Как найти химическую связь атомов

Перед началом данной статьи хочу напомнить, что все материалы по химии, написанные мной, можно найти в данном каталоге.

Итак, я давно заметил, что для многих учащихся химии, понятие химической связи является чем-то непостижимым, ну а её виды и как научиться их различать – за гранью возможности понимания. Давайте по порядку.

Что такое химическая связь?

Это связь между атомами (химически неделимыми частицами), которая обуславливает целостность молекулы. То есть, возьмём какую-нибудь молекулу.

В ней есть атомы углерода, водорода и кислорода. Чёрточки на схеме показывают химические связи. Именно благодаря им атомы держат такую вот целостную структуру молекулы.

Это максимально упрощённое объяснение. Полное даётся в курсе квантовой химии. У кого есть желание – можете почитать. Моя же задача сделать это коротко и понятно, поэтому едем дальше.

Виды химической связи:

Существует всего 6 видов химической связи. Я объясню вам логику каждой из них и, на практических примерах, покажу где и почему это работает именно так.

Металлическая связь:

Металлическая связь, если совсем кратко, характеризуется наличием кристаллической решётки. Этот тип связи характерен для каждого металла. Ну а что есть металл? Вспоминаем школьный лайфхак:

Берём таблицу Менделеева, проводим диагональ от бора к астату, и всё, что ниже – это металлы. И да, в седьмом периоде только металлы. Все лантаноиды и актиноиды – тоже металлы.

Безусловно, металлическая связь делится ещё на подвиды. Тетрагональная, ромбоэдрическая и так далее. Но в школе такое не спрашивают, а студенты химических ВУЗов и без меня знают. Кому это надо будет – может дополнительно погуглить, или спросить в комментариях, тут я задерживаться не буду. Запомнили: вижу строго металл – связь металлическая.

Ковалентная связь:

А вот тут у всех возникает геморрой. Мало определить ковалентную связь. Она ж ещё бывает полярная и неполярная. Давайте разберёмся.

Начну с неполярной, потому что объяснить её проще некуда. У нас есть 2 атома неметалла, которые соединены между собой.

Скажем, хлорин, он же Cl2. Как и О2, F2 и другие молекулы, в которых связаны 2 одноимённых атома неметалла – это ковалентная неполярная.

Полярная же связь возникает у атомов с разной электроотрицательностью. И вот тут надо пояснить, что ковалентные связи возникают только среди неметаллов.

Перед вами молекула серной кислоты. В ней нет ни одной связи между одноимёнными неметаллами. При этом в серной кислоте металлов, всё-таки, нет. Вот вам самый явный пример ковалентной полярной связи. Конечно, тут ещё надо бы упомянуть про донорно-акцепторный механизм. Но это я оставлю на следующий раз.

Ионная связь:

Во-первых, ионная связь, по-научному, это связь элементов с большой разницей электроотрицательности. Большой считается разница более 1,7. Определяется по шкале Полинга. Она охватывает значения от 0,7 для франция, до 4,0 для фтора. Хотя, в апреле этого года были исследования, и есть вероятность, что скоро эта информация станет неактуальной. Ну, когда станет, тогда подредактирую)

Говоря же о школьных знаниях, то вполне достаточно запомнить: металл + неметалл = ионная связь. (И ещё амины с амидами: ЕГЭ очень любит на такое ловить).

Для примера возьмём сульфид алюминия. Алюминий – металл, сера…

Итого: ионная связь.

Водородная связь:

Строго говоря, водородная связь – это подвид ковалентной полярной связи. Ну, либо неполярной в молекуле H2. Выделение данного вида обусловлено ещё и тем, что водородная связь, помимо внутримолекулярной, может быть и межмолекулярной.

На данной диаграмме вы видите, что молекулы воды соединяются с помощью именно водородных связей. С внутримолекулярной всё малость сложнее. Тут нужно чтобы водород и электроотрицательный атом находились близко друг к другу, как в этих белках на схеме. Ну, либо варианты попроще.

2-гидробензальальдегид, этиленгликоль, дигидроксибензол и 2-аминофенол. Такие вещи уже больше относятся к органике и понять их можно только нарисовав структурную схему вещества. Понятное дело, что прочность такой связи очень мала, и в школьном курсе она почти ничего не решает. Но… Чем глубже в органику – тем важнее её эффект.

Ну и остались 2 типа связи, которые и в школе не проходят, да и в институте не сказать что. Поэтому объединю их в один раздел, просто для общего развития:

Силы Ван-дер-Ваальса и Двухэлектронная трёхцентровая связь:

Тут уже рил тёмный лес для обывателя. Силы Ван-дер-Ваальса объясняют возникновение дипольных моментов при поляризации атомов химического вещества. Где вам это понадобится в школе? Я более чем уверен, что нигде. Однако, забавный факт:

Именно благодаря силам Ван-дер-Ваальса, химическое вещество, выделяемое присосками геккона, позволяет ему карабкаться по стеклу. Объяснить, что там происходит, в двух словах, невозможно. А долгое разглагольствование – не наш сегодняшний формат – так что ловите ссылку.

Двухэлектронная трёхцентровая связь – это вообще вспомогательный тип. Появился он из-за того, что долгое время не могли понять: как трёхвалентный бор может образовать диборан? История об этом в данной статье.

Собственно, это всё. Можете задавать вопросы в комментариях, с радостью на них отвечу.

Записаться ко мне на бесплатное пробное занятие можно здесь. Либо написав мне на почту repetitorgns@yandex.ru .

