Дз записать схему образования хим связи K

Связь между атомами химических элементов (химическая связь) имеет электростатическую природу и осуществляется взаимодействием внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Тип и свойства химической связи определяются электpоотрицательностью элементов, участвующих в ее образовании.

Электpоoтрицательность χ (греч. хи ) — способность атома удерживать внешние (валентные) электроны. Она определяется степенью притяжения этих электронов к положительно заряженному ядру.

Электpоотрицательность атомов, участвующих в образовании химической связи, – один из главных факторов, который определяет не только ТИП, но и СВОЙСТВА этой связи, и тем самым влияет на характер взаимодействия между атомами при протекании химической реакции.

В шкале относительных электроотрицательностей элементов Л. Полинга (составленной на основе энергий связей двухатомных молекул) металлы и элементы-органогены располагаются в следующий ряд:

Элeктроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону: она растет слева направо в периодах и снизу вверх в главных подгруппах Периодической системы элементов Д.И. Менделеева.

Электроотрицательность не является абсолютной константой элемента. Она зависит от эффективного заряда ядра атома, который может изменяться под влиянием соседних атомов или групп атомов, типа атомных орбиталей и характера их гибридизации.

Основными типами химических связей, отличающихся друг от друга электронным строением и механизмом взаимодействия связываемых атомов, являются ковалентная и ионная связи. Тип связи в значительной степени определяется разностью электроотрицательностей (Δχ) элементов, участвующих в ее образовании:

где χ А и χ В – электроотрицательности атомов А и В.С учётом приблизительности диапазонов значений Δχ это можно представить в виде схемы:

Химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов, называется ионной связью.

Такая связь возникает при большой разнице в электроотрицательностях связываемых атомов (Δχ > 2 ), когда менее электроотрицательный атом почти полностью отдает свои валентные электроны и превращается в катион, а другой, более электроотрицательный атом, эти электроны присоединяет и становится анионом.

Например, в хлориде натрия NaCl разность электроотрицательностей атомов равна:

Δχ = 3,0 (Cl) - 0,9 (Na) = 2,1

Атом Na (1 электрон на внешнем уровне) и атом Cl (7 внешних электронов) превращаются в ионы Na + и Cl – с завершенными внешними электронными оболочками (по 8 электронов), между которыми возникает электростатическое притяжение, т.е. ионная связь.

Иoннaя связь не имеет пространственной направленности, так как каждый ион связан с некоторым числом противоионов, сила действия которых зависит от расстояния (закон Кулона). Поэтому ионно-связанные соединения не имеют молекулярного строения и представляют собой твердые вещества, образующие ионные кристаллические решетки, с высокими температурами плавления и кипения, они высокополярны, часто солеобразны, в водных растворах электропроводны. Соединений с чисто ионными связями практически не существует.

Ионная связь возникает между типичными металлами I и II группа (А ) и типичными неметаллами VI и VII группа (А)

В органических соединениях ионные связи встречаются довольно редко, т.к. атом углерода не склонен ни терять, ни приобретать электроны с образованием ионов.

! ОБРАТИ ОСОБОЕ ВНИМАНИЕ Тем не менее, ионная связь присутствует в соединениях, где заряд локализован на гетероатомах (например, в органических солях RCOO – Na + , RO – K + , R 4 N + Cl – и основаниях R 4 N + OH – ). ПРИМЕР: Н 4 N + Cl – - хлорид аммония , в ионе Н 4 N + - связь ковалентная полярная, а между ионами Н 4 N + и Cl – ионная

В органических соединениях этот тип связи является основным. Ковалентная связь возникает между атомами с относительно малыми различиями в электроотрицательностях (Δχ ковалентной.

Эта связь может рассматриваться как электростатическое притяжение ядер двух атомов к общей электронной паре. В зависимости от степени различий в электроотрицательностях связанных атомов ковалентные связи подразделяются на полярные и неполярные . Слабополярные связи (с низким значением Δχ) по свойствам близки к неполярным, поэтому их часто объединяют в одну группу.Ковалентная связь, в отличие от ионной, обладает определенной направленностью (от атома к атому), и ее обозначают валентной чертой, символизирующей эту направленность: Cl — Cl, H — CH 3 .Ионная связь точнее отражается знаками зарядов ионов: Na + Cl – .

Для ковалентных соединений характерно молекулярное строение (молекулярные кристаллические решетки), они имеют относительно низкие температуры плавления и кипения. Такие соединения мало полярны, плохо растворимы в воде, их растворы не проводят электрический ток.

Свойства ковалентной связи

Характерные свойства ковалентной связи – направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость – определяют химические и физические свойства органических соединений.

Направленност ь связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные .

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяют реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Характеристики ковалентной связи

Важными количественными характеристиками ковалентной связи являются энергия связи , ее длина и дипольный момент .

Энергия связи – энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность.

Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь.

Дипольный момент связи (μ) – векторная величина, характеризующая полярность связи (измеряется в дебаях D или кулон-метрах: 1 D = 3,4·10 -30 Кл·м).

