Ковалентная и ионная химическая связь

Химическая связь и условия ее образования

Каж­дый атом со­сто­ит из по­ло­жи­тель­но за­ря­жен­но­го ядра и от­ри­ца­тель­но за­ря­жен­ной элек­трон­ной обо­лоч­ки. Бла­го­да­ря за­ря­дам ядра и элек­тро­нов между со­сед­ни­ми ато­ма­ми воз­ни­ка­ют элек­тро­ста­ти­че­ские силы: при­тя­же­ния и от­тал­ки­ва­ния. Если сбли­же­ние ато­мов при­во­дит к по­ни­же­нию энер­гии об­ра­зу­ю­щей­ся ча­сти­цы (по срав­не­нию с энер­ги­я­ми от­дель­ных ато­мов), то об­ра­зу­ет­ся хи­ми­че­ская связь.

Хи­ми­че­ская связь – это силы вза­и­мо­дей­ствия, удер­жи­ва­ю­щие ча­сти­цы друг около друга.

Уче­ные до­ка­за­ли, что глав­ную роль в об­ра­зо­ва­нии связи иг­ра­ют элек­тро­ны, ко­то­рые мень­ше всего свя­за­ны с ядром, т. е. рас­по­ло­жен­ные на внеш­ней элек­трон­ной обо­лоч­ке. Такие элек­тро­ны на­зы­ва­ют ва­лент­ны­ми.

В ато­мах эле­мен­тов глав­ных под­групп все ва­лент­ные элек­тро­ны рас­по­ло­же­ны на по­след­нем (внеш­нем) элек­трон­ном слое и их число равно но­ме­ру груп­пы.

В ато­мах эле­мен­тов по­боч­ных под­групп ва­лент­ные элек­тро­ны рас­по­ло­же­ны, как пра­ви­ло, на двух по­след­них элек­трон­ных слоях, но их число тоже равно но­ме­ру груп­пы, к ко­то­рой от­но­сит­ся эле­мент.

На­при­мер, в атоме калия один ва­лент­ный элек­трон, в атоме мар­ган­ца – 7 ва­лент­ных элек­тро­нов (рис. 1).

Элек­трон­ные кон­фи­гу­ра­ции ато­мов калия и мар­ган­цаЭлек­трон­ные кон­фи­гу­ра­ции ато­мов калия и мар­ган­ца

Рис. 1. Элек­трон­ные кон­фи­гу­ра­ции ато­мов калия и мар­ган­ца

Со­глас­но тео­рии хи­ми­че­ской связи наи­бо­лее устой­чи­вы­ми яв­ля­ют­ся внеш­ние обо­лоч­ки из вось­ми элек­тро­нов – октет (если в атоме толь­ко 1 элек­трон­ный слой, то для него наи­бо­лее устой­чи­во двух­элек­трон­ное со­сто­я­ние – дуп­лет).

Об­ра­зо­ва­ние устой­чи­вой элек­трон­ной обо­лоч­ки может про­ис­хо­дить несколь­ки­ми спо­со­ба­ми, по­это­му раз­ли­ча­ют раз­ные виды хи­ми­че­ской связи.

Ковалентная связь

Ко­ва­лент­ная связь – хи­ми­че­ская связь, об­ра­зо­ван­ная пе­ре­кры­ва­ни­ем элек­трон­ных об­ла­ков ато­мов. Элек­трон­ные об­ла­ка (элек­тро­ны), обес­пе­чи­ва­ю­щие связь, на­зы­ва­ют­ся общей элек­трон­ной парой.

Раз­ли­ча­ют два ме­ха­низ­ма об­ра­зо­ва­ния ко­ва­лент­ной связи: об­мен­ный и до­нор­но-ак­цеп­тор­ный.

