Характеристика основных типов химической связи

Размещено на http://www.allbest.ru

Размещено на http://www.allbest.ru

Химическая связь образуется в большинстве случаев в результате той или иной перегруппировки электронов, содержащихся во взаимодействующих атомах. Важнейшими формами таких перегруппировок являются:

1) передача одного или нескольких электронов от одного атома к другому (так образуется ионная связь);

2) смещение электронов от одного атома к другому (так образуется ковалентная связь).

Во всех случаях образования химической связи внешняя электронная оболочка каждого атома принимает конфигурацию восьмиэлектронной оболочки инертного газа (и только для атомов водорода реализуется двухэлектронная конфигурация). Это правило октета строго соблюдается только для элементов второго периода (Be, B, C, N, O и F). Атомы элементов последующих периодов могут образовывать также соединения с 10 электронами (в PСl5), с 12 электронами (SF6), а некоторые с 14 электронами и даже с 16 электронами, участвующими в образовании ковалентной связи.

Комбинации таких двухэлектронных связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Для наглядного изображения валентных схем пользуются следующим способом. Электроны, находящиеся на внешнем электронном слое, обозначают точками, расположенными вокруг символа атома.

Образование молекулы водорода можно представить следующим образом:

Эта схема показывает, что каждый атом водорода дает в общее пользование по одному электрону, в результате вокруг каждого из них образуется устойчивая двухэлектронная оболочка, подобная оболочке инертного газа гелия.

При образовании молекулы кислорода из атомов:

,

каждый атом кислорода отдает в общее пользование одну пару своих электронов, в результате вокруг каждого из них образуется оболочка из 8 электронов, подобная оболочке инертного газа.

Строение молекулы воды можно изобразить схемой:

Если вместо каждой пары электронов, образующих химическую связь условиться писать черточку, то структурная формула веществ примет вид:

H-H, O=O, NN, H-O-H и т.д.

В молекуле водорода имеется одинарная связь, в молекуле кислорода двойная, а в молекуле азота тройная связь. Число одинарных ковалентных связей элемента в химическом соединении называется ковалентностью элемента. Так, ковалентность азота в молекулах N2 и NH3 равна трем, ковалентность кислорода в молекулах O2, H2O, CO2 равна двум и т.д.

Валентность.

Валентность - способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи. Количественной мерой валентности атома элемента служит число атомов водорода или кислорода (эти элементы принято считать соответственно одно- и двухвалентными), которые элемент (Э) присоединяет, образуя гидрид ЭНx или оксид ЭnОm. Валентность элемента может быть определена и по другим атомам с известной валентностью. В различных соединениях атомы одного и того же элемента могут проявлять различные валентности. Так, сера двухвалентна в H2S и CuS, четырехвалентна в SO2 и SF4, шестивалентна в SO3 и SF6. До развития электронных представлений о строении вещества валентность трактовалась формально. В рамках электронной теории химической связи валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. Поскольку электроны внутренних оболочек атома не участвуют в образовании химических связей, максимальная валентность элемента считают равной числу электронов во внешней электронной оболочке атома. Максимальная валентность элементов одной и той же группы периодической системы обычно соответствует ее порядковому номеру. Например, максимальная валентность атома C должна быть равной 4, Cl - 7. Электростатическая теория химической связи привела к формулировке близкого к валентности и дополняющего ее понятия степени окисления, соответствующей заряду, который приобрел бы атом, если бы все электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательных атомов. При этом электронные пары, обобщенные одинаковыми атомами, делятся пополам. По знаку степень окисления, как правило, совпадает с экспериментально определяемым эффективным зарядом атома, но численно намного превышает его. Например, степень окисления серы в SO3 равна +6, а ее эффективный заряд - + 2.

Донорно-акцепторная связь.

Разновидностью ковалентной связи является так называемая донорно-акцепторная связь. Химическая связь, обусловленная парой электронов, принадлежащей до образования связи одному из атомов, называется донорно-акцепторной связью. Атом, поставляющий электронную пару, называется донором, а атом, к которому эта пара перемещается, - акцептором. Смещение электронной пары делает связь полярной. Донорно-акцепторную связь иногда называют также координационной связью.

