Виды химической связи их характеристика. Химическая связь - понятие и классификация

Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Внутримолекулярные химические связи

Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными .

Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов , в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.

– это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны . Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.

Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .

Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль атомов, а она примерно одинакова в любой системе.

Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.

Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А: В . Такая связь называется ковалентной неполярной.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .

Основные типы химических связей — ковалентная , ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

Ковалентная химическая связь

Ковалентная связь этохимическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами ) или атомов одного элемента.

Основные свойства ковалентных связей

  • направленность ,
  • насыщаемость ,
  • полярность ,
  • поляризуемость .

Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.

Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108 о 28′.

Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется .

Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.

Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

Ковалентная неполярная химическая связь

Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .

Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H 2 . Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

H . + . H = H:H

Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .

Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

Примеры : H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .

Ковалентная полярная химическая связь

Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами ) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).

Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.

Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.

Примеры: HCl, CO 2 , NH 3 .

Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:

1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

А . + . В= А:В

2. образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

А: + B= А:В

При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.

Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей .

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:

– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;

– в ионе аммония NH 4 + , в ионах органических аминов , например, в ионе метиламмония CH 3 -NH 2 + ;

– в комплексных соединениях , химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na связь между алюминием и гидроксид-ионами;

– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO 3 , NaNO 3 , в некоторых других соединениях азота;

– в молекуле озона O 3 .

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.

Кратность химической связи

Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении . Кратность связи достаточно легко можно определить из значения атомов, образующих молекулу.

Например , в молекуле водорода H 2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.

В молекуле кислорода O 2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

В молекуле азота N 2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.

Длина ковалентной связи

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:

Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов , образующих связь, или по кратности связи , если радиусы атомов не сильно отличаются.

При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.

Например

При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.

Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.

Энергия связи

Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.

Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.

Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается , т.к. увеличивается длина связи.

Ионная химическая связь

Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов .

Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

Пример . Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

+11Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11Na +) 2 ) 8

Пример . Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

+17Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17Cl ) 2 ) 8 ) 8

Обратите внимание:

  • Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
  • Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы , но и группы атомов . Например: ион аммония NH 4 + , сульфат-ион SO 4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
  • Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);

Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na 2 + SO 4 2- .

Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи :

Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов , образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов . Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями .

Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь , т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе , создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку . При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

Межмолекулярные взаимо-действия

Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами . Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.

Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.

Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения .

Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .

Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь . Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также кислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .

Водородные связи возникают между следующими веществами:

фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H 2 O (пар, лед, жидкая вода):

раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;

органические соединения, в которых связи O-H или N-H : спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.

Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.

Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

Единой теории химической связи не существует, условно химическую связь делят на ковалентную (универсальный вид связи), ионную(частный случай ковалентной связи), металлическую и водородную.

Ковалентная связь

Образование ковалентной связи возможно по трем механизмам: обменному, донорно-акцепторному и дативному (Льюиса).

Согласно обменному механизму образование ковалентной связи происходит за счет обобществления общих электронных пар. При этом каждый атом стремится приобрести оболочку инертного газа, т.е. получить завершенный внешний энергетический уровень. Образование химической связи по обменному типу изображают с использованием формул Льюиса, в которых каждый валентный электрон атома изображают точками (рис. 1).

Рис. 1 Образование ковалентной связи в молекуле HCl по обменному механизму

С развитием теории строения атома и квантовой механики образование ковалентной связи представляют, как перекрывание электронных орбиталей (рис. 2).

Рис. 2. Образование ковалентной связи за счет перекрывания электронных облаков

Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем прочнее связь, меньше длина связи и больше ее энергия. Ковалентная связь может образовываться за счет перекрывания разных орбиталей. В результате перекрывания s-s, s-p орбиталей, а также d-d, p-p, d-p орбиталей боковыми лопастями происходит образование – связи. Перпендикулярно линии, связывающей ядра 2-х атомов образуется – связь. Одна – и одна – связь способны образовывать кратную (двойную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкенов, алкадиенов и др. Одна – и две – связи образуют кратную (тройную) ковалентную связь, характерную для органических веществ класса алкинов (ацетиленов).

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму рассмотрим на примере катиона аммония:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Атом азота имеет свободную неподеленную пару электронов (электроны не участвующие в образовании химических связей внутри молекулы), а катион водорода свободную орбиталь, поэтому они являются донором и акцептором электронов, соответственно.

Дативный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере молекулы хлора.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Атом хлора имеет и свободную неподеленную пару электронов и вакантные орбитали, следовательно, может проявлять свойства и донора и акцептора. Поэтому при образовании молекулы хлора, один атом хлора выступает в роли донора, а другой – акцептора.