Ну а так лайки и подписки приветствуются – до скорых встреч.

У этого термина существуют и другие значения, см. Связь.

Химическая связь — взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость молекулы или кристалла как целого. Химическая связь определяется взаимодействием между заряженными частицами (ядрами и электронами). Современное описание химической связи проводится на основе квантовой механики^[1]. Основные характеристики химической связи — прочность, длина, полярность, устойчивость.

Эволюция представлений о природе химической связи[править | править код]

Представления о химической связи до открытия электрона[править | править код]

Электронные теории химической связи[править | править код]

Квантовые теории химической связи[править | править код]

Виды связей[править | править код]

Существует всего 6 видов связей:

• Металлическая связь
• Ковалентная связь
• Ионная связь
• Ван-дер-ваальсова связь
• Водородная связь
• Двухэлектронная трёхцентровая химическая связь

Простейшая одноэлектронная ковалентная химическая связь[править | править код]

Простейшая одноэлектронная химическая связь создаётся единственным валентным электроном. Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух атомов.

Примерами таких химических соединений являются молекулярные ионы: H₂⁺, Li₂⁺, Na₂⁺, K₂⁺, Rb₂⁺, Cs₂^+[2]:

Элемент	H	Li	Na	K	Rb	Cs
Электронная конфигурация	1S1	[He]2S1	[Ne]3S1	[Ar]4S1	[Kr]5S1	[Xe]6S1
Межъядерное расстояние в молекулярном ионе xz+, Å	1,06	3,14	3,43	4,18	4,44	4,70
Орбитальный радиус атома, Å	0,53	1,57	1,715	2,09	2,22	2,35

Существование молекулярных ионов водорода и щелочных металлов, в которых химическую связь создаёт единственный валентный электрон, расширяет и дополняет понятие химической связи. В перечисленных ионах ни о каком взаимодействии спинов электронов и перекрывания электронных облаков речи быть не может. Единственный связывающий электрон локализуется в пространстве между ядрами атомов и удерживает их в едином целом, образуя устойчивую химическую систему (рис.1).

Одинарная ковалентная связь[править | править код]

Одинарная ковалентная химическая связь создаётся связывающей электронной парой. Во всех существующих теориях (теория валентных связей, теория молекулярных орбиталей, теория отталкивания валентных электронных пар, боровская модель химической связи) связывающая электронная пара располагается в пространстве между атомами молекулы. Различают полярную и неполярную ковалентную связи.

Существуют химические элементы такие как: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og которые не способны образовывать химическую связь между собой и другими атомами, потому что им не требуются электроны других атомов, у них уже завершен последний слой.

Неполярная ковалентная связь имеет место в гомоядерных двухатомных молекулах, в которых связывающая электронная пара равноудалена от обоих ядер молекулярной системы (рис. 2). Расстояние d между атомными ядрами можно рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.

Расстояние между атомными ядрами в одинарной двухэлектронной ковалентной связи короче аналогичного расстояния в простейшей одноэлектронной химической связи.

Молекула	H2	Li2	Na2	K2	Rb2	Cs2
Межъядерное расстояние, Å [3]	0,74	2,67	3,08	3,92	4,10	4,30
Ковалентный радиус, Å	0,37	1,335	1,54	1,96	2,05	2,15
Орбитальный радиус, Å	0,53	1,57	1,715	2,09	2,22	2,35
Радиус связывающей электронной пары, Å	0,379	0,826	0,755	0,726	0,852	0,949
Энергия разрыва связи, кДж/моль [3]	436	102	73	57	49	42

Разность между орбитальными и ковалентными радиусами характеризует степень перекрытия атомных орбиталей атомов, образующих химическую связь, и отражает деформацию электронной оболочки атомов.

Полярная ковалентная связь возникает в гетероядерных двухатомных молекулах (рис. 3). Связывающая электронная пара в полярной химической связи приближена к атому с более высоким первым потенциалом ионизации.^[4]

Характеризующее пространственную структуру полярных молекул расстояние d между атомными ядрами можно приближённо рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.^[5]

Характеристика некоторых полярных веществ^[3]

Молекула	LiH	NaH	KH	RbH	CsH
Межъядерное расстояние, Å	1,60	1,89	2,24	2,37	2,49
Энергия разрыва связи, кДж/моль	236	200	182	165	176

Сдвиг связывающей электронной пары к одному из ядер полярной молекулы приводит к появлению электрического диполя (электродинамика) (рис. 4).

Расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов называют длиной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи, оценивают величиной дипольного момента μ, представляющего собой произведение длины диполя l на величину электронного заряда:

μ = lq

Кратные ковалентные связи[править | править код]

Кратные ковалентные связи представлены непредельными органическими соединениями, содержащими двойную и тройную химические связи. Для описания природы непредельных соединений Л.Полинг вводит понятия сигма- и π-связей, гибридизации атомных орбиталей.

Гибридизация Полинга для двух s- и двух p- электронов позволила объяснить направленность химических связей, в частности тетраэдрическую конфигурацию метана. Для объяснения структуры этилена из четырёх равноценных sp³– электронов атома углерода приходится вычленять один p-электрон для образования дополнительной связи, получившей название π-связи. При этом три оставшиеся sp²-гибридные орбитали располагаются в плоскости под углом 120° и образуют основные связи, например, плоскую молекулу этилена (рис.5).