При об­мен­ном ме­ха­низ­ме каж­дый атом предо­став­ля­ет по од­но­му элек­тро­ну для об­ра­зо­ва­ния общей пары:

А·+ В = А:В

При до­нор­но-ак­цеп­тор­ном ме­ха­низ­ме один атом предо­став­ля­ет уже име­ю­щу­ю­ся у него пару элек­тро­нов (донор), а дру­гой атом предо­став­ля­ет сво­бод­ную ор­би­таль для этой пары элек­тро­нов (ак­цеп­тор):

А: + □В = А:В

Связь, осу­ществ­ля­е­мая за счет об­ра­зо­ва­ния общих элек­трон­ных пар, в оди­на­ко­вой мере при­над­ле­жа­щих обоим ато­мам, на­зы­ва­ет­ся ко­ва­лент­ной непо­ляр­ной.

Ко­ва­лент­ная непо­ляр­ная связь об­ра­зу­ет­ся между ато­ма­ми неме­тал­лов с оди­на­ко­вы­ми зна­че­ни­я­ми от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти, на­при­мер в мо­ле­ку­лах хлора, азота, между ато­ма­ми уг­ле­ро­да в эти­лене (табл. 1).

Мо­ле­ку­ляр­ные фор­му­лы

Элек­трон­ные фор­му­лы

Гра­фи­че­ские фор­му­лы

Cl2

N2

C2H4

Табл. 1. При­ме­ры со­еди­не­ний, в ко­то­рых при­сут­ству­ют ко­ва­лент­ные непо­ляр­ные связи

Число общих элек­трон­ных пар за­ви­сит от того, сколь­ко элек­тро­нов не хва­та­ет каж­до­му атому для ок­те­та. Хлор – эле­мент VII-А под­груп­пы, сле­до­ва­тель­но, на его внеш­нем элек­трон­ном слое 7 элек­тро­нов. До ок­те­та не хва­та­ет од­но­го элек­тро­на, зна­чит, будет об­ра­зо­ва­на одна общая пара элек­тро­нов в Cl2. Между ато­ма­ми азота в мо­ле­ку­ле N2 об­ра­зу­ют­ся три общие элек­трон­ные пары, т. е. трой­ная ко­ва­лент­ная связь. Между ато­ма­ми уг­ле­ро­да в эти­лене об­ра­зу­ет­ся двой­ная ко­ва­лент­ная связь.

Об­ра­ти­те вни­ма­ние, что из каж­до­го пра­ви­ла есть ис­клю­че­ния и пра­ви­ло ок­те­та не все­гда вы­пол­ня­ет­ся (при­мер – мо­ле­ку­ла сер­ни­сто­го газа SO2).

Ко­ва­лент­ная по­ляр­ная связь осу­ществ­ля­ет­ся за счет об­ра­зо­ва­ния общих элек­трон­ных пар, ко­то­рые сме­ща­ют­ся к атому более элек­тро­от­ри­ца­тель­но­го эле­мен­та. При этом на ато­мах об­ра­зу­ют­ся ча­стич­ные за­ря­ды: δ+ и δ- (рис. 2).

Об­ра­зо­ва­ние ко­ва­лент­ной связи в мо­ле­ку­ле хло­ро­во­до­ро­да

Рис. 2. Об­ра­зо­ва­ние ко­ва­лент­ной связи в мо­ле­ку­ле хло­ро­во­до­ро­да

Чем боль­ше раз­ность элек­тро­от­ри­ца­тель­но­стей ато­мов эле­мен­тов, тем боль­ше по­ляр­ность связи.

Ионная связь

Ион­ная связь – пре­дель­ный слу­чай ко­ва­лент­ной по­ляр­ной связи.

Ион­ная связь – это элек­тро­ста­ти­че­ское при­тя­же­ние между иона­ми, об­ра­зо­ван­ны­ми путем прак­ти­че­ски пол­но­го сме­ще­ния элек­трон­ной пары к од­но­му из ато­мов. Этот тип связи об­ра­зу­ет­ся, если раз­ность зна­че­ний от­но­си­тель­ной элек­тро­от­ри­ца­тель­но­сти ато­мов ве­ли­ка (как пра­ви­ло, боль­ше 1,7 по шкале По­лин­га).

