Хімічний зв'язок та будова молекул. Хімічний зв'язок

3.3.1 Ковалентний зв'язок - Це двоцентровий двоелектронний зв'язок, що утворюється за рахунок перекривання електронних хмар, що несуть неспарені електрони з антипаралельними спинами. Як правило, утворюється між атомами одного хімічного елемента.

Кількісно вона характеризується валентністю. Валентність елемента - Це його здатність утворювати певну кількість хімічних зв'язків за рахунок вільних електронів, що знаходяться в атомній валентній зоні.

Ковалентний зв'язок утворює лише пара електронів, що знаходиться між атомами. Вона називається поділеною парою. Інші пари електронів називають неподіленими парами. Вони заповнюють оболонки та не беруть участь у зв'язуванні.Зв'язок між атомами може здійснюватися як однієї, а й двома і навіть трьома поділеними парами. Такі зв'язки називаються подвійними і т рійними – кратними зв'язками.

3.3.1.1 Ковалентний неполярний зв'язок. Зв'язок, що здійснюється за рахунок освіти електронних пар, що однаково належать обом атомам, називається ковалентної неполярної. Вона виникає між атомами з практично рівною електронегативністю (0,4 > ΔЕО > 0) і, отже, рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів у гомоядерних молекул. Наприклад, Н 2 О 2 N 2 Cl 2 і т. д. Дипольний моменттаких зв'язків дорівнює нулю. Зв'язок СН в граничних вуглеводнях (наприклад, СН 4) вважається практично неполярною, т.к. Δ ЕО = 2,5 (С) – 2,1 (Н) = 0,4.

3.3.1.2 Ковалентний полярний зв'язок.Якщо молекула утворена двома різними атомами, то зона перекриття електронних хмар (орбіталей) зміщується у бік одного з атомів, і такий зв'язок називається полярний . За такого зв'язку ймовірність знаходження електронів біля ядра одного з атомів вища. Наприклад, НCl, H 2 S, PH 3 .

Полярний (несиметричний) ковалентний зв'язок - зв'язок між атомами з різною електронегативністю (2 > ΔЕО > 0.4) та несиметричним розподілом загальної електронної пари. Як правило, вона утворюється між двома неметалами.

Електронна щільність такого зв'язку зміщена у бік більш електронегативного атома, що призводить до появи на ньому часткового негативного заряду (дельта мінус), а на менш електронегативному атомі - часткового позитивного заряду (дельта плюс)

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

Напрямок зміщення електронів позначається також стрілкою:

CCl, CО, CN, ОН, CMg.

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, що зв'язуються, тим вище полярність зв'язку і більше її дипольний момент. Між протилежними за знаком частковими зарядами діють додаткові сили тяжіння. Тому, чим полярніший зв'язок, тим він міцніший.

Крім поляризованості ковалентний зв'язок має властивість насичуваності – здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки має енергетично доступних атомних орбіталей. Третьою властивістю ковалентного зв'язку є її спрямованість.

3.3.2 Іонний зв'язок. Рушійною силою її утворення є все те прагнення атомів до октетної оболонки. Але в ряді випадків така "октетна" оболонка може виникнути лише при передачі електронів від одного атома до іншого. Тому, як правило, іонний зв'язок утворюється між металом та неметалом.

Розглянемо як приклад реакцію між атомами натрію (3s 1) і фтору (2s 2 3s 5). Різниця електронегативності у з'єднанні NaF

ЕО = 4,0 - 0,93 = 3,07

Натрій, віддавши фтору свій 3s 1 -електрон, стає іоном Na + і залишається із заповненою 2s 2 2p 6 оболонкою, що відповідає електронній конфігурації атома неону. Точно таку ж електронну конфігураціюнабуває фтор, прийнявши один електрон, відданий натрієм. Внаслідок цього виникають сили електростатичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами.

Іонний зв'язок – крайній випадокполярного ковалентного зв'язку, заснована на електростатичному тяжінні іонів. Такий зв'язок виникає при великій різниці в електронегативності зв'язуваних атомів (ЕО > 2), коли менш електронегативний атом майже повністю віддає свої валентні електрони і перетворюється на катіон, а інший, більш електронегативний атом, ці електрони приєднує і стає аніоном. Взаємодія іонів протилежного знакане залежить від напрямку, а кулонівські силине мають властивість насиченості. В силу цього іонний зв'язок не має просторової спрямованості і насичуваності , оскільки кожен іон пов'язаний з певною кількістю протиіонів (координаційне число іона). Тому іонно-пов'язані сполуки не мають молекулярної будови і являють собою тверді речовини, що утворюють іонні кристалічні грати, з високими температурами плавлення та кипіння, вони високополярні, часто солеподібні, водних розчинахелектропровідні. Наприклад, MgS, NaCl, А 2 O 3 . З'єднань із чисто іонними зв'язками практично не існує, оскільки завжди залишається деяка частка ковалентності через те, що повного переходу одного електрона до іншого атома не спостерігається; у «іонних» речовинах частка іонності зв'язку вбирається у 90 %. Наприклад, NaF поляризація зв'язку становить близько 80 %.

