Химические связи. Типы химических связей Виды химической связи определение и примеры

Словно компоненты конструктора, атомы соединяются между собой. И как бы, Вы не старались, но с единичным блоком можно соединить, только один блок. Деталь на 4 ячейки, может удержать не больше четырёх. Этот принцип сохраняется и в химии. За количество свободных ячеек отвечает валентность атомов элементов.

Результатом взаимодействия атомов является получение веществ. Виды химической связи атомов зависят от природы составляющих элементов.

Металлы отличаются малым количеством электронов на внешнем уровне сравнительно с неметаллами более низким значением электроотрицательности. Теперь наша задача вспомнить, как происходит изменение ЭО в таблице Менделеева или воспользоваться таблицей «Относительная электроотрицательность». Чем активнее неметалл, тем она выше и это говорит о том, что этот элемент, при образовании связи, будет забирать электроны.

Веществ насчитывается миллионы. Это могут быть простые вещества: металлы железо Fe, золото Au, ртуть Hg; неметаллы сера S, фосфор Р, азот N 2 . Так и сложные вещества: H 2 S, Ca 3 (PO 4) 2 , (C 6 H 10 O 5) n , молекулы белков и т.д.Комбинация элементов, входящих в состав веществ, определяет какие типы связей будут существовать между ними.

Ковалентная связь

Неметаллы из числа всех элементов находятся в меньшинстве. Но имея некоторые особенности в строении и способности иметь переменную валентность, число соединений, построенных этими элементами внушительное.

Чтобы иметь представление, по которому атомы соединяются, начнём с молекулы водорода Н 2 .

Давайте дадим волю фантазии, представим то, что нельзя увидеть. Допустим, что мы взяли в руки две одинаковые детали, имеющие такой вид:

Существует одна только комбинация их соединения, и между ними будет одно общее звено. Переместимся с нашего воображения к молекулам. Представим, что перед нами, два атома водорода и наша задача их соединить в молекулу. Покрутите мысленно детали, чтобы они объединились, необходимо их поставить друг на друга, связав их в определённом месте. Точки рядом означают, сколько электронов, располагающихся на наружном слое.

Источник

Атомы водорода, как детали, соединились одной связью, поэтому валентность в данном случае каждого из них будет равна I. Но степень окисления будет равна 0, так как вещество образовано элементом с одинаковым значением электроотрицательности.

Рассмотрим, как образуется молекула самого распространённого газа на нашей планете - азота N 2 .

Азот, имеет 3 неспаренных электрона. Это как взять две детали вида и соединить их.

Таким образом, азот трёхвалентен, а степень

окисления по-прежнему остаётся равна 0. За счёт общей электронной пары азот завершает внешний слой 2s 2 2p 6 .

Ковалентная связь в молекуле, состоящей из одного типа атомов, а именно неметаллов, носит название неполярная.

Во время построения молекулы, количество электронов стремится к завершению. Рассмотрим как образуется молекула О 2 . Каждому атому не хватает 2 электронов и они эту недостачу компенсируют общей электронной парой.

Также обращаем внимание, что степень окисления 0, ибо атомы равноправные партнёры, и их валентность равна II.

Ковалентная химическая связь образованная разными неметаллами называется полярная.

Возьмём два неметаллических элемента Водород и Хлор. Укажем электронные формулы внешнего слоя.

Проанализировав значения, Э(Н) < Э(Cl), приходим к выводу, чтобы принять конфигурацию благородного газа, хлор будет притягивать на себя единственный электрон водорода.

Схема ковалентной связи, образованной разными элементами, записывается в таком виде.

Столь важно отметить, что в этой ситуации Cl и Н не будут равноправными партнёрами, поскольку общая плотность электронов сосредоточена у Cl. Водород в неравном бою, уступает 1 электрон хлору, у которого в наличии их целых 7. Водород приобретает положительный заряд, хлор - отрицательный. Валентности Н и Cl равны I.В то время степени окисления будут Н + Cl − .

Такой вид образования соединений происходит по обменному механизму. Это значит, чтобы получить завершённую конфигурацию более электроотрицательные принимают электроны, менее - отдают, но при этом существует общая электронная пара.

Неметаллы образуют не только бинарные соединения, а возможно в состав будет входить три и более элемента. К примеру, молекула угольной кислоты H 2 СO 3 состоит с 3 элементов. Как они между собой соединяться. Электроотрицательность возрастает в ряду ЭО (Н) <ЭО (С) <ЭО(O). Определим степени окисления каждого элемента. Н + 2 С +4 О −2 3 . Это означает, что кислород будет притягивать на себя электроны углерода и водорода. Схематически это можно записать в следующем виде.

Чтобы построить структурную формулу, в центре записываем углерод. У него неспаренных 4 электрона. Поскольку атомов кислорода в количестве 3, каждый из них может принять 2 электрона. То путём не хитрых вычислений, видим что 4 электрона придёт от С и по одному от каждого Н. проверяем наш расчёт, учитывая нейтральность молекулы, считаем положительные и отрицательные заряды.

Н 2 + С +4 О 3 −2 (+1 ∙ 2) + (+4 ∙ 1) + (-2 ∙ 3) = 0

Существует ещё один механизм ковалентной связи, под названием донорно-акцепторный.

Чтобы понять этот принцип, опишем образование молекулы, имеющей не совсем приятный резкий, удушающий запах, аммиак NH 3 .

Из 5 электронов, находящиеся в распоряжении атома N, связываются только 3. Валентность атома N приобретает значение III. При этом степень окисления N −3 (оттянув на себя 3 электрона от каждого атома Н, становится отрицательным), водород, наоборот совершив «благородный поступок», отдав электрон, приобретает положительный заряд Н + . Два электрона никак не задействованы, они выделены красным цветом. Они способны поселиться в свободной ячейке иона Н + . Это место займут электроны азота, которые обозначены красным цветом. Образуется катион аммония по донорно-акцепторному механизму.

Незадействованные до этого «красные» электроны N «заселяются» в пустой s-орбитали, принадлежащей катиону водорода. Ион аммония имеет 3 связи, которые происходят по обменному механизму, а также одну, по донорно-акцепторному. Именно поэтому NH 3 легко взаимодействует с кислотами и водой.

Ионная связь

Ионная химическая связь является пограничной ковалентной полярной. Отличаются тем, что для веществ, в которых локализуется ковалентная связь, характерно существование совместной электронной пары, тогда как для ионной связи свойственна полная отдача электронов. Следствием отдачи является образование заряженных частиц - ионов.

Определить тип связи помогут вычисления. Если разность значений электроотрицательностей больше 1,7, то для вещества характерна ионная связь. Если значение меньше 1,7, то свойственная полярная связь. Рассмотрим два вещества NaCl и СаС 2 . Оба они образованы металлом (Na и Са) и неметаллом (Clи С). Однако в одном случае связь будет ионная, во втором - ковалентная полярная.

Постулат физики гласит, что противоположности притягиваются. Т.е. положительные ионы притягивают отрицательные и наоборот.

Допустим, что необходимо получить вещество с атомов калия и фтора. Каждый атом стремится заполучить конфигурацию благородного газа. Достигнуть этого возможно двумя способами отдав или приняв электроны, образуя при этом ионы с желаемой конфигурацией.

Атому калия гораздо проще отдать 1 электрон, чем забрать у фтора 7. Принимая 1 электрон, F имеет завершённый уровень.

Аналогично калий, который с лёгкостью отдал свой электрон, его катион принял электронную формулу аргона.

Кальций двухвалентный металл, то для взаимодействия необходимо два атома фтора, поскольку он способен принять только один электрон. Схема образования ионной связи имеет вид.

Данный вид связи локализуется во всех солях, между металлом и кислотным остатком. В выше приведённом примере для угольной кислоты, кислотным остатком будет СО 3 2− , если вместо водорода поставить атомы натрия, то схема образования связи имеет вид.

Следует отметить, что ионная связь будет существовать между Naи О, а между С и О ковалентная полярная.

Металлическая связь

Металлы существуют в разных цветах: чёрные (железо), красные (медь), жёлтые (золото), серые (серебро), плавятся при разных температурах. Однако их всех объединяет наличие блеска, твёрдости, электропроводимости.

Металлическая связь имеет черты сходства с ковалентной неполярной. Металлы бедны электронами на внешнем уровне, поэтому при образовании связи, они не способны притягивать на себя их, для них свойственна отдача. Так как атомный радиус в металлах большой, это даёт возможность легко оторваться электронам, образовав катионы.

Me 0 - ne = Me n+

Электроны постоянно перемещаются от атома к иону и наоборот. Сами катионы можно сравнить с айсбергами, окружёнными отрицательными частицами.

Схема металлической связи

Водородная связь

Элементы-неметаллы II периода (N, O, F) обладают высоким значением электроотрицательности. Это влияет на способность образования водородной связи между поляризованным Н + одной молекулы и анионом N 3- , O -2 , F - . Водородная связь способна объединить две разные молекулы. К примеру, если взять две молекулы воды, то они соединяются между собой за счёт атомов Н и О.

Водородная химическая связь изображена …… пунктиром. Соединяясь между собою молекулы, играют и находят важную роль в живых организмах. С помощью водородной связи строится вторичная структура молекулы ДНК.

Типы кристаллических решёток

Чтобы получить вещество, а не просто набор молекул, необходимо частицы «запаковать» в своеобразный каркас - кристаллическую решётку.

Представьте перед собой геометрическую фигуру - куб, в вершинах будут находиться частицы, условно соединённые между собою.

Существует прямая зависимость между строением атома и типом кристаллической решётки.

Обратите внимание, что соединения с ковалентной неполярной связью образованные частицами-молекулами, которые запакованы в молекулярную кристаллическую решётку. Чаще всего это будут соединения по температурному режиму низкокипящие и летучие. Это известные вам вещества как кислород О 2 , хлор Cl 2 , бром Br 2 .

Ковалентная полярная химическая связь также характерна для молекулярных соединений. Сюда входят как органические: сахароза, спирты, метан так и неорганические соединения: кислоты, аммиак, оксиды неметаллов. Существование их бывает как в жидком (Н 2 О), твёрдом (сера) так и газообразном виде (СО 2).

В узлах атомной кристаллической решётки находятся отдельные атомы, между которыми существует ковалентная неполярная связь. Атомная кристаллическая решётка свойственна алмазу. На данный момент это самое твёрдое вещество. Данный тип связи характерен для вещества, покрывающего значительную часть нашей планеты, это -SiO 2 (песок) и карборунд SiC, имеющий похожие свойства с алмазом.

Ионная связь между атомами образует кристаллическую решётку, в узлах которой будут находиться катионы и анионы. Это строение объединяет между собой целый класс неорганических соединений солей, состоящих с катионов металлов и анионов кислотного остатка. Характерными особенностями этих веществ будут высокие температуры, при которых они плавятся и кипят.

Металлическая связь имеет металлическую кристаллическую решётку. В её строении можно провести параллель с ионной решёткой. В узлах будут размещаться атомы и ионы, а между ними электронный газ, состоящий из мигрирующих электронов от атома к электрону.

Обобщая данные сведения, можем сделать вывод, зная состав и строение, можем прогнозировать свойства и наоборот.

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обуславливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого.
Природа химической связи - это электростатическое притяжение противоположно заряженных частиц (катионов и анионов, ядер атомов и электронных пар, катионов металлов и электронов).
По механизму образования различают:
а) ионную связь - связь между катионом металла и анионом неметалла. Таким образом, ионный тип связи возникает в веществах, образованных атомами сильных металлов и сильных неметаллов. При этом атомы металлов отдают электроны с внешнего (иногда и с предвнешнего) энергетического уровня и превращаются в положительно заряженные ионы (катионы), а атомы неметаллов принимают электроны на внешний энергетический уровень и превращаются в отрицательно заряженные ионы (анионы) (примеры веществ: оксиды типичных металлов K2O, CaO, MgO, основания KOH, Ca(OH)2, соли NaNO3, CaSO4).
б) ковалентную связь - связь между атомами неметаллов. Ковалентная связь возникает за счёт образования общих электронных пар из неспаренных электронов внешнего энергетического уровня каждого атома неметалла(рассчитывается по формуле 8 - № группы элемента). Число связей в соединении равно числу общих электронных пар. Если соединение образовано атомами одного химического элемента-неметаллы, то связь называется ковалентной неполярной (примеры: N2, Cl2, O2, H2). Ковалентная неполярная связь существует в простых веществах-неметаллах. Если соединение образовано атомами разных элементов-неметаллов, то связь называется ковалентной полярной, т.к. в этом случае общие электронные пары смещаются в сторону элемента с большей электроотрицательностью и на элементах возникают частично положительный и частично отрицательный заряды (примеры веществ: HCl, NO, CCl4, H2SO4). Ковалентная полярная связь существует в сложных веществах, образованных атомами неметаллов.
Валентность - способность атомов химических элементов к образованию химических связей. Численно валентность совпадает с количеством химических связей, которые атомы данного химического элемента образуют с атомами другого химического элемента. Высшая валентность совпадает с номером группы элемента (исключения: кислород (II) и азот (IV)).
в) металлическую связь -связь между атом-ионами металлов и обобществлёнными электронами. Металлическая связь возникает в результате того, что атомы металла отдают все электроны с внешнего энергетического уровня в общее межатомное пространство и превращаются в положительно заряженные ионы (катионы). Обобществлённые электроны свободно перемещаются в межатомном пространстве и связывают все катионы в единое целое за счёт электростатического притяжения. Металлическая связь наблюдается в простых веществах-металлах или в металлических сплавах (примеры веществ: Al, Fe, Cu, бронза, латунь).

Химическая связь - связь между атомами в молекуле или молекулярном соединении, возникающая в результате переноса электронов с одного атома на другой, либо обобществления электронов для обоих атомов.

Различают несколько типов химических связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь (лат. со - совместно + valens - имеющий силу)

Ковалентная связь возникает между двумя атомами по обменному механизму (обобществление пары электронов) или донорно-акцепторному механизму (электронов донора и свободной орбитали акцептора).

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl 2 , Br 2 , O 2), органических веществ (C 2 H 2), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH 3 , H 2 O, HBr).

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют одинаковые значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной неполярной связью. В таких молекулах нет "полюса" - электронная плотность распределяется равномерно. Примеры: Cl 2 , O 2 , H 2 , N 2 , I 2 .

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют разные значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной полярной. В таких молекулах имеется "полюс" - электронная плотность смещена к более электроотрицательному элементу. Примеры: HCl, HBr, HI, NH 3 , H 2 O.

Ковалентная связь может быть образована по обменному механизму - обобществлению электронной пары. В таком случае каждый атом "одинаково" вкладывается создание связи. Например, два атома азота, образующие молекулу N 2 , отдают по 3 электрона с внешнего уровня для создания связи.

Существует донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, при котором один атом выступает в качестве донора неподеленной электронной пары. Другой атом не тратит свои электроны, а только лишь предоставляет орбиталь (ячейку) для этой электронной пары.

NH 4 + - в ионе аммония
NH 4 + Cl, NH 4 + Br - внутри иона аммония во всех его солях
NO 3 - - в нитрат ионе
KNO 3 , LiNO 3 - внутри нитрат иона во всех нитратах
O 3 - озон
H 3 O + - ион гидроксония
CO - угарный газ
K, Na 2 - во всех комплексных солях есть хотя бы одна ковалентная связь, возникшая по донорно-акцепторному механизму

Ионная связь

Ионная связь - один из видов химической связи, в основе которого лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами.

В наиболее частом случае ионная связь образуется между типичным металлом и типичным неметаллом. Примеры:

NaF, CaCl 2 , MgF 2 , Li 2 S, BaO, RbI.

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO 4 , Na 3 PO 4 . Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH 4 I, NH 4 NO 3 , (NH 4) 2 SO 4 .

Часто в химии встречаются несколько связей внутри одной молекулы. Рассмотрим, например, фосфат аммония, обозначив тип каждой связи внутри этой молекулы.

Металлическая связь - вид химической связи удерживающая вместе атомы металла. Этот тип связи выделен отдельно, так как его отличием является наличие высокой концентрации в металлах электронов проводимости - "электронного газа". По природе металлическая связь близка к ковалентной.

"Облако" электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь - вид химической связи, образующийся между некоторыми молекулами, содержащими водород. Одна из наиболее частых ошибок считать, что в самом газе, водороде, имеются водородные связи - это вовсе не так.

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Необходимо осознать самую важную деталь: водородные связи образуются между молекулами, а не внутри. Они имеются между молекулами:

H 2 O
Органических спиртов: С 2 H 5 OH, C 3 H 7 OH
Органических кислот: CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к

170955 0

Каждый атом обладает некоторым числом электронов.

Вступая в химические реакции, атомы отдают, приобретают, либо обобществляют электроны, достигая наиболее устойчивой электронной конфигурации. Наиболее устойчивой оказывается конфигурация с наиболее низкой энергией (как в атомах благородных газов). Эта закономерность называется "правилом октета" (рис. 1).

Рис. 1.

Это правило применимо ко всем типам связей . Электронные связи между атомами позволяют им формировать устойчивые структуры, от простейших кристаллов до сложных биомолекул, образующих, в конечном счете, живые системы. Они отличаются от кристаллов непрерывным обменом веществ. При этом многие химические реакции протекают по механизмам электронного переноса , которые играют важнейшую роль в энергетических процессах в организме.

Химическая связь - это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую их комбинацию .

Природа химической связи универсальна: это электростатическая сила притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами, определяемая конфигурацией электронов внешней оболочки атомов. Способность атома образовывать химические связи называется валентностью , или степенью окисления . С валентностью связано понятие о валентных электронах - электронах, образующих химические связи, то есть находящихся на наиболее высокоэнергетических орбиталях. Соответственно, внешнюю оболочку атома, содержащую эти орбитали, называют валентной оболочкой . В настоящее время недостаточно указать наличие химической связи, а необходимо уточнить ее тип: ионная, ковалентная, диполь-дипольная, металлическая.

Первый тип связи - ионная связь

В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы , во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы . В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной » (теперь ее называют ионной ).

В этом случае анионы и катионы образуют устойчивую электронную конфигурацию с заполненной внешней электронной оболочкой. Типичные ионные связи образуются из катионов Т и II групп периодической системы и анионов неметаллических элементов VI и VII групп (16 и 17 подгрупп - соответственно, халькогенов и галогенов ). Связи у ионных соединений ненасыщенные и ненаправленные, поэтому возможность электростатического взаимодействия с другими ионами у них сохраняется. На рис. 2 и 3 показаны примеры ионных связей, соответствующих модели электронного переноса Косселя.

Рис. 2.

Рис. 3. Ионная связь в молекуле поваренной соли (NaCl)

Здесь уместно напомнить о некоторых свойствах, объясняющих поведение веществ в природе, в частности, рассмотреть представление о кислотах и основаниях .

Водные растворы всех этих веществ являются электролитами. Они по-разному изменяют окраску индикаторов . Механизм действия индикаторов был открыт Ф.В. Оствальдом. Он показал, что индикаторы представляют собой слабые кислоты или основания, окраска которых в недиссоциированном и диссоциированном состояниях различается.

Основания способны нейтрализовать кислоты. Не все основания растворимы в воде (например, нерастворимы некоторые органические соединения, не содержащие ‑ ОН-групп, в частности, триэтиламин N(С 2 Н 5) 3) ; растворимые основания называют щелочами .

Водные растворы кислот вступают в характерные реакции:

а) с оксидами металлов - с образованием соли и воды;

б) с металлами - с образованием соли и водорода;

в) с карбонатами - с образованием соли, СO 2 и Н 2 O .

Свойства кислот и оснований описывают несколько теорий. В соответствие с теорией С.А. Аррениуса, кислота представляет собой вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н + , тогда как основание образует ионы ОН ‑ . Эта теория не учитывает существования органических оснований, не имеющих гидроксильных групп.

В соответствие с протонной теорией Бренстеда и Лоури, кислота представляет собой вещество, содержащее молекулы или ионы, отдающие протоны (доноры протонов), а основание - вещество, состоящее из молекул или ионов, принимающие протоны (акцепторы протонов). Отметим, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, то есть в виде ионов гидроксония H 3 O + . Эта теория описывает реакции не только с водой и гидроксидными ионами, но и осуществляющиеся в отсутствие растворителя или с неводным растворителем.

Например, в реакции между аммиаком NH 3 (слабым основанием) и хлороводородом в газовой фазе образуется твердый хлорид аммония, причем в равновесной смеси двух веществ всегда присутствуют 4 частицы, две из которых - кислоты, а две другие - основания:

Эта равновесная смесь состоит из двух сопряженных пар кислот и оснований:

1) NH 4 + и NH 3

2) HCl и Сl ‑

Здесь в каждой сопряженной паре кислота и основание различаются на один протон. Каждая кислота имеет сопряженное с ней основание. Сильной кислоте соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте - сильное сопряженное основание.

Теория Бренстеда-Лоури позволяет объяснить уникальность роли воды для жизнедеятельности биосферы. Вода, в зависимости от взаимодействующего с ней вещества, может проявлять свойства или кислоты, или основания. Например, в реакциях с водными растворами уксусной кислоты вода является основанием, а с водными растворами аммиака - кислотой.

1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО ‑ . Здесь молекула уксусной кислоты донирует протон молекуле воды;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ОН ‑ . Здесь молекула аммиака акцептирует протон от молекулы воды.

Таким образом, вода может образовывать две сопряженные пары:

1) Н 2 O (кислота) и ОН ‑ (сопряженное основание)

2) Н 3 О + (кислота) и Н 2 O (сопряженное основание).

В первом случае вода донирует протон, а во втором - акцептирует его.

Такое свойство называется амфипротонностью . Вещества, способные вступать в реакции в качестве и кислот, и оснований, называются амфотерными . В живой природе такие вещества встречаются часто. Например, аминокислоты способны образовывать соли и с кислотами, и с основаниями. Поэтому пептиды легко образуют координационные соединения с присутствующими ионами металлов.

Таким образом, характерное свойство ионной связи - полное перемещение нары связывающих электронов к одному из ядер. Это означает, что между ионами существует область, где электронная плотность почти нулевая.

Второй тип связи - ковалентная связь

Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов.

Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные двухатомные молекулы Н 2 , N 2 , F 2 . Этот же тип связи имеется у аллотропов O 2 и озона O 3 и у многоатомной молекулы S 8 , а также у гетероядерных молекул хлороводорода НСl , углекислого газа СO 2 , метана СH 4 , этанола С 2 Н 5 ОН , гексафторида серы SF 6 , ацетилена С 2 Н 2 . У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково (рис. 4).

Для биологов важно, что у двойной и тройной связей ковалентные радиусы атомов по сравнению с одинарной связью уменьшены.

Рис. 4. Ковалентная связь в молекуле Сl 2 .

Ионный и ковалентный типы связей - это два предельных случая множества существующих типов химических связей, причем на практике большинство связей промежуточные.

Соединения двух элементов, расположенных в противоположных концах одного или разных периодов системы Менделеева, преимущественно образуют ионные связи. По мере сближения элементов в пределах периода ионный характер их соединений уменьшается, а ковалентный - увеличивается. Например, галогениды и оксиды элементов левой части периодической таблицы образуют преимущественно ионные связи (NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH ), а такие же соединения элементов правой части таблицы - ковалентные (Н 2 O, СO 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4 , фенол C 6 H 5 OH , глюкоза С 6 H 12 О 6 , этанол С 2 Н 5 ОН ).

Ковалентная связь, в свою очередь, имеет еще одну модификацию.

У многоатомных ионов и в сложных биологических молекулах оба электрона могут происходить только из одного атома. Он называется донором электронной пары. Атом, обобществляющий с донором эту пару электронов, называется акцептором электронной пары. Такая разновидность ковалентной связи названа координационной (донорно-акцепторной , или дативной ) связью (рис. 5). Этот тип связи наиболее важен для биологии и медицины, поскольку химия наиболее важных для метаболизма d-элементов в значительной степени описывается координационными связями.

Pиc. 5.

Как правило, в комплексном соединении атом металла выступает акцептором электронной пары; наоборот, при ионных и ковалентных связях атом металла является донором электрона.

Суть ковалентной связи и ее разновидности - координационной связи - можно прояснить с помощью еще одной теории кислот и оснований, предложенной ГН. Льюисом. Он несколько расширил смысловое понятие терминов «кислота» и «основание» по теории Бренстеда-Лоури. Теория Льюиса объясняет природу образования комплексных ионов и участие веществ в реакциях нуклеофильного замещения, то есть в образовании КС.

Согласно Льюису, кислота - это вещество, способное образовывать ковалентную связь путем акцептирования электронной пары от основания. Льюисовым основанием названо вещество, обладающее неподеленной электронной парой, которое, донируя электроны, образует ковалентную связь с Льюисовой кислотой.