Главными характеристиками ковалентной связи являются: насыщаемость (насыщенные связи образуются тогда, когда атом присоединяет к себе столько электронов, сколько ему позволяют его валентные возможности; ненасыщенные связи образуются, когда число присоединенных электронов меньше валентных возможностей атома); направленность (эта величина связана с геометрий молекулы и понятием «валентного угла» — угла между связями).

Ионная связь

Соединений с чистой ионной связью не бывает, хотя под этим понимают такое химически связанное состояние атомов, в котором устойчивое электронное окружение атома создается при полном переходе общей электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента. Ионная связь возможна только между атомами электроотрицательных и электроположительных элементов, находящихся в состоянии разноименно заряженных ионов – катионов и анионов.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Ионом называют электрически заряженные частицы, образуемые путем отрыва или присоединения электрона к атому.

При передаче электрона атомы металлов и неметаллов стремятся сформировать вокруг своего ядра устойчивую конфигурацию электронной оболочки. Атом неметалла создает вокруг своего ядра оболочку последующего инертного газа, а атом металла – предыдущего инертного газа (рис. 3).

Рис. 3. Образование ионной связи на примере молекулы хлорида натрия

Молекулы, в которых в чистом виде существует ионная связь встречаются в парообразном состоянии вещества. Ионная связь очень прочная, в связи с этим вещества с этой связью имеют высокую температуру плавления. В отличии от ковалентной для ионной связи не характерны направленность и насыщаемость, поскольку электрическое поле, создаваемое ионами, действует одинаково на все ионы за счет сферической симметрии.

Металлическая связью

Металлическая связь реализуется только в металлах – это взаимодействие, удерживающее атомы металлов в единой решетке. В образовании связи участвуют только валентные электроны атомов металла, принадлежащие всему его объему. В металлах от атомов постоянно отрываются электроны, которые перемещаются по всей массе металла. Атомы металла, лишенные электронов, превращаются в положительно заряженные ионы, которые стремятся принять к себе движущиеся электроны. Этот непрерывный процесс формирует внутри металла так называемый «электронный газ», который прочно связывает между собой все атомы металла (рис. 4).

Металлическая связь прочная, поэтому для металлов характерна высокая температура плавления, а наличие «электронного газа» придают металлам ковкость и пластичность.

Водородная связь

Водородная связь – это специфическое межмолекулярное взаимодействие, т.к. ее возникновение и прочность зависят от химической природы вещества. Она образуется между молекулами, в которых атом водорода связан с атомом, обладающим высокой электроотрицательностью (O, N, S). Возникновение водородной связи зависит от двух причин, во-первых, атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом не имеет электронов и может легко внедряться в электронные облака других атомов, а, во-вторых, обладая валентной s-орбиталью, атом водорода способен принимать неподеленную пару электронов электроотрицательного атома и образовывать с ним связь по донорно акцепторному механизму.

Понятие химической связи имеет немаловажное значение в различных областях химии как науки. Связано это с тем, что именно с ее помощью отдельные атомы способны соединяться в молекулы, образуя всевозможные вещества, которые, в свою очередь, являются предметом химических исследований.

С многообразием атомов и молекул связано возникновение различных типов связей между ними. Для разных классов молекул характерны свои особенности распределения электронов, а значит, и свои виды связей.

Основные понятия

Химической связью называют совокупность взаимодействий, которые приводят к связыванию атомов с образованием устойчивых частиц более сложного строения (молекул, ионов, радикалов), а также агрегатов (кристаллов, стекол и прочего). Природа этих взаимодействий носит электрический характер, а возникают они при распределении валентных электронов в сближающихся атомах.

Валентностью принято называть способность того или иного атома образовывать определенное число связей с другими атомами. В ионных соединениях за значение валентности принимают число отданных или присоединенных электронов. В ковалентных соединениях она равна количеству общих электронных пар.

Под степенью окисления понимают условный заряд, который мог бы быть на атоме, если бы все полярные ковалентные связи имели бы ионный характер.

Кратностью связи называют число обобществленных электронных пар между рассматриваемыми атомами.

Связи, рассматриваемые в различных разделах химии, можно разделить на два вида химических связей: те, которые приводят к образованию новых веществ (внутримолекулярные), и те, которые возникают между молекулами (межмолекулярные).

Основные характеристики связи

Энергией связи называют такую энергию, которая требуется для разрыва всех имеющихся связей в молекуле. Также это энергия, выделяющаяся в ходе образования связи.

Длиной связи именуют такое расстояние между соседними ядрами атомов в молекуле, при котором силы притяжения и отталкивания уравновешены.

Эти две характеристики химической связи атомов являются мерой ее прочности: чем меньше длина и больше энергия, тем связь прочнее.