У органічних сполуках іонні зв'язки трапляються досить рідко, т.к. атом вуглецю не схильний ні втрачати, ні купувати електрони з утворенням іонів.

Валентність елементів у з'єднаннях з іонними зв'язками дуже часто характеризують ступенем окиснення , Яка, у свою чергу, відповідає величині заряду іона елемента в даному з'єднанні.

Ступінь окислення - це умовний заряд, який набуває атома в результаті перерозподілу електронної щільності. Кількісно вона характеризується числом зміщених електронів від менш електронегативного елемента до більш електронегативного. Позитивно заряджений іон утворюється з того елемента, що віддав свої електрони, а негативний іон- З елемента, який ці електрони прийняв.

Елемент, що знаходиться в вищого ступеня окислення (максимально позитивною), вже віддав усі свої валентні електрони, що перебувають у АВЗ. А оскільки їхня кількість визначається номером групи, в якій стоїть елемент, то найвищий ступінь окислення для більшості елементів і дорівнюватиме номеру групи . Що стосується нижчого ступеня окислення (максимально негативної), вона з'являється для формування восьмиелектронної оболонки, тобто у разі, коли АВЗ заповнюється повністю. Для неметалів вона розраховується за формулою № групи – 8 . Для металів дорівнює нулю оскільки вони електрони приймати не можуть.

Наприклад, АВЗ сірки має вигляд: 3s 2 3р 4 . Якщо атом віддасть усі електрони (шість), то придбає вищий ступіньокислення +6 , рівну номеру групи VI якщо прийме два, необхідні для завершення стійкої оболонки, то придбає нижчий ступінь окислення –2 , рівну № групи - 8 = 6 - 8 = -2.

3.3.3 Металевий зв'язок.Більшість металів має ряд властивостей, що мають загальний характері від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- та електропровідність. Ці особливості пояснюються існуванням у металах особливого виду взаємодії – металевий зв'язок.

Відповідно до положення в періодичній системі атоми металів мають невелике число валентних електронів, які досить слабко пов'язані зі своїми ядрами і можуть легко відриватися від них. В результаті цього в кристалічній решітці металу з'являються позитивно заряджені іони, локалізовані в певних положеннях кристалічних ґрат, і велика кількість ділокалізованих (вільних) електронів, що порівняно вільно переміщуються в полі позитивних центрівта здійснюють зв'язок між усіма атомами металу за рахунок електростатичного тяжіння.

У цьому полягає важлива відмінність металевих зв'язків від ковалентних, які мають сувору спрямованість у просторі. Сили зв'язку в металах не локалізовані і не спрямовані, а вільні електрони, що утворюють «електронний газ», зумовлюють високу тепло- та електропровідність. Тому в цьому випадку неможливо говорити про спрямованість зв'язків, оскільки валентні електрони розподілені кристалом майже рівномірно. Саме цим і пояснюється, наприклад, пластичність металів, тобто можливість усунення іонів та атомів у будь-якому напрямку

3.3.4 Донорно-акцепторний зв'язок. Крім механізму утворення ковалентного зв'язку, згідно з яким загальна електронна пара виникає при взаємодії двох електронів, існує також особливий донорно-акцепторний механізм . Він полягає в тому, що ковалентний зв'язок утворюється в результаті переходу вже існуючої (неподіленої) електронної пари донора (постачальника електронів) у спільне користування донора та акцептора (Постачальника вільної атомної орбіталі).

