Как узнать тип связи химия. Характеристики химических связей

С 2s 2 2p 2 С +1е = С -

О 2s 2 2p 4 О -1е = О +

Возможно иное объяснение образования тройной связи в молекуле СО.

Невозбужденный атом углерода имеет 2 неспаренных электрона, которые могут образовать 2 общие электронные пары с 2-мя неспаренными электронами атома кислорода (по обменному механизму). Однако имеющиеся в атоме кислорода 2 спаренные р -электрона могут образовывать тройную химическую связь, поскольку в атоме углерода имеется одна незаполненная ячейка, которая может принять эту пару электронов.

Тройная связь образуется по донорно-акцепторному механизму, направление стрелки от донора кислорода к акцептору – углероду.

Подобно N 2 - СО обладает высокой энергией диссоциации (1069 кДж), плохо растворим в воде, инертен в химическом отношении. СО – газ без цвета и запаха, безразличный несолеобразующий, не взаимодействует с кислотными щелочами и водой при обычных условиях. Ядовит, т.к. взаимодействует с железом, входящим в состав гемоглобина. При повышении температуры или облучении проявляет свойства восстановителя.

Получение:

в промышленности

CO 2 + C « 2CO

2C + O 2 ® 2CO

в лаборатории: H 2 SO 4, t

HCOOH ® CO­ + H 2 O;

H 2 SO 4 t

H 2 C 2 O 4 ® CO­ + CO 2 ­ + H 2 O.

В реакции СО вступает лишь при высоких температурах.

Молекула СО имеет большое сродство к кислороду, горит образуя СО 2:

СО + 1/2О 2 = СО 2 + 282 кДж/моль.

Из-за большого сродства к кислороду СО используется как восстановитель оксидов многих тяжелых металлов (Fe, Co, Pb и др.).

СO + Cl 2 = COCl 2 (фосген)

CO + NH 3 ® HCN + H 2 O H – C º N

CO + H 2 O « CO 2 + H 2

CO + S ® COS

Наибольший интерес представляют карбонилы металлов (используются для получения чистых металлов). Химическая связь по донорно-акцепторному механизму, имеет место p-перекрывание по дативному механихму.

5CO + Fe ® (пентакарбонил железа)

Все карбонилы – диамагнитные вещества, характеризуются невысокой прочностью, при нагревании карбонилы разлагаются

→ 4CO + Ni (карбонил никеля).

Как и СО карбонилы металлов – токсичны.

Химическая связь в молекуле СО 2

В молекуле СО 2 sp- гибридизация атома углерода. Две sp-гибридные орбитали образуют 2 s-связи с атомами кислорода, а оставшиеся негибридизованными р-орбитали углерода дают с двумя р-орбиталями атомов кислорода p-связи, которые располагаются в плоскостях перпендикулярных друг другу.

О ═ С ═ О

Под давлением 60 атм. и комнатной температуре СО 2 сгущается в бесцветную жидкость. При сильном охлаждении жидкая СО 2 застывает в белую снегоподобную массу, возгоняющуюся при Р = 1 атм и t = 195К(-78°). Спрессованная твердая масса называется сухим льдом, СО 2 не поддерживает горения. В нем горят лишь вещества, у которых сродство к кислороду выше чем у углерода: например,

2Mg + CO 2 ® 2MgO + C.

СО 2 реагирует с NH 3:

CO 2 + 2NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O

(карбамид, мочевина)

2СО 2 + 2Na 2 O 2 ® 2Na 2 CO 3 +O 2

Мочевина разлагается водой:

CO(NH 2) 2 + 2H 2 O ® (NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + СО 2

Целлюлоза – углевод, который состоит из остатков b-глюкозы. Она синтезируется в растениях по следующей схеме

хлорофилл

6CO 2 + 6H 2 O ® C 6 H 12 O 6 + 6O 2 ­фотосинтез глюкозы

СО 2 получают в технике:

2NaHCO 3 ® Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

из кокса C + O 2 ® CO 2

В лаборатории (в аппарате Киппа):

.