Длина вектора равна произведению длины связи l на эффективный заряд q , который приобретают атомы при смещении электронной плотности: | μ | = l · q . Вектор дипольного момента направлен от положительного заряда к отрицательному. При векторном сложении дипольных моментов всех связей получают дипольный момент молекулы. На характеристики связей влияет их кратность:

энергия связи увеличивается в ряду: ;

длина связи растет в обратном порядке: .

Неполярная ковалентная связь

Неполярная (симметричная) ковалентная связь – связь между атомами с равной электроотрицательностью (Δχ = 0) и, следовательно, равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов:

H — H, F — F, Cl — Cl, O = O, N ≡ N и т.п.

Неполярными являются также связи между одинаковыми атомными группировками.

Например, связь C—C в молекуле H 3 C—C H 3 .

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

Связи между одинаковыми атомами, имеющими различное окружение, к неполярным не относятся .

Например: H 3 C—C H=O (ацетальдегид), H 3 C—C OOH (уксусная кислота)(дипольные моменты связей C—C 2,7 D и 1,7 D, соответственно).

Связь С — Н в предельных углеводородах (например, в СН 4 ) считается практически неполярной, т.к.

Δχ = 2,5 (С) – 2,1 (Н) = 0,4 (дипольный момент связи 0,2 D ).

Следует отметить, что в непредельных углеводородах (CH 2 =CH 2 , CH CH, RC CH и т.п.) электроотрицательность углерода выше и связь С — Н более полярна (особенно, если атом Н связан с углеродом, имеющим тройную связь: H–C C–H, RC C–H).

Полярная ковалентная связь

Полярная (несимметричная) ковалентная связь – связь между атомами с различной электроотрицательностью (2 > Δχ > 0,5) и несимметричным распределением общей электронной пары.

Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда δ– (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме – частичного положительного заряда δ+ (дельта плюс):

C δ+ — Cl δ– , C δ+ — O δ– , C δ+ — N δ– , O δ– — H δ+ , C δ– — Mg δ+

Направление смещения электронов обозначается также стрелкой:

C → Cl, C → О, C → N, О ← Н, C ← Mg

Чем больше различие в электроотрицательности связываемых атомов, тем выше полярность связи и больше ее дипольный момент. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения, увеличивая прочность связи.

Полярность связей влияет на химические и физические свойства соединений. От полярности связи зависит механизм реакции и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связей может привести к полярности молекул и, таким образом, повлиять на физические свойства вещества (температуры плавления и кипения, растворимость).

При образовании ковалентной связи в молекулах органических соединений общая электронная пара заселяет связывающие молекулярные орбитали, имеющие более низкую энергию. В зависимости от формы МО – σ-МО или π-МО – образующиеся связи относят к σ- или -типу.

σ -Связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании s -, p - и гибридных АО вдоль оси , соединяющей ядра связываемых атомов (т.е. при осевом перекрывании АО).

π -Связь – ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании негибридных р -АО. Такое перекрывание происходит вне прямой, соединяющей ядра атомов.

π-Связи возникают между атомами, уже соединенными σ-связью (при этом образуются двойные и тройные ковалентные связи). π-Связь слабее σ-связи из-за менее полного перекрывания р -АО.

Различное строение σ- и π-молекулярных орбиталей определяет характерные особенности σ- и π-связей .

σ-Связь прочнее π-связи. Это обусловлено более эффективным осевым перекрыванием АО при образовании σ-МО и нахождением σ-электронов между ядрами.

По σ-связям возможно внутримолекулярное вращение атомов, т.к. форма σ-МО допускает такое вращение без разрыва связи. Вращение по двойной (σ + π) связи невозможно без разрыва π-связи!

Электроны на π-МО, находясь вне межъядерного пространства, обладают большей подвижностью по сравнению с σ-электронами. Поэтому поляризуемость π-связи значительно выше, чем σ-связи.

Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация АО – это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталей одинаковой формы и энергии.

Например, смешение 2s-АО с 2 p -АО дает две гибридные 2 sp -АО:

АО с большой разницей в энергии (например, 1 s и 2 р ) в гибридизацию не вступают. В зависимости от числа участвующих в гибpидизации p -АО возможны следующие виды гибридизации:

для атомов углерода и азота – sp 3 , sp 2 и sp ;

для атома кислорода – sp 3 , sp 2 ;

для галогенов – sp 3 .

Гибридная АО асимметрична и сильно вытянута в одну сторону от ядра (форма неправильной восьмерки).

В отличие от негибридных s - или р -АО, она имеет одну большую долю, которая хорошо образует химическую связь, и малую долю, которую обычно даже не изображают. Гибридизованные АО при взаимодействии с орбиталями различных типов ( s -, р - или гибридными АО) других атомов обычно дают σ-МО, т.е. образуют σ-связи. Такая связь прочнее связи, образованной электронами негибридных АО, за счет более эффективного перекрывания.

Механизмы образования ковалентной связи

Cвязь между атомами возникает при перекрывании их атомных орбиталей с образованием молекулярных орбиталей (МО). Различают два механизма образования ковалентной связи.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:

ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора:

Характеристики ковалентной связи не зависят от механизма ее образования !

