Химическая связь и строение молекул

Химическая связь - совокупность всех сил взаимодействия между атомами в молекуле.

Атомы элементов (за исключением инертных газов) имеют незавершенные электронные оболочки. В процессе химических реакций они стремятся завершить их: для этого одни элементы отдают электроны, другие присоединяют, а третьи участвуют в образовании общих электронных пар. Это влияет на тип химической свя­зи, благодаря которой получается новое соединение.

Электроотрицательность (X) характеризует способность атомов присоединять к себе электроны. Существует несколько формул для расчета этой величины, чаще всего расчет ведут по формуле . А так как потенциал ионизации и энергия сродства к электрону максимальны у фтора, то самым электроотрицательным элементом таблицы будет фтор. Элементы с высокой электроотрицательностью находятся в правом верхнем углу таблицы: F, О, Cl, N,…

Основные свойства химической связи

1) Энергия связи (Е, кДж/моль) - та энергия, которую нужно затратить для разрыва связи (или это энергия, которая выделяется при образовании связи).

2) Длина связи (м, нм, см ^-8) - расстояние между центрами соседних атомов.

3) Валентный угол - угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через ядра связанных атомов. Валентный угол связан с геометрической структурой молекул.

4) Дипольный момент ( в дебаях, Д)- характеризует полярность связи.

Основные типы химической связи

I. Ковалентная связь

Метод валентных связей (МВС), разработанный в 30-х годах прошлого столетия, объясняет образование связей между неметаллами следующим образом. Электронные облака атомов, содержащие неспаренные электроны, перекрываются и это приводит к образованию общих электронных пар, которые одновременно принадлежат двум соседним атомам. Каждый атом предоставляет на связь столько неспаренных электронов, сколько ему самому не хватает до завершения внешнего электронного слоя.

1) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью ( Н₂, F₂, С1₂, O₂, N₂, ).

Примеры:

а) Рассмотрим молекулу Н₂.

₁Н: 1s¹ - атому до завершения электронного слоя, чтобы походить на инертный газ Не, не хватает одного электрона:

или

В молекуле одна общая электронная пара и кратность связи = 1.

Характер перекрывания валентных орбиталей в молекуле будет следующий:

Н Н

Между атомами образуется -связь.

б) Рассмотрим молекулу F₂.

- атому до завершения электронного слоя, чтобы походить на инертный газ Ne, не хватает одного электрона:

В молекуле одна общая электронная пара и кратность связи = 1. Характер перекрывания валентных орбиталей в молекуле будет следующий:

Между атомами образуется s -связь.

в) Рассмотрим молекулу N₂.

- атому до завершения электронного слоя, чтобы походить на инертный газ Ne, не хватает трех электронов.

Поэтому в молекуле между атомами образуется три общие электронные пары и кратность связи = 3:

p-орбитали, на которых находится по одному неспаренному электрону, ориентированы вдоль осей х, у и z. Расположим ядра атомов N вдоль оси х; перекрывание орбиталей будет иметь различный характер и между атомами N в молекуле образуются различные связи: одна s-связь и две p-связи.

2) Ковалентная полярная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью. Общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного элемента.

a) Молекула HF H: 1s¹ (до завершения нужен 1 )

F: 1s² 2s² 2р⁵ (до завершения нужен 1 )

.

Общая электронная пара сдвинута к фтору, как к более электроотрицательному элементу:

б)Молекула NH₃ H: 1s¹

N:1s²2s² 2р³

У ковалентной связи есть специфические свойства:

а) направленность: валентные орбитали перекрываются под строго определенным углом и это связано с геометрической структурой молекул - см. линейную молекулу, пирамиду, тетраэдр.

По характеру перекрывания орбиталей связи также подразделяют на s, p, d, j.

s-связи: .

1) самые прочные;

2) имеют 1 область перекрывания;

3) эта область лежит между ядрами соседних атомов.

p-связи:

1) менее прочные;

2) имеют 2 области перекрывания;

3) эти области перекрывания лежат над и под линией, соединяющей ядра.

б) насыщаемость: число общих -пар не произвольно, а соответствует числу неспаренных для каждого атома.

II. Донорно-акцепторная связь (по ковалентному типу)

Образуется за счёт неподеленной пары электронов одного элемента (донор -пары) и свободной орбитали другого элемента (акцептор -пары).