Валентным углом принято называть угол между представляемыми линиями, проходящими по направлению связи через ядра атомов.

Методы описания связей

Наиболее распространены два подхода к объяснению химической связи, заимствованные из квантовой механики:

Метод молекулярных орбиталей. Он рассматривает молекулу в качестве совокупности электронов и ядер атомов, причем каждый отдельно взятый электрон движется в поле действия всех других электронов и ядер. Молекула имеет орбитальное строение, а все ее электроны распределены по этим орбитам. Также этот метод носит название МО ЛКАО, что расшифровывается как "молекулярная орбиталь - линейная комбинация

Метод валентных связей. Представляет молекулу системой двух центральных молекулярных орбиталей. При этом каждая из них соответствует одной связи между двумя расположенными по соседству атомами в молекуле. Основывается метод на следующих положениях:

  1. Образование химической связи осуществляется парой электронов, имеющих противоположные спины, которые расположены между двумя рассматриваемыми атомами. Образованная электронная пара принадлежит двум атомам в равной степени.
  2. Число связей, образованных тем или иным атомом, равняется числу неспаренных электронов в основном и возбужденном состоянии.
  3. Если электронные пары не принимают участия в образовании связи, то их называют неподеленными.

Электроотрицательность

Определить тип химической связи в веществах можно, основываясь на разнице в значениях электроотрицательностей составляющих ее атомов. Под электроотрицательностью понимают способность атомов оттягивать на себя общие электронные пары (электронное облако), что приводит к поляризации связи.

Существуют различные способы определения значений электроотрицательностей химических элементов. Однако наиболее применяемой является шкала, основанная на термодинамических данных, которая была предложена еще в 1932 году Л. Полингом.

Чем значительнее разница в электроотрицательностях атомов, тем в большей степени проявляется ее ионность. Напротив, равные или близкие значения электроотрицательности указывают на ковалентный характер связи. Иначе говоря, определить, какая химическая связь наблюдается в той или иной молекуле, можно математически. Для этого нужно вычислить ΔХ - разность электроотрицательностей атомов по формуле: ΔХ=|Х 1 2 |.

  • Если ΔХ>1,7, то связь является ионной.
  • Если 0,5≤ΔХ≤1,7, то ковалентная связь носит полярный характер.
  • Если ΔХ=0 или близка к нему, то связь относится к ковалентной неполярной.

Ионная связь

Ионной называется такая связь, которая появляется между ионами или за счет полного оттягивания общей электронной пары одним из атомов. В веществах этот тип химической связи осуществляется силами электростатического притяжения.

Ионы - это заряженные частицы, образующиеся из атомов в результате присоединения или отдачи электронов. Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд и становится анионом. Если же атом отдает валентные электроны, то становится положительно заряженной частицей, называемой катионом.

Она характерна для соединений, образованных при взаимодействии атомов типичных металлов с атомами типичных неметаллов. Основной этого процесса является стремление атомов приобрести устойчивые электронные конфигурации. А типичным металлам и неметаллам для этого нужно отдать или принять всего 1-2 электрона, что они с легкостью и делают.

Механизм образования ионной химической связи в молекуле традиционно рассматривают на примере взаимодействия натрия и хлора. Атомы щелочного металла с легкостью отдают электрон, перетягиваемый атомом галогена. В результате образуется катион Na + и анион Cl - , которые удерживаются рядом с помощью электростатического притяжения.

Идеальной ионной связи не существует. Даже в таких соединениях, которые зачастую относят к ионным, окончательного перехода электронов от атома к атому не происходит. Образованная электронная пара все-таки остается в общем пользовании. Поэтому говорят о степени ионности ковалентной связи.

Ионная связь характеризуется двумя основными свойствами, связанными друг с другом:

  • ненаправленность, т. е. электрическое поле вокруг иона имеет форму сферы;
  • ненасыщаемость, т. е. число противоположно заряженных ионов, которое может разместиться вокруг какого-либо иона, определяется их размерами.

Ковалентная химическая связь

Связь, образующаяся при перекрывании электронных облаков атомов неметаллов, то есть осуществляющаяся общей электронной парой, называется ковалентной связью. Число обобществленных пар электронов определяет кратность связи. Так, атомы водорода связаны одинарной связью Н··Н, а атомы кислорода образуют двойную связь О::О.

Существует два механизма ее образования:

  • Обменный - каждый атом представляет для образования общей пары по одному электрону: А· + ·В= А:В, при этом в осуществлении связи участвуют внешние атомные орбитали, на которых расположены по одному электрону.
  • Донорно-акцепторный - для образования связи один из атомов (донор) предоставляет пару электронов, а второй (акцептор) - свободную орбиталь для ее размещения: А + :В= А:В.

Способы перекрывания электронных облаков при образовании ковалентной химической связи также различны.

  1. Прямое. Область перекрывания облаков лежит на прямой воображаемой линии, соединяющей ядра рассматриваемых атомов. При этом образуются σ-связи. От типа электронных облаков, подвергающихся перекрыванию, зависит вид химической связи, которая при этом возникает: s-s, s-p, p-p, s-d или p-d σ-связи. В частице (молекуле или ионе) между двумя соседними атомами возможно осуществление только одной σ-связи.
  2. Боковое. Осуществляется по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Так образуется π-связь, причем также возможны ее разновидности: p-p, p-d, d-d. Отдельно от σ-связи π-связь никогда не образуется, она может быть в молекулах, содержащих кратные (двойные и тройные) связи.

Свойства ковалентной связи

Именно ими определяются химические и физические особенности соединений. Главными свойствами любой химической связи в веществах является ее направленность, полярность и поляризуемость, а также насыщаемость.

Направленностью связи обусловлены особенности молекулярного строения веществ и геометрическая форма их молекул. Суть ее состоит в том, что наилучшее перекрывание электронных облаков возможно при определенной их ориентации в пространстве. Выше уже рассмотрены варианты образования σ- и π-связи.

Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать определенное число химических связей в молекуле. Количество ковалентных связей для каждого атома ограничивается числом внешних орбиталей.

Полярность связи зависит от разницы в значениях электроотрицательностей атомов. От нее зависит равномерность распределения электронов между ядрами атомов. Ковалентная связь по данному признаку может быть полярной или неполярной.

  • Если общая электронная пара в равной степени принадлежит каждому из атомов и расположена от их ядер на одинаковом расстоянии, то ковалентная связь является неполярной.
  • Если же общая пара электронов смещается к ядру одного из атомов, то образуется ковалентная полярная химическая связь.

Поляризуемость выражается смещением электронов связи под действием внешнего электрического поля, которое может принадлежать другой частице, соседним связям в той же молекуле или исходить от внешних источников электромагнитных полей. Так, ковалентная связь под их влиянием может менять свою полярность.

Под гибридизацией орбиталей понимают изменение их форм при осуществлении химической связи. Это необходимо для достижения наиболее эффективного их перекрывания. Существуют следующие виды гибридизации:

  • sp 3 . Одна s- и три p-орбитали образуют четыре "гибридные" орбитали одинаковой формы. Внешне напоминает тетраэдр с углом между осями 109°.
  • sp 2 . Одна s- и две p-орбитали образуют плоский треугольник с углом между осями 120°.
  • sp. Одна s- и одна p-орбиталь образуют две "гибридные" орбитали с углом между их осями 180°.

Особенностью строения атомов металлов является довольно большой радиус и наличие небольшого количества электронов на внешних орбиталях. Вследствие этого в таких химических элементах связь ядра и валентных электронов относительно слаба и легко разрывается.

Металлической связью называют такое взаимодействие между атомами-ионами металлов, которое осуществляется с помощью делокализованных электронов.

В частицах металла валентные электроны могут легко покидать внешние орбитали, как, впрочем, и занимать вакантные места на них. Таким образом, в разные моменты времени одна и та же частица может быть атомом и ионом. Оторвавшиеся от них электроны свободно перемещаются по всему объему кристаллической решетки и осуществляют химическую связь.

Этот тип связи имеет сходства с ионной и ковалентной. Так же как и для ионной, для существования металлической связи необходимы ионы. Но если для осуществления электростатического взаимодействия в первом случае нужны катионы и анионы, то во втором роль отрицательно заряженных частиц играют электроны. Если сравнивать металлическую связь с ковалентной, то для образования обеих необходимы общие электроны. Однако, в отличие от полярной химической связи, они локализованы не между двумя атомами, а принадлежат всем частицам металла в кристаллической решетке.

Металлической связью обусловлены особенные свойства практически всех металлов:

  • пластичность, присутствует благодаря возможности смещения слоев атомов в кристаллической решетке, удерживаемых электронным газом;
  • металлический блеск, который наблюдается из-за отражения световых лучей от электронов (в порошкообразном состоянии нет кристаллической решетки и, значит, перемещающихся по ней электронов);
  • электропроводность, которая осуществляется потоком заряженных частиц, а в данном случае мелкие электроны свободно перемещаются среди крупных ионов металла;
  • теплопроводность, наблюдается благодаря способности электронов переносить теплоту.

Этот тип химической связи иногда называют промежуточной между ковалентной и межмолекулярным взаимодействием. Если атом водорода имеет связь с одним из сильно электроотрицательных элементов (таких как фосфор, кислород, хлор, азот), то он способен образовывать дополнительную связь, называемую водородной.