Після утворення вона нічим не відрізняється від ковалентної. Донорно-акцепторний механізм добре ілюструється схемою утворення іону амонію (рисунок 9) (зірочками позначені електрони зовнішнього рівняатома азоту):

Малюнок 9- Схема утворення іона амонію

Електронна формула АВЗ атома азоту 2s 2 2р 3 тобто він має три неспарених електрона, які вступають у ковалентний зв'язок з трьома атомами водню (1s 1), кожен з яких має один валентний електрон. У цьому утворюється молекула аміаку NH 3, у якій зберігається неподілена електронна пара азоту. Якщо до цієї молекули підійде протон водню (1s 0), який не має електронів, то азот передасть свою пару електронів (донор) на цю атомну орбіталь водню (акцептор), внаслідок чого утворюється іон амонію. У ньому кожен атом водню пов'язаний з атомом азоту загальною електронною парою, одна з яких реалізована за донорно-акцепторним механізмом. Важливо, що зв'язку Н-N, утворені за різними механізмами, ніяких відмінностей у властивостях немає. Зазначене явище обумовлено тим, що в момент утворення зв'язку орбіталі 2s-і 2р-електронів атома азоту змінюють свою форму. У результаті з'являються чотири абсолютно однакові формою орбіталі.

Як донори зазвичай виступають атоми з великою кількістюелектронів, але мають невелику кількість неспарених електронів. Для елементів II періоду така можливість крім атома азоту є у кисню (дві неподілені пари) та у фтору (три неподілені пари). Наприклад, іон водню Н+ у водних розчинах ніколи не буває у вільному стані, тому що з молекул води Н2О та іона Н+ завжди утворюється іон гідроксонію Н3О+Іон гідроксонію присутній у всіх водних розчинах, хоча для простоти в написанні зберігається символ H+.

3.3.5 Водневий зв'язок. Атом водню, пов'язаний з сильно електронегативним елементом (азотом, киснем, фтором та ін), який «стягує» на себе загальну електронну пару, відчуває нестачу електронів і набуває ефективного позитивного заряду. Тому він здатний взаємодіяти з неподіленою парою електронів іншого електронегативного атома (який набуває ефективний негативний заряд) цієї ж (внутрішньомолекулярний зв'язок) або іншої молекули (міжмолекулярний зв'язок). В результаті виникає водневий зв'язок , яка графічно позначається точками:

Цей зв'язок значно слабший за інші хімічні зв'язки (енергія її утворення 10 – 40 кДж/моль) і переважно має частково електростатичний, частково донорно-акцепторний характер.

Винятково важливу роль водневий зв'язок грає в біологічних макромолекулах, таких неорганічних сполуках як H2O, H2F2, NH3. Наприклад, зв'язки О-Н у Н2О мають помітний полярний характер із надлишком негативного заряду – на атомі кисню. Атом водню, навпаки, набуває невеликого позитивного заряду + і може взаємодіяти з неподіленими парами електронів атома кисню сусідньої молекули води.

Взаємодія між молекулами води виявляється досить сильною, такою, що навіть у парах води присутні димери і тримери складу (H 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 і т. д. У розчинах можуть виникати довгі ланцюги асоціатів такого виду:

оскільки атом кисню має дві неподілені пари електронів.

Наявність водневих зв'язків пояснює високі температури кипіння води, спиртів, карбонових кислот. За рахунок водневих зв'язків вода характеризується такими високими в порівнянні з H 2 Е (Е = S, Se, Te) температурами плавлення та кипіння. Якби водневі зв'язки були відсутні, то вода плавилася при -100 °С, а кипіла при -80 °С. Типові випадки асоціації спостерігаються для спиртів та органічних кислот.

Водневі зв'язки можуть виникати між різними молекулами, так і всередині молекули, якщо в цій молекулі є групи з донорною і акцепторною здібностями. Наприклад, саме внутрішньомолекулярні водневі зв'язки відіграють основну роль у освіті пептидних ланцюгів, які визначають будову білків. Н-зв'язки впливають на фізичні та хімічні властивості речовини.

Зв'язки типу водневих не утворюють атоми інших елементів , Оскільки сили електростатичного тяжіння різноїменних кінців диполів полярних зв'язків (О-Н, N-H і т.п.) досить слабкі та діють лише на малих відстанях. Водень, маючи найменший атомний радіус, дозволяє зблизитися таким диполям настільки, що сили тяжіння стають помітними. Жоден інший елемент з великим атомним радіусом не здатний до утворення подібних зв'язків.

3.3.6 Сили міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса). У 1873 р. голландський вчений І. Ван-дер-Ваальс припустив, що існують сили, що зумовлюють тяжіння між молекулами. Ці сили пізніше отримали назву ван-дер-ваальсових сил – найуніверсальніший вид міжмолекулярного зв'язку. Енергія ван-дер-ваальсового зв'язку менша від водневої і становить 2–20 кДж/∙моль.