В случае молекулы ацетилена в гибридизации принимают участие (по Полингу) всего лишь одна S- и одна p-орбитали, при этом образуются две sp-орбитали, расположенные под углом в 180° и направленные в противоположные стороны. Две «чистые» p-орбитали атомов углерода попарно перекрываются во взаимоперпендикулярных плоскостях, образуя две π-связи линейной молекулы ацетилена (рис.6).

Взгляды Л.Полинга нашли отражение в его книге «Природа химической связи»^[6], на долгие годы ставшей настольной книгой химика. В 1954 году Л.Полинг удостоен Нобелевской премии по химии с формулировкой «За исследование природы химической связи и его применение для определения структуры сложных соединений».

Однако физический смысл избирательной гибридизации атомных орбиталей оставался неясным, гибридизация представляла собой алгебраические преобразования, которым не могла быть приписана физическая реальность.

Лайнус Полинг предпринял попытку улучшения описания химической связи, исключив избирательность гибридизации орбиталей в молекулах непредельных соединений и создав теорию изогнутой химической связи. В своём докладе на симпозиуме по теоретической органической химии, посвящённой памяти Кекуле (Лондон, сентябрь 1958 года), Л.Полинг предложил новый путь описания двойной связи как комбинации двух одинаковых изогнутых химических связей, а тройной связи — трёх изогнутых химических связей^[7]. На этом симпозиуме Л.Полинг со всей категоричностью утверждал:

Могут найтись химики, полагающие что чрезвычайно важным новшеством… явилось описание σ,π- описания для двойной или тройной связи и сопряжённых систем вместо описания с помощью изогнутых связей. Я же утверждаю, что σ,π- описание менее удовлетворительно, чем описание с помощью изогнутых связей, что это нововведение является только переходящим и вскоре отомрёт.^[7]

В новой теории Полинга все связывающие электроны становились равноценными и равноудалёнными от линии, соединяющей ядра молекулы. Теория изогнутой химической связи Полинга учитывала статистическую интерпретацию волновой функции М.Борна, кулоновское отталкивание электронов. Появился физический смысл — природа химической связи полностью определяется электрическим взаимодействием ядер и электронов. Чем больше связывающих электронов, тем меньше межъядерное расстояние и прочнее химическая связь между атомами углерода.

Кратность связи	Структура связи	Межъядерное расстояние, Å	Энергия связи, кДж/моль
Одинарная (C-C)	Двухэлектронная двухцентровая	1,54	348
Двойная (C=C)	Четырёхэлектронная двухцентровая	1,34	614
Тройная (C≡C)	Шестиэлектронная двухцентровая	1,20	839

Трёхцентровая химическая связь[править | править код]

Дальнейшее развитие представлений о химической связи дал американской физикохимик Уильям Липскомб, разработавший теорию двухэлектронных трёхцентровых связей и топологическую теорию, позволяющую предсказывать строение ещё некоторых гидридов бора (бороводородов).

Электронная пара в трёхцентровой химической связи становится общей для трёх ядер атомов. В простейшем представителе трёхцентровой химической связи — молекулярном ионе водорода H₃⁺ электронная пара удерживает в едином целом три протона.

В молекуле диборана функционируют четыре одинарные ковалентные связи B-H и две двухэлектронные трёхцентровые связи (рис.7). Межъядерное расстояние в одинарной ковалентной связи B-H составляет 1,19 Å, в то время как аналогичное расстояние в трёхцентровой связи B-H-B составляет 1,31 Å. Угол трёхцентровой связи B-H-B (φ) равен 83⁰. Комбинация двух трёхцентровых связей в молекуле диборана позволяет удерживать ядра атомов бора на расстоянии d_B-B = 2 · 1,31 · sin φ/2 = 1,736 Å. Ядра связывающих атомов водорода удалены от плоскости, в которой расположены четыре одинарные ковалентные связи B-H, на расстоянии h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å.

Трёхцентровые связи могут реализоваться не только в треугольнике из двух атомов бора и одного атома водорода, но и между тремя атомами бора, например в каркасных бороводородах (пентаборан — B₅H₉, декаборан — B₁₀H₄ и др.). В этих структурах есть обычные (концевые) и входящие в трёхцентровую связь (мостиковые) атомы водорода и треугольники из атомов бора.^[8]

Существование боранов с их двухэлектронными трёхцентровыми связями с «мостиковыми» атомами водорода нарушало каноническое учение о валентности. Атом водорода, считавшийся ранее стандартным одновалентным элементом, оказался связанным одинаковыми связями с двумя атомами бора и стал формально двухвалентным элементом. Работы У.Липскомба по расшифровке строения боранов расширяли представления о химической связи. Нобелевский комитет удостоил Уильяма Нанна Липскомба премии по химии за 1976 год с формулировкой «За исследования структуры боранов (боргидритов), проясняющие проблемы химических связей».

Многоцентровая химическая связь[править | править код]

В 1951 году Т. Кили и П. Посон неожиданно при синтезе дициклопентадиенила получили совершенно новое железоорганическое соединение. Получение неизвестного ранее исключительно устойчивого жёлто-оранжевого кристаллического соединения железа сразу привлекло к себе внимание.