Она гораздо слабее всех рассмотренных выше типов связей (энергия не более 40 кДж/моль), но пренебрегать ею нельзя. Именно поэтому водородная химическая связь на схеме выглядит в виде пунктирной линии.

Возникновение водородной связи возможно благодаря донорно-акцепторному электростатическому взаимодействию одновременно. Большая разница в значениях электроотрицательности приводит к появлению избыточной электронной плотности на атомах О, N, F и других, а также к ее недостатку на атоме водорода. В том случае если между такими атомами нет существующей химической связи, при их достаточно близком расположении активизируются силы притяжения. При этом протон является акцептором электронной пары, а второй атом - донором.

Водородная связь может возникать как между соседними молекулами, например, воды, карбоновых кислот, спиртов, аммиака, так и внутри молекулы, например, салициловой кислоты.

Наличием водородной связи между молекулами воды объясняется ряд ее уникальных физических свойств:

  • Значения ее теплоемкости, диэлектрической проницаемости, температур кипения и плавления в соответствии с расчетами должны быть значительно меньше реальных, что объясняется связанностью молекул и необходимостью затрачивать энергию на разрыв межмолекулярных водородных связей.
  • В отличие от других веществ, при понижении температуры объем воды увеличивается. Это происходит благодаря тому, что молекулы занимают определенное положение в кристаллической структуре льда и отдаляются друг от друга на длину водородной связи.

Особую роль эта связь играет для живых организмов, поскольку ее наличием в молекулах белков обуславливается их особая структура, а значит, и свойства. Кроме того, нуклеиновые кислоты, составляя двойную спираль ДНК, также связаны именно водородными связями.

Связи в кристаллах

Подавляющее большинство твердых тел имеет кристаллическую решетку - особое взаимное расположение образующих их частиц. При этом соблюдается трехмерная периодичность, а в узлах располагаются атомы, молекулы или ионы, которые соединены воображаемыми линиями. В зависимости от характера этих частиц и связей между ними все кристаллические структуры делят на атомные, молекулярные, ионные и металлические.

В узлах ионной кристаллической решетки находятся катионы и анионы. Причем каждый из них окружен строго определенным числом ионов только с противоположным зарядом. Типичный пример - хлорид натрия (NaCl). Для них обычны высокие температуры плавления и твердость, так как для их разрушения требуется много энергии.

В узлах молекулярной кристаллической решетки расположены молекулы веществ, образованные ковалентной связью (например, I 2). Связаны они друг с другом слабым ван-дер-ваальсовым взаимодействием, а следовательно, такую структуру легко разрушить. Такие соединения имеют низкие температуры кипения и плавления.

Атомную кристаллическую решетку образуют атомы химических элементов, обладающих высокими значениями валентности. Связаны они прочными ковалентными связями, а значит, вещества отличаются высокими температурами кипения, плавления и большой твердостью. Пример - алмаз.

Таким образом, все типы связей, имеющихся в химических веществах, имеют свои особенности, которыми объясняются тонкости взаимодействия частиц в молекулах и веществах. От них зависят свойства соединений. Ими обуславливаются все процессы, происходящие в окружающей среде.

Любое взаимодействие между атомами возможно лишь при наличии химической связи. Такая связь является причиной образования устойчивой многоатомной системы - молекулярного иона, молекулы, кристаллической решетки. Прочная химическая связь требует много энергии для разрыва, поэтому она и является базовой величиной для измерения прочности связи.

Условия образования химической связи

Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии. Этот процесс происходит за счет уменьшения потенциальной энергии системы взаимодействующих частиц - молекул, ионов, атомов. Потенциальная энергия образовавшейся системы взаимодействующих элементов всегда меньше энергии несвязанных исходящих частиц. Таким образом, основанием для возникновения химической связи в системе является спад потенциальной энергии ее элементов.

Природа химического взаимодействия

Химическая связь - это следствие взаимодействия электромагнитных полей, возникающих вокруг электронов и ядер атомов тех веществ, которые принимают участие в образовании новой молекулы или кристалла. После открытия теории строения атома природа этого взаимодействия стала более доступной для изучения.

Впервые идея об электрической природе химической связи возникла у английского физика Г. Дэви, который предположил, что молекулы образуются по причине электрического притяжения разноименно заряженных частиц. Данная идея заинтересовала шведского химика и естествоиспытателя И.Я. Берцеллиуса, который разработал электрохимическую теорию возникновения химической связи.

Первая теория, объяснявшая процессы химического взаимодействия веществ, была несовершенной, и со временем от нее пришлось отказаться.

