

Ориз. 5.4. Пространствено разположение на sp-хибридни облаци

Основните видове междумолекулни взаимодействия. Материя в кондензирано състояние. Фактори, които определят енергията на междумолекулните взаимодействия. Водородна връзка. Природата на водородната връзка. Количествени характеристики на водородната връзка. Между- и вътрешномолекулни водородни връзки.

МЕЖДУМОЛЕКУЛНИ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ- взаимодействие. молекули помежду си, без да води до разкъсване или образуване на нов химикал. връзки. М. в. определя разликата между реални газове и идеални газове, съществуването на течности и те казват. кристали. От М. до. много зависят. структурни, спектрални, термодинамични. и други острови Св. Появата на концепцията за М. век. свързано с името на Ван дер Ваалс, който, за да обясни St. в реални газове и течности, предложи през 1873 г. уравнение на състоянието, което взема предвид M. v. Поради това силите на М. в. често наричан Ван дер Ваалс.

Основата на М. век.представляват кулоновите сили на взаимодействие. между електроните и ядрата на една молекула и ядрата и електроните на друга. В експериментално определените St.-vahs in-va се проявява средно взаимодействие, което зависи от разстоянието R между молекулите, тяхната взаимна ориентация, структура и физ. характеристики (диполен момент, поляризуемост и др.). При големи R, които значително надвишават линейните размери на самите молекули, в резултат на което електронните обвивки на молекулите не се припокриват, силите на M. v. могат основателно да се подразделят на три вида - електростатични, поляризационни (индукционни) и дисперсионни. Електростатичните сили понякога се наричат ​​ориентационни, но това е неточно, тъй като взаимната ориентация на молекулите може да се определи и от поляризацията. сили, ако молекулите са анизотропни.

При малки разстояния между молекулите (R ~ l) за разграничаване на отделните видове М. век. е възможно само приблизително, докато в допълнение към споменатите три вида се разграничават още два, свързани с припокриването на електронните обвивки - обменно взаимодействие и взаимодействия, дължащи се на пренос на електронен заряд. Въпреки известна условност, такова разделение във всеки конкретен случай ни позволява да обясним природата на М. век. и изчислете енергията му.

Структурата на материята в кондензирано състояние.

В зависимост от разстоянието между частиците, които изграждат веществото, и от естеството и енергията на взаимодействие между тях, веществото може да бъде в едно от трите агрегатни състояния: в твърдо, течно и газообразно състояние.

При достатъчно ниска температура веществото е в твърдо състояние. Разстоянията между частиците на кристалното вещество са от порядъка на размера на самите частици. Средната потенциална енергия на частиците е по-голяма от тяхната средна кинетична енергия. Движението на частиците, които изграждат кристалите, е много ограничено. Силите, действащи между частиците, ги държат близо до техните равновесни позиции. Това обяснява наличието на кристални тела със собствена форма и обем и висока устойчивост на срязване.

При разтопяване твърдите вещества се превръщат в течности. По отношение на структурата течното вещество се различава от кристалното по това, че не всички частици са разположени на еднакви разстояния една от друга, както в кристалите, някои от молекулите са разделени една от друга на големи разстояния. Средната кинетична енергия на частиците за веществата в течно състояние е приблизително равна на тяхната средна потенциална енергия.

Твърдото и течното състояние често се обединяват под общия термин - кондензирано състояние.

Видове междумолекулни взаимодействия вътрешномолекулна водородна връзка.Наричат ​​се връзки, по време на образуването на които не настъпва пренареждане на електронни обвивки взаимодействие между молекулите . Основните типове молекулярни взаимодействия включват ван дер ваалсови сили, водородни връзки и донорно-акцепторно взаимодействие.

Когато молекулите се приближават една към друга, се появява привличане, което причинява появата на кондензирано състояние на материята (течност, твърдо вещество с молекулярна кристална решетка). Силите, които допринасят за привличането на молекулите, се наричат ​​сили на Ван дер Ваалс.

Те се характеризират с три вида междумолекулно взаимодействие :

а) ориентационно взаимодействие, което се проявява между полярните молекули, стремящи се да заемат позиция, при която техните диполи биха били един срещу друг с противоположни полюси, а векторите на моментите на тези диполи биха били ориентирани по една права линия (с други думи , нарича се дипол-диполно взаимодействие );

б) индукция, която възниква между индуцирани диполи, причината за образуването на които е взаимната поляризация на атомите на две приближаващи се молекули;

в) дисперсивен, който възниква в резултат на взаимодействието на микродиполи, образувани поради моментни измествания на положителни и отрицателни заряди в молекулите по време на движението на електрони и вибрации на ядра.