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи, когда пара образующих связь электронов полностью переходит к более электроотрицательному элементу.

Водородная связь.

Водородный атом обладает той особенностью, отличающей его от всех других элементов, что, отдавая свой электрон, он остается в виде ядра без электронов, т.е. в виде частицы, диаметр которой в тысячи раз меньше диаметров остальных атомов. Кроме того, вследствие отсутствия у него электронов ион Н+ не испытывает отталкивания от электронной оболочки другого атома или иона, а наоборот, притягивается ею. Это позволяет ему ближе подходить к другим атомам и вступать во взаимодействие с их электронами (и даже внедряться в их электронную оболочку). Поэтому в растворах водородный ион большей частью не сохраняется в виде самостоятельной частицы, а связывается с молекулами других веществ. В воде он связывается с молекулами Н2О, образуя ион гидроксония - Н30+. С молекулами аммиака он образует ион аммония NH4+ и т.д. В данных примерах реализуется донорно-акцепторная связь, о которой говорилось выше. Обычно энергия химической связи составляет порядка 30-100 ккал/моль.

В полярных молекулах, содержащих ковалентную связь атома водорода с электроотрицательным элементом Н-Э, например, в воде H-O-H, атомы водорода несут на себе некоторый положительный заряд +d, а электроотрицательный элемент заряд -d, что отразим в схеме молекулы в виде Н+dѕЭ-d. В растворе две такие молекулы могут притягиваться за счет кулоновских сил и приводить к возникновению водородной связи и ассоциации молекул. Водородная связь здесь обозначена многоточием. Энергия водородной связи значительно ниже энергии ковалентной связи и составляет порядка 5-7 ккал/моль. В настоящее время доказано, что в воде могут существовать ассоциаты даже из 3 и более молекул воды. Этим объясняются многие аномальные свойства воды. Аналогичную склонность к образованию водородной связи проявляют и молекулы плавиковой кислоты HF. химический валентность атомный отражательный

Металлическая связь.

В твердом состоянии металлы отличаются от всех остальных веществ своими характерными свойствами - очень высокими теплопроводностью и электропроводностью, почти полной непрозрачностью и высокой отражательной способностью по отношению к видимому свету благодаря так называемому металлическому блеску. При образовании сплавов они сохраняют свои металлические свойства. Металлы обладают также специфическими механическими свойствами. Они более или менее ковкие, а некоторые из них имеют большую прочность при растяжении или при сжатии. В жидком состоянии большинство из перечисленных свойств металлов сохраняется, которые исчезают при переходе к газообразному состоянию. Пары металлов прозрачны (например, пары ртути, которые к тому же и бесцветны) и не проводят электрический ток. Пары металлов одноатомны, только для паров щелочных металлов была замечена слабая ассоциация в двухатомные молекулы.

Металлы могут вытеснять водород из кислот, образуя соли, в которых они содержатся как положительные ионы. В таблице Менделеева металлы расположены под диагональю в левой нижней части. В таблице Менделеева число элементов с металлическими свойствами превышает число неметаллов. Переходные элементы, лантаниды и актиниды являются металлами.

Самым замечательным свойством металлов является легкость, с которой они проводят электрический ток. Электрический ток проходит через металл без переноса вещества, в то время как через электролиты ток переносится ионами. Если электропроводность электролитов возрастает с повышением температуры, то для металлов она наоборот падает. Вблизи абсолютного нуля некоторые металлы проявляют свойство сверхпроводимости.

Электропроводность металлов давно приписывали свободным или очень подвижным электронам в металле. При высоком напряжении электроны покидают поверхность металла в виде катодных лучей. Раскаленные металлы также испускают электроны. Наличием свободных электронов объясняется также непрозрачность металлов.

Некоторые элементы, расположенные в таблице Менделеева между неметаллами и металлами, например бор (B), кремний (Si), германий (Ge), мышьяк (As), сурьма (Sb) и теллур (Te), имеют характерный металлический блеск, однако их кристаллическая структура отличается от структуры металлов. Все они являются полупроводниками.

Размещено на Allbest.ru