Сравните ионную и ковалентную связи кратко
Обновлено: 05.07.2024
Ионная связь, в отличие от ковалентной, возникает только между атомами разного вида, она образуется между ионами, т. е. заряженными частицами (+ и -) .В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов. Полярная ковалентная связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью.
Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалентная неполярная; если эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалентная полярная. В случае, если электроны, участвую щие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная.
Все вокруг вас скреплено химическими связями. От молекул, составляющих ваше тело, и соли, которую вы кладете в пищу, до стула, на котором вы сидите, ковалентные и ионные связи удерживают вещество в тех формах, с которыми мы ежедневно взаимодействуем. Изучение ионных и ковалентных связей является важной частью любого вводного курса химии, а обнаружение различий между связями дает вам понимание того, почему разные материалы ведут себя и реагируют по-разному. Тема проста, но она открывает двери для гораздо более глубокого понимания мира вокруг вас.
Определение ионных и ковалентных связей
Основные определения ионной и ковалентной связи помогают понять, почему они такие разные. Ионная связь - это та, которая образуется между двумя ионами с противоположными зарядами. Ион - это атом, который потерял или приобрел электрон, поэтому он больше не является электрически нейтральным. Потеря электрона означает, что ион имеет больше протонов, чем электронов, и имеет чистый положительный заряд. Получение электрона означает, что электронов больше, чем протонов. Этот ион имеет отрицательный заряд.
Сходство между ионными и ковалентными связями
Различия между связями явно важны, потому что ионные и ковалентные соединения работают так по-разному, но есть удивительное количество сходств. Наиболее очевидное сходство заключается в том, что результат один и тот же: как ионная, так и ковалентная связь приводят к созданию стабильных молекул.
Реакции, которые создают ионные и ковалентные связи, являются экзотермическими, потому что элементы связываются вместе, чтобы понизить их потенциальную энергию. По своей природе этот процесс выделяет энергию в форме тепла.
Хотя специфика отличается, валентные электроны участвуют в обоих процессах связи. При ионной связи валентные электроны приобретаются или теряются с образованием заряженного иона, а при ковалентной связи валентные электроны распределяются напрямую.
Получающиеся молекулы, созданные как ионной, так и ковалентной связью, электрически нейтральны. При ковалентном связывании это происходит потому, что два электрически нейтральных компонента объединяются, но при ионном связывании это происходит потому, что два заряда соединяются и взаимно нейтрализуются.
Ионные и ковалентные связи образуются в фиксированных количествах. Для ионных связей фиксированные количества ионов соединяются вместе, образуя электрически нейтральное целое с количествами, зависящими от избыточных зарядов на конкретных вовлеченных ионах. При ковалентном связывании они связываются в соответствии с количеством электронов, которое им необходимо разделить, чтобы заполнить свои валентные оболочки.
Различия между ионными и ковалентными связями
Различия между связями легче заметить, но они так же важны, если вы пытаетесь понять химическую связь. Самым очевидным отличием является способ формирования связей. Однако есть несколько других отличий, которые так же важны.
Отдельные компоненты ковалентно связанной молекулы электрически нейтральны, тогда как при ионной связи они оба заряжены. Это имеет важные последствия, когда они растворяются в растворителе. Ионное соединение, такое как хлорид натрия (поваренная соль), проводит электричество при растворении, потому что компоненты заряжены, но отдельные молекулы, образованные ковалентной связью, не проводят электричество, если они не ионизируются посредством другой реакции.
Другим следствием различных стилей склеивания является легкость, с которой полученные материалы распадаются и расплавляются. Ковалентная связь удерживает атомы вместе в молекулах, но сами молекулы слабо связаны друг с другом. В результате ковалентно связанные молекулы образуют структуры, которые легче расплавить. Например, вода ковалентно связана и лед тает при низкой температуре. Однако ионный материал, такой как соль, имеет более низкую температуру плавления, потому что вся его структура состоит из прочных ионных связей.
Есть много других различий между облигациями. Молекулы, которые составляют живые существа, ковалентно связаны, например, и ковалентные связи более распространены в природе, чем ионные связи в целом. Из-за различий в стилях связи ковалентные связи могут образовываться между атомами одного и того же элемента (например, газообразного водорода, который имеет формулу H2), но ионные связи не могут.
Ключевые слова конспекта. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая.
Силы, которые удерживают атомы в молекулах, называются химическими связями.
Образование химической связи происходит в том случае, если этот процесс сопровождается выигрышем энергии. Эта энергия возникает, если каждый атом, образующий химическую связь, получает устойчивую электронную конфигурацию.
По способу образования и существования химическая связь может быть ковалентной (полярной, неполярной), ионной, металлической.