Между всякакви частици действат дисперсионни сили. Ориентация и индукционно взаимодействие за частици от много вещества, например: He, Ar, H2, N2, CH4, не се извършва. За молекулите на NH3 дисперсионното взаимодействие представлява 50%, ориентационното взаимодействие 44,6%, а индукционното взаимодействие 5,4%. Полярната енергия на ван дер Ваалсовите сили на привличане се характеризира с ниски стойности. Така за лед е 11 kJ/mol, т.е. 2,4% H-O енергия на ковалентната връзка (456 kJ/mol). Силите на привличане на Ван дер Ваалс са физически взаимодействия.

водородна връзка- Това е физикохимична връзка между водорода на една молекула и елемента EO на друга молекула. Образуването на водородни връзки се обяснява с факта, че в полярните молекули или групи поляризиран водороден атом има уникални свойства: липса на вътрешни електронни обвивки, значително изместване на електронна двойка към атом с висок EO и много малък размер. Следователно водородът може да проникне дълбоко в електронната обвивка на съседен отрицателно поляризиран атом. Както показват спектралните данни, донорно-акцепторното взаимодействие на EO атома като донор и водородния атом като акцептор също играе важна роля при образуването на водородна връзка. Водородната връзка може да бъде междумолекулен или вътрешномолекулен.

Водородните връзки могат да възникнат както между различни молекули, така и в рамките на една молекула, ако тази молекула съдържа групи с донорни и акцепторни способности. По този начин вътремолекулните водородни връзки играят основна роля в образуването на пептидни вериги, които определят структурата на протеините. Един от най-известните примери за ефекта на вътрешномолекулната водородна връзка върху структурата е дезоксирибонуклеиновата киселина (ДНК). Молекулата на ДНК е сгъната в двойна спирала. Двете нишки на тази двойна спирала са свързани една с друга чрез водородни връзки. Водородната връзка има междинен характер между валентните и междумолекулните взаимодействия. Свързва се с уникалните свойства на поляризирания водороден атом, неговия малък размер и липсата на електронни слоеве.

Междумолекулна и вътрешномолекулна водородна връзка.

Водородните връзки се срещат в много химични съединения. Те възникват, като правило, между атомите на флуор, азот и кислород (най-електроотрицателните елементи), по-рядко - с участието на атоми на хлор, сяра и други неметали. Силни водородни връзки се образуват в такива течни вещества като вода, флуороводород, кислородсъдържащи неорганични киселини, карбоксилни киселини, феноли, алкохоли, амоняк, амини. По време на кристализацията водородните връзки в тези вещества обикновено се запазват. Поради това техните кристални структури имат формата на вериги (метанол), плоски двумерни слоеве (борна киселина), триизмерни пространствени решетки (лед).

Ако водородна връзка обединява части от една молекула, тогава те говорят за вътрешномолекулен водородна връзка. Това е особено характерно за много органични съединения (фиг. 42). Ако се образува водородна връзка между водороден атом на една молекула и неметален атом на друга молекула (междумолекулна водородна връзка), тогава молекулите образуват доста силни двойки, вериги, пръстени. Така мравчената киселина съществува както в течно, така и в газообразно състояние под формата на димери:

и газообразен флуороводород съдържат полимерни молекули, включително до четири частици HF. Силни връзки между молекулите могат да бъдат намерени във вода, течен амоняк, алкохоли. Кислородните и азотните атоми, необходими за образуването на водородни връзки, съдържат всички въглехидрати, протеини, нуклеинови киселини. Известно е например, че глюкозата, фруктозата и захарозата са идеално разтворими във вода. Важна роля в това играят водородните връзки, образувани в разтвора между водните молекули и множество ОН групи въглехидрати.

Периодичен закон. Съвременната формулировка на периодичния закон. Периодична система на химичните елементи - графична илюстрация на периодичния закон. Съвременна версия на периодичната система. Характеристики на запълването на атомните орбитали с електрони и образуването на периоди. s-, p-, d-, f- Елементи и тяхното разположение в периодичната система. Групи, периоди. Основни и вторични подгрупи. Граници на периодичната система.