Ковалентная связь, образующаяся за счет пары электронов одного из атомов, т.е. по донорно-акцепторному механизму, называется дoнорно-акцeпторной .

Например, такая связь образуется между атомом азота в молекуле метиламина CH 3 NH 2 и протоном H + кислоты HCl:

Атом азота отдает свою электронную пару для образования связи и выступает в роли донора, а протон предоставляет вакантную орбиталь, играя роль акцептора. Атом-донор при этом приобретает положительный заряд.

Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования; по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

Встречающиеся в органических соединениях кратные связи (двойные или тройные):

образуются при обобществлении двумя атомами более чем одной пары электронов:

Н 2 С : : СН 2 ; R 2 С : : О; HС : : : CH; RС : : : N и т.д.

Кратные связи являются сочетанием σ- и π-связей.

Двойная связь состоит из одной σ- и одной π-связей и осуществляется 4-мя общими электронами.

Тройная связь является комбинацией из одной σ- и двух π-связей и включает в себя шесть электронов.

Число электронных пар, участвующих в образовании ковалентной связи называется порядком связи .

Таким образом, порядок простой связи равен 1 , двойной – 2 , тройной – 3 . В случае сопряженных (делокализованных) связей порядок связи отличается от этих целочисленных значений.

Электронные формулы молекул

Для изображения электронного строения молекул, ионов или радикалов используются электронные формулы (структуры Льюиса, октетные формулы). При написании электронной формулы должно выполняться правило октета , согласно которому атом, участвуя в образовании химической связи (отдавая или принимая электроны), стремится приобрести электронную конфигурацию инертного газа - октет (восемь) валентных электронов. Исключение составляет атом водорода, для которого устойчивой является конфигурация гелия, т.е. 2 валентных электрона.

Примеры электронных формул:

Элементы 3-го и последующих периодов, имеющие на внешнем валентном уровне относительно низкие по энергии 3d-орбитали, могут за счет участия этих орбиталей образовывать более 4-х ковалентных связей. В этом случае правило октета теряет свою силу, например, в соединениях фосфора и серы: (C 2 H 5 ) 3 P=O, CH 3 -SO 3 H.

Водородные связи (Н-связи)

Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (азотом, кислородом, фтором и др.), испытывает недостаток электронов и поэтому способен взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома этой же или другой молекулы. В результате возникает водородная связь, которая графически обозначается тремя точками:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10-40 кДж/моль) и в основном определяется электростатическим и донорно-акцепторным взаимодействиями.

Н-связи влияют на физические и химические свойства вещества.

Почему связи типа водородных не образуют атомы других элементов?

Это объясняется тем, силы электростатического притяжения разноименных концов диполей полярных связей (О-Н, N-H и т.п.) довольно слабы и действуют лишь на малых расстояниях. Водород, обладая наименьшим атомным радиусом, позволяет сблизиться таким диполям настолько, что силы притяжения становятся заметными. Никакой другой элемент с большим атомным радиусом не способен к образованию подобных связей.

Образование водородных связей (на примере спиртов)

В молекуле спирта R-O-H химическая связь между атомом водорода и более электроотрицательным атомом кислорода весьма полярна. Водород имеет частичный положительный заряд (+), а кислород - частичный отрицательный (-):

R - углеводородный радикал ( CH 3 , C 2 H 5 и т.п.)

Следовательно, возможно образование водородных связей между молекулами спирта:

Это приводит к ассоциации молекул и объясняет относительно высокую т.кип. спиртов.

В присутствии воды возникают водородные связи между молекулами спирта и воды:

Поэтому низшие спирты хорошо растворимы в воде.

Влияние водородных связей на свойства веществ

Водородные связи влияют на физические (т.кип. и т.пл., летучесть, вязкость, спектральные характеристики) и химические (кислотно-основные) свойства соединений.

Межмолекулярные водородные связи обусловливают ассоциацию молекул, что приводит к повышению температур кипения и плавления вещества. Например, этиловый спирт C 2 H 5 OH, способный к ассоциации, кипит при +78,3°С, а диметиловый эфир СН 3 ОСН 3 , не образующий водородных связей, лишь при -24°С (молекулярная формула обоих веществ С 2 Н 6 О).

Образование Н-связей с молекулами растворителя способствует улучшению растворимости. Так, метиловый и этиловый спирты (CH 3 OH, С 2 Н 5 ОН), образуя Н-связи с молекулами воды, неограниченно в ней растворяются.

Внутримолекулярная водородная связь образуется при благоприятном пространственном расположении в молекуле соответствующих групп атомов и специфически влияет на свойства. Например, Н-связь внутри молекул салициловой кислоты повышает ее кислотность.

Водородные связи и их влияние на свойства веществ

Водородные связи играют исключительно важную роль в формировании пространственной структуры биополимеров (белков, полисахаридов, нуклеиновых кислот), что в значительной степени определяет их биологические функции.

Металлическая связь образуется между атомами(ионами) металлов посредством электронов, которые относительно свободно перемещаются между ними.