Ковалентная химическая связь
■ Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами путем образования общих электронных пар за счет неспаренных электронов.
Внешние уровни большинства элементов периодической системы (кроме благородных газов) содержат неспаренные электроны, то есть являются незавершенными. В процессе химического взаимодействия атомы стремятся завершить свой внешний электронный уровень.
Например, электронная формула атома водорода: 1s 1 . Ее графический вариант:
Таким образом, атом водорода в химических реакциях стремится завершить свой внешний 1 s-уровень одним s-электроном. При сближении двух атомов водорода происходит усиление притяжения электронов одного атома к ядру другого атома. Под действием этой силы расстояния между ядрами атомов сокращаются и в результате их электронные орбитали перекрывают друг друга, создавая общую электронную орбиталь — молекулярную. Электроны каждого из атомов водорода через область перекрывания орбиталей мигрируют от одного атома к другому, то есть образуют общую электронную пару. Ядра будут сближаться до тех пор, пока нарастающие силы отталкивания одноименных зарядов не уравновесят силы притяжения.
Переход электронов с атомной орбитали на молекулярную сопровождается снижением энергии системы (более выгодное энергетическое состояние) и образованием химической связи:
Подобным образом образуются общие электронные пары при взаимодействии атомов р-элементов. Так образуются все двухатомные молекулы простых веществ. При образовании F2 и Cl2 перекрываются по одной р-орбитали от каждого из атомов (образуется одинарная связь), а при взаимодействии атомов азота перекрываются по три р-орбитали от каждого и в молекуле азота N2 образуется тройная связь.
Электронная формула атома хлора: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . Графическая формула:
Электронная формула атома азота: 1s 2 2s 2 2p 3 . Графическая формула:
Прочность связей в молекуле определяется количеством общих электронных пар у ее атомов. Двойная связь прочнее одинарной, тройная — прочнее двойной.
С увеличением количества связей между атомами сокращается расстояние между ядрами атомов, которое называют длиной связи, и увеличивается количество энергии, необходимое для разрыва связи, которое называется энергией связи. Например, в молекуле фтора связь одинарная, ее длина составляет 1,42 нм (1 нм = 10 –9 м), а в молекуле азота связь тройная, ее длина — 0,11 нм. Энергия связи в молекуле азота в 7 раз превышает энергию связи в молекуле фтора.
При взаимодействии атома водорода с атомом хлора оба атома будут стремиться завершить свои внешние энергетические уровни: водород — 1 s-уровень и хлор — 3р-уровень. В результате их сближения происходит перекрывание 1 s-орбитали атома водорода и 3р-орбитали атома хлора, а из соответствующих неспаренных электронов формируется общая электронная пара:
В молекулах Н2 и HCl область перекрывания орбиталей атомов водорода расположена в одной плоскости — на прямой, соединяющей центры атомных ядер. Такая связь называется σ-связью (сигма-связью):
Однако если в молекуле формируется двойная связь (с участием двух электронных орбиталей), то одна связь будет σ-связью, а вторая будет образована между орбиталями, расположенными параллельно друг другу. Параллельные орбитали перекроются с образованием двух общих участков, расположенных сверху и снизу от линии, соединяющей центры атомов.
При образовании ковалентной связи меду атомами с одинаковой электроотрицательностью (Н2, F2, O2, N2) общая электронная пара будет располагаться на одинаковом расстоянии от атомных ядер. При этом общие электронные пары принадлежат в равной степени обоим атомам одновременно, и ни на одном из атомов не будет избыточного отрицательного заряда, который несут на себе электроны. Такой вид ковалентной связи называется неполярной.
■ Ковалентная неполярная связь — вид химической связи, образующийся между атомами с одинаковой электроотрицательностью.
В случае, когда электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, не равны, но близки по значению, общая электронная пара смещается в сторону элемента с большей электроотрицательностью. При этом на нем образуется частичный отрицательный заряд (за счет отрицательно заряженных электронов):
В результате на атомах соединения образуются частичные заряды Н +0,18 и Cl –0,18 ; а в молекуле возникают два полюса — положительный и отрицательный. Такую ковалентную связь называют полярной.
■ Ковалентная полярная связь — вид ковалентной связи, образующейся при взаимодействии атомов, электроотрицательность которых отличается незначительно.