Э. Фишер и Д. Уилкинсон независимо друг от друга установили структуру нового соединения — два кольца циклопентадиенила расположены параллельно, слоями, или в виде «сэндвича» с атомом железа, расположенным между ними по центру (рис.8). Название «ферроцен» было предложено Р. Вудвордом (вернее, сотрудником его группы Д. Уайтингом). В нём отражено наличие в соединении атома железа и десяти углеродных атомов (zehn — десять).^[8]

Все десять связей (C-Fe) в молекуле ферроцена равноценны, величина межъядерного расстояния Fe-C — 2,04 Å. Все атомы углерода в молекуле ферроцена структурно и химически эквивалентны, длина каждой связи C-C 1,40 — 1,41 Å (для сравнения, в бензоле длина связи C-C 1,39 Å). Вокруг атома железа возникает 36-электронная оболочка.^[8]

В 1973 году Эрнст Отто Фишер и Джефри Уилкинсон были удостоены Нобелевской премии по химии с формулировкой «За новаторскую, проделанную независимо друг от друга работу, в области металлоорганических, так называемых сандвичевых соединений». Ингвар Линдквист, член Шведской королевской академии наук, в своей речи при презентации лауреатов, заявил, что «открытие и доказательство новых принципов связей и структур, имеющихся в сандвичевых соединениях^[en], являются значительным достижением, практическую значимость которых в настоящее время ещё невозможно предсказать».

В настоящее время получены дициклопентадиенильные производные многих металлов. Производные переходных металлов имеют ту же структуру и ту же природу связи, что и ферроцен. Лантаноиды образуют не сандвичеву структуру, а конструкцию, напоминающую трёхлучевую звезду^[8]. Атомы La, Ce, Pr, Nd создают, следовательно, пятнадцати центровую химическую связь.

Вскоре вслед за ферроценом был получен дибензолхром (рис.9). По той же схеме получены дибензолмолибден и дибензолванадий^[8]. Во всех соединениях этого класса атомы металла удерживают в едином целом два шестичленных кольца. Все 12 связей металл-углерод в этих соединениях идентичны.

Синтезирован также ураноцен [бис(циклооктатетраен)уран], в котором атом урана удерживает два восьмичленных кольца (рис.10). Все 16 связей уран-углерод в ураноцене идентичны. Ураноцен получают взаимодействием UCl₄ со смесью циклооктатетраена и калия в тетрагидрофуране при минус 30⁰ C.^[9]

Динамика химической связи[править | править код]

Химическая связь достаточно динамична. Так, металлическая связь трансформируется в ковалентную в процессе фазового перехода при испарении металла. Переход металла из твёрдого в парообразное состояние требует затраты больших количеств энергии.^[10]

Металл	Li	Na	K	Rb	Cs
Теплота возгонки (ккал/г-атом)	36	26	22	21	19

В парах указанные металлы состоят практически из гомоядерных двухатомных молекул и свободных атомов. При конденсации паров металла ковалентная связь превращается в металлическую.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

Характеристика химической связи в молекулах фторидов щелочных металлов и их димерах.^[3][11]

ЭF	dЭF, Å	μ, D	Э2F2	dЭF, Å	<F-Э-F
LiF	1,56	6,60	Li2F2	1,75	105°
NaF	1,93	–	Na2F2	2,08	95°
KF	2,17	7,37	K2F2	2,35	88°
RbF	2,27	–	Rb2F2	2,45	84°
CsF	2,35	7,88	Cs2F2	2,56	79°

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

Механизм перехода ковалентной в металлическую связь[править | править код]

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обусловливает межатомное взаимодействие и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов — валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи (в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

В теории отталкивания электронных пар считается важным соотношение между радиусом орбитали электронной пары r_e и длиной ковалентной химической связи d (рис.11). Для элементов каждого периода таблицы Д. И. Менделеева существует некоторый радиус электронной пары (Å):

— 0,6 для элементов вплоть до неона;

— 0,75 для элементов вплоть до аргона;

— 0,75 для элементов вплоть до ксенона^[12]

Указанное соотношение между r_e и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле — в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы — положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил (силы Ван-дер-Ваальса). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по соседству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера. В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра — квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки a_w (рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки a_w кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи молекулы щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

Щёлочный металл	Li	Na	K	Rb	Cs
Постоянная решётка aw,Å [13]	3,5021	4,2820	5,247	5,69	6,084
Длина ковалентной связи, Me2, Å[14]	2,67	3,08	3,92	4,10	4,30

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми», которую следует рассматривать как геометрическое место, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла — проводить электрический ток^[15].

При сопоставлении процесса конденсации паров щелочных металлов с процессом конденсации газов, например, водорода, проявляется характерная особенность в свойствах металла. Так, если при конденсации водорода проявляются слабые межмолекулярные взаимодействия, то при конденсации паров металла протекают процессы, характерные для химических реакций. Сама конденсация паров металла идёт в несколько стадий и может быть описана следующей процессией: свободный атом → двухатомная молекула с ковалентной связью → металлический кластер → компактный металл с металлической связью.

В 1935 году Юджин Вигнер и Хиллард Хантингтон предсказали возможность существования и металлического водорода. Действительно, ковалентная связь, свойственная молекулярному водороду, переходит в металлическую связь. Этот переход наблюдается для твёрдого водорода при высоком давлении (рис.14).

Механизм перехода ковалентной в ионную связь[править | править код]

Переход ковалентной в ионную связь наблюдается для гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью, например, галогенидов щелочных металлов при переходе из газообразного в твёрдое состояние.

Атомы щелочных металлов при образовании соответствующего галогенида расходуют свой единственный внешний электрон и приобретают чётко выраженный положительный электрический заряд. Отрицательный электрический заряд фиксируется на атоме галогена. Молекулы галогенидов щелочных металлов фактически являются электрическими диполями.

Длина химической связи в молекулах галогенидов щелочных металлов (газовая фаза).^[3]

ЭX	Длина химической связи, Å
ЭF	ЭCl	ЭBr	ЭI
LiX	1,56	2,02	2,17	2,39
NaX	1,93	2,36	2,50	2,71
KX	2,17	2,67	2,82	3,05
Rbx	2,27	2,79	2,95	3,18
CsX	2,35	2,91	3,07	3,32

Распределение силовых линий электрического диполя полярной ковалентной связи представлено на рис.4. При достаточно близких расстояниях силовые линии взаимно ориентируют полярные молекулы — одноимённо заряженные концы (полюса) их диполей взаимно отталкиваются, а разноимённо заряженные притягиваются. В результате между молекулами действуют силы притяжения, обусловленные взаимодействием их постоянных диполей и носящие название ориентационных сил.

Взаимодействие молекул галогенидов щелочных металлов сопровождается их димеризацией. Димерную молекулу можно рассматривать как электрический квадруполь (рис.15). В настоящее время известны основные характеристики димеров галогенидов щелочных металлов (длины химической связи и валентные углы между связями).^[11]

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э₂X₂) (газовая фаза).^[11]

Э2X2	X=F	X=Cl	X=Br	X=I
dЭF, Å	<F-Э-F,°	dЭCl, Å	<Cl-Э-Cl,°	dЭBr, Å	<Br-Э-Br, °	dЭI, Å	<I-Э-I, °
Li2X2	1,75	105	2,23	108	2,35	110	2,54	116
Na2X2	2,08	95	2,54	105	2,69	108	2,91	111
K2X2	2,35	88	2,86	98	3,02	101	3,26	104
Cs2X2	2,56	79	3,11	91	3,29	94	3,54	94

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

Тип кристаллической решётки и постоянная трансляционной решётки для галогенидов щелочных металлов.^[13]

Соединения и тип кристаллической решётки	Постоянная решётки, Å
Li	Na	K	Rb	Cs
фториды (куб)	4,0279	4,628	5,344	5,64	6,020
хлориды (куб)	5,1399	5,639	6,21	–	–
хлориды (ОЦК)	–	–	–	3,749	4,10
бромиды (куб)	5,501	5,973	6,599	6,868	7,23
бромиды (ОЦК)	–	–	–	–	4,296
иодиды (куб)	6,012	6,475	7,066	7,340	7,66
иодиды (ОЦК)	–	–	–	–	4,567

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na⁺Cl^–).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na⁺Cl⁻ и Cs⁺Cl⁻ теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан (координирован) с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия). При этом все межионные расстояния в кристаллах равноудалены. Весь кристалл представляет собой гигантскую молекулу.

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

• Маррел Дж., Кеттл С., Теддер Дж. Химическая связь. М.: Мир, 1980. 384 с.
• Пиментел Г., Спратли Р. Как квантовая механика объясняет химическую связь. Пер. с англ. М.: Мир, 1973. 332 с.
• Рюденберг К. Физическая природа химической связи. М.: Мир, 1964. 164 c.
• Бердетт Дж. Химическая связь. М.: Бином. Лаборатория знаний, 2008. 248 с. ISBN 978-5-94774-760-7, ISBN 978-5-03-003847-6, ISBN 0-471-97129-4
• Яцимирский К. Б., Яцимирский В. К. Химическая связь. Киев: Вища школа, 1975. 304 c.
• Краснов К. С. Молекулы и химическая связь. 2-ое изд. М: Высшая школа, 1984. 295 с.
• Татевский В. М. Строение молекул. М.: Химия, 1977. 512 с (Глава VIII. «Проблема химической связи в квантовой механике»)
• Татевский В. М. Квантовая механика и теория строения молекул. М.: Изд-во МГУ, 1965. 162 с. (§§ 30-31)
• Бейдер Р. Атомы в молекулах. Квантовая теория. М.: Мир, 2001. 532 c. ISBN 5-03-003363-7 Глава 7. Модели химической связи.

Ссылки[править | править код]

• Ю. В. Зефиров, П. М. Зоркий, Ван-дер-ваальсовы радиусы атомов в кристаллохимии и структурной химии
• Н. Ф. Степанов, Химическая связь в простых двухатомных молекулах СОЖ, 1998.

В предыдущих уроках данного курса есть много рассуждений о том, что вещество состоит из молекул, что молекулы состоят из атомов. А не возникал ли у вас вопрос: почему атомы, составляющие молекулу, не разлетаются в разные стороны? Что удерживает атомы в молекуле?

Их удерживает химическая связь.

Химическая связь — совокупность сил, которые удерживают атомы в молекуле или кристалле.

Для того чтобы понять природу химической связи, достаточно вспомнить простой физический опыт. Два шарика, висящие рядом на ниточках, никак не «реагируют» друг на друга. Но если придать одному шарику положительный заряд, а другому — отрицательный, они притянутся друг к другу. Не эта ли сила притягивает атомы друг к другу? Действительно, исследования показали, что химическая связь имеет электрическую природу.

Откуда же возникают заряды в нейтральных атомах?

Ионная связь

При описании строения атомов было показано, что все атомы, за исключением атомов благородных газов, стремятся присоединить или отдать электроны. Причина — образование устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня (как у благородных газов). При приёме или отдаче электронов возникают электрические заряды и, как следствие, электростатическое взаимодействие частиц. Так возникает ионная связь.

Ионная связь — это связь между ионами.

Ионы — это устойчивые заряженные частицы, которые образуются в результате приема или отдачи электронов.

Например, в реакции участвует атом активного металла и активного неметалла:

В этом процессе атом металла (натрия) отдаёт электроны (рис. 14).