Ион­ная связь обыч­но об­ра­зу­ет­ся между ти­пич­ным ме­тал­лом и ти­пич­ным неме­тал­лом. На­при­мер, в хло­ри­де на­трия NaCl атом на­трия свой 1 ва­лент­ный элек­трон отдал атому хлора и пре­вра­тил­ся в ка­ти­он, а атом хлора, при­няв 1 элек­трон, пре­вра­тил­ся в анион. Ка­ти­он с ани­о­ном при­тя­ги­ва­ют­ся, и об­ра­зу­ет­ся ион­ная связь (рис. 3).

Об­ра­зо­ва­ние ион­ной связи в хло­ри­де на­трия

Рис. 3. Об­ра­зо­ва­ние ион­ной связи в хло­ри­де на­трия

Соли, ще­ло­чи, ос­нов­ные ок­си­ды, кар­би­ды, нит­ри­ды от­но­сят­ся к ион­ным со­еди­не­ни­ям. Все эти ве­ще­ства при обыч­ных усло­ви­ях твер­дые, с вы­со­ки­ми тем­пе­ра­ту­ра­ми плав­ле­ния (как пра­ви­ло, 700–1000 °С), их рас­тво­ры и рас­пла­вы элек­тро­про­вод­ны.

Ту­го­плав­кость ион­ных со­еди­не­ний объ­яс­ня­ет­ся тем, что ион может при­тя­ги­вать к себе про­ти­во­по­лож­но за­ря­жен­ные ионы в любых на­прав­ле­ни­ях и боль­шом ко­ли­че­стве. Сле­до­ва­тель­но, ионы проч­но со­еди­ня­ют­ся в кри­стал­ли­че­скую ре­шет­ку. На­при­мер, в кри­стал­ли­че­ской ре­шет­ке по­ва­рен­ной соли один ка­ти­он на­трия окру­жен ше­стью ани­о­на­ми хлора, а каж­дый анион хлора окру­жен ше­стью ка­ти­о­на­ми на­трия (рис. 4). Таким об­ра­зом, весь кри­сталл по­ва­рен­ной соли пред­став­ля­ет собой как бы одну огром­ную мак­ро­мо­ле­ку­лу, со­сто­я­щую из огром­но­го числа ионов. И хи­ми­че­ская фор­му­ла NaCl опре­де­ля­ет толь­ко их со­от­но­ше­ние в кри­стал­ле. При обыч­ных усло­ви­ях мо­ле­ку­лы NaCl не су­ще­ству­ет.

Мо­дель кри­стал­ли­че­ской ре­шет­ки хло­ри­да на­трия

Рис. 4. Мо­дель кри­стал­ли­че­ской ре­шет­ки хло­ри­да на­трия

Донорно-акцепторный механизм образования связи

В одном ве­ще­стве могут ре­а­ли­зо­вы­вать­ся сразу несколь­ко типов хи­ми­че­ской связи. На­при­мер, в хло­ри­де ам­мо­ния при­сут­ству­ют ко­ва­лент­ные связи, об­ра­зо­ван­ные по об­мен­но­му и до­нор­но-ак­цеп­тор­но­му ме­ха­низ­му, а также ион­ная связь между ка­ти­о­ном ам­мо­ния и хло­рид-ионом (рис. 5).

Об­ра­зо­ва­ние хи­ми­че­ских свя­зей в хло­ри­де ам­мо­ния

Рис. 5. Об­ра­зо­ва­ние хи­ми­че­ских свя­зей в хло­ри­де ам­мо­ния

 Под­ве­де­ние ито­гов

Вы узна­ли, что такое хи­ми­че­ская связь и по­че­му она об­ра­зу­ет­ся, в чем раз­ни­ца между ко­ва­лент­ной и ион­ной свя­зью, как изоб­ра­зить схемы об­ра­зо­ва­ния хи­ми­че­ской связи в раз­лич­ных ве­ще­ствах.

Последнее изменение: Пятница, 20 Октябрь 2017, 02:13