Свойства ковалентной связи

Длина связи – межъядерное расстояние. Чем это расстояние короче, чем прочнее химическая связь. Длина связи зависит от радиусов атомов, образующих ее: чем меньше по размеру атомы, тем более короткая между ними связь. Например, длина связи Н–О меньше, чем длина связи H–N (из–за меньшего размена атома кислорода).

Энергия связи – количество энергии, требующееся для разрыва связи. Она является мерой прочности связи. Энергия связи зависит в основном от ее длины: чем короче связь, тем она более прочна. Например, длина связи H–F меньше, чем длина связи Н–Cl. Соответственно, связь H–F сложнее разрушить.

Насыщаемость – способность атома образовывать определенное количество ковалентных связей. Химическая связь, образованная перекрыванием электронных облаков вдоль оси, соединяющей центры атомов, называется σ-связью (связь, лежащая на линии, соединяющей ядра атомов). Связь, образованная перекрыванием электронных облаков перпендикулярно оси, соединяющей центры атомов, называется π-связью (связь, лежащая над и под линией, соединяющей ядра атомов).

Насыщаемость связи зависит от:

1) количества неспаренных электронов в основном и возбужденном* состоянии атома для образования связей по обменному механизму

2) наличия на внешнем уровне атома неподеленных электронных пар и (или) пустых (вакантных) орбиталей для образования связей по донорно–акцепторному механизму.

Валентность – число химических связей (ковалентных), посредством которых атом соединен с другими. Электроны, участвующие в образовании химических связей, называются валентными. Валентность не учитывает полярность связи и не имеет знака. В соединениях, в которых присутствует ковалентная связь, имеет место степень окисления – условный заряд атома, рассчитанный из предположения, что оно состоит из положительно или отрицательно заряженных ионов. К большинству неорганических соединений применимо понятие степень окисления.

*Возбужденное состояние атома возникает при захвате атомом порции энергии, при этом электрон переходит с одного подуровня на другой. Энергия, затраченная на возбуждение атома в пределах одного энергетического уровня полностью компенсируется энергией, выделенной при образовании дополнительных связей, поэтому у большинства химических элементов валентность совпадает с номером группы. Исключение составляют, например, азот (с максимальной валентностью, равной IV), кислород (максимальная валентность равна III), фтор (он всегда одновалентен). Для кислорода энергия перехода электрона с 2р на 3s-подуровень не компенсируется энергией образования химической связи, поэтому данный электронный переход не реализуется в образовании ковалентной связи.

Полярность связи – смещение общей электронной пары к одному из атомов. Чем сильнее происходит сдвиг связывающих электронных пар, тем сильнее выражена полярность связи. Степень смещения общих электронов можно оценить по разности относительных электроотрицательностей (ЭО) атомов, образующих связь. Т.к. значения ЭО не всегда доступны, существует способ, позволяющий довольно точно оценить полярность связей: чем дальше в ряду ЭО расположены друг от друга элементы, тем более полярную связь они образуют.

F O N Cl Br S C I P H («запоминалка: Фон и Скиф хлорируются и бромируются»)

Связь HF более полярна, чем связь HCl.

Направленность связи – определенное расположение электронных облаков в молекуле. Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между связями. Эти углы называются валентными углами.

Гибридизация – процесс выравнивания орбиталей по форме и энергии (понятие гибридизации рассматривается в курсе органической химии).

Ионная связь.

Ионная связь образуется между атомами, имеющими большую разность ЭО (> 1,7); другими словами, это связь между типичными металлами и типичными неметаллами. Отдавая свои электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы – катионы; атомы неметаллов, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы – анионы. Ионы могут быть простыми, т. е. состоящими из одного атома (например Na⁺, K⁺, F^-, С1^-), или сложными, т. е. состоящими из двух или более атомов (например NH₄⁺, ОН^-, NO₃^-, SO₄^2-).

Свойства ионной связи.

1) Длина – межъядерное расстояние (оценивается по размерам ионов)

2) Энергия – количество энергии, требующееся для разрыва связи. Она зависит от двух факторов: длины и заряда ионов (чем короче связь и чем выше заряды ионов, тем прочнее ионная связь). Например: CaF₂ имеет более высокую температуру плавления, чем KF. Это объясняется большей прочность связи.