Таким образом, в этом процессе образовалась устойчивая частица (8 электронов на внешнем уровне), которая имеет заряд, так как у ядра атома натрия заряд по-прежнему +11, а оставшиеся электроны имеют суммарный заряд –10. Поэтому заряд иона натрия +1. Кратко запись этого процесса выглядит так:

Что происходит с атомом серы? Этот атом принимает электроны до завершения внешнего уровня (рис. 15).

Простой подсчёт показывает, что эта частица имеет заряд:

Кратко:

Разноименно заряженные ионы притягиваются, в результате чего возникает ионная связь и «ионная молекула»:

Существуют и другие способы образования ионов (см. урок 6).

Формально сульфиду натрия приписывают именно такой состав молекулы, хотя вещество, состоящее из ионов, имеет приблизительно такое строение (рис. 16).

Таким образом, можно сказать определённо, что вещества, состоящие из ионов, не содержат отдельных молекул! В этом случае можно говорить лишь об условной «ионной молекуле».

Задание 4.1. Покажите, как происходит переход электронов при возникновении ионной связи между атомами:

1. кальцием и хлором;
2. алюминием и кислородом.

Помните! Атом металла отдаёт внешние электроны; атом неметалла принимает недостающие электроны.

Вывод. Ионная связь по описанному выше механизму образуется между атомами активных металлов и активных неметаллов.

Ковалентная связь

Исследования, однако, показывают, что полный переход электронов от одного атома к другому происходит далеко не всегда. Очень часто химическая связь образуется не при отдаче-приёме электронов, а в результате образования общих электронных пар*. Такая связь называется ковалентной.

* Эти электронные пары возникают в месте пересечения электронных облаков.

Ковалентная связь образуется в месте перекрывания электронных облаков* обоих атомов.

* Электронное облако — область пространства, где нахождение электрона наиболее вероятно.

Такая связь образуется, например, между атомами неметаллов. Возникает вопрос: каким образом область пересечения электронных облаков может связывать атомы? Рассмотрим динамическую модель этого явления, т. е. процесс возникновения ковалентной связи. Предположим, два атома сблизились на достаточно близкое расстояние.

Вопрос. Какие силы возникли между атомами?

Поскольку вокруг ядер атомов расположены отрицательно заряженные электроны, между атомами возникают силы отталкивания. Но если атомы обладают достаточной энергией, их электронные облака перекрываются (см. рис. 17.).

В этой области пространства возникает избыточный отрицательный заряд. А ядра атомов, как известно, имеют положительный заряд. Таким образом, ядра обоих атомов притягиваются к общему отрицательному заряду, который возник благодаря пересечению электронных облаков. Поэтому:

• во-первых, область перекрывания электронных облаков является, фактически, химической связью;
• во-вторых, чем больше область перекрывания электронных облаков, тем прочнее (при прочих равных условиях) данная связь.

В месте перекрывания электронных облаков образуются общие электронные пары. Рассмотрим, как возникает ковалентная связь в молекуле азота N₂. Для этого рассмотрим строение атома азота:

Или: N … 2s² 2р³

Вопрос. Сколько электронов не хватает до завершения внешнего уровня?

Не хватает трёх электронов. Поэтому, обозначив каждый электрон внешнего уровня точкой, получим:

Вопрос. Почему три электрона обозначены одиночными точками?

Дело в том, что мы хотим показать образование общих пар электронов. А пара — это два электрона. Такая пара возникает, в частности, если каждый атом предоставит по одному электрону для образования каждой пары (1 + 1 = 2). Атому азота не хватает трёх электронов до завершения внешнего уровня. Значит, он должен «приготовить» три одиночных электрона для образования будущих пар.

Получена электронная формула молекулы азота, при помощи которой показано, что:

• у каждого атома азота имеется теперь восемь электронов (шесть из них обведены кружочком плюс 2 электрона «собственной», неподелённой пары электронов);
• между атомами возникли 3 общие пары электронов (место пересечения кружков).

Каждая общая пара электронов соответствует одной ковалентной связи. Сколько ковалентных связей возникло? Три. Каждую связь (каждую общую пару электронов) покажем при помощи чёрточки (валентный штрих):

Эта графическая формула показывает, что атом азота в молекуле N₂ — трёхвалентен, так как валентность — это способность атома образовывать определённое число ковалентных химических связей.

Может ли возникнуть такая связь между разными атомами? Может. Пусть атом азота взаимодействует с атомами водорода:

Строение атома водорода показывает, что этот атом имеет один электрон. Сколько таких атомов нужно взять, чтобы атом азота «получил» «желаемое» — три электрона? Очевидно, три атома водорода (рис. 19).

Крестиком (х) обозначены электроны атома водорода. Электронная формула молекулы аммиака показывает, что у атома азота стало восемь электронов, а у каждого атома водорода получилось по два электрона (а больше на первом энергетическом уровне и быть не может).

Графическая формула показывает, что атом азота имеет валентность три (три чёрточки, или три валентных штриха), а каждый атом водорода — валентность один (по одной чёрточке).

Значит, атом азота в этих молекулах (N₂ и NН₃) трёхвалентен. Поскольку пара электронов может образовываться из неспаренных электронов обоих атомов, то валентность атома часто соответствует числу неспаренных электронов. Например, в атоме азота 3 неспаренных электрона, поэтому валентность атома азота (в молекуле азота) равна III.