Откриване на периодичния закон.

Основният закон на химията - Периодичният закон е открит от D.I. Менделеев през 1869 г. във време, когато атомът се смяташе за неделим и нищо не се знаеше за вътрешната му структура. Основата на Периодичния закон D.I. Менделеев поставя атомни маси (по-рано - атомни тегла) и химични свойства на елементите.

Подреждайки 63 известни по това време елемента във възходящ ред на техните атомни маси, D.I. Менделеев получава естествена (естествена) поредица от химични елементи, в които открива периодичното повторение на химичните свойства.

Например, свойствата на типичен метален литий Li бяха повторени за елементите натрий Na и калий K, свойствата на типичен неметален флуор F бяха повторени за елементите хлор Cl, бром Br, йод I.

Някои елементи на D.I. Менделеев не намери химически аналози (например алуминий Al и силиций Si), тъй като такива аналози все още не бяха известни по това време. За тях той остави празни места в естествената серия и на базата на периодична повторяемост предсказа химичните им свойства. След откриването на съответните елементи (аналог на алуминия - галий Ga, аналог на силиция - германий Ge и др.), прогнозите на D.I. Менделеев бяха напълно потвърдени.

Ориз. 2.1.Образуването на молекули от атоми се придружава от преразпределение на електрони на валентни орбиталии води до печалба в енергиязащото енергията на молекулите е по-малка от енергията на невзаимодействащите си атоми. Фигурата показва диаграма на образуването на неполярна ковалентна химична връзка между водородните атоми.

§2 Химична връзка

При нормални условия молекулярното състояние е по-стабилно от атомното състояние. (фиг.2.1). Образуването на молекули от атоми е придружено от преразпределение на електрони във валентни орбитали и води до увеличаване на енергията, тъй като енергията на молекулите е по-малка от енергията на невзаимодействащите атоми(Приложение 3). Силите, които задържат атомите в молекулите, са получили обобщено наименование химическа връзка.

Химическата връзка между атомите се осъществява от валентни електрони и има електрическа природа . Има четири основни вида химично свързване: ковалентен,йонен,метали водород.

1 Ковалентна връзка

Химическата връзка, осъществявана от електронни двойки, се нарича атомна или ковалентна. . Съединенията с ковалентни връзки се наричат ​​атомни или ковалентни. .

Когато възникне ковалентна връзка, възниква припокриване на електронни облаци от взаимодействащи атоми, придружено от освобождаване на енергия (фиг. 2.1). В този случай между положително заредените атомни ядра възниква облак с повишена плътност на отрицателния заряд. Поради действието на кулоновите сили на привличане между противоположните заряди, увеличаването на плътността на отрицателния заряд благоприятства приближаването на ядрата.

Ковалентната връзка се образува от несдвоени електрони във външните обвивки на атомите . В този случай се образуват електрони с противоположни спинове електронна двойка(фиг. 2.2), общи за взаимодействащите атоми. Ако между атомите е възникнала една ковалентна връзка (една обща електронна двойка), тогава тя се нарича единична, дву-двойна и т.н.

Енергията е мярка за силата на химичната връзка. д sv изразходвани за разрушаване на връзката (печалба на енергия по време на образуването на съединение от отделни атоми). Обикновено тази енергия се измерва на 1 mol веществаи се изразяват в килоджаули на mol (kJ ∙ mol -1). Енергията на единична ковалентна връзка е в диапазона 200–2000 kJmol–1.

Ориз. 2.2.Ковалентната връзка е най-общият тип химическа връзка, която възниква поради социализацията на електронна двойка чрез обменен механизъм. (а), когато всеки от взаимодействащите атоми доставя един електрон, или чрез донорно-акцепторния механизъм б)когато електронна двойка се споделя от един атом (донор) към друг атом (акцептор).

Ковалентната връзка има свойства ситост и фокус . Наситеността на ковалентната връзка се разбира като способността на атомите да образуват ограничен брой връзки със своите съседи, определени от броя на техните несдвоени валентни електрони. Насочеността на ковалентната връзка отразява факта, че силите, които държат атомите един до друг, са насочени по правата линия, свързваща атомните ядра. Освен това, ковалентната връзка може да бъде полярна или неполярна .

Кога неполярниПри ковалентната връзка електронен облак, образуван от обща двойка електрони, е разпределен в пространството симетрично по отношение на ядрата на двата атома. Неполярна ковалентна връзка се образува между атоми на прости вещества, например между идентични атоми на газове, които образуват двуатомни молекули (O 2, H 2, N 2, Cl 2 и др.).

Кога поляренковалентна връзка електронен облак връзката се измества към един от атомите. Образуването на полярна ковалентна връзка между атомите е характерно за сложните вещества. Като пример могат да служат молекули на летливи неорганични съединения: HCl, H 2 O, NH 3 и др.

Степента на изместване на общия електронен облак към един от атомите по време на образуването на ковалентна връзка (степен на полярност на връзката ) определя се главно от заряда на атомните ядра и радиуса на взаимодействащите атоми .

Колкото по-голям е зарядът на атомното ядро, толкова по-силно то привлича облак от електрони. В същото време, колкото по-голям е атомният радиус, толкова по-слабо се задържат външните електрони близо до атомното ядро. Кумулативният ефект на тези два фактора се изразява в различната способност на различните атоми да "дърпат" облака от ковалентни връзки към себе си.

Способността на атома в молекулата да привлича електрони към себе си се нарича електроотрицателност. . Така електроотрицателността характеризира способността на атома да поляризира ковалентна връзка: колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, толкова повече електронният облак на ковалентната връзка е изместен към него .

Предложени са редица методи за количествено определяне на електроотрицателността. В същото време методът, предложен от американския химик Робърт С. Муликен, който определи електроотрицателността  атом като половината от сумата на неговата енергия д делектронен и енергиен афинитет д азатомна йонизация:

. (2.1)

Йонизационна енергияна атом се нарича енергията, която трябва да се изразходва, за да се „откъсне“ електрон от него и да се отведе на безкрайно разстояние. Енергията на йонизация се определя чрез фотойонизация на атоми или чрез бомбардиране на атоми с електрони, ускорени в електрическо поле. Тази най-малка стойност на енергията на фотоните или електроните, която става достатъчна за йонизацията на атомите, се нарича тяхната йонизационна енергия д аз. Обикновено тази енергия се изразява в електронволтове (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Атомите са най-склонни да отдадат своите външни електрони. метали, които съдържат малък брой несдвоени електрони (1, 2 или 3) на външната обвивка. Тези атоми имат най-ниска енергия на йонизация. По този начин стойността на йонизационната енергия може да служи като мярка за по-голямата или по-малка "металност" на елемента: колкото по-ниска е йонизационната енергия, толкова по-силна трябва да бъде изразена металИмотиелемент.

В същата подгрупа на периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев, с увеличаване на поредния номер на елемента, неговата йонизационна енергия намалява (Таблица 2.1), което е свързано с увеличаване на атомния радиус (Таблица 1.2) и , следователно, с отслабване на връзката на външни електрони с ядро. За елементи от същия период йонизационната енергия нараства с увеличаване на серийния номер. Това се дължи на намаляване на атомния радиус и увеличаване на ядрения заряд.

Енергия д д, който се освобождава, когато електрон е прикрепен към свободен атом, се нарича електронен афинитет(изразено също в eV). Освобождаването (вместо поглъщането) на енергия, когато зареден електрон е прикрепен към някои неутрални атоми, се обяснява с факта, че атомите със запълнени външни обвивки са най-стабилни в природата. Следователно, за тези атоми, в които тези черупки са „леко незапълнени“ (т.е. липсват 1, 2 или 3 електрона преди запълването), е енергийно полезно да прикрепят електрони към себе си, превръщайки се в отрицателно заредени йони 1 . Такива атоми включват например халогенни атоми (Таблица 2.1) - елементи от седмата група (главна подгрупа) на периодичната система на Д. И. Менделеев. Електронният афинитет на металните атоми обикновено е нулев или отрицателен, т.е. за тях е енергийно неизгодно да прикрепят допълнителни електрони, необходима е допълнителна енергия, за да ги задържат вътре в атомите. Електронният афинитет на неметалните атоми е винаги положителен и толкова по-голям, колкото по-близо до благородния (инертен) газ е разположен неметалът в периодичната система. Това показва увеличение неметални свойствас наближаването на края на периода.

От всичко казано става ясно, че електроотрицателността (2.1) на атомите се увеличава в посока отляво надясно за елементи от всеки период и намалява в посока отгоре надолу за елементи от същата група на Менделеевия период. система. Не е трудно обаче да се разбере, че за да се характеризира степента на полярност на ковалентната връзка между атомите, не е важна абсолютната стойност на електроотрицателността, а съотношението на електроотрицателността на атомите, образуващи връзката . Ето защо на практика те използват относителните стойности на електроотрицателността(Таблица 2.1), приемайки електроотрицателността на лития за единица.

За характеризиране на полярността на ковалентна химична връзка се използва разликата в относителната електроотрицателност на атомите. Обикновено връзката между атомите А и В се счита за чисто ковалентна, ако |  А – б|0,5.

Благодарение на което се образуват молекули на неорганични и органични вещества. По време на взаимодействието на електрическите полета, които се създават от ядрата и електроните на атомите, възниква химическа връзка. Следователно образуването на ковалентна химична връзка е свързано с електрическа природа.

Какво е връзка

Този термин се отнася до резултата от действието на два или повече атома, което води до образуването на силна многоатомна система. Основните видове химични връзки се образуват при намаляване на енергията на реагиращите атоми. В процеса на образуване на връзка атомите се опитват да завършат своята електронна обвивка.

Видове комуникация

В химията има няколко вида връзки: йонни, ковалентни, метални. Има два вида ковалентни връзки: полярни и неполярни.

Какъв е механизмът на неговото създаване? Ковалентна неполярна химична връзка се образува между атоми на еднакви неметали, които имат еднаква електроотрицателност. В този случай се образуват общи електронни двойки.

неполярна връзка

Примери за молекули, които имат неполярна ковалентна химична връзка, включват халогени, водород, азот, кислород.

Тази връзка е открита за първи път през 1916 г. от американския химик Люис. Първо, той изложи хипотеза и тя беше потвърдена само след експериментално потвърждение.

Ковалентната химична връзка е свързана с електроотрицателността. За неметалите има висока стойност. По време на химическото взаимодействие на атомите не винаги е възможно да се прехвърлят електрони от един атом към друг, в резултат на това те се комбинират. Между атомите възниква истинска ковалентна химична връзка. 8 клас от редовната училищна програма включва подробно разглеждане на няколко вида комуникация.

Веществата, които имат този тип връзка, при нормални условия, са течности, газове и твърди вещества, които имат ниска точка на топене.

Видове ковалентна връзка

Нека се спрем на този въпрос по-подробно. Какви са видовете химични връзки? Ковалентната връзка съществува в обменни, донорно-акцепторни варианти.

Първият тип се характеризира с връщането на един несдвоен електрон от всеки атом за образуване на обща електронна връзка.

Електроните, обединени в обща връзка, трябва да имат противоположни спинове. Водородът може да се разглежда като пример за този тип ковалентна връзка. Когато неговите атоми се приближават един към друг, техните електронни облаци се проникват един в друг, което в науката се нарича застъпване на електронни облаци. В резултат на това електронната плътност между ядрата се увеличава и енергията на системата намалява.

На минимално разстояние водородните ядра се отблъскват, което води до някакво оптимално разстояние.

В случай на донорно-акцепторен тип ковалентна връзка, една частица има електрони, тя се нарича донор. Втората частица има свободна клетка, в която ще бъде поставена двойка електрони.

полярни молекули

Как се образуват полярните ковалентни връзки? Те възникват в тези ситуации, когато свързаните атоми на неметалите имат различна електроотрицателност. В такива случаи социализираните електрони са разположени по-близо до атома, който има по-висока стойност на електроотрицателност. Като пример за ковалентна полярна връзка могат да се разглеждат връзки, които възникват в молекула на бромоводород. Тук публичните електрони, които са отговорни за образуването на ковалентна връзка, са по-близо до брома, отколкото до водорода. Причината за това явление е, че бромът има по-висока електроотрицателност от водорода.

Методи за определяне на ковалентна връзка

Как да идентифицираме ковалентни полярни химични връзки? За да направите това, трябва да знаете състава на молекулите. Ако съдържа атоми на различни елементи, в молекулата има ковалентна полярна връзка. Неполярните молекули съдържат атоми на един химичен елемент. Сред задачите, които се предлагат като част от училищния курс по химия, има такива, които включват идентифициране на вида на връзката. Задачи от този тип са включени в задачите на финалната атестация по химия в 9. клас, както и в тестовете на единния държавен изпит по химия в 11. клас.

