Все известные на сегодняшний день химические элементы, расположенные в таблице Менделеева, подразделяются условно на две большие группы: металлы и неметаллы. Для того чтобы они стали не просто элементами, а соединениями, химическими веществами, могли вступать во взаимодействие друг с другом, они должны существовать в виде простых и сложных веществ.

Именно для этого одни электроны стараются принять, а другие - отдать. Восполняя друг друга таким образом, элементы и образуют различные химические молекулы. Но что позволяет им удерживаться вместе? Почему существуют вещества такой прочности, разрушить которую неподвластно даже самым серьезным инструментам? А другие, наоборот, разрушаются от малейшего воздействия. Все это объясняется образованием различных типов химической связи между атомами в молекулах, формированием кристаллической решетки определенного строения.

Виды химических связей в соединениях

Всего можно выделить 4 основных типа химических связей.

1. Ковалентная неполярная. Образуется между двумя одинаковыми неметаллами за счет обобществления электронов, формирования общих электронных пар. В образовании ее принимают участие валентные неспаренные частицы. Примеры: галогены, кислород, водород, азот, сера, фосфор.
2. Ковалентная полярная. Образуется между двумя разными неметаллами либо между очень слабым по свойствам металлом и слабым по электроотрицательности неметаллом. В основе также общие электронные пары и перетягивание их к себе тем атомом, сродство к электрону которого выше. Примеры: NH 3, SiC, P 2 O 5 и прочие.
3. Водородная связь. Самая нестойкая и слабая, формируется между сильно электроотрицательным атомом одной молекулы и положительным другой. Чаще всего это происходит при растворении веществ в воде (спирта, аммиака и так далее). Благодаря такой связи могут существовать макромолекулы белков, нуклеиновых кислот, сложных углеводов и так далее.
4. Ионная связь. Формируется за счет сил электростатического притяжения разнозаряженных ионов металлов и неметаллов. Чем сильнее различие по данному показателю, тем ярче выражен именно ионный характер взаимодействия. Примеры соединений: бинарные соли, сложные соединения - основания, соли.
5. Металлическая связь, механизм образования которой, а также свойства, будут рассмотрены дальше. Формируется в металлах, их сплавах различного рода.

Существует такое понятие, как единство химической связи. В нем как раз и говорится о том, что нельзя каждую химическую связь рассматривать эталонно. Они все лишь условно обозначенные единицы. Ведь в основе всех взаимодействий лежит единый принцип - электронностатическое взаимодействие. Поэтому ионная, металлическая, ковалентная связь и водородная имеют единую химическую природу и являются лишь граничными случаями друг друга.

Металлы и их физические свойства

Металлы находятся в подавляющем большинстве среди всех химических элементов. Это объясняется их особыми свойствами. Значительная часть из них была получена человеком ядерными реакциями в лабораторных условиях, они являются радиоактивными с небольшим периодом полураспада.

Однако большинство - это природные элементы, которые формируют целые горные породы и руды, входят в состав большинства важных соединений. Именно из них люди научились отливать сплавы и изготавливать массу прекрасных и важных изделий. Это такие, как медь, железо, алюминий, серебро, золото, хром, марганец, никель, цинк, свинец и многие другие.

Для всех металлов можно выделить общие физические свойства, которые объясняет схема образования металлической связи. Какие же это свойства?

1. Ковкость и пластичность. Известно, что многие металлы можно прокатать даже до состояния фольги (золото, алюминий). Из других получают проволоку, металлические гибкие листы, изделия, способные деформироваться при физическом воздействии, но тут же восстанавливать форму после прекращения его. Именно эти качества металлов и называют ковкостью и пластичностью. Причина этой особенности - металлический тип связи. Ионы и электроны в кристалле скользят относительно друг друга без разрыва, что и позволяет сохранять целостность всей структуры.
2. Металлический блеск. Это также объясняет металлическая связь, механизм образования, характеристики ее и особенности. Так, не все частицы способны поглощать или отражать световые волны одинаковой длины. Атомы большинства металлов отражают коротковолновые лучи и приобретают практически одинаковую окраску серебристого, белого, бледно-голубоватого оттенка. Исключениями являются медь и золото, их окраска рыже-красная и желтая соответственно. Они способны отражать более длинноволновое излучение.
3. Тепло- и электропроводность. Данные свойства также объясняются строением кристаллической решетки и тем, что в ее образовании реализуется металлический тип связи. За счет "электронного газа", движущегося внутри кристалла, электрический ток и тепло мгновенно и равномерно распределяются между всеми атомами и ионами и проводятся через металл.
4. Твердое агрегатное состояние при обычных условиях. Здесь исключением является лишь ртуть. Все остальные металлы - это обязательно прочные, твердые соединения, равно как и их сплавы. Это также результат того, что в металлах присутствует металлическая связь. Механизм образования такого типа связывания частиц полностью подтверждает свойства.

Это основные физические характеристики для металлов, которые объясняет и определяет именно схема образования металлической связи. Актуален такой способ соединения атомов именно для элементов металлов, их сплавов. То есть для них в твердом и жидком состоянии.

Металлический тип химической связи

В чем же ее особенность? Все дело в том, что такая связь формируется не за счет разнозаряженных ионов и их электростатического притяжения и не за счет разности в электроотрицательности и наличия свободных электронных пар. То есть ионная, металлическая, ковалентная связь имеют несколько разную природу и отличительные черты связываемых частиц.

Всем металлам присущи такие характеристики, как:

• малое количество электронов на (кроме некоторых исключений, у которых их может быть 6,7 и 8);
• большой атомный радиус;
• низкая энергия ионизации.

Все это способствует легкому отделению внешних неспаренных электронов от ядра. При этом свободных орбиталей у атома остается очень много. Схема образования металлической связи как раз и будет показывать перекрывание многочисленных орбитальных ячеек разных атомов между собой, которые в результате и формируют общее внутрикристаллическое пространство. В него подаются электроны от каждого атома, которые начинают свободно блуждать по разным частям решетки. Периодически каждый из них присоединяется к иону в узле кристалла и превращает его в атом, затем снова отсоединяется, формируя ион.

Таким образом, металлическая связь - это связь между атомами, ионами и свободными электронами в общем кристалле металла. Электронное облако, свободно перемещающееся внутри структуры, называют "электронным газом". Именно им объясняется большинство металлов и их сплавов.

Как конкретно реализует себя металлическая химическая связь? Примеры можно привести разные. Попробуем рассмотреть на кусочке лития. Даже если взять его размером с горошину, атомов там будут тысячи. Вот и представим себе, что каждый из этих тысяч атомов отдает свой валентный единственный электрон в общее кристаллическое пространство. При этом, зная электронное строения данного элемента, можно увидеть количество пустующих орбиталей. У лития их будет 3 (р-орбитали второго энергетического уровня). По три у каждого атома из десятков тысяч - это и есть общее пространство внутри кристалла, в котором "электронный газ" свободно перемещается.

Вещество с металлической связью всегда прочное. Ведь электронный газ не позволяет кристаллу рушиться, а лишь смещает слои и тут же восстанавливает. Оно блестит, обладает определенной плотностью (чаще всего высокой), плавкостью, ковкостью и пластичностью.

Где еще реализуется металлическая связь? Примеры веществ:

• металлы в виде простых структур;
• все сплавы металлов друг с другом;
• все металлы и их сплавы в жидком и твердом состоянии.

Конкретных примеров можно привести просто неимоверное количество, ведь металлов в периодической системе более 80!

Металлическая связь: механизм образования

Если рассматривать его в общем виде, то основные моменты мы уже обозначили выше. Наличие свободных и электронов, легко отрывающихся от ядра вследствие малой энергии ионизации, - вот главные условия для формирования данного типа связи. Таким образом, получается, что она реализуется между следующими частицами:

• атомами в узлах кристаллической решетки;
• свободными электронами, которые были у металла валентными;
• ионами в узлах кристаллической решетки.

В итоге - металлическая связь. Механизм образования в общем виде выражается следующей записью: Ме 0 - e - ↔ Ме n+ . Из схемы очевидно, какие частицы присутствуют в кристалле металла.

Сами кристаллы могут иметь разную форму. Это зависит от конкретного вещества, с которым мы имеем дело.

Типы кристаллов металлов

Данная структура металла или его сплава характеризуется очень плотной упаковкой частиц. Ее обеспечивают ионы в узлах кристалла. Сами по себе решетки могут быть разных геометрических форм в пространстве.