Образовавшийся частичный заряд на атомах в молекуле обозначают греческой буквой 8 (дельта), а направление смещения электронной пары — стрелкой:
Ионная химическая связь
В случае химического взаимодействия между атомами, электроотрицательность которых резко отличается (например, между металлами и неметаллами), происходит почти полное смещение электронных облаков к атому с большей электроотрицательностью. При этом, поскольку заряд ядра атома имеет положительное значение, атом, который почти полностью отдал свои валентные электроны, превращается в положительно заряженную частицу — положительный ион, или катион. Атом, получивший электроны, превращается в отрицательно заряженную частицу — отрицательный ион, или анион:
Ион — это одноатомная или многоатомная отрицательно либо положительно заряженная частица, в которую превращается атом в результате потери или присоединения электронов.
Между разноименно заряженными ионами при их сближении возникают силы электростатического притяжения — положительно и отрицательно заряженные ионы сближаются, образуя молекулу вещества.
■ Ионная химическая связь — это связь, образующаяся между ионами за счет сил электростатического притяжения.
Процесс присоединения электронов в ходе химических взаимодействий атомами с большей электроотрицательностью называется восстановлением, а процесс отдачи электронов атомами с меньшей электроотрицательностью — окислением.
Схему образования ионной связи между атомами натрия и хлора можно представить следующим образом:
Ионная химическая связь присутствует в оксидах, гидроксидах и гидридах щелочных и щелочноземельных металлов, в солях, а также в соединениях металлов с галогенами.
Ионы могут быть как простыми (одноатомными): Cl – , Н + , Na + , так и сложными (многоатомными): NH4 – . Заряд иона принято записывать вверху после знака химического элемента. Вначале записывается величина заряда, а затем его знак.
Металлическая связь
Между атомами металлов возникает особый вид химической связи, которая называется металлической. Образование этой связи обусловлено тремя особенностями строения атомов металлов:
- на внешнем энергетическом уровне присутствуют 1—3 электрона (исключения: атомы олова и свинца (4 электрона), атомы сурьмы и висмута (5 электронов), атом полония (6 электронов));
- атом имеет сравнительно большой радиус;
- атом имеет большое количество свободных орбиталей (например, у Na один валентный электрон располагается на 3-м энергетическом уровне, который имеет десять орбиталей (одну s-, три р- и пять d-орбиталей).
При сближении атомов металлов происходит перекрытие их свободных орбиталей, и валентные электроны получают возможность перемещаться на близкие по значениям энергии орбитали соседних атомов. Атом, теряющий электрон, превращается в ион. Таким образом, в металле формируется совокупность электронов, свободно перемещающихся между ионами. Притягиваясь к положительным ионам металла, электроны восстанавливают их, а затем снова отрываются, переходя к другим ионам. Такой процесс превращения атомов в ионы и обратно происходит в металлах непрерывно. Частицы, из которых состоят металлы, называют атом-ионами.
■ Металлическая связь — это связь, образующаяся между атом-ионами в металлах и сплавах посредством постоянного перемещения между ними валентных электронов:
То, что не видно человеческому глазу, всегда вызывает у людей любопытство. Они не только хотят знать больше о таких вещах, но также предполагают определенные моменты, которые могут быть не совсем точными, но удовлетворяют человеческую природу любознательности. Химия — это такая тема, в которой обсуждаются такие аспекты, которые не видны, и такие два термина, используемые в этой теме, — это ковалентные и ионные связи. Оба они противоположны друг другу и имеют разные свойства, которые будут обсуждаться в следующих строках. Облигации — это сущности, которые объединяют две вещи. Чтобы увидеть различия между ними, необходимо дать определение этим двум терминам. Ковалентная связь — это химическая связь, которая создается разделением двух электронных пар между атомами. Ионная связь, с другой стороны, это процесс передачи одного электрона другому атому. Он не создает никаких пар, таких как электроны, и имеет тенденцию передавать их другим атомам. Другое различие между ними заключается в том, что ковалентные связи имеют низкий уровень притяжения друг к другу, в то время как ионные связи имеют высокий уровень привлекательности. Основное различие состоит в том, что в ковалентных связях связь происходит между двумя неметаллами, но в ионных связях полярность имеет место между металлом и неметаллическим веществом. Ионные связи не имеют надлежащей формы из-за их изменяющейся структуры, когда они получают или отдают электрон, но всегда есть хорошая форма в случае ковалентных связей. Ковалентная связь известна как молекулярная связь, а ионная связь известна как электровалентная связь. Из-за их неправильной структуры, ионные связи имеют высокую температуру плавления, но поскольку ковалентные связи имеют правильную структуру, они имеют низкую температуру плавления. То же самое и с температурами кипения этих двух связей. Другое главное различие между этими двумя связями заключается в том, что ковалентная связь может существовать в газообразном или водянистом состоянии при комнатной температуре, в то время как ионные связи всегда находятся в стабильном состоянии. Краткое объяснение обоих этих типов химических связей дано в следующих двух абзацах для лучшего понимания.