Пример 1:

NH₃ + HCl ® NH₄Cl

3 ковал. связи

Часто донорно-акцепторную связь считают разновидностью ковалентной связи. Однако в молекулах с такими связями нарушен принцип насыщаемости (число связей больше, чем требуется по валентности).

Пример 2:

Комплексное соединение Na₃[AI⁺³F₆]^-3.

АI⁺³ может образовать 3 ионные связи. А присоединяются к нему 6 ионов F^-. Значит, наряду с ионными связями обязательно есть донорно-акцепторные:

ионы F^-: 1s²2s²2p⁶ - доноры -пар;

ион АI⁺³ - акцептор -пар;

АI⁰ - З ® АI⁺³: 1s²2s²2p³3s⁰3p⁰.

III. Ионная связь

Образуется между металлами и неметаллами, и в основе образования ионов лежит стремление атомов иметь завершённый электронный слой.

Пример:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl ; рассмотрим механизм образования связи:

₁₁Na⁰ (1s²2s²2p⁶3s¹) Na⁺(1s²2s²2p⁶)- оболочка, как у Ne,

₁₇C1⁰ (1s²2s²2p⁶3s²3p⁵) Cl^- (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶)- оболочка, как у Аr,

Na⁺+Cl^- ® NaCl (электростатическое взаимодействие)

Единичные молекулы встречаются редко, строение вещества кристаллическое. В кристаллической решетке чередуются (+) и (-) заряженные ионы:

Свойства ионной связи:

а) ненаправленность - каждый ион создает вокруг себя равномерное поле, в которое с любой стороны может войти ион с противоположным зарядом;

б) ненасыщаемость - число этих ионов с противоположным зарядом в решетке довольно велико - гораздо больше, чем это требуется по валентности

(4 или 6, или 8, или 12...) - в зависимости от типа решетки.

IV. Металлическая связь

Очень прочная ( у большинства металлов высокие t°_пл).

Кристаллическая решетка отличается от ионной: в узлах находятся (+) заряженные ионы или нейтральные атомы, а свободные легко передвигаются между узлами, называются «электронный газ» и объясняют основное свойство металлов - электропроводность: направленное движение свободных электронов.

Самые электропроводные: Аu, Ag, Сu, Fe, AI.

При повышении t° увеличивается хаотическое движение атомов и ионов в узлах решеток, и это мешает направленному движению - т.е. увеличивается сопротивление и уменьшается электропроводность.

V. Водородная связь

Очень слабая, но важна для биологии. Образуется между атомами Н одной молекулы и электроотрицательными атомами другой молекулы.

Природа сил:

1) электростатическая;

2) донорно-акцепторная.

Примеры:

1) В молекуле HF ковалентная полярная связь, молекулу можно представить в виде диполя

Так как молекулы сильно поляризованы, между ними возникает притяжение прежде всего за счет электростатических сил. И в отличие от HCl, единичных молекул HF нет, а известны «ассоциаты» Н₂ F₂, …, H₆ F ₆

Это сказывается на химических свойствах плавиковой кислоты: в отличие от других кислот типа НГал, плавиковая кислота является слабой (диссоциация затруднена из-за межмолекулярного взаимодействия):

2) Рассмотрим молекулу Н₂О. Сравним соединения Н₂О и H₂S (на основании положения кислорода и серы в Периодической системе соединения Н₂О и H₂S должны быть похожи). = 18 г/моль, = 34 г/моль, однако при обычных условиях Н₂О - жидкость, a H₂S - газ. Почему так, а не наоборот? По-видимому, на самом деле значительно больше 18 г/моль. Это возможно только в том случае, если при обычных условиях Н₂О существует не в виде единичных молекул, а объединяется в ассоциаты. Сравним кислород и серу: кислород более электроотрицателен, чем сера. Значит связи Н-О более полярны, чем Н-S и между молекулами Н₂О легко образуются водородные связи:

Установили, что единичные молекулы Н₂О встречаются только при высокой температуре (в перегретом паре). А в жидком состоянии существуют ассоциаты (Н₂О)₈, (Н₂О)₆, (Н₂О)₄ и др.

Также установлено, что несмотря на многообразие рисунков у снежинок, они изначально кристаллизуются в форме тетраэдра: одна молекула воды окружена четырьмя другими за счет образования водородных связей.