Казалось бы, атом азота не может иметь бОльшую валентность, так как в образовании химической связи задействованы все неспаренные электроны. Но у атома азота осталась «лишняя» неподелённая пара электронов, которая не участвовала в образовании ковалентных связей.

Если ковалентная связь образуется с участием атома, который имеет «собственную» пару электронов (2), то второй атом должен иметь свободную орбиталь (0):

В этом случае атом, имеющий пару электронов (донор), передаёт её на свободную орбиталь второго атома (акцептора). Рассмотрим механизм образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:

В полученном катионе аммония валентность атома азота равна IV.

Отметим, что валентность IV для атома азота — максимально возможная. Дело в том, что ковалентные связи образуются за счёт пересечения электронных облаков. А сколько таких электронных облаков в атоме азота? Четыре (одно s— и три р-облака). Поэтому и образуются 4 ковалентные связи. И не больше!

Ковалентная связь может быть полярной и неполярной. Полярность ковалентной связи определяется электроотрицательностью атомов её образующих. Электроотрицательность — способность атома смещать к себе общую пару электронов. Максимальную электроотрицательность (ЭО) имеет фтор 4,1. Далее значение ЭО уменьшается в ряду:

Хотя в состав обеих молекул N₂ и NН₃ входит один и тот же атом азота, химические связи между атомами отличаются друг от друга. В молекуле азота N₂ химические связи образуют одинаковые атомы, поэтому общие пары электронов находятся посередине между атомами. Атомы сохраняют нейтральный характер. Такая химическая связь называется неполярной.

В молекуле аммиака NH₃ химическую связь образуют разные атомы. Поэтому один из атомов (в данном случае — атом азота) сильнее притягивает общую пару электронов, так как имеет бОльшую ЭО. Общие пары электронов смещаются в сторону атома азота, и на нём возникает небольшой отрицательный заряд, а на атоме водорода — положительный (рис. 21).

Задание 4.2. Определите, какая химическая связь осуществляется между атомами в веществах:

Дайте пояснения.

Задание 4.3. Составьте электронные и графические формулы для тех веществ из упражнения 4.2, в которых вы определили наличие в них ковалентной связи. Для ионной связи составьте схемы перехода электронов.

Химическая связь и агрегатные состояния вещества. Кристаллические решётки

Тип химической связи влияет на свойства вещества, на его поведение в растворах. Так, чем больше, значительнее притяжение между частицами, тем труднее их оторвать друг от друга, тем труднее перевести твёрдое вещество в газообразное или жидкое состояния. Попробуйте определить, между какими частицами больше силы взаимодействия.

Если силы притяжения частиц значительны (притяжение разноимённо заряженных ионов), то частицы колеблются вблизи положения равновесия, а перемещаться не могут, что обусловливает сохранение формы и объёма. Максимальное взаимодействие между частицами осуществляется в случае I (ионная связь). Такие вещества находятся в твёрдом состоянии. Все вещества, построенные по ионному типу, — твёрдые. Среди веществ с ионной структурой ни жидких, не газообразных веществ нет! Для таких веществ характерно особое внутреннее строение — кристаллическая решётка:

От типа кристаллической решётки, которая формируется в твёрдом состоянии, зависят многие физические свойства вещества. В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решёток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Кристаллические решётки, состоящие из ионов, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью. Примером может служить кристалл поваренной соли (хлорида натрия), в котором каждый ион натрия окружен шестью хлорид-ионами, а каждый хлорид-ион — шестью ионами натрия. Очень часто кристаллические решётки изображают, как показано на рис. 23, где указывается только взаимное расположение частиц, но не их размеры.

Такие вещества обладают твёрдостью, тугоплавкостью, их расплавы проводят электрический ток. Ионные соединения, как правило, легко растворяются в жидкостях, состоящих из полярных молекул, например в воде, хотя бывают и исключения.

Большинство веществ, построенных при помощи ковалентной связи, состоят из отдельных молекул (рис. 24).

К таким веществам относятся спирты, сахара и большинство органических соединений. Поэтому, если такое вещество станет твёрдым, то эти молекулы образуют молекулярную кристаллическую решётку, т. е. в узлах её находятся молекулы.

Кристаллические решётки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными. Молекулы в таких решётках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решёткой имеют малую твёрдость и низкие температуры плавления, их растворы почти не проводят электрический ток. Число неорганических веществ с молекулярной решёткой невелико: вода, кислоты.

Кристаллические решётки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решётках соединены между собой прочными ковалентными связями. Примером может служить алмаз — одна из модификаций углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами:

Весь кристалл алмаза следует рассматривать как гигантскую молекулу. Атомная кристаллическая решетка характерна для твёрдого бора, кремния, германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием, а также кварца — чистого оксида кремния. Такие вещества очень прочные и тугоплавкие. Они нерастворимы в воде и прочих растворителях.

Металлы образуют металлическую кристаллическую решётку. Свойства таких веществ рассмотрены в уроке 8 данного Самоучителя.

Подведём итог:

• молекулярное строение имеют вещества, построенные при помощи ковалентной связи, которые, связывая атомы, образуют молекулы;
• немолекулярное строение имеют вещества, построенные при помощи
  • ковалентной связи, которые связывают отдельные атомы;
  • металлической связи;
  • ионной связи.

Задание ЕГЭ. К числу веществ молекулярного строения относятся: 1) древесный уголь; 2) кварц; 3) лёд; 4) известняк. Укажите тип кристаллической решётки в остальных веществах.