Угольная кислота и ее соли

Растворяясь в воде, углекислый газ частично взаимодействует с ней, образуя угольную кислоту H 2 CO 3 ; при этом устанавливаются равновесия:

К 1 = 4×10 -7 К 2 = 4,8×10 -11 – слабая, неустойчивая, кислородсодержащая, двухосновная кислота. Гидрокарбонаты растворимы в Н 2 О. Карбонаты нерастворимы в воде, кроме карбонатов щелочных металлов, Li 2 CO 3 и (NH 4) 2 CO 3 . Кислые соли угольной кислоты получают, пропуская избыток СО 2 в водный раствор карбоната:

либо постепенным (по каплям) добавлением сильной кислоты в избыток водного раствора карбоната:

Na 2 CO 3 + HNO 3 ® NaHCO 3 + NaNO 3

При взаимодействии со щелочами или нагревании (прокаливании) кислые соли переходят в средние:

Соли гидролизуются по уравнению:

I ступень

Из-за полного гидролиза из водных растворов нельзя выделить карбонаты Gr 3+ , Al 3+ , Ti 4+ , Zr 4+ и др.

Практическое значение имеют соли - Na 2 CO 3 (сода), CaCO 3 (мел, мрамор, известняк), K 2 CO 3 (поташ), NaHCO 3 (питьевая сода), Са(НСО 3) 2 и Mg(HCO 3) 2 обусловливают карбонатную жесткость воды.

Сероуглерод (CS 2)

При нагревании (750-1000°С) углерод реагирует с серой, образуясероуглерод, органический растворитель (бесцветная летучая жидкость, реакционноспособное вещество), огнеопасен и летуч.

Пары CS 2 – ядовиты, применяется для фумигации (окуривания) зернохранилищ против насекомых - вредителей, в ветеринарии служит для лечения аскаридоза лошадей. В технике – растворитель смол, жиров, йода.

С сульфидами металлов CS 2 образует соли тиоугольной кислоты – тиокарбонаты.

Эта реакция аналогична процессу

Тиокарбонаты – желтые кристаллические вещества. При действии на них кислот выделяется свободная тиоугольная кислота.

Она более стабильна чем Н 2 СО 3 и при низкой температуре выделяется из раствора в виде желтой маслянистой жидкости, легко разлагающейся на:

Соединения углерода с азотом (СN) 2 или С 2 N 2 – дициан, легко воспламеняющийся бесцветный газ. Чистый сухой дициан получают путем нагревания сулемы с цианидом ртути (II).

HgCl 2 + Hg(CN) 2 ® Hg 2 Cl 2 + (С N) 2

Другие способы получения:

4HCN г + О 2 2(CN) 2 +2H 2 O

2HCN г + Сl 2 (CN) 2 + 2HCl

Дициан по свойствам похож на галогены в молекулярной форме X 2 . Так в щелочной среде он, подобно галогенам, диспропорционирует:

(С N) 2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Циановодород - НСN (), ковалентное соединение, газ, растворяющийся в воде с образованием синильной кислоты (бесцветная жидкость и ее соли чрезвычайно ядовиты). Получают:

Циановодород получают в промышленности по каталитическим реакциям.

2CH 4 + 3O 2 + 2NH 3 ® 2HCN + 6H 2 O.

Соли синильной кислоты – цианиды, подвержены сильному гидролизу. CN - - ион изоэлектронный молекуле СО, входит как лиганд в большое число комплексов d-элементов.

Обращение с цианидами требует строгого соблюдения мер предосторожности. В сельском хозяйстве применяют для борьбы с особо опасными насекомыми – вредителями.

Цианиды получают:

Соединения углерода с отрицательной степенью окисления :

1) ковалентные (SiC карборунд) ;

2) ионноковалентные;

3) металлические карбиды.

