Ковалентные связи с участием атома углерода
В основном состоянии атом углерода С (1s22s22p2) имеет два неспаренных электрона, за счет которых могут образовать только две общие электронные пары. Однако в большинстве своих соединений углерод четырехвалентен. Это объясняется тем, что атом углерода, поглощая небольшое количество энергии, переходит в возбужденное состояние, в котором он имеет 4 неспаренных электрона, т.е. способен образовывать четыре ковалентные связи и принимать участие в формировании четырех общих электронных пар:
6С 1s22s22p2 6С* 1s22s12p3.
↑↓ | ↑ | ↑ | ↑ | ↑ | ↑ | ↑ | ||||||
![]() | ↑↓ | p | ↑↓ | p | ||||||||
s | s | |||||||||||
Энергия возбуждения компенсируется образованием химических связей, которое происходит с выделением энергии.
Атомы углерода обладают способностью к образованию трех видов гибридизации электронных орбиталей (sp3, sp2, sp) и образованию между собой кратных (двойных и тройных) связей (табл. 2.2).
Таблица 2.2
Типы гибридизации и геометрия молекул
Связь | Тип гибри-дизации | Характер связи | Валентный угол | Геометрия молекул | Длина связи, нм | Энергия связи, кДж | Примеры |
С – С | sp3 | s | 109°29’ | Тетраэдри-ческая | 0,154 | CH4 | |
C = C | sp2 | s + p | 120° | Плоская | 0,134 | C2H4 | |
C Ξ C | sp | s+2p | 180° | Линейная | 0,120 | C2H2 |
Простая (одинарная) s- связь осуществляется при sp3-гибридизации, при которой все четыре гибридных орбитали равноценны и имеют направленность в пространстве под углом 109°29’ друг к другу и ориентированы к вершинам правильного тетраэдра (рис. 2.8).
Рис. 2.8. Образование молекулы метана СН4
Если гибридные орбитали углерода перекрываются с шарообразными s-орбиталями атома водорода, то образуется простейшее органическое соединение метан СН4 − предельный углеводород.
Большой интерес представляет изучение связей атомов углерода между собой и с атомами других элементов. Рассмотрим строение молекул этана, этилена и ацетилена.
Углы между всеми связями в молекуле этана почти точно равны между собой (рис. 2.9) и не отличаются от углов С − Н в молекуле метана.
Следовательно, атомы углерода находятся в состоянии sp3-гибридизации.
Рис. 2.9. Молекула этана С2Н6
Гибридизация электронных орбиталей атомов углерода может быть и неполной, т.е. в ней могут участвовать две (sp2 -гибридизация) или одна (sp-гибридизация) из трех р-орбиталей. В этом случае между атомами углерода образуются кратныесвязи (двойная или тройная). Углеводороды с кратными связями называются непредельными или ненасыщенными. Двойная связь (С=С) образуется при sp2-гибридизации.
В этом случае у каждого из атомов углерода одна из трех р-орбиталей не участвует в гибридизации, в результате образуются три sp2-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу, а негибридная 2р-орбиталь располагается перпендикулярно этой плоскости. Два атома углерода соединяются между собой, образуя одну s-связь за счет перекрывания гибридных орбиталей и одну p-связь за счет перекрывания р-орбиталей.
Взаимодействие свободных гибридных орбиталей углерода с 1s-орбиталями атомов водорода приводит к образованию молекулы этилена С2Н4 (рис. 2.10) – простейшего представителя непредельных углеводородов.
Рис. 2.10. Образование молекулы этилена С2Н4
Перекрывание электронных орбиталей в случае p-связи меньше и зоны с повышенной электронной плотностью лежат дальше от ядер атомов, поэтому эта связь менее прочная, чем s-связь.
Тройная связь образуется за счет одной s-связи и двух p-связей. Электронные орбитали при этом находятся в состоянии sp-гибридизации, образование которой происходит за счет одной s- и одной р-орбиталей (рис. 2.11).
Две гибридные орбитали располагаются под углом 180° относительно друг друга, а оставшиеся негибридные две р-орбитали располагаются в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Образование тройной связи имеет место в молекуле ацетилена С2Н2 (см. рис. 2.11).
Рис. 2.11. Образование молекулы ацетилена С2Н2
Особый вид связи возникает при образовании молекулы бензола (С6Н6) – простейшего представителя ароматических углеводородов.
Бензол содержит шесть атомов углерода, связанных между собой в цикл (бензольное кольцо), при этом каждый атом углерода находится в состоянии sp2-гибридизации (рис. 2.12).
Рис. 2.12. sp2 – орбитали молекулы бензола С6Н6
Все атомы углерода, входящие в молекулу бензола расположены в одной плоскости. У каждого атома углерода в состоянии sp2-гибридизации имеется еще одна негибридная р-орбиталь с неспаренным электроном, которая образует p-связь (рис. 2.13).
Ось такой р-орбитали расположена перпендикулярно плоскости молекулы бензола.
Все шесть негибридных р-орбиталей образуют общую связывающую молекулярную p-орбиталь, а все шесть электронов объединяются в p-электронный секстет.
Граничная поверхность такой орбитали расположена над и под плоскостью углеродного s-скелета. В результате кругового перекрывания возникает единая делокализованная p-система, охватывающая все углеродные атомы цикла (рис. 2.13).
Бензол схематически изображают в виде шестиугольника с кольцом внутри, которое указывает на то, что имеет место делокализация электронов и соответствующих связей.
Рис. 2.13. -связи в молекуле бензола С6Н6
Ионная химическая связь
Ионная связь − химическая связь, образованная в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, при котором устойчивое состояние достигается путем полного перехода общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента.
Чисто ионная связь есть предельный случай ковалентной связи.
На практике полный переход электронов от одного атома к другому атому по связи не реализуется, поскольку каждый элемент имеет большую или меньшую (но не нулевую) ЭО, и любая химическая связь будет в некоторой степени ковалентной.
Такая связь возникает в случае большой разности ЭО атомов, например, между катионами s-металлов первой и второй групп периодической системы и анионами неметаллов VIА и VIIА групп (LiF, NaCl, CsF и др.).
В отличие от ковалентной связи, 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 независимо от направления.
Взаимодействие двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной связи, ионная связь характеризуется также ненасыщаемостью.
Отсутствие у ионной связи направленности и насыщаемости обуславливает склонность ионных молекул к ассоциации. Все ионные соединения в твердом состоянии имеют ионную кристаллическую решетку, в которой каждый ион окружен несколькими ионами противоположного знака. При этом все связи данного иона с соседними ионами равноценны.
Металлическая связь
Металлы характеризуются рядом особых свойств: электро- и теплопроводностью, характерным металлическим блеском, ковкостью, высокой пластичностью, большой прочностью. Эти специфические свойства металлов можно объяснить особым типом химической связи, получившей название металлической.
Металлическая связь – результат перекрывания делокализованных орбиталей атомов, сближающихся между собой в кристаллической решетке металла.
У большинства металлов на внешнем электронном уровне имеется значительное число вакантных орбиталей и малое число электронов.
Поэтому энергетически более выгодно, чтобы электроны не были локализованы, а принадлежали всему атому металла. В узлах решетки металла находятся положительно заряженные ионы, которые погружены в электронный «газ», распределенный по всему металлу:
Me ↔ Men+ + n .
Между положительно заряженными ионами металла (Men+) и нелокализованными электронами (n ) существует электростатическое взаимодействие, обеспечивающее устойчивость вещества. Энергия этого взаимодействия является промежуточной между энергиями ковалентных и молекулярных кристаллов. Поэтому элементы с чисто металлической связью (s-, и p-элементы) характеризуются относительно высокими температурами плавления и твердостью.
Наличие электронов, которые свободно могут перемещаться по объему кристалла, и обеспечивают специфические свойства ме-
таллов.
Водородная связь
Водородная связь – особый тип межмолекулярного взаимодействия. Атомы водорода, которые ковалентно связаны с атомом элемента, имеющего высокое значение электроотрицательности (чаще всего F, O, N, а также Cl, S и C), несут на себе относительно высокий эффективный заряд. Вследствие этого такие атомы водорода могут электростатически взаимодействовать с атомами указанных элементов.
Так, атом Нd+ одной молекулы воды ориентируется и соответственно взаимодействует (что показано тремя точками) с атомом Оd- другой молекулы воды:
Связи, образуемые атомом Н, находящимся между двумя атомами электроотрицательных элементов, называются водородными:
d- d+ d-
А − Н ××× В
Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (150–400 кДж/моль), однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать агрегацию молекул соответствующих соединений в жидком состоянии, например, в жидком фтороводороде НF (рис. 2.14). Для соединений фтора она достигает порядка 40 кДж/моль.
Рис. 2.14. Агрегация молекул НF за счет водородных связей
Длина водородной связи также меньше длины ковалентной связи. Так, в полимере (HF)n длина связи F−H=0,092 нм, а связи F∙∙∙H= 0,14 нм. У воды длина связи O−H=0,096 нм, а связи O∙∙∙H=0,177нм.
Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур кипения и плавления.