Теория Бутлерова

Более успешная попытка объяснить природу химической связи веществ была предпринята русским ученым А.М.Бутлеровым. В основу своей теории этот ученый положил такие предположения:

  • Атомы в соединенном состоянии связаны друг с другом в определенном порядке. Изменение этого порядка служит причиной образования нового вещества.
  • Атомы связываются между собой по законам валентности.
  • Свойства вещества зависят от порядка соединения атомов в молекуле вещества. Иной порядок расположения становится причиной изменения химических свойств вещества.
  • Атомы, связанные между собой, наиболее сильно влияют друг на друга.

Теория Бутлерова объясняла свойства химических веществ не только их составом, но и порядком расположения атомов. Такой внутренний порядок А.М. Бутлеров назвал «химическим строением».

Теория русского ученого позволила навести порядок в классификации веществ и предоставила возможность определять строение молекул по их химическим свойствам. Также теория дала ответ на вопрос: почему молекулы, содержащие одинаковое количество атомов, имеют разные химические свойства.

Предпосылки создания теорий химической связи

В своей теории химического строения Бутлеров не касался вопроса о том, что такое химическая связь. Для этого тогда было слишком мало данных о внутреннем строении вещества. Лишь после открытия планетарной модели атома американский ученый Льюис принялся разрабатывать гипотезу о том, что химическая связь возникает посредством образования электронной пары, которая одновременно принадлежит двум атомам. Впоследствии эта идея стала фундаментом для разработки теории ковалентной связи.

Ковалентная химическая связь

Устойчивое химическое соединение может быть образовано при перекрытии электронных облаков двух соседних атомов. Результатом такого взаимного пересечения становится возрастающая электронная плотность в межъядерном пространстве. Ядра атомов, как известно, заряжены положительно, и поэтому стараются как можно ближе притянуться к отрицательно заряженному электронному облаку. Это притяжение значительно сильнее, чем силы отталкивания между двумя положительно заряженными ядрами, поэтому такая связь является устойчивой.

Впервые расчеты химической связи были выполнены химиками Гейтлером и Лондоном. Ими была рассмотрена связь между двумя атомами водорода. Простейшее наглядное представление о ней может выглядеть следующим образом:

Как видно, электронная пара занимает квантовое место в обоих атомах водорода. Такое двуцентровое размещение электронов получило название «ковалентная химическая связь». Ковалентная связь типична для молекул простых веществ и их соединений неметаллов. Вещества, созданные в результате ковалентной связи, обычно не проводят электрический ток или же являются полупроводниками.

Ионная связь

Химическая связь ионного типа возникает при взаимном электрическом притяжении двух противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, состоящими из одного атома вещества. В соединениях подобного типа простые ионы - чаще всего положительно заряженные атомы металлов 1,2 группы, потерявшие свой электрон. Образование отрицательных ионов присуще атомам типичных неметаллов и оснований их кислот. Поэтому среди типичных ионных соединений имеется множество галогенидов щелочных металлов, например CsF, NaCl, и других.

В отличие от ковалентной связи, ион не обладает насыщенностью: к иону или группе ионов может присоединиться различное число противоположно заряженных ионов. Количество присоединенных частиц ограничивается лишь линейными размерами взаимодействующих ионов, а также условием, при котором силы притяжения противоположно заряженных ионов должны быть больше, чем силы отталкивания одинаково заряженных частиц, участвующих в соединении ионного типа.

Водородная связь

Еще до создания теории химического строения опытным путем было замечено, что соединения водорода с различными неметаллами обладают несколько необычными свойствами. Например, температура кипения фтороводорода и воды значительно выше, чем это можно было ожидать.

Эти и другие особенности водородных соединений можно объяснить способностью атома Н + образовывать еще одну химическую связь. Такой тип соединения получил название «водородная связь». Причины возникновения водородной связи кроются в свойствах электростатических сил. Например, в молекуле фтороводорода общее электронное облако настолько смещено в сторону фтора, что пространство вокруг атома этого вещества насыщенно отрицательным электрическим полем. Вокруг атома водорода, лишенного своего единственного электрона, поле значительно слабее, и имеет положительных заряд. В результате возникает дополнительная взаимосвязь между положительными полями электронных облаков Н + и отрицательными F - .

Химическая связь металлов

Атомы всех металлов расположены в пространстве определенным образом. Порядок расположения атомов металлов называется кристаллической решеткой. При этом электроны различных атомов слабо взаимодействуют друг с другом, образуя общее электронное облако. Такой вид взаимодействия между атомами и электронами получил название «металлическая связь».

Именно свободным передвижением электронов в металлах можно объяснить физические свойства металлических веществ: электропроводность, теплопроводность, прочность, плавкость и другие.