3) Ионная связь не направлена и не насыщаема.

Ионная связь не обладает направленностью. Это объясняется тем, что электрическое поле иона обладает сферической симметрией, т. е. убывает с расстоянием по одному и тому же закону в любом направлении. Поэтому взаимодействие между ионами осуществляется одинаково независимо от направления. Как уже отмечалось выше, система из двух зарядов, одинаковых по абсолютной величине, но противоположных по знаку, создает в окружающем пространстве электрическое поле.

Это означает, что два разноименных иона, притянувшиеся друг к другу, сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. В этом состоит еще одно различие между ионным и ковалентным типами связи: ионная связь не обладает насыщаемостью. Поэтому к данному иону может присоединиться различное число ионов противоположного знака. Это число определяется относительными размерами взаимодействующих ионов, а также тем, что силы притяжения разноименно заряженных ионов должны преобладать над силами взаимного отталкивания, действующими между ионами одного знака.

В кристаллической решетке ионных соединений вокруг каждого иона располагается определенное число ионов с противоположным зарядом. Для соединений NaCl и FeS характерна кубическая кристаллическая решетка.

Ионная кристаллическая решетка сульфида железа FeS

Ниже показано образование ионной связи на примере хлорида натрия:

Ионная связь является крайним случаем полярной ковалентной связи.

Металлическая связь.

Предпосылкой образования данного вида связи является:

1) наличие на внешних уровнях атомов относительного небольшого числа электронов;

2) наличие на внешних уровнях атомов металлов пустых (вакантных орбиталей)

3) относительно низкая энергия ионизации.

Рассмотрим образование металлической связи на примере натрия. Валентный электрон натрия, который находится на 3s–подуровне может относительно легко перемещаться по пустым орбиталям внешнего слоя: по 3р и 3d. При сближении атомов в результате образовании кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между ВСЕМИ атомами кристалла металла.

В узлах кристаллической решетки находятся положительно заряженные ионы и атомы металлов, а между ними – электроны, которые могут свободно перемещаться по всей кристаллической решетке. Эти электроны становятся общими для всех атомов и ионов металла и называются «электронным газом». Связь между всеми положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов называется металлической связью.

Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость, электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск. Свободные электроны могут переносить теплоту и электричество, поэтому они являются причиной главных физических свойств, отличающих металлы от неметаллов, – высокой электро- и теплопроводности.

Водородная связь.

Водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входит водород и атомы с высокой ЭО (кислород, фтор, азот). Ковалентные связи H–O, H–F, H–N являются сильно полярными, за счет чего на атоме водорода скапливается избыточный положительный заряд, а на противоположных полюсах – избыточный отрицательный заряд. Между разноименно заряженными полюсами возникают силы электростатического притяжения – водородные связи.

Водородные связи могут быть как межмолекулярными, так и внутримолекулярными. Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи, но тем не менее водородные связи играют большую роль во многих физико-химических и биологических процессах. В частности, молекулы ДНК представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны между собой водородными связями. Межмолекулярные водородные связи между молекулами воды и фтороводорода можно изобразить (точками) следующим образом:

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки. Наличие водородной связи приводит к образованию ассоциатов молекул и, как следствие, к повышению температур плавления и кипения.

Кроме перечисленных основных видов химической связи существуют также универсальные силы взаимодействия между любыми молекулами, которые не приводят к разрыву или образованию новых химических связей. Эти взаимодействия называются вандерваальсовыми силами. Они обусловливают притяжение молекул данного вещества (или различных веществ) друг к другу в жидком и твердом агрегатном состояниях.

Различные виды химической связи обусловливают существование различных типов кристаллических решеток (табл.).

Вещества, состоящие из молекул, имеют молекулярное строение. К таким веществам относятся все газы, жидкости, а также твердые вещества с молекулярной кристаллической решеткой, например йод. Твердые вещества с атомной, ионной или металлической решеткой имеют немолекулярное строение, в них нет молекул.

Молекулярная кристаллическая решетка йода I2

Таблица