Йонна връзка

Каква е разликата между ковалентните и йонните химични връзки? Ако ковалентната връзка е характерна за неметалите, тогава се образува йонна връзка между атоми, които имат значителни разлики в електроотрицателността. Например, това е типично за съединения на елементи от първа и втора група от основните подгрупи на PS (алкални и алкалоземни метали) и елементи от групи 6 и 7 от основните подгрупи на периодичната таблица (халкогени и халогени).

Образува се в резултат на електростатичното привличане на йони с противоположни заряди.

Характеристики на йонна връзка

Тъй като силовите полета на противоположно заредените йони са разпределени равномерно във всички посоки, всеки от тях е в състояние да привлича частици с противоположен знак на себе си. Това характеризира ненасочеността на йонната връзка.

Взаимодействието на два йона с противоположни знаци не предполага пълна взаимна компенсация на отделните силови полета. Това допринася за запазването на способността за привличане на йони в други посоки, следователно се наблюдава ненаситеност на йонната връзка.

В едно йонно съединение всеки йон има способността да привлича към себе си определен брой други с противоположни знаци, за да образува йонна кристална решетка. В такъв кристал няма молекули. Всеки йон е заобиколен в дадено вещество от определен брой йони с различен знак.

метална връзка

Този тип химична връзка има определени индивидуални характеристики. Металите имат излишен брой валентни орбитали с липса на електрони.

Когато отделните атоми се приближават един към друг, техните валентни орбитали се припокриват, което допринася за свободното движение на електрони от една орбитала към друга, създавайки връзка между всички метални атоми. Тези свободни електрони са основната характеристика на металната връзка. Той няма насищане и насоченост, тъй като валентните електрони са разпределени равномерно в целия кристал. Наличието на свободни електрони в металите обяснява някои от техните физични свойства: метален блясък, пластичност, ковкост, топлопроводимост и непрозрачност.

Вид ковалентна връзка

Образува се между водороден атом и елемент, който има висока електроотрицателност. Съществуват вътрешно- и междумолекулни водородни връзки. Този вид ковалентна връзка е най-крехката, появява се поради действието на електростатични сили. Водородният атом има малък радиус и когато този един електрон се измести или отдаде, водородът се превръща в положителен йон, който действа върху атома с голяма електроотрицателност.

Сред характерните свойства на ковалентната връзка са: насищане, насоченост, поляризуемост, полярност. Всеки от тези показатели има определена стойност за образуваната връзка. Например насочеността се определя от геометричната форма на молекулата.

химическа връзка- електростатично взаимодействие между електрони и ядра, водещо до образуването на молекули.

Химическата връзка се образува от валентни електрони. За s- и p-елементите, електроните на външния слой са валентни, за d-елементите, s-електроните на външния слой и d-електроните на пред-външния слой. Когато се образува химическа връзка, атомите допълват външната си електронна обвивка до обвивката на съответния благороден газ.

Дължина на връзкатае средното разстояние между ядрата на два химически свързани атома.

Енергия на химичната връзка- количеството енергия, необходимо за разкъсване на връзката и изхвърляне на фрагментите на молекулата на безкрайно голямо разстояние.

Валентен ъгъле ъгълът между линиите, свързващи химически свързани атоми.

Известни са следните основни видове химична връзка: ковалентни (полярни и неполярни), йонни, метални и водородни.

ковалентеннаречена химична връзка, образувана от образуването на обща електронна двойка.

Ако връзката се образува от двойка общи електрони, еднакво принадлежащи на двата свързващи атома, тогава тя се нарича ковалентна неполярна връзка. Тази връзка съществува например в молекулите H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . Ковалентна неполярна връзка възниква между еднакви атоми и свързващият ги електронен облак е равномерно разпределен между тях.

В молекулите между два атома могат да се образуват различен брой ковалентни връзки (например една в халогенните молекули F 2, Cl 2, Br 2, I 2, три в азотната молекула N 2).

ковалентна полярна връзкавъзниква между атоми с различна електроотрицателност. Електронната двойка, която го образува, се измества към по-електроотрицателния атом, но остава свързана с двете ядра. Примери за съединения с ковалентна полярна връзка: HBr, HI, H 2 S, N 2 O и др.