3.3.1 Ковалентная связь – это двухцентровая двухэлектронная связь, образующаяся за счёт перекрывания электронных облаков, несущих неспаренные электроны с антипараллельными спинами. Как правило образуется между атомами одного химического элемента.

Количественно она характеризуется валентностью. Валентность элемента – это его способность образовывать определенное число химических связей за счёт свободных электронов, находящихся атомной валентной зоне.

Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании. Связь между атомами может осуществляться не только одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами. Такие связи называются двойными и тройными - кратными связями.

3.3.1.1 Ковалентная неполярная связь. Связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной неполярной. Она возникает между атомами с практически равной электроотрицательностью (0,4 > ΔЭО > 0) и, следовательно, равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов у гомоядерных молекул. Например, Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д. Дипольный момент таких связей равен нулю. Связь СН в предельных углеводородах (например, в СН 4) считается практически неполярной, т.к. Δ ЭО = 2,5 (С) - 2,1 (Н) = 0,4.

3.3.1.2 Ковалентная полярная связь. Если молекула образована двумя разными атомами, то зона перекрывания электронных облаков (орбиталей) смещается в сторону одного из атомов, и такая связь называется полярной . При такой связи вероятность нахождения электронов возле ядра одного из атомов выше. Например, НCl, H 2 S, PH 3 .

Полярная (несимметричная) ковалентная связь - связь между атомами с различной электроотрицательностью (2 > ΔЭО > 0.4) и несимметричным распределением общей электронной пары. Как правило, она образуется между двумя неметаллами.

Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме - частичного положительного заряда (дельта плюс)

C   Cl   C   O   C  N   O  H   C  Mg  .

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. Поэтому, чем полярнее связь, тем она прочнее.

Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. Третьим свойством ковалентной связи является её направленность.

3.3.2 Ионная связь. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому, как правило, ионная связь образуется между металлом и неметаллом.

Рассмотрим в качестве примера реакцию между атомами натрия (3s 1) и фтора (2s 2 3s 5). Разница электроотрицательности в соединении NaF

ЭО = 4,0 - 0,93 = 3,07

Натрий, отдав фтору свой 3s 1 -электрон, становится ионом Na + и остается с заполненной 2s 2 2p 6 оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает фтор, приняв один электрон, отданный натрием. В результате возникают силы электро-статического притяжения между противоположно заряженными ионами.

Ионная связь – крайний случай полярной ковалентной связи, основанная на электростатическом притяжении ионов. Такая связь возникает при большой разнице в электроотрицательностях связываемых атомов (ЭО > 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. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. В силу этого иoннaя связь не имеет пространственной направленности и насыщаемости , так как каждый ион связан с определенным числом противоионов (координационное число иона). 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. Например, MgS, NaCl, А 2 O 3 . Соединений с чисто ионными связями практически не существует, поскольку всегда остаётся некоторая доля ковалентности в силу того, что полного перехода одного электрона к другому атому не наблюдается; в самых «ионных» веществах доля ионности связи не превышает 90 %. Например, в NaF поляризация связи составляет около 80 %.

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

Валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степенью окисления , которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении.

Степень окисления - это условный заряд, который приобретает атом в результате перераспределения электронной плотности. Количественно она характеризуется числом смещённых электронов от менее электроотри-цательного элемента к более электроотрицательному. Положительно заряженный ион образуется из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион - из элемента, который эти электроны принял.

Элемент, находящийся в высшей степени окисления (максимально положительной), уже отдал все свои валентные электроны, находящиеся в АВЗ. А поскольку их количество определяется номером группы, в которой стоит элемент, то высшая степень окисления для большинства элементов и будет равна номеру группы . Что касается низшей степени окисления (максимально отрицательной), то она появляется при формировании восьмиэлектронной оболочки, то есть в том случае, когда АВЗ заполняется полностью. Для неметаллов она рассчитывается по формуле № группы – 8 . Для металлов равна нулю , поскольку они электроны принимать не могут.

Например, АВЗ серы имеет вид: 3s 2 3р 4 . Если атом отдаст все электроны (шесть), то приобретёт высшую степень окисления +6 , равную номеру группы VI , если примет два, необходимые для завершения устойчивой оболочки, то приобретёт низшую степень окисления –2 , равную № группы – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Металлическая связь. Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло– и электропроводность. Эти особенности объясняются существованием в металлах особого вида взаимодействия металлической связи.

В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов, которые достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате этого в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы, локализованные в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество делокализованных (свободных) электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров и осуществляющих связь между всеми атомами металла за счёт электростатического притяжения.

В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве. Силы связи в металлах не локализованы и не направлены, а свободные электроны, образующие «электронный газ», обусловливают высокую тепло- и электропроводность. Поэтому в этом случае невозможно говорить о направленности связей, так как валентные электроны распределены по кристаллу почти равномерно. Именно этим и объясняется, например, пластичность металлов, т. е. возможность смещения ионов и атомов в любом направлении

3.3.4 Донорно-акцепторная связь. Помимо механизма образования ковалентной связи, согласно которому общая электронная пара возникает при взаимодействии двух электронов, существует также особый донорно-акцепторный механизм . Он заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей (неподелённой) электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и акцептора (поставщика свободной атомной орбитали).

После образования она ничем не отличается от ковалентной. Донорно-акцепторный механизм хорошо иллюстрируется схемой образования иона аммония (рисунок 9) (звездочками обозначены электроны внешнего уровня атома азота):

Рисунок 9- Схема образования иона аммония

Электронная формула АВЗ атома азота 2s 2 2р 3 , то есть он имеет три неспаренных электрона, которые вступают в ковалентную связь с тремя атомами водорода (1s 1), каждый из которых имеет один валентный электрон. При этом образуется молекула аммиака NH 3, в которой сохраняется неподелённая электронная пара азота. Если к этой молекуле подойдёт протон водорода (1s 0), не имеющий электронов, то азот передаст свою пару электронов (донор) на эту атомную орбиталь водорода (акцептор), в результате чего образуется ион аммония. В нём каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи Н-N, образованные по различным механизмам, никаких различий в свойствах не имеют. Указанное явление обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2s– и 2р– электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали.

В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов. Для элементов II периода такая возможность кроме атома азота имеется у кислорода (две неподеленные пары) и у фтора (три неподеленные пары). Например, ион водорода Н + в водных растворах никогда не бывает в свободном состоянии, так как из молекул воды Н 2 О и иона Н + всегда образуется ион гидроксония Н 3 О + Ион гидроксония присутствует во всех водных растворах, хотя для простоты в написании сохраняется символ H + .

3.3.5 Водородная связь. Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (азотом, кислородом, фтором и др.), который «стягивает» на себя общую электронную пару, испытывает недостаток электронов и приобретает эффективный положительный заряд. Поэтому он способен взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома (который приобретает эффективный отрицательный заряд) этой же (внутримолекулярная связь) или другой молекулы (межмолекулярная связь). В результате возникает водородная связь , которая графически обозначается точками:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10 40 кДж/моль) и в основном имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2 O, H 2 F 2 , NH 3 . Например, связи О-Н в Н 2 О имеют заметный полярный характер с избытком отрицательного заряда – на атоме кислорода. Атом водорода, наоборот, приобретает небольшой положительный заряд  + и может взаимодействовать с неподеленными парами электронов атома кислорода соседней молекулы воды.

Взаимодействие между молекулами воды оказывается достаточно сильным, таким, что даже в парах воды присутствуют димеры и тримеры состава (H 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 и т. д. В растворах же могут возникать длинные цепи ассоциатов такого вида:

поскольку атом кислорода имеет две неподеленные пары электронов.

Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H 2 Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С. Типичные случаи ассоциации наблюдаются для спиртов и органических кислот.

Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы, если в этой молекуле имеются группы с донорной и акцепторной способностями. Например, именно внутримолекулярные водородные связи играют основную роль в образовании пептидных цепей, которые определяют строение белков. Н-связи влияют на физические и химические свойства вещества.

Связи типа водородных не образуют атомы других элементов , поскольку 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.

3.3.6 Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс предположил, что существуют силы, обуславливающие притяжение между молекулами. Эти силы позднее получили название ван-дер-ваальсовых сил наиболее универсальный вид межмолекулярной связи. Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж/∙моль.

В зависимости от способа возникновения силы делятся на:

1) ориентационные (диполь-диполь или ион-диполь) - возникают между полярными молекулами или между ионами и полярными молекулами. При сближении полярных молекул они ориентируются таким образом, чтобы положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя (рисунок 10).

Рисунок 10 - Ориентационное взаимодействие

2) индукционные (диполь – индуцированный диполь или ион– индуцированный диполь) - возникают между полярными молекулами или ионами и неполярными молекулами, но способными к поляризации. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индицированные (наведенные) диполи. (рисунок 11).

Рисунок 11 - Индукционное взаимодействие

3) дисперсионные (индуцированный диполь – индуцированный диполь) - возникают между неполярными молекулами, способными к поляризации. В любой молекуле или атоме благородного газа возникают флуктуации электрической плотности, в результате чего появляются мгновенные диполи, которые в свою очередь индуцируют мгновенные диполи у соседних молекул. Движение мгновенных диполей становится согласованным, их появление и распад происходит синхронно. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается (рисунок 12).

Рисунок 12 - Дисперсионное взаимодействие