Наименьшее взаимодействие между незаряженными частицами (рис. 22, случай III), поэтому между молекулами вещества с неполярной ковалентной связью силы притяжения ничтожны. В этом случае молекулы свободно двигаются во всех направлениях, вещество находится в газообразном состоянии *.

Подробнее о газах рассказано в уроке 30.1 данного Самоучителя. Там же рассматриваются способы решения задач по теме «Газы».

Следовательно, вещества, состоящие из неполярных молекул или молекул с неполярными связями, являются газами или летучими жидкостями. Среди веществ такого типа только йод является твёрдым (при нормальных условиях) из-за высокой массы молекул, но он легко возгоняется, переходя из твёрдого состояния сразу в газообразное состояние.

У полярных молекул (диполей) межмолекулярные взаимодействия многократно сильнее, поэтому частицы могут перемещаться «на один шаг», соблюдая ближний порядок, что обусловливает текучесть жидкости. Впрочем, молекулы с полярными связями могут быть и газообразными, и твёрдыми.

Агрегатное состояние в этом случае (при прочих равных условиях) обычно зависит:

• от молярной массы вещества (чем она больше, тем выше температура плавления или кипения);
• от степени полярности связей (чем она больше, тем выше температура плавления или кипения);
• от наличия водородных связей.

Водородные связи возникают за счёт сильно полярных связей, содержащих атом водорода: N–H, O–H, F–H.

В таких случаях на атомах возникают довольно значительные заряды (δ+) и (δ–) (но всё же меньше единицы!), и атомы (а, значит, и молекулы в целом) притягиваются друг к другу. Атом водорода имеет очень маленький радиус и может частично «внедряться» в электронное облако соединённого атома:

Поэтому все молекулы воды оказываются связанными бесчисленными водородными связями. В результате на разрыв всех этих связей требуется затратить очень много энергии (например, при испарении воды). Поэтому вода имеет аномально высокую температуру кипения:

Если рассуждать логически, опираясь на положение кислорода в периодической системе, экстраполировать параметры в системе Н₂О — H₂S — H₂Se — H₂Тe, то у воды как самого лёгкого водородного соединения шестой группы должна быть температура кипения около –80 °C! А на самом деле? А на самом деле она намного выше: +100 °C.

Выводы. Таким образом, агрегатное состояние веществ (температуры кипения и плавления) зависит:

• от типа химической связи: чем выше полярность связи, тем при прочих равных условиях выше температура плавления;
• от молекулярной массы вещества: чем выше молекулярная масса, тем при прочих равных условиях выше температура плавления;
• от наличия водородных связей, которые, фактически, увеличивают молекулярную массу.

Химическая связь – связь между атомами в молекуле или молекулярном соединении, возникающая в результате переноса электронов с
одного атома на другой, либо обобществления электронов для обоих атомов.

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь ( лат. со – совместно + valens – имеющий силу)

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов
донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl₂, Br₂, O₂), органических веществ (C₂H₂),
а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH₃, H₂O, HBr).

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют одинаковые значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной неполярной
связью. В таких молекулах нет “полюса” – электронная плотность распределяется равномерно. Примеры: Cl₂, O₂, H₂,
N₂, I₂.

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют разные значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной полярной.
В таких молекулах имеется “полюс” – электронная плотность смещена к более электроотрицательному элементу. Примеры: HCl, HBr, HI, NH₃,
H₂O.

Ковалентная связь может быть образована по обменному механизму – обобществлению электронной пары. В таком случае каждый атом “одинаково”
вкладывается создание связи. Например, два атома азота, образующие молекулу N₂, отдают по 3 электрона с внешнего уровня для
создания связи.

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной
электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

Рекомендую выучить список веществ, образованных по донорно-акцепторному механизму:

• NH₄⁺ – в ионе аммония
• NH₄⁺Cl, NH₄⁺Br – внутри иона аммония во всех его солях
• NO₃^– – в нитрат ионе
• KNO₃, LiNO₃ – внутри нитрат иона во всех нитратах
• O₃ – озон
• H₃O⁺ – ион гидроксония
• CO – угарный газ
• K[Al(OH)₄], Na₂[Zn(OH)₄] – во всех комплексных солях есть хотя бы одна ковалентная связь,
  возникшая по донорно-акцепторному механизму

Ионная связь

Ионная связь – один из видов химической связи, в основе которого лежит электростатическое взаимодействие между
противоположно заряженными ионами.

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и
типичным неметаллом. Примеры:

NaF, CaCl₂, MgF₂, Li₂S, BaO, RbI.

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO₄, Na₃PO₄.
Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в
соединениях: NH₄I, NH₄NO₃,
(NH₄)₂SO₄.

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой
молекулы.

Металлическая связь

Металлическая связь – вид химической связи удерживающая вместе атомы металла. Этот тип связи выделен отдельно, так как его отличием является
наличие высокой концентрации в металлах электронов проводимости – “электронного газа”. По природе металлическая связь близка к ковалентной.

“Облако” электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности
металлов.

Водородная связь

Водородная связь – вид химической связи, образующийся между некоторыми молекулами, содержащими водород. Одна из наиболее частых
ошибок считать, что в самом газе, водороде, имеются водородные связи – это вовсе не так.

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Необходимо осознать самую важную деталь: водородные связи образуются между молекулами, а не внутри. Они имеются между молекулами:

• H₂O
• NH₃
• HF
• Органических спиртов: С₂H₅OH, C₃H₇OH
• Органических кислот: CH₃COOH, C₂H₅COOH

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот:
HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты
отщеплять водород и снижает ее силу.