1. Объемноцентрическая кубическая решетка - щелочные металлы.
2. Гексагональная компактная структура - все щелочноземельные, кроме бария.
3. Гранецентрическая кубическая - алюминий, медь, цинк, многие переходные металлы.
4. Ромбоэдрическая структура - у ртути.
5. Тетрагональная - индий.

Чем и чем ниже он располагается в периодической системе, тем сложнее его упаковка и пространственная организация кристалла. При этом металлическая химическая связь, примеры которой можно привести для каждого существующего металла, является определяющей при построении кристалла. Сплавы имеют очень разнообразные организации в пространстве, некоторые из них до сих пор еще не до конца изучены.

Характеристики связи: ненаправленность

Ковалентная и металлическая связь имеют одну очень ярко выраженную отличительную черту. В отличие от первой, металлическая связь не является направленной. Что это значит? То есть электронное облако внутри кристалла движется совершенно свободно в его пределах в разных направлениях, каждый из электронов способен присоединяться к абсолютно любому иону в узлах структуры. То есть взаимодействие осуществляется по разным направлениям. Отсюда и говорят о том, что металлическая связь - ненаправленная.

Механизм ковалентной связи подразумевает образование общих электронных пар, то есть облаков перекрывания атомов. Причем происходит оно строго по определенной линии, соединяющей их центры. Поэтому говорят о направленности такой связи.

Насыщаемость

Данная характеристика отражает способность атомов к ограниченному или неограниченному взаимодействию с другими. Так, ковалентная и металлическая связь по этому показателю опять же являются противоположностями.

Первая является насыщаемой. Атомы, принимающие участие в ее образовании, имеют строго определенное количество валентных внешних электронов, принимающих непосредственное участие в образовании соединения. Больше, чем есть, у него электронов не будет. Поэтому и количество формируемых связей ограничено валентностью. Отсюда насыщаемость связи. Благодаря данной характеристике большинство соединений имеет постоянный химический состав.

Металлическая и водородная связи, напротив, ненасыщаемые. Это объясняется наличием многочисленных свободных электронов и орбиталей внутри кристалла. Также роль играют ионы в узлах кристаллической решетки, каждый из которых может стать атомом и снова ионом в любой момент времени.

Еще одна характеристика металлической связи - делокализация внутреннего электронного облака. Она проявляется в способности небольшого количества общих электронов связывать между собой множество атомных ядер металлов. То есть плотность как бы делокализуется, распределяется равномерно между всеми звеньями кристалла.

Примеры образования связи в металлах

Рассмотрим несколько конкретных вариантов, которые иллюстрируют, как образуется металлическая связь. Примеры веществ следующие:

• цинк;
• алюминий;
• калий;
• хром.

Образование металлической связи между атомами цинка: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+ . Атом цинка имеет четыре энергетических уровня. Свободных орбиталей, исходя из электронного строения, у него 15 - 3 на р-орбитали, 5 на 4 d и 7 на 4f. Электронное строение следующее: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0 , всего в атоме 30 электронов. То есть две свободные валентные отрицательные частицы способны перемещаться в пределах 15 просторных и никем не занятых орбиталей. И так у каждого атома. В итоге - огромное общее пространство, состоящее из пустующих орбиталей, и небольшое количество электронов, связывающих всю структуру воедино.

Металлическая связь между атомами алюминия: AL 0 - e - ↔ AL 3+ . Тринадцать электронов атома алюминия располагаются на трех энергетических уровнях, которых им явно хватает с избытком. Электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Свободных орбиталей - 7 штук. Очевидно, что электронное облако будет небольшим по сравнению с общим внутренним свободным пространством в кристалле.

Металлическая связь хрома. Данный элемент особый по своему электронному строению. Ведь для стабилизации системы происходит провал электрона с 4s на 3d орбиталь: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Всего 24 электрона, из которых валентных получается шесть. Именно они уходят в общее электронное пространство на образование химической связи. Свободных орбиталей 15, то есть все равно намного больше, чем требуется для заполнения. Поэтому хром - также типичный пример металла с соответствующей связью в молекуле.

Одним из самых активных металлов, реагирующих даже с обычной водой с возгоранием, является калий. Чем объясняются такие свойства? Опять же во многом - металлическим типом связи. Электронов у этого элемента всего 19, но вот располагаются они аж на 4 энергетических уровнях. То есть на 30 орбиталях разных подуровней. Электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Всего два с очень низкой энергией ионизации. Свободно