Йоннинаречен граничен случай на полярна връзка, при който електронната двойка напълно преминава от един атом към друг и свързаните частици се превръщат в йони.

Строго погледнато, само съединения, за които разликата в електроотрицателността е по-голяма от 3, могат да бъдат класифицирани като йонни съединения, но са известни много малко такива съединения. Те включват флуориди на алкални и алкалоземни метали. Обикновено се смята, че йонна връзка възниква между атоми на елементи, чиято разлика в електроотрицателността е по-голяма от 1,7 по скалата на Полинг. Примери за съединения с йонна връзка: NaCl, KBr, Na 2 O. Повече подробности за скалата на Полинг ще бъдат разгледани в следващия урок.

металнаречена химическа връзка между положителни йони в метални кристали, която се осъществява в резултат на привличането на електрони, свободно движещи се през металния кристал.

Металните атоми се превръщат в катиони, образувайки метална кристална решетка. В тази решетка те се държат от електрони, общи за целия метал (електронен газ).

Тренировъчни задачи

1. Всяко от веществата е образувано от ковалентна неполярна връзка, чиито формули са

1) O 2, H 2, N 2
2) Al, O 3, H 2 SO 4
3) Na, H2, NaBr
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4

2. Всяко от веществата е образувано от ковалентна полярна връзка, чиито формули са

1) O 2, H 2 SO 4, N 2
2) H 2 SO 4, H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H3PO4, HCl
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4

3. Всяко от веществата се образува само чрез йонна връзка, чиито формули

1) CaO, H 2 SO 4, N 2
2) BaSO4, BaCl2, BaNO3
3) NaBr, K3PO4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF

4. Металната връзка е специфична за елементите от списъка

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Съединенията само с йонни и само с ковалентни полярни връзки са съответно

1) HCl и Na2S
2) Cr и Al (OH) 3
3) NaBr и P 2 O 5
4) P 2 O 5 и CO 2

6. Между елементите се образува йонна връзка

1) хлор и бром
2) бром и сяра
3) цезий и бром
4) фосфор и кислород

7. Между елементите се образува полярна ковалентна връзка

1) кислород и калий
2) сяра и флуор
3) бром и калций
4) рубидий и хлор

8. В летливи водородни съединения на елементи от VA група от 3-ти период, химическата връзка

1) ковалентен полярен
2) ковалентен неполярен
3) йонен
4) метал

9. При по-високи оксиди на елементи от 3-ти период типът на химичната връзка се променя с увеличаване на поредния номер на елемента

1) от йонна връзка към ковалентна полярна връзка
2) от метални към ковалентни неполярни
3) от ковалентна полярна връзка към йонна връзка
4) от ковалентна полярна връзка към метална връзка

10. Дължината на химичната връзка E–N се увеличава в редица вещества

1) HI - PH 3 - HCl
2) PH 3 - HCl - H 2 S
3) HI - HCl - H2S
4) HCl - H 2 S - PH 3

11. Дължината на химичната връзка E–N намалява в редица вещества

1) NH3 - H2O - HF
2) PH 3 - HCl - H 2 S
3) HF - H 2 O - HCl
4) HCl - H2S - HBr

12. Броят на електроните, които участват в образуването на химични връзки в молекулата на хлороводорода е

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. Броят на електроните, които участват в образуването на химични връзки в молекулата P 2 O 5, -

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. Във фосфорен (V) хлорид, химичната връзка

1) йонен
2) ковалентен полярен
3) ковалентен неполярен
4) метал

15. Най-полярната химична връзка в една молекула

1) флуороводород
2) хлороводород
3) вода
4) сероводород

16. Най-малко полярна химична връзка в молекула

1) хлороводород
2) бромоводород
3) вода
4) сероводород

17. Поради общата електронна двойка се образува връзка в веществото

1) Mg
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2

18. Ковалентна връзка се образува между елементи, чиито поредни номера

1) 3 и 9
2) 11 и 35
3) 16 и 17
4) 20 и 9

19. Йонна връзка се образува между елементи, чиито поредни номера

1) 13 и 9
2) 18 и 8
3) 6 и 8
4) 7 и 17

20. В списъка на веществата, чиито формули са съединения само с йонни връзки, това са

1) NaF, CaF2
2) NaNO3, N2
3) O2, SO3
4) Ca(NO 3) 2, AlCl 3