Ионноковалентные разлагаются водой с выделением газа, в зависимости от того какой выделяется газ, их делят на:

метаниды (выделяется СН 4)

Al 4 C 3 + 12H 2 O ® 4Al(OH) 3 + 3CH 4

ацетилениды (выделяется С 2 Н 2)

H 2 C 2 + AgNO 3 ® Ag 2 C 2 + HNO 3

Металлические карбиды – соединения стехиометрического состава образованные элементами 4, 7, 8 групп посредством внедрения атомов Ме в кристаллическую решетку углерода.

Химия кремния

Отличие химии кремния от углерода обусловлено большими размерами его атома и возможностью использования 3d-орбиталей. Из-за этого связи Si – O - Si, Si - F более прочны, чем у углерода.

Для кремния известны оксиды состава SiO и SiO 2 .Монооксид кремния существует только в газовой фазе при высоких температурах в инертной атмосфере; он легко окисляется кислородом с образованием более стабильного оксида SiO 2 .

2SiO + О 2 t ® 2SiO 2

SiO 2 – кремнезем, имеет несколько кристаллических модификаций. Низкотемпературная – кварц, обладает пьезоэлектрическими свойствами. Природные разновидности кварца: горный хрусталь, топаз, аметист. Разновидности кремнезема – халцедон, опал, агат, песок.

Известно большое разнообразие силикатов (точнее оксосиликатов). В строении их общая закономерность: все состоят из тетраэдров SiO 4 4- которые через атом кислорода соединены друг с другом.

Сочетания тетраэдров могут соединяться в цепочки, ленты, сетки и каркасы.

Важные природные силикаты 3MgO×H 2 O×4SiO 2 тальк, 3MgO×2H 2 O×2SiO 2 асбест.

Как и для SiO 2 для силикатов характерно (аморфное) стеклообразное состояние. При управляемой кристаллизации можно получить мелкокристаллическое состояние – ситаллы – материалы повышенной прочности. В природе распространены алюмосиликаты – каркасные ортосиликаты, часть атомов Si заменены на Al, например Na 12 [(Si,Al)O 4 ] 12 .

Наиболее прочный галогенид SiF 4 разлагается только под действием электрического разряда.

Гексафторокремниевая кислота (по силе близка к H 2 SO 4).

(SiS 2) n – полимерное вещество, разлагается водой:

Кремниевые кислоты.

Соответствующие SiO 2 кремниевые кислоты не имеют определенного состава, обычно их записывают в виде xH 2 O ySiO 2 – полимерные соединения

Известны:

H 2 SiO 3 (H 2 O×SiO 2) – метакремниевая (не существует реально)

H 4 SiO 4 (2H 2 O×SiO 2) – ортокремниевая (простейшая реально существующая только в растворе)

H 2 Si 2 O 5 (H 2 O×2SiO 2) – диметакремниевая.

Кремниевые кислоты – плохо растворимые вещества, для H 4 SiO 4 характерно коллоидное состояние, как кислота слабее угольной (Si менее металличен, чем С).

В водных растворах идет конденсация ортокремневой кислоты, в результате образуются поликремниевые кислоты.

Силикаты – соли кремневых кислот, в воде нерастворимы, кроме силикатов щелочных металлов.

Растворимые силикаты гидролизуются по уравнению

Желеобразные растворы натриевых солей поликремневых кислот называются «жидким стеклом». Широко применяются как силикатный клей и в качестве консерванта древесины.

Сплавлением Na 2 CO 3 , CaCO 3 и SiO 2 получают стекло, которое является переохлажденным взаимным раствором солей поликремниевых кислот.

6SiO 2 + Na 2 CO 3 + CaCO 3 ® Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2 Силикат записан как смешанный оксид.

Силикаты больше всего используются в строительстве. 1 место в мире по выпуску силикатной продукции – цемент, 2-е – кирпич, 3 – стекло.

Строительная керамика – облицовочная плитка, керамические трубы. Для изготовления санитарно-технических изделий – стекло, фарфор, фаянс, глиняная керамика.

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.

Все химические соединения образуются посредством образования химической связи. И в зависимости от типа соединяющихся частиц различают несколько видов. Самые основные – это ковалентная полярная, ковалентная неполярная, металлическая и ионная. Сегодня речь пойдет об ионной.

Вконтакте

Что такое ионы

Она образуется между двумя атомами – как правило, при условии, что разница электроотрицательностей между ними очень велика. Электроотрицательность атомов и ионов оценивается по шкале Поллинга.

Поэтому для того чтобы правильно рассматривать характеристики соединений, было введено понятие ионности. Эта характеристика позволяет определить на сколько процентов конкретная связь представляет именно ионную.

Соединение с максимальной ионностью это фторид цезия, в котором она составляет примерно 97%. Ионная связь характерна для веществ, образованных атомами металлов, располагающихся в первой и второй группе таблицы Д.И. Менделеева, и атомами неметаллов, находящихся в шестой и седьмой группах этой же таблицы.

Обратите внимание! Стоит заметить, что не существует соединения, в котором взаимосвязь исключительно ионная. Для открытых на данный момент элементов нельзя добиться настолько большой разницы в электроотрицательности, чтобы получить 100%-ное ионное соединение. Поэтому определение ионной связи не совсем корректно, так как реально рассматриваются соединения с частичным ионным взаимодействием.

Зачем же ввели этот термин, если реально такого явления не существует? Дело в том, что этот подход помог объяснить многие нюансы в свойствах солей, оксидов и других веществ. Например, почему они хорошо растворимы в воде, а их растворы способны проводить электрический ток . Это невозможно объяснить ни с каких других позиций.

Механизм образования

Образование ионной связи возможно только при соблюдении двух условий: если атом металла, участвующий в реакции, способен легко отдать электроны, находящиеся на последнем энергетическом уровне, а атом неметалла способен эти электроны принять. Атомы металлов по своей природе являются восстановителями, то есть способны к отдаче электронов .

Это связано с тем, что на последнем энергетическом уровне в металле могут находится от одного до трех электронов, а радиус самой частицы достаточно большой. Поэтому сила взаимодействия ядра с электронами на последнем уровне настолько мала, что они могут легко уходить с него. С неметаллами ситуация совершенно иная. Они имеют маленький радиус , а количество собственных электронов на последнем уровне может быть от трех и до семи.

И взаимодействие между ними и положительным ядром достаточно сильная, но любой атом стремится к завершению энергетического уровня, поэтому атомы неметалла стремятся получить недостающие электроны.

И когда встречаются два атома – металла и неметалла, происходит переход электронов от атома металла к атому неметалла, при этом образуется химическое взаимодействие.

Схема соединения

На рисунке наглядно видно, как именно осуществляется образование ионной связи. Изначально существуют нейтрально заряженные атомы натрия и хлора.

Первый имеет один электрон на последнем энергетическом уровне, второй семь. Далее происходит переход электрона от натрия к хлору и образование двух ионов. Которые соединяются между собой с образованием вещества. Что такое ион? Ион – это заряженная частица, в которой количество протонов не равно количеству электронов .

Отличия от ковалентного типа

Ионная связь за счет своей специфичности не имеет направленности. Это связано с тем, что электрическое поле иона представляет собой сферу, при том оно убывает или возрастает в одном направлении равномерно, подчиняясь одному и тому же закону.

В отличие от ковалентной, которая образуется за счет перекрывания электронных облаков.

Второе отличие заключается в том, что ковалентная связь насыщенна . Что это значит? Количество электронных облаков, которые могут принимать участие в взаимодействии ограниченно.

А в ионной за счет того, что электрическое поле имеет сферическую форму, оно может соединяться с неограниченным количеством ионов. А значит, можно говорить о том, что она не насыщена.

Также она может характеризоваться еще несколькими свойствами:

1. Энергия связи – это количественная характеристика, и она зависит от количества энергии, которое необходимо затратить на ее разрыв. Она зависит от двух критериев – длины связи и заряда ионов , участвующих в ее образовании. Связь тем прочнее, чем короче ее длина и больше заряды ионов, ее формирующих.
2. Длина – этот критерий уже упоминался в предыдущем пункте. Он зависит исключительно от радиуса частиц, участвующих в образовании соединения. Радиус атомов изменяется следующим образом: уменьшается по периоду при увеличении порядкового номера и увеличивается в группе.

Вещества с ионной связью

Она характерна для значительного числа химических соединений. Это большая часть всех солей, в том числе и всем известная поваренная соль. Она встречается во всех соединениях, где есть непосредственный контакт между металлом и неметаллом . Вот некоторые примеры веществ с ионной связью:

• хлориды натрия и калия,
• фторид цезия,
• оксид магния.

Также она может проявляться и в сложных соединениях.

Например, сульфат магния.

Перед вами формула вещества с ионной и ковалентной связью:

Между ионами кислорода и магния будет образовываться ионная связь, а вот сера и соединены между собой уже с помощью ковалентной полярной.

Из чего можно сделать вывод, что ионная связь характерна для сложных химических соединений.

Что такое ионная связь в химии

Виды химической связи — ионная, ковалентная, металлическая

Вывод

Свойства напрямую зависят от устройства кристаллической решетки . Поэтому все соединения с ионной связью хорошо растворимы в воде и других полярных растворителях, проводят и являются диэлектриками. При этом довольно тугоплавки и хрупки. Свойства этих веществ довольно часто применяются в устройстве электрических приборов.

Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ) невозможен. В этом случае для выполнения необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора - восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.

Химическая связь - явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

При образовании ковалентной химической связи важную роль в уменьшении полной энергии играет обменное взаимодействие.

Основной принцип образования молекул из атомов - это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H (г) +H (г) =H 2(г) + 435 кДж/моль энергии).

Виды химической связи:

1. Ковалентная связь - связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 03; Э.О.(P)=2,1; Э.О.(H)=2,2; D Э.О.=0,1). Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4

2. Ионная связь - это связь между ионами, т.е связь между атомами. Обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Рассматривается как отдельный случай ковалентной полярной связи. Для ионной связи D Э.О.>2 (пример: NaCl Э.О.(Na)=0,9; Э.О.(Cl)=3,1; D Э.О.=2,2).

3. Водородная связь - связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

4. Металлическая связь - связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

Основные характеристики ковалентной связи:

1. Энергия химической связи (E xc) - определяет прочность связи. Данная энергия необходима для превращения одного моля газообразного (молекулярного) вещества в отдельные газообразные атомы. Энергия ковалентной связи имеет порядок 10-1000 кДж/моль.

2. Длина химической связи (L xc) - расстояние между ядрами химически связанных атомов. Чем короче длина химической связи, тем связь прочнее. Длина химической связи имеет порядок 0,1-0,3 нм.

3. Полярность химической связи - неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле из-за разной электроотрицательности. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями.

4. Поляризуемость - способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля - в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.

5. Направленность - определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.

Механизм возникновения ковалентной связи:

1. Обменный - механизм возникновения ковалентной связи путем обобществления неспаренных электронов других атомов.

2. Донорно-акцепторный - механизм возникновения ковалентной связи, при котором один атом, имеющий неподеленную электронную пару (донор), предоставляет ее свободную орбиталь другого атома (акцептор).

К межмолекулярным взаимодействиям относятся: ориентационные - диполь-диполь; индукционные - диполь-не диполь и дисперсионные - за счет микродиполей.