Залежно від способу виникнення сили поділяються на:

1) орієнтаційні (диполь-диполь або іон-диполь) – виникають між полярними молекулами або між іонами та полярними молекулами. При зближенні полярних молекул вони орієнтуються таким чином, щоб позитивна сторонаодного диполя була спрямована до негативної сторони іншого диполя (рисунок 10).

2) індукційні (диполь - індукований диполь або іон - індукований диполь) - виникають між полярними молекулами або іонами та неполярними молекулами, але здатними до поляризації. Диполі можуть впливати на неполярні молекули, перетворюючи їх на індиковані (наведені) диполі. (Рисунок 11).

3) дисперсійні (індукований диполь – індукований диполь) – виникають між неполярними молекулами, здатними до поляризації. У будь-якій молекулі чи атомі благородного газу виникають флуктуації електричної щільності, у результаті з'являються миттєві диполі, які індукують миттєві диполі в сусідніх молекул. Рух миттєвих диполів стає узгодженим, їхня поява та розпад відбувається синхронно. Через війну взаємодії миттєвих диполів енергія системи знижується (рисунок 12).

№2 . Які з цих сполук утворені ковалентною полярнийзв'язком, а які ковалентним неполярнийзв'язком: F2, NO, NH3, H2O, O2, CO2, Cl2, NaCl, SO2.

№3 . Молекули яких речовин утворені полярної ковалентноїзв'язком: NH3, H2O, N2, HCl, SO3, Al, Cl.

№4. Визначте вид хімічного зв'язку (ковалентний полярний, ковалентний неполярний, іонний) у речовинах: NO, HF, NaF, O2, CO2, Cl2, FeCl3, NaCl, KBr, CaF2, H2, CH4.

№5 . Складіть хімічні формулиі вкажіть усунення електронної щільності в сполуках: 1) натрію з азотом; 2) кальцію з хлором; 3) водню з фтором.

Всім величезне спасибі, Хто допоможе! з:

2) З переліку випишіть формули речовин з ковалентним неполярним зв'язком: Н2О, Н2, Н2S, HCI.CI2.
Напишіть їх електронні структурні формули.
3)Напишіть електронні структурні формули молекул OF2 і H2O. У якій молекулі хімічний зв'язок є найбільш полярним і у бік якого атома зміщується загальна електронна пара?

а) фтору F2; б) фтороводню HF; в) сірководню H2S.
Складіть електронні та структурні формули цих молекул. Вкажіть вид хімічного зв'язку та валентність атома кожного елемента.
Заздалегідь велике ДЯКУЮ )))

іони алюмінію4) двоатомні молекули алюмінію
2. Вкажіть, які продукти утворюються при взаємодії заліза із сірчаною кислотою1) Fe2(SO4)3, SO2, H2O2) FeSO4, SO2, H2O3) Fe2(SO4)3, H2O4) FeSO4, H2
3. Вкажіть, який із металів у звичайних умовахне взаємодіє з водою1) Na 2) Ba 3) Cu 4) K
4. Які з тверджень є вірними? зовнішні електрониі перетворюються на катіони4) всі метали взаємодіють з розчинами кислот
5. Розташуйте речовини в порядку посилення металевих властивостей 1) Mg 2) Ba 3) Be 4) Ca 5) Sr

ДОПОМОЖІТЬ БУДЬ ЛАСКА!!! ДУЖЕ ТЕРМІНОВО ЗАРАНІШЕ ДЯКУЮ
а) Виберіть речовину з іонною кристалічною решіткою
1. кухонна сіль 2. смола
3. нафталін 4.алмаз
б) Металеві.кристалічні грати у простої речовини
1.Se 2.Fe 3. F2 4.Te
в) Речовина з молекулярним типомкристалічних ґрат
1.іонної 2. молекулярної 3.атомної 4.металевої
г) Кування, пластичні, електро- та теплопровідні речовини з типом решітки
1.іонної 2. молекулярної 3. атомної 4. металевої
д) Позначте правильний вислів
1. металеві кристалічні грати мають речовини з металевим зв'язком
2.атомними називають кристалічні решітки у вузлах які розташовуються іони
3.сухий лід,нафталін, цукор- речовини з іонними кристалічними ґратами
4. кухонна сіль, кварц-легкоплавкі речовини

Під хімічним зв'язком розуміють різні видивзаємодій, що зумовлюють стійке існування двох- та багатоатомних сполук: молекул, іонів, кристалічних речовин. За своєю природою хімічна зв'язок є взаємодія між позитивно зарядженими ядрами і негативно зарядженими електронами, і навіть електронами друг з одним. Основні види хімічного зв'язку: ковалентний, іонний, металевий. Для опису ковалентного зв'язку використовують два методи – метод валентних зв'язків (МВС) та метод молекулярних орбіталей (ММО).

В основі методу ЗС лежать такі положення:

1.В освіті ковалентного зв'язку беруть участь лише неспарені електрони двох атомів із протилежно спрямованими спинами ( обмінний механізмутворення зв'язку), або електронна пара одного атома

Донора та вільна орбіталь іншого атома – акцептора (донорно-акцепторний механізм).

2.Ковалентний хімічний зв'язок між двома атомами виникає як результат перекриття атомних орбіталей з утворенням електронних пар (узагальнення двох електронів).

Відповідно до теорії валентних зв'язків ковалентний зв'язок спрямований у бік максимального перекривання атомних орбіталей атомів, що взаємодіють.

Геометрична (просторова) структура молекули, що складається з більш ніж двох атомів, обумовлена взаємним розташуванняматомних орбіталей, що у освіті хімічних зв'язків. Молекула АВ 2 може мати лінійну , або кутову структуру (а). Молекула АВ 3 може мати форму правильного трикутника(б), тригональної піраміди (в). Молекула АВ4 – форму тетраедра (г).

а) б) в) г)

Просторова структура молекули визначається видом гібридизації валентних орбіталей центрального атома та числом неподілених електронних пар, що містяться у валентному. електронному шарі.

приклад 1.Опишіть з позицій методу валентних зв'язків будову молекул: а) РН 3 б) BBr 3 . Які атомні орбіталіберуть участь в утворенні хімічних зв'язків? Вкажіть тип гібридизації (якщо гібридизація має місце). Яка просторова структурацих молекул?

Рішення.а) Утворення молекули РН 3 .

Напишемо електронні формулиатомів, що утворюють молекулу PH 3, в основному (нормальному) стані: 15 Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ; 1 Н 1s 1

Електронно-графічні формули зовнішнього рівня цих атомів:

У даній молекулі центральним атомом є атом фосфору, у якого в освіті трьох хімічних зв'язків беруть участь тільки p – орбіталі, розташовані на одному підрівні та мають однаковою формоюта однаковою енергією. Отже, в молекулі РН 3 відсутня гібридизація.

Для наочного зображеннявалентних схем можна використати наступний спосіб. Електрони, що знаходяться на зовнішньому електронному шарі, позначають точками навколо хімічного символу атома. Загальні для двох атомів електрони показують точками, що поміщаються між ними хімічними символами; подвійний чи потрійний зв'язок позначається відповідно двома чи трьома парами загальних точок. Застосовуючи ці позначення, утворення молекули РН 3 можна так:

H
ê

Цю схему можна записати інакше: Н – Р – Н, де кожна пара електронів, що зв'язує два атоми, відповідає одній рисці, що зображує ковалентний зв'язок у структурних формулах.

Варіант 1

1. Визначте тип хімічного зв'язку в сполуках N₂, KF, HF, NH₃ та H₂S. Напишіть структурні та електронні формули сполук NH₃ та HF.

2. Зобразіть електронні формули нейтрального атома та іона літію. Чим відрізняється будова цих часток?
Li: 1s2 2s1 – нейтральний атомлітію
Катіон літію (віддав один електрон): Li+: 1s2 2s0

3. Визначте тип кристалічних ґрат, характерних для кожного з наступних речовин: хлориду калію, графіту, цукру, йоду, алмазу.
KCl- іонні грати, Атомна, цукор - молекулярна, йод - молекулярна, алмаз - атомна.

Варіант 2

1. З наведених формул речовин випишіть тільки формули сполук з ковалентним полярним зв'язком: CO₂, PH₃, H₂, OF₂, O₂, KF, NaCl.
CO2, PH3, OF2

2. Складіть електронні формули молекул хлору Cl₂, сірководню H₂S та фосфіну PH₃.

3. На конкретні прикладипорівняйте Фізичні властивостіречовин, що мають молекулярну та кристалічну решітку.

Варіант 3

1. Визначте вид хімічного зв'язку в сполуках SO₃, NCl₃, ClF₃, Br₂, H₂O та NaCl.

2. Складіть електронні формули молекул йоду I₂, води та метану CH₄.

3. На конкретних прикладах покажіть, як залежить деякі фізичні властивості речовин від типу їх кристалічної решітки.

Варіант 4

1. З наведених формул речовин випишіть тільки формули сполук з ковалентним неполярним зв'язком: I₂, HCl, O₂, NH₃, H₂O, N₂, Cl₂, PH₃, NaNO₃.
I2, O2, N2, Cl2