Сравнительная таблица
| Ковалентный | Ионный | |
| Формирование | Образуется, когда электроны соединяются в пары | Образуется, когда электроны передаются от одного атома другому. |
| Разновидность | Всегда образуется между двумя неметаллическими веществами | Всегда создается между металлическими и неметаллическими элементами. |
| Состояние | При комнатной температуре это либо газ, либо жидкость. | Всегда твердый при нормальной температуре |
| Полярность | Низкий | Высокий |
Определение ковалентной связи
Ковалентная связь — это химическая связь, которая создается разделением двух электронных пар между атомами. Эти электронные пары известны как связывающие пары из-за распределения и создают равенство между положительными и отрицательными силами между атомами. У них много свойств, таких как определенная структура, которая дает им возможность выглядеть должным образом. У них низкая температура плавления и температура кипения. Эти факторы делают их плохими проводниками электричества. В основном все ковалентные связи можно найти в газе, жидкости и твердом состоянии, но при комнатной температуре они не могут существовать в стабильном состоянии. Поскольку они соединены вместе, на них нет зарядов, и, следовательно, они не символизируют никакой полярности и нерастворимы в воде. Лучшим примером ковалентных связей является соляная кислота и метан.
Определение ионной связи
Ионную связь можно объяснить как процесс передачи одного электрона другому атому. Он не создает никаких пар, таких как электроны, и имеет тенденцию передавать их другим атомам. Обычно в результате этого процесса образуются два заряженных иона, противоположных друг другу. Металл становится положительно заряженным, когда он дает электрон, и становится отрицательным, когда он получает электрон. Он всегда образуется между двумя металлическими и неметаллическими веществами. Поскольку неметаллы прочнее металлов, они могут быстро получить электрон от металлов, чтобы завершить себя. Они обладают отрицательным зарядом среди них, в то время как металлы, которые отдают электроны, имеют положительный заряд. Между различными заряженными частицами существует притяжение, из-за которого происходит это соединение. Лучшими примерами ионных связей являются серная кислота и хлорид натрия. Они не имеют правильной формы и имеют высокие температуры плавления и кипения из-за своей конструкции. Они всегда доступны в твердом виде при комнатной температуре и являются отличными проводниками электричества. Еще одна особенность в том, что они растворимы в воде.
Отличия в двух словах
- Ковалентные связи образуются, когда электроны соединяются вместе в виде пар, а ионные связи образуются, когда электроны передаются от одного атома другому.
- Ковалентные связи всегда образуются между двумя неметаллическими веществами. Ионные связи всегда создаются между некоторыми металлическими и неметаллическими элементами.
- Ковалентная связь при комнатной температуре находится в газообразном или жидком состоянии. Состояние ионной связи всегда твердое при нормальной температуре.
- Ковалентные связи имеют низкие температуры плавления и кипения, в то время как ионные связи имеют более высокие температуры плавления и кипения.
- Ковалентные связи имеют низкую полярность, тогда как ионные связи более склонны к притяжению между электронами.
- Ковалентные связи всегда имеют определенную структуру, в то время как ионные связи не имеют надлежащей формы.
- Лучшим примером ионных связей будет хлорид натрия, а лучшим примером ковалентных связей будет хлористоводородная кислота.
- Ковалентные связи являются плохими проводниками электричества, в то время как ионные связи проводят электричество при плавлении.
- Ионные связи растворимы в воде, но не растворимы в других жидкостях, в то время как ковалентные связи не растворимы в воде, но растворимы в неполярных жидкостях.
Заключение
Химия может быть сложной для понимания темой, и термины, связанные с ней, могут стать головной болью для людей, которые не имеют большого представления о предмете. Облигации являются важным фактором и поэтому были объяснены здесь должным образом, чтобы можно было выработать четкое понимание, и, надеюсь, эта статья помогла бы в этом.
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
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.
Электроотрицательность χ – 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 разность электроотрицательностей 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 ), 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 – это химическая 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
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 способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
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 H2. 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 Льюиса 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.
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.
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. Донорно-акцепторный механизм 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 статье.
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 NH4 + , в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH2 + ;
– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O3.
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 валентности атомов, образующих молекулу.
Например , в молекуле водорода H2 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 O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N2 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 А2 и В2:
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 . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
Длина связи, нм
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.
Длина связи, нм
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:
+11 Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11 Na + ) 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:
+17 Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 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 NH4 + , сульфат-ион SO4 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 — , Na2 + SO4 2- .
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:
Металлическая химическая связь
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.
Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляются 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 взаимодействий 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. 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 к ислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (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 температуры кипения.
Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te 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.
Читайте также: