Интерактивный список. Начните вводить искомое слово.

СВЯЗЬ

СВЯЗЬ, -и, о связи, в связи и в связи, ж.

1. (в связи). Отношение взаимной зависимости, обусловленности, общности между чем-н. С. теории и практики. Причинная с.

2. (в связи). Тесное общение между кем-чем-н. Дружеская с. Укреплять международные связи.

3. (в связи и в связи). Любовные отношения, сожительство. Любовная с. Быть в связи с кем-н.

4. мн. ч. Близкое знакомство с кем-н., обеспечивающее поддержку, покровительство, выгоду. Иметь связи во влиятельных кругах. Большие связи.

5. (в связи). Сообщение с кем-чем-н., а также средства, к-рые дают возможность сноситься, сообщаться. Космическая с. Живая с. (через связных). Воздушная с. Междугородная телефонная с.

6. (в связи). Отрасль народного хозяйства, относящаяся к средствам такого сообщения (почта, телеграф, телефон, радио), а также совокупности таких средств, сосредоточенные в соответствующих учреждениях. Служба связи. Работники связи.

7. (в связи), обычно мн. ч. Часть строительной конструкции, соединяющая её основные элементы (спец. ).

В связи с чем , предлог с тв. п. вследствие чего-н., из-за чего-н., будучи обусловлено чем-н. Опоздание в связи с заносами.

В связи с тем что , союз по той причине что, на основании того что. Осведомился, в связи с тем что нужны точные сведения.

СВЯЗЬ это, что такое СВЯЗЬ , значение слова СВЯЗЬ , синонимы к СВЯЗЬ , происхождение (этимология) СВЯЗЬ , СВЯЗЬ ударение, формы слова в других словарях

+ СВЯЗЬ - Т.Ф. Ефремова Новый словарь русского языка. Толково- словообразовательный

СВЯЗЬ это

связь

ж.

а) Взаимные отношения между кем-л., чем-л.

б) Общность, взаимопонимание, внутреннее единство.

а) Общение с кем-л.

б) Любовные отношения, сожительство.

3) Отношения между кем-л., создающие взаимную зависимость, обусловленность.

4) Последовательность, согласованность, стройность (в мыслях, изложении и т.п.).

5) Возможность общения с кем-л., чем-л. на расстоянии.

6) Средства, с помощью которых осуществляется общение на расстоянии.

7) Совокупность учреждений, обеспечивающих средствами общения на расстоянии (телеграф, почта, телефон, радио).

а) Соединение, скрепление чего-л.

б) Сцепление, взаимное притяжение (молекул, атомов, электронов и т.п.).

+ СВЯЗЬ - Современный толковый словарь изд. «Большая Советская Энциклопедия»

СВЯЗЬ это

СВЯЗЬ

1) передача и прием информации с помощью различных технических средств. В соответствии с характером применяемых средств связи разделяется на почтовую (см. Почта) и электрическую (см. Электросвязь).2) Отрасль народного хозяйства, обеспечивающая передачу и прием почтовых, телефонных, телеграфных, радио- и др. сообщений. В СССР в 1986 насчитывалось 92 тыс. предприятий связи; отправлено 8,5 млрд. писем, 50,3 млрд. газет и журналов, 248 млн. посылок, 449 млн. телеграмм; количество телефонных аппаратов на общей телефонной сети составило 33,0 млн. С сер. 60-х гг. в СССР внедряется Единая автоматизированная сеть связи (ЕАСС).3) Связь военная обеспечивается Войсками связи.---в философии - взаимообусловленность существования явлений, разделенных в пространстве и во времени. Связи классифицируют по объектам познания, по формам детерминизма (однозначные, вероятностные и корреляционные), по их силе (жесткие и корпускулярные), по характеру результата, который дает связь (связь порождения, связь преобразования), по направлению действия (прямые и обратные), по типу процессов, которые определяет данная связь (связь функционирования, связь развития, связь управления), по содержанию, которое является предметом связи (связь, обеспечивающая перенос вещества, энергии или информации).

+ СВЯЗЬ - Малый академический словарь русского языка

СВЯЗЬ это

связь

И, предл. о связи, в связи и в связи, ж.

Взаимные отношения между кем-, чем-л.

Связь между промышленностью и сельским хозяйством. Связь науки и производства. Торговые связи. Хозяйственная связь районов. Родственные связи.

Взаимная зависимость, обусловленность.

Причинная связь.

Мы хотим только сказать, --- что все науки находятся между собою в тесной связи и что прочные приобретения одной науки должны не оставаться бесплодны для других. Чернышевский, Грамматические заметки. В. Классовского.

Связь творчества Петрова-Водкина с традициями древнерусской живописи очевидна.

Л. Мочалов, Неповторимость таланта.

Согласованность, стройность, последовательность (в соединении мыслей, в изложении, речи).

Мысли мешались в его голове, и слова не имели никакой связи. Пушкин, Дубровский.

В мыслях недостаточно последовательности, и, когда я излагаю их на бумаге, мне всякий раз кажется, что я утратил чутье к их органической связи. Чехов, Скучная история.

Близость с кем-л., внутреннее единство.

Между ними выросла та невидимая связь, которая не высказывалась словами, а только чувствовалась. Мамин-Сибиряк, Приваловские миллионы.

Когда писатель глубоко чувствует свою кровную связь с народом - это дает красоту и силу ему. М. Горький, Письмо Д. Н. Мамину-Сибиряку, 18 окт. 1912.

Общение (дружеское или деловое), сношения с кем-, чем-л.

Поддерживать связь с кем-л. Завязать связи в литературном мире.

{Иван Иванович и Иван Никифорович} прервали все связи, между тем как прежде были известны за самых неразлучных друзей! Гоголь, Повесть о том, как поссорился Иван Иванович с Иваном Никифоровичем.

Были установлены связи Дроздова с одною из революционных организаций, произведены аресты. М. Горький, Рассказ о герое.

Любовные отношения; сожительство.

{Матвей} вступил в связь с одной мещанкой и имел от нее ребенка. Чехов, Убийство.

{Софья:} Какое ты имеешь право говорить о моей неверности?.. У тебя были десятки связей. М. Горький, Последние.

|| мн. ч. (связи, -ей).

Близкое знакомство с влиятельными лицами, могущее обеспечить поддержку, покровительство.

Добрый Б. решился пристроить отчима. Он уже тогда имел большие связи и немедленно стал просить и рекомендовать своего бедного товарища. Достоевский, Неточка Незванова.

Благодаря связям покойного отца-инженера я был зачислен в Михайловское училище. Перцов, Из автобиографии.

Сообщение, сношение с кем-, чем-л. с помощью различных средств.

В каюте при помощи переговорной трубы командир мог держать связь с мостиком, а по телефону - с любым отделением корабля. Новиков-Прибой, Капитан 1-го ранга.

Морозка был в числе конных, выделенных для связи со взводами во время боя. Фадеев, Разгром.

Теперь оставался только один путь связи - через Волгу. Симонов, Дни и ночи.

|| Тех.

Передача и прием информации при помощи специальных средств.

5. обычно с определением.

Средства, с помощью которых осуществляются сношения и передача информации.

Радиотелефонная связь. Телеграфная связь. Диспетчерская связь.

Ночью связисты артиллерийского полка сумели провести к танку телефонную связь. В. Кожевников, Семь дней.

Совокупность учреждений, обслуживающих техническими средствами общение на расстоянии (телеграф, почта, телефон, радио ).

Работники связи.

|| Воен.

Служба, обеспечивающая общение между воинскими подразделениями (с помощью телефона, радио , посыльных и т. п.).

Начальником разведки и связи стал Архип Хромков. Марков, Строговы.

Из штаба армии прибыл офицер связи со срочным пакетом. Поповкин, Семья Рубанюк.

Соединение, скрепление чего-л.

Связь камней и кирпича с помощью глины.

В Троицком соборе для связи углов он вводит в кладку здания железо. Пилявский, Работы В. П. Стасова в Ленинграде.

Сцепление, взаимное притяжение (молекул, атомов, электронов и т. п.).

Связь электронов с ядром.

Приспособление, связывающее, скрепляющее части какого-л. здания или сооружения; скрепа.

Это была огромная декоративная мастерская - купол, переплетенный наверху железными стропилами и связями. А. Н. Толстой, Егор Абозов.логичность, связность, непрерывность, складность, последовательность, стройность, взаимодействие, соединение, сочленение, конкатенация, сцепление, коммуникация, средство сообщения, сношение, общение, контакт, ассоциация, касательство, отношение, зависимость, привязка, узы, роман, соединительное звено, союз, причинность, паблик рилейшнз, томба, интимные отношения, интрига, соотношение, дуплекс, пуповина, сношения, бондинг, религия, сожительство, паратаксис, связующая нить, преемственность, спайка, взаимосвязанность, корреляция, обусловленность, связишка, родство, замазка, скрепа, амуры, интрижка, синапс, контекст, любовь, нить, почта, сообщение, квадруплекс. Ant. разрозненность

Химическая связь

Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия).

Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.

Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, ион-дипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др.

Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается.
Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая.

Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):

а)	H· + ·H H:H	H-H	H 2	(одна общая пара электронов; H одновалентен);
б)		NN	N 2	(три общие пары электронов; N трехвалентен);
в)		H-F	HF	(одна общая пара электронов; H и F одновалентны);
г)			NH 4 +	(четыре общих пары электронов; N четырехвалентен)

По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на
• простые (одинарные) - одна пара электронов,
• двойные - две пары электронов,
• тройные - три пары электронов.

Двойные и тройные связи называются кратными связями.

По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную и полярную . Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными.

Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары.
Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются + и -, например: .

По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на -связь и -связь.
-Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов), -связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов).

Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью.
Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации.

Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей.
Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp -, sp 2 и sp 3 -гибридизация. Например:
sp -гибридизация - в молекулах C 2 H 2 , BeH 2 , CO 2 (линейное строение);
sp 2 -гибридизация - в молекулах C 2 H 4 , C 6 H 6 , BF 3 (плоская треугольная форма);
sp 3 -гибридизация - в молекулах CCl 4 , SiH 4 , CH 4 (тетраэдрическая форма); NH 3 (пирамидальная форма); H 2 O (уголковая форма).

Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.
Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr 2 , Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 и др.).
Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов.

Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:

H—O—H ··· OH 2 , H—O—H ··· NH 3 , H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др.

Мерой прочности любой связи является энергия связи.
Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль.

Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше.

Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия.

Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.

Строение вещества

По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные . Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные.

По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы).

Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах.

Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , Br 2 , S 8 , P 4 и другие простые вещества; CO 2 , SO 2 , N 2 O 5 , H 2 O, HCl, HF, NH 3 , CH 4 , C 2 H 5 OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях.

Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO 2 , SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.)

Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде. Следует отметить, что в ионных веществах, кристаллы которых состоят из сложных ионов, есть и ковалентные связи, например: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 +)(NO 3-) и т. д. Ковалентными связями связаны атомы, из которых состоят сложные ионы.

Металлы (вещества с металлической связью) очень разнообразны по своим физическим свойствам. Среди них есть жидкость (Hg), очень мягкие (Na, K) и очень твердые металлы (W, Nb).

Характерными физическими свойствами металлов является их высокая электропроводность (в отличие от полупроводников, уменьшается с ростом температуры), высокая теплоемкость и пластичность (у чистых металлов).

В твердом состоянии почти все вещества состоят из кристаллов. По типу строения и типу химической связи кристаллы ("кристаллические решетки") делят на атомные (кристаллы немолекулярных веществ с ковалентной связью), ионные (кристаллы ионных веществ), молекулярные (кристаллы молекулярных веществ с ковалентной связью) и металлические (кристаллы веществ с металлической связью).

Задачи и тесты по теме "Тема 10. "Химическая связь. Строение вещества"."

• Типы химической связи - Строение вещества 8–9 класс

  Уроков: 2 Заданий: 9 Тестов: 1

• Заданий: 9 Тестов: 1

Проработав эту тему, Вы должны усвоить следующие понятия: химическая связь, межмолекулярная связь, ионная связь, ковалентная связь, металлическая связь, водородная связь, простая связь, двойная связь, тройная связь, кратные связи, неполярная связь, полярная связь, электроотрицательность, поляризация связи, - и -связь, гибридизация атомных орбиталей, энергия связи.

Вы должны знать классификацию веществ по типу строения, по типу химической связи, зависимость свойств простых и сложных веществ от типа химической связи и типа "кристаллической решетки".

Вы должны уметь: определять тип химической связи в веществе, тип гибридизации, составлять схемы образования связей, пользоваться понятием электроотрицательность, рядом электроотрицательностей; знать как меняется электроотрицательность у химических элементов одного периода, и одной группы для определения полярности ковалентной связи.

Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

Рекомендованная литература:

• О. С. Габриелян, Г. Г. Лысова. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002.
• Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Длина связи - межъядерное расстояние. Чем это расстояние короче, чем прочнее химическая связь . Длина связи зависит от радиусов атомов , образующих ее: чем меньше по размеру атомы, тем более короткая между ними связь. Например, длина связи Н-О меньше, чем длина связи H-N (из-за меньшего размена атома кислорода).

Ионная связь является крайним случаем полярной ковалентной связи.

Металлическая связь.

Предпосылкой образования данного вида связи является:

1) наличие на внешних уровнях атомов относительного небольшого числа электронов ;

2) наличие на внешних уровнях атомов металлов пустых (вакантных орбиталей)

3) относительно низкая энергия ионизации.

Рассмотрим образование металлической связи на примере натрия. Валентный электрон натрия, который находится на 3s-подуровне может относительно легко перемещаться по пустым орбиталям внешнего слоя: по 3р и 3d. При сближении атомов в результате образовании кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между ВСЕМИ атомами кристалла металла.

В узлах кристаллической решетки находятся положительно заряженные ионы и атомы металлов, а между ними - электроны, которые могут свободно перемещаться по всей кристаллической решетке. Эти электроны становятся общими для всех атомов и ионов металла и называются «электронным газом». Связь между всеми положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов называется металлической связью .

Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость, электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск. Свободные электроны могут переносить теплоту и электричество, поэтому они являются причиной главных физических свойств, отличающих металлы от неметаллов, - высокой электро- и теплопроводности.

Водородная связь.

Водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входит водород и атомы с высокой ЭО (кислород, фтор, азот). Ковалентные связи H-O, H-F, H-N являются сильно полярными, за счет чего на атоме водорода скапливается избыточный положительный заряд, а на противоположных полюсах - избыточный отрицательный заряд. Между разноименно заряженными полюсами возникают силы электростатического притяжения - водородные связи.

Водородные связи могут быть как межмолекулярными, так и внутримолекулярными. Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи, но тем не менее водородные связи играют большую роль во многих физико-химических и биологических процессах. В частности, молекулы ДНК представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны между собой водородными связями. Межмолекулярные водородные связи между молекулами воды и фтороводорода можно изобразить (точками) следующим образом:

Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки. Наличие водородной связи приводит к образованию ассоциатов молекул и, как следствие, к повышению температур плавления и кипения.

Кроме перечисленных основных видов химической связи существуют также универсальные силы взаимодействия между любыми молекулами, которые не приводят к разрыву или образованию новых химических связей. Эти взаимодействия называются вандерваальсовыми силами. Они обусловливают притяжение молекул данного вещества (или различных веществ) друг к другу в жидком и твердом агрегатном состояниях.

Различные виды химической связи обусловливают существование различных типов кристаллических решеток (табл.).

Вещества, состоящие из молекул, имеют молекулярное строение . К таким веществам относятся все газы, жидкости, а также твердые вещества с молекулярной кристаллической решеткой, например йод. Твердые вещества с атомной, ионной или металлической решеткой имеют немолекулярное строение , в них нет молекул.

Таблица

Особенность кристаллической решетки	Тип кристаллической решетки
Молекулярная	Ионная	Атомная	Металлическая
Частицы в узлах решетки	Молекулы	Kатионы и анионы	Атомы	Kатионы и атомы металлов
Характер связи между частицами	Силы межмолекулярного взаимодействия (в том числе водородные связи)	Ионные связи	Kовалентные связи	Металлическая связь
Прочность связи	Слабая	Прочная	Очень прочная	Разной прочности
Отличительные физические свойства веществ	Легкоплавкие или возгоняющиеся, небольшой твердости, многие растворимы в воде	Тугоплавкие, твердые, хрупкие, многие растворимы в воде. Растворы и расплавы проводят электрический ток	Очень тугоплавкие, очень твердые, практически нерастворимы в воде	Высокая электро- и теплопроводность, металлический блеск, пластичность.
Примеры веществ	Простые вещества - неметаллы (в твердом состоянии): Cl 2 , F 2 , Br 2 , О 2 , О 3 , Р 4 , сера, йод, (кроме кремния, алмаза, графита); сложные вещества, состоящие из атомов неметаллов (кроме солей аммония): вода, сухой лед, кислоты, галогениды неметаллов: PCl 3 , SiF 4 , CBr 4 , SF 6 , органические вещества: углеводороды, спирты, фенолы , альдегиды и т.д.	Соли: хлорид натрия, нитрат бария и т.д.; щелочи: гидроксид калия, гидроксид кальция, соли аммония: NH 4 Cl, NH 4 NO 3 и т.д., оксиды металлов, нитриды, гидриды и т.д. (соединения металлов с неметаллами)	Алмаз, графит, кремний, бор, германий, оксид кремния (IV) - кремнезем, SiC (карборунд), черный фосфор (Р).	Медь, калий, цинк, железо и др. металлы
Сравнение веществ по температурам плавления и кипения.
	Из-за слабых сил межмолекулярного взаимодействия такие вещества имеют самые низкие температуры плавления и кипения. Причем, чем больше молекулярная масса вещества, тем более высокую t 0 пл. оно имеет. Исключения составляют вещества, между молекулами которых могут образовываться водородные связи. Например, HF имеет более высокую t 0 пл., чем HCl.	Вещества имеют высокие t 0 пл., но ниже, чем вещества с атомной решеткой. Чем выше заряды ионов, которые находятся в узлах решетки и чем короче расстояние между ними, тем более высокую температуру плавления имеет вещество. Например, t 0 пл. CaF 2 выше, чем t 0 пл. KF.	Имеют самые высокие t 0 пл. Чем прочнее связь между атомами в решетке, тем более высокую t 0 пл. имеет вещество. Например, Si имеет менее высокую t 0 пл., чем С.	Металлы имеют различные t0 пл.: от -37 0 С у ртути до 3360 0 С у вольфрама.

Типы связей.

В химии различают следующие типы связей: ковалентная, ионная, металлическая, водородная связь, связь Ван-дер-Ваальса, донорно-акцепторная связь, дативная связь.

Ковалентная связь

При образовании ковалентной связи атомы делятся друг с другом электронами. Примером ковалентной связи является химическая связь в молекуле Cl 2 . Впервые Льюис (1916 г.) предположил, что в такой связи каждый из двух атомов хлора делится одним из своих внешних электронов с другим атомом хлора. Для перекрывания атомных орбиталей два атома должны подойти друг к другу как можно ближе. Общая пара электронов образует ковалентную связь. Эти электроны занимают одну и туже орбиталь, а их спины направлены в противоположные стороны.

Таким образом, ковалентная связь осуществляется обобществлением электронов от разных атомов в результате спаривания электронов с противоположными спинами.

Ковалентная связь является широко распространенным типом связи. Ковалентная связь может возникать не только в молекулах, но и кристаллах. Она возникает между одинаковыми атомами (в молекулах Н 2 , Cl 2 , алмазе) и между разными атомами (в молекулах Н 2 О, NH 3 …)

Механизм возникновения ковалентной связи

Механизм рассмотрим на примере образования молекулы Н 2 .

Н+Н=Н 2 , ∆Н=-436 кДж/моль

Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 1s-электроном. При сближении атомов до определенного расстояния, происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей) (рис. 4).

Рис. 4. Механизм образования связи в молекуле водорода.

Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков, это расстояние составляет 0,074 нм.

В результате между центрами ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. Увеличение плотности отрицательного заряда между ядрами благоприятствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами, что приводит к выделению энергии. Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа - гелия.

Существует два метода, объясняющих с квантово-механических позиций образование области перекрытия электронных облаков, и образования соответственно ковалентной связи. Один из них называется метод ВС (валентных связей), другой МО (молекулярных орбиталей).

В методе валентных связей рассматривается перекрывание атомных орбиталей выделенной пары атомов. В методе МО молекулу рассматривают как целое и распределение электронной плотности (от одного электрона) размазано по всей молекуле. С позиции МО 2Н в Н 2 связаны за счет притяжения ядер к электронному облаку, расположенному между этими ядрами.

Изображение ковалентной связи

Связи изображают по-разному:

1). С помощью электронов в виде точек

В этом случае образование молекулы водорода показывают схемой

Н∙ + Н∙ → Н: Н

2). С помощью квадратных ячеек (орбиталей), как размещение двух электронов с противоположными спинами в одной молекулярной квантовой ячейке

Эта схема показывает, что молекулярный энергетический уровень ниже исходных атомных уровней, а значит молекулярное состояние вещества более устойчивое, чем атомное.

3). Ковалентную связь изображают чертой

Например, Н – Н. эта черта символизирует пару электронов.

Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной , если больше, то кратной двойной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары). Одинарная связь изображается одной чертой, двойная – двумя, тройная – тремя.

Черточка между атомами показывает, что у них пара электронов обобщена.

Классификация ковалентных связей

В зависимости от направления перекрывания электронных облаков различают σ-, π-, δ-связи. σ-связь возникает при перекрывании электронных облаков вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.

Примеры σ-связи:

Рис. 5. Образование σ-связи между s-, p-, d- электронами.

Пример образования σ-связи при перекрывании s-s-облаков наблюдается в молекуле водорода.

π-связь осуществляется при перекрывании электронных облаков по обе стороны от оси, соединяющий ядра атомов.

Рис. 6. Образование π-связи между p-, d- электронами.

δ- связь возникает при перекрывании двух d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. δ-связь менее прочная, чем π-связь, а π-связь менее прочная чем σ-связь.

Свойства ковалентной связи

а). Полярность.

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного элемента: Н 2 , Cl 2 , О 2 , N 2 , F 2 . У них электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам.

В случае полярной связи электронное облако, образующее связь, смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью.

Примерами являются молекулы: НCl, Н 2 О, Н 2 S, N 2 S, NH 3 и др. Рассмотрим образование молекулы HCl, которое можно представить следующей схемой

Электронная пара смещена к атому хлора, т.к. относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1).

б). Насыщаемость.

Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей называется насыщаемостью ковалентной связи. Насыщаемость ковалентных связей обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвуют электрона только внешних энергетических уровней, то есть ограниченное число электронов.

в). Направленность и гибридизация ковалентной связи.

Ковалентная связь характеризуется направленностью в пространстве. Это объясняется тем, что электронные облака имеют определенную форму и их максимальное перекрывание возможно при определенной пространственной ориентации.

Направленность ковалентной связи определяет геометрическое строение молекул.

Например, для воды она имеет треугольный вид.

Рис. 7. Пространственная структура молекулы воды.

Экспериментально установлено, что в молекуле воды H 2 O расстояние между ядрами водорода и кислорода составляет 0,096 нм (96 пм). Угол между линиями, проходящими через ядра, составляет 104,5 0 . Таким образом, молекула воды имеет угловую форму и ее строение можно выразить в виде представленного рисунка.

Гибридизация

Как показывают экспериментальные и теоретические исследования (Слейтер, Полинг) при образовании некоторых соединений, таких как BeCl 2 , BeF 2 , BeBr 2 состояние валентных электронов атома в молекуле описываются не чистыми s-, p-, d- волновыми функциями, а их линейными комбинациями. Такие смешанные структуры называются гибридными орбиталями, а процесс смешивания гибридизацией.

Как показывают квантово-химические расчеты смешивание s- и p- орбиталей атома – процесс благоприятный для образования молекулы. В этом случае выделяется больше энергии, чем при образовании связей с участием чистых s- и p- орбиталей. Поэтому гибридизация электронных орбиталей атома приводит к большому понижению энергии системы и соответственно повышению устойчивости молекулы. Гибридизированная орбиталь отличается большей вытянутостью по одну сторону от ядра, чем по другую. Поэтому электронная плотность в области перекрывания гибридного облака будет больше электронной плотности в области перекрывания отдельно s- и p- орбиталей, вследствие чего связь, образованная электронами гибридной орбитали, характеризуется большей прочностью.

Имеют место несколько типов гибридных состояний. При гибридизации s- и p- орбиталей (называется sp-гибридизация), возникают две гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под углом 180 0 . В этом случае образуется линейная структура. Такая конфигурация (структура) известна для большинства галогенидов щелочноземельных металлов (например, ВеX 2 , где X=Cl, F, Br), т.е. угол связи равен 180 0 С.

Рис. 8. sp-гибридизация

Другой тип гибридизации, называемый sp 2 -гибридизацией (образуется из одной s и двух p-орбиталей), приводит к образованию трех гибридных орбиталей, которые располагаются друг к другу под углом 120 0 . При этом в пространстве образуется тригональная структура молекулы (или правильного треугольника). Такие структуры известны для соединений ВX 3 (X=Cl, F, Br).

Рис. 9. sp 2 -гибридизация.

Не менее часто встречается sp 3 -гибридизация, которая образуется из одного s- и трех p- орбиталей. При этом образуется четыре гибридные орбитали ориентированные в пространстве симметрично четырем вершинам тетраэдра, то есть они расположены под углом 109 0 28 " . Такое пространственное положение называется тетраэдрическим. Такая структура известна для молекул NH 3 , Н 2 О и вообще для элементов II периода. Схематично её вид в пространстве можно отобразить следующим рисунком

Рис. 10. Пространственное расположение связей в молекуле аммиака,

спроецированное на плоскость.

Образование тетраэдрических связей за счет sp 3 -гибридизации можно представить в виде следующего (рис. 11):

Рис. 11. Образование тетраэдрических связей при sp 3 -гибридизации.

Образование тетраэдрических связей при sp 3 – гибридизации на примере молекулы CCl 4 представлено на рис. 12.

Рис.12. Образование тетраэдрических связей при sp 3 – гибридизации в молекулы CCl 4

Гибридизация касается не только s- и p-орбиталей. Для объяснения стереохимических элементов III и последующих периодов возникает необходимость в построении гибридных орбиталей одновременно включающих s-, p-, d- орбитали.

К веществам с ковалентной связью относятся:

1. органические соединения;

2. твердые и жидкие вещества, у которых связи образуются между парами атомов галогенов, а также между парами атомов водорода, азота и кислорода, например, Н 2 ;

3. элементы VI группы (например, спиральные цепочки теллура), элементы V группы (например, мышьяк), элементы IV группы (алмаз, кремний, германий);

4. соединения, подчиняющиеся правилу 8-N (такие как InSb, CdS, GaAs, CdTe), когда образующие их элементы расположены в периодической таблице Менделеева в II-VI, III-V группах.

В твердых телах с ковалентной связью могут для одного и того же вещества образовываться различные кристаллические структуры, энергия связи которых практически одинакова. Например, структура ZnS может быть кубической (цинковая обманка) или гексагональной (вюрцит). Расположение ближайших соседей в цинковой обманке и вюрците одинаково, а единственное и небольшое отличие в энергиях этих двух структур определяется расположением атомов, следующих за ближайшими. Подобная способность некоторых веществ называется аллотропией или полиморфизмом. Другим примером аллотропии является карбид кремния, который имеет целый ряд полититпов различной структуры от чисто кубической до гексагональной. Эти многочисленные кристаллические модификации ZnS, SiC существуют при комнатной температуре.

Ионная связь

Ионная связь представляет собой электростатическую силу притяжения между ионами с зарядами противоположного знака (т.е. + и −).

Представление об ионной связи сформировалось на основе идей В.Косселя. Он предположил (1916 г.), что при взаимодействии двух атомов один их них отдает, а другой принимает электроны. Таким образом, ионная связь образуется в результате переноса одного или нескольких электронов от одного атома к другому. Например, в хлориде натрия ионная связь образуется в результате переноса электрона от атома натрия к атому хлора. Вследствие такого переноса образуется ион натрия с зарядом +1 и ион хлора с зарядом -1. Они притягиваются друг к другу электростатическими силами, образуя устойчивую молекулу. Модель электронного переноса, предложенная Косселем, позволяет объяснить образование таких соединений как фторид лития, оксид кальция, оксид лития.

Наиболее типичные ионные соединения состоят из катионов металлов, принадлежащих к I и II группам периодической системы, и анионов неметаллических элементов, принадлежащих к VI и VII группам.

Легкость образования ионного соединения зависит от легкости образования входящих в него катионов и анионов. Легкость образования тем выше, чем меньшую энергию ионизации имеет атом, отдающий электроны (донор электронов), а атом, присоединяющий электроны (акцептор электронов), обладает большим сродством к электрону. Сродство к электрону – это мера способности атома присоединять электрон. Её количественно определяют как изменение энергии, происходящее при образовании одного моля однозарядных анионов из одного моля атомов. Это так называемое понятие «первое сродство к электрону». Второе сродство к электрону – это изменение энергии, происходящее при образовании одного моля двухзарядных анионов из одного моля однозарядных анионов. Данные понятия, то есть энергия ионизации и сродство к электрону, относятся к газообразным веществам и являются характеристиками атомов и ионов в газообразном состоянии. Но следует иметь в виду, что большинство ионных соединений наиболее устойчивы в твердом состоянии. Данное обстоятельство объясняется существованием у них в твердом состоянии кристаллической решетки. Возникает вопрос. Почему же все-таки ионные соединения более устойчивы в виде кристаллических решеток, а не в газообразном состоянии? Ответом на этот вопрос служит расчет энергии кристаллической решетки, основанный на электростатической модели. В дополнении к этому данный расчет является и проверкой теории ионной связи.

Для расчета энергии кристаллической решетки необходимо определить работу, которую нужно затратить на разрушение кристаллической решетки с образованием газообразных ионов. Для проведения расчета используется представление о силах притяжения и отталкивания. Выражение для потенциальной энергии взаимодействия однозарядных ионов получается суммированием энергии притяжения и энергии отталкивания

Е = Е прит + Е отт (1).

В качестве Е прит берется энергия кулоновского притяжения ионов разноименных знаков, например, Na + и Cl - для соединения NaCl

Е прит = -е 2 /4πε 0 r (2),

поскольку распределение электронного заряда в заполненной электронной оболочке сферически-симметрично. Благодаря отталкиванию, возникающему вследствие принципа Паули при перекрытии заполненных оболочек аниона и катиона, расстояние, на которое могут сблизиться ионы, ограниченно. Энергия отталкивания быстро изменяется с межъядерным расстоянием, и её можно записать в виде следующих двух приближенных выражений:

Е отт = А/r n (n≈12) (3)

Е отт = В∙ехр(-r/ρ) (4),

где А и В – константы, r-расстояние между ионами, ρ - параметр (характерная длина).

Следует заметить, что ни одно из этих выражений не соответствует сложному квантово-механическому процессу, который приводит к отталкиванию.

Несмотря на приближенность данных формул, они позволяют достаточно точно рассчитать и соответственно описать химическую связь в молекулах таких ионных соединений, как NaCl, KCl, CaO.

Так как электрическое поле иона имеет сферическую симметрию (рис. 13), то ионная связь в отличие от ковалентной не обладает направленностью. Взаимодействие двух противоположно заряженных ионов компенсируется силами отталкивания только в направлении, соединяющим центры ядер ионов, в других направлениях компенсация электрических полей ионов не происходит. Поэтому они способны взаимодействовать и с другими ионами. Таким образом, ионная связь не обладает насыщаемостью.

Рис. 13. Сферическая симметрия электростатического поля

разноименнозаряженных зарядов.

Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружен максимальным числом ионов противоположного знака. Благодаря этому наиболее предпочтительная форма существования ионного соединения – кристалл. Например, в кристалле NaCl каждый катион имеет в качестве ближайших соседей шесть анионов.

Только при высоких температурах в газообразном состоянии ионные соединения существуют в виде неассоциированных молекул.

В ионных соединениях координационное число не зависит от специфики электронной структуры атомов, как в ковалентных соединениях, а определяется соотношением размеров ионов. При соотношении ионных радиусов в пределах 0,41 – 0,73 наблюдается октаэдрическая координация ионов, при соотношении 0,73-1,37 – кубическая координация и т.д..

Таким образом, в обычных условиях ионные соединения представляют собой кристаллические вещества. Понятие двухионных молекул, например, NaCL, CsCl к ним не применимо. Каждый кристалл состоит из большого числа ионов.

Ионную связь можно представить как предельную полярную связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. Для чисто ковалентной неполярной связи эффективный заряд атомов равен нулю. В реальных веществах чисто ионных и чисто ковалентных связей встречается мало. Большинство соединений имеет характер связи промежуточный между неполярной ковалентной и полярной ионной. То есть в данных соединениях ковалентная связь имеет частично ионный характер. Характер ионной и ковалентной связи в реальных веществах представлен на рисунке 14.

Рис. 14. Ионный и ковалентный характер связи.

Долю ионного характера связи называют степенью ионности. Она характеризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Степень ионности возрастает с увеличением разности электроотрицательностей образующих её атомов.

Металлическая связь

В атомах металлов внешние валентные электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллов. Это обуславливает потерю связи электронов с отдельными атомами на достаточно большой промежуток времени и их обобществление. Образуется обобществленный ансамбль из внешних электронов. Существование подобной электронной системы приводит к возникновению сил, которые удерживают положительные ионы металла в сближенном состоянии, несмотря на их одноименную заряженность. Такая связь называется металлической. Подобная связь характерна только для металла и существует в твердом и жидком состоянии вещества. Металлическая связь является одним из видов химической связи. Она основана на обобществлении внешних электронов, которые теряют связь с атомом и поэтому называются свободными электронами (рис. 15).

Рис. 15. Металлическая связь.

Подтверждением существования металлической связи являются следующие факты. Все металлы имеют высокую теплопроводность и высокую электропроводность, которая обеспечивается за счет наличия свободных электронов. Кроме того, это же обстоятельство определяет хорошую отражательную способность металлов к световому облучению, их блеск и непрозрачность, высокую пластичность, положительный температурный коэффициент электросопротивления.

Стабильность кристаллической решетки металлов невозможно объяснить такими видами связи как ионная и ковалентная. Ионная связь между атомами металла, находящихся в узлах кристаллической решетки, невозможна, так как они имеют один и тот же заряд. Ковалентная связь между атомами металла также маловероятна, поскольку каждый атом имеет от 8 до 12 ближайших соседей, а образование ковалентных связей с таким количеством обобществленных пар электронов неизвестно.

Металлические структуры характеризуются тем, что они имеют довольно редкое расположение атомов (межъядерные расстояния большие) и большое число ближайших соседей у каждого атома в кристаллической решетке. В таблице 1 указаны три типичные металлические структуры.

Таблица 1

Характеристики структур трех наиболее распространенных металлов

Видим, что каждый атом участвует в образовании большого числа связей (например, с 8 атомами). Столь большое число связей (с 8 или с 12 атомами) не может быть одновременно локализованы в пространстве. Связь должна осуществляться за счет резонанса колебательного движения внешних электронов каждого атома, в результате которого происходит коллективизация всех внешних электронов кристалла с образованием электронного газа. Во многих металлах для образования металлической связи достаточно взять по одному электрону от каждого атома. Именно это наблюдается для лития, у которого на внешней оболочке имеется всего один электрон. Кристалл лития представляет собой решетку ионов Li + (шаров радиусом 0,068 нм), окруженных электронным газом.

Рис. 16. Различные типы кристаллической упаковки: а-гексагональная плотная упаковка; б- гранецентрированная кубическая упаковка; в-объёмноцентрированная кубическая упаковка.

Между металлической и ковалентной связью имеется сходство. Оно заключается в том, что оба типа связи основаны на обобществлении валентных электронов. Однако ковалентная связь соединяет только два соседних атома, и общие электроны находятся в непосредственной близости от соединенных атомов. В металлической связи несколько атомов участвуют в обобществлении валентных электронов.

Таким образом, понятие металлической связи неразрывно связано с представлением о металлах как совокупности положительно заряженных ионных остовов с большими промежутками между ионами, заполненными электронным газом, при этом на макроскопическом уровне система остается электрически нейтральной.

Кроме вышерассмотренных типов химической связи существуют и другие типы связи, которые являются межмолекулярными: водородная связь, вандерваальсово взаимодействие, донорно-акцепторное взаимодействие.

Донорно-акцепторное взаимодействие молекул

Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого называется донорно-акцепторным. Атом или частица, предоставляющие для связи двухэлектронное облако называется донором. Атом или частица со свободной орбиталью, принимающие эту электронную пару называется акцептором.

Основные виды межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь

Между молекулами, валентно-насыщенными, на расстояниях, превышающих размеры частиц, могут проявляться электростатические силы межмолекулярного притяжения. Их называют силы Ван-дер-Ваальса. Вандерваальсово взаимодействие всегда существует между близко расположенными атомами, но играет важную роль лишь в отсутствие более сильных механизмов связи. Это слабое взаимодействие с характерной энергией 0,2 эВ/атом имеет место между нейтральными атомами и между молекулами. Название взаимодействия связывается с именем Ван-дер-Ваальса, поскольку именно он впервые предположил, что уравнение состояния с учетом слабого взаимодействия между молекулами газа описывает свойства реальных газов много лучше, чем уравнение состояния идеального газа. Однако природа этой силы притяжения была объяснена лишь в 1930 году Лондоном. В настоящее время к Ван-дер-Ваальсову притяжению относят следующие три типа взаимодействий: ориентационное, индукционное, дисперсион-ное(эффект Лондона). Энергия Ван-дер-Ваальсова притяжения определяется суммой ориентационного, индукционного и дисперсионного взаимодействий.

Е прит = Е ор +Е инд + Е дисп (5).

Ориентационное взаимодействие (или диполь-дипольное взаимодействие) проявляется между полярными молекулами, которые при приближении поворачиваются (ориентируются) друг к другу разноименными полюсами так, чтобы потенциальная энергия системы молекул стала минимальной. Энергия ориентационного взаимодействия тем существеннее, чем больше дипольный момент молекул μ и меньше расстояние l между ними:

Е ор = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),

где ε 0 – электрическая постоянная.

Индукционное взаимодействие связано с процессами поляризации молекул окружающими диполями. Оно тем значительнее, чем выше поляризуемость α неполярной молекулы и больше дипольный момент μ полярной молекулы

Е инд = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).

Поляризуемость α неполярной молекулы называется деформационной, так как она связана с деформацией частицы, при этом μ характеризует смещение электронного облака и ядер относительно прежних положений.

Дисперсионное взаимодействие (эффект Лондона) возникает у любых молекул независимо от их строения и полярности. Вследствие мгновенного несовпадения центров тяжести зарядов электронного облака и ядер образуется мгновенный диполь, который индуцирует мгновенные диполи в других частицах. Движение мгновенных диполей становится согласованным. В результате соседние частицы испытывают взаимное притяжение. Энергия дисперсионного взаимодействия зависит от энергии ионизации Е I и поляризуемости молекул α

Е дисп = - (Е I 1 ∙Е I 2)∙ α 1 α 2 /(Е I 1 +Е I 2) l 6 (8).

Промежуточный характер между валентным и межмолекулярным взаимодействием имеет водородная связь. Энергия водородной связи невелика 8 – 80 кДж/моль, но больше энергии взаимодействия Ван-дерВаальса. Водородная связь характерна для таких жидкостей как вода, спирты, кислоты и обусловлена положительно поляризованным атомом водорода. Малые размеры и отсутствие внутренних электронов позволяют атому водорода, присутствующему в жидкости в каком-либо соединении, вступать в дополнительное взаимодействие с ковалентно с ним не связанным отрицательно поляризованным атомом другой или той же самой молекулы

А δ- - Н δ+ …. А δ- - Н δ+ .

То есть происходит ассоциация молекул. Ассоциация молекул приводит к уменьшению летучести, повышению температуры кипения и теплоты испарения, увеличению вязкости и диэлектрической проницаемости жидкостей.

Вода особенно подходящее вещество для образования водородной связи, так как её молекула имеет два атома водорода и две неподелённые пары у атома кислорода. Это обуславливает высокий дипольный момент молекулы (μ D = 1,86 D) и способность образовывать четыре водородные связи: две – как донор протонов и две – как акцептор протонов

(Н 2 О….Н – О…Н 2 О) 2 раза.

Из экспериментов известно, что с изменением молекулярной массы в ряду водородных соединений элементов третьего и последующего периодов температура кипения растет. Если данную закономерность применить к воде, то температура кипения у неё должна быть не 100 0 С, а 280 0 С. Данное противоречие подтверждает существование водородной связи в воде.

Эксперименты показали, что в воде формируются молекулярные ассоциаты в жидкой и особенно в твердой воде. Лед имеет тетраэдрическую кристаллическую решетку. В центре тетраэдра расположен атом кислорода одной молекулы воды, в четырех вершинах находятся атомы кислорода соседних молекул, которые соединены водородными связями с ближайшими соседями. В жидкой воде водородные связи частично разрушены, в её структуре наблюдается динамическое равновесие между ассоциатами молекул и свободными молекулами.

Почему атомы могут соединяться друг с другом и образовывать молекулы? Какова причина возможного существования веществ, в состав которых входят атомы совершенно разных химических элементов? Это глобальные вопросы, затрагивающие основополагающие понятия современной физической и химической науки. Ответить на них можно, имея представление об электронном строении атомов и зная характеристики ковалентной связи, являющейся базовой основой для большинства классов соединений. Цель нашей статьи - ознакомиться с механизмами образования различных типов химической связи и соединений, содержащих их в своих молекулах.

Электронное строение атома

Электронейтральные частицы материи, являющиеся ее структурными элементами, имеют строение, зеркально отражающее устройство Солнечной системы. Как планеты вращаются вокруг центральной звезды - Солнца, так и электроны в атоме движутся вокруг положительно заряженного ядра. Для характеристики ковалентной связи значимыми будут электроны, располагающиеся на последнем энергетическом уровне и наиболее удаленные от ядра. Так как их связь с центром собственного атома минимальна, они способны легко притягиваться ядрами других атомов. Это очень важно для возникновения межатомных взаимодействий, приводящих к образованию молекул. Почему же именно молекулярная форма является основным видом существования материи на нашей планете? Давайте разберемся.

Основное свойство атомов

Способность электронейтральных частиц к взаимодействию, приводящая к выигрышу в энергии, - их важнейшая особенность. Ведь в обычных условиях молекулярное состояние вещества более стойкое, чем атомное. Основные положения современного атомно-молекулярного учения объясняют как принципы образования молекул, так и характеристики ковалентной связи. Напомним, что на атома может находиться от 1 до 8 электронов, в последнем случае слой будет завершенным, а значит, очень устойчивым. Такую структуру внешнего уровня имеют атомы благородных газов: аргона, криптона, ксенона - инертных элементов, завершающих каждый период в системе Д. И. Менделеева. Исключением здесь будет гелий, у которого на последнем уровне находится не 8, а только 2 электрона. Причина проста: в первом периоде - всего два элемента, атомы которых имеют единственный электронный слой. У всех остальных химических элементов на последнем, незавершенном слое располагается от 1 до 7 электронов. В процессе взаимодействия между собой атомы будут стремиться заполниться электронами до октета и восстановить конфигурацию атома инертного элемента. Такое состояние может быть достигнуто двумя путями: потерей собственных или принятием чужих отрицательно заряженных частиц. Эти формы взаимодействия объясняют, как определить, какая связь - ионная или ковалентная - возникнет между вступающими в реакцию атомами.

Механизмы образования стойкой электронной конфигурации

Представим, что в реакцию соединения вступают два простых вещества: металлический натрий и газообразный хлор. Образуется вещество класса солей - хлорид натрия. Оно имеет ионный тип химической связи. Почему и как она возникла? Снова обратимся к строению атомов исходных веществ. У натрия на последнем слое находится всего один электрон, слабо связанный с ядром вследствие большого радиуса атома. Энергия ионизации у всех щелочных металлов, к которым относится и натрий, мала. Поэтому электрон внешнего уровня покидает энергетический уровень, притягивается ядром атома хлора и остается в его пространстве. Это создает прецедент перехода атома Cl в форму отрицательно заряженного иона. Теперь мы имеем дело уже не с электронейтральными частицами, а с заряженными катионами натрия и анионами хлора. В соответствии с законами физики между ними возникают силы электростатического притяжения, и соединение образует ионную кристаллическую решетку. Рассмотренный нами механизм формирования ионного типа химической связи поможет более четко выяснить специфику и основные характеристики ковалентной связи.

Общие электронные пары

Если ионная связь возникает между атомами элементов, сильно отличающихся электроотрицательностью, т. е. металлами и неметаллами, то ковалентный тип появляется при взаимодействии атомов как одного и того же, так и разных неметаллических элементов. В первом случае принято говорить о неполярном, а в другом - о полярном виде ковалентной связи. Механизм их образования общий: каждый из атомов частично отдает в общее пользование электроны, которые объединяются попарно. А вот пространственное расположение электронных пар относительно ядер атомов будет неодинаковым. По этому признаку и различают типы ковалентной связи - неполярную и полярную. Наиболее часто в химических соединениях, состоящих из атомов неметаллических элементов, встречаются пары, состоящие из электронов с противоположными спинами, т. е. вращающихся вокруг своих ядер в противоположные стороны. Так как движение отрицательно заряженных частиц в пространстве ведет к образованию электронных облаков, что в конечном счете заканчивается взаимным их перекрыванием. Каковы последствия этого процесса для атомов и к чему он приводит?

Физические свойства ковалентной связи

Оказывается, что между центрами двух взаимодействующих атомов возникает двухэлектронное облако, имеющее большую плотность. Усиливаются электростатические силы притяжения между самим отрицательно заряженным облаком и ядрами атомов. Высвобождается порция энергии и уменьшаются расстояния между атомными центрами. Например, в начале образования молекулы H 2 расстояние между ядрами водородных атомов составляет 1,06 А, после перекрывания облаков и образования общей электронной пары - 0,74 А. Примеры ковалентной связи, формирующейся по вышеописанному механизму, можно встретить как среди простых, так и среди сложных неорганических веществ. Ее главная отличительная черта - наличие общих электронных пар. В итоге после возникновения ковалентной связи между атомами, например, водорода каждый из них приобретает электронную конфигурацию инертного гелия, и образовавшаяся молекула имеет устойчивую структуру.

Пространственная форма молекулы

Еще одно очень важное физическое свойство ковалентной связи - это направленность. Он нее зависит пространственная конфигурация молекулы вещества. Например, при перекрывании двух электронов со сферической формой облака вид молекулы линейный (хлороводород или бромоводород). Форма молекул воды, у которой гибридизируются s- и p- облака - угловая, а очень прочные частицы газообразного азота имеют вид пирамиды.

Строение простых веществ - неметаллов

Выяснив, какую связь называют ковалентной, какие признаки она имеет, теперь самое время разобраться с ее разновидностями. Если во взаимодействие между собой вступают атомы одного и того же неметалла - хлора, азота, кислорода, брома и т. д., то формируются соответствующие простые вещества. Их общие электронные пары располагаются на одинаковом расстоянии от центров атомов, не смещаясь. Для соединений с неполярным видом ковалентной связи присущи такие признаки: низкие температуры кипения и плавления, нерастворимость в воде, диэлектрические свойства. Далее мы выясним, для каких веществ характерна ковалентная связь, при которой происходит смещение общих электронных пар.

Электроотрицательность и ее влияние на тип химической связи

Свойство определенного элемента притягивать к себе электроны от атома другого элемента в химии называют электроотрицательностью. Шкалу величин данного параметра, предложенную Л. Полингом, можно встретить во всех учебниках по неорганической и общей химии. Наибольшее его значение - 4,1 эВ - имеет фтор, меньшее - другие активные неметаллы, а наименьший показатель характерен для щелочных металлов. Если между собой реагируют элементы, отличающиеся своей электроотрицательностью, то неизбежно один, более активный, будет притягивать к своему ядру отрицательно заряженные частицы атома более пассивного элемента. Таким образом, физические свойства ковалентной связи напрямую зависят от способности элементов отдавать электроны в общее пользование. Образующиеся при этом общие пары уже не располагаются симметрично относительно ядер, а смещаются в сторону более активного элемента.

Особенности соединений с полярной связью

К веществам, в молекулах которых совместные электронные пары несимметричны относительно ядер атомов, можно отнести галогеноводороды, кислоты, соединения халькогенов с водородом и кислотные оксиды. Это сульфатная и нитратная кислоты, оксиды серы и фосфора, сероводород, и т. д. Например, молекула хлороводорода содержит одну общую электронную пару, образованную неспаренными электронами водорода и хлора. Она смещена ближе к центру атома Cl, являющегося более электроотрицательным элементом. Все вещества с полярной связью в водных растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток. Соединения, имеющие которых мы привели, имеют также более высокие температуры плавления и кипения по сравнению с простыми веществами-неметаллами.

Способы разрыва химических связей

В органической химии предельных углеводородов с галогенами идут по радикальному механизму. Смесь метана и хлора на свету и при обычной температуре реагирует таким образом, что молекулы хлора начинают расщепляться на частицы, несущие неспаренные электроны. Иначе говоря, наблюдается разрушение общей электронной пары и образование очень активных радикалов -Cl. Они способны так воздействовать на молекулы метана, что у тех происходит разрыв ковалентной связи между атомами углерода и водорода. Образуется активная частица -H, а свободная валентность атома углерода принимает радикал хлора, и первым продуктом реакции становится хлорметан. Такой механизм расщепления молекул называется гомолитическим. Если же общая пара электронов полностью переходит во владение к одному из атомов, то говорят о гетеролитическом механизме, характерном для реакций, проходящих в водных растворах. В этом случае полярные молекулы воды будут усиливать скорость разрушения химических связей растворяемого соединения.

Двойные и тройные связи

Подавляющее большинство органических веществ и некоторые неорганические соединения содержат в своих молекулах не одну, а несколько общих электронных пар. Кратность ковалентной связи уменьшает расстояние между атомами и увеличивает стабильность соединений. О них принято говорить как о химически стойких. Например, в молекуле азота имеется три пары электронов, они обозначаются в структурной формуле тремя черточками и обусловливают ее прочность. Простое вещество азот химически инертен и может реагировать с другими соединениями, например с водородом, кислородом или металлами только при нагревании или повышенном давлении, а также в присутствии катализаторов.

Двойные и тройные связи присущи таким классам органических соединений, как непредельные диеновые углеводороды, а также вещества ряда этилена или ацетилена. Кратные связи обусловливают основные химические свойства: реакции присоединения и полимеризации, идущие в местах их разрыва.

В нашей статье мы дали общую характеристику ковалентной связи и рассмотрели ее основные виды.