То есть теория Льюиса расширяет круг кислотно-основных реакций также на реакции, в которых протоны не участвуют вовсе. Причем сам протон, по этой теории, также является кислотой, поскольку способен акцептировать электронную пару.

Следовательно, согласно этой теории, катионы являются Льюисовыми кислотами, а анионы - Льюисовыми основаниями. Примером могут служить следующие реакции:

Выше отмечено, что подразделение веществ на ионные и ковалентные относительное, поскольку полного перехода электрона от атомов металла к акцепторным атомам в ковалентных молекулах не происходит. В соединениях с ионной связью каждый ион находится в электрическом поле ионов противоположного знака, поэтому они взаимно поляризуются, а их оболочки деформируются.

Поляризуемость определяется электронной структурой, зарядом и размерами иона; у анионов она выше, чем у катионов. Наибольшая поляризуемость среди катионов - у катионов большего заряда и меньшего размера, например, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+ . Сильным поляризующим действием обладает Н + . Поскольку влияние поляризации ионов двустороннее, она значительно изменяет свойства образуемых ими соединений.

Третий тип связи - диполь-дипольная связь

Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми .

Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул.

Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь - постоянный диполь (диполь-дипольное притяжение); постоянный диполь - индуцированный диполь (индукционное притяжение); мгновенный диполь - индуцированный диполь (дисперсионное притяжение, или лондоновские силы; рис. 6).

Рис. 6.

Диполь-дипольным моментом обладают только молекулы с полярными ковалентными связями (HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl ), причем сила связи составляет 1-2 дебая (1Д = 3,338 × 10 ‑30 кулон-метра - Кл × м).

В биохимии выделяют еще один тип связи - водородную связь, являющуюся предельным случаем диполь-дипольного притяжения. Эта связь образована притяжением между атомом водорода и электроотрицательным атомом небольшого размера, чаще всего - кислородом, фтором и азотом. С крупными атомами, обладающими аналогичной электроотрицательностью (например, с хлором и серой), водородная связь оказывается значительно более слабой. Атом водорода отличается одной существенной особенностью: при оттягивании связывающих электронов его ядро - протон - оголяется и перестает экранироваться электронами.

Поэтому атом превращается в крупный диполь.

Водородная связь, в отличие от вандерваальсовой, образуется не только при межмолекулярных взаимодействиях, но и внутри одной молекулы - внутримолекулярная водородная связь. Водородные связи играют в биохимии важную роль, например, для стабилизации структуры белков в виде а-спирали, или для образования двойной спирали ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Водородная и вандерваальсовая связи значительно слабее, чем ионная, ковалентная и координационная. Энергия межмолекулярных связей указана в табл. 1.

Таблица 1. Энергия межмолекулярных сил

Примечание : Степень межмолекулярных взаимодействий отражают показатели энтальпии плавления и испарения (кипения). Ионным соединениям требуется для разделения ионов значительно больше энергии, чем для разделения молекул. Энтальпии плавления ионных соединений значительно выше, чем молекулярных соединений.

Четвертый тип связи - металлическая связь

Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей - металлический : связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается.

Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла - донора электронов, а также атома - акцептоpa электронов является его размер .

Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов - наименьшие, а вандерваальсовых радиусов - наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы.

Наибольшее значение для биологов и медиков имеют координационные (донорно-акцепторные ) связи, рассматриваемые координационной химией.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

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 F 2 и Cl 2 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 N 2 образуется тройная связь.

Электронная формула атома хлора: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . Графическая формула:

Таким образом, на внешней орбитали атом хлора содержит один неспаренный р-электрон. Взаимодействие двух атомов хлора будет происходить по следующей схеме:

Электронная формула атома азота: 1s 2 2s 2 2p 3 . Графическая формула:

На внешней орбитали атома азота находятся 3 неспаренных р-электрона. Взаимодействие двух атомов азота будет происходить по следующей схеме:

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 Н 2 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.

Химическая связь, образующаяся в результате бокового перекрывания орбиталей - в двух местах, называется π-связью (пи-связью):

При образовании ковалентной связи меду атомами с одинаковой электроотрицательностью (Н 2 , F 2 , O 2 , N 2) 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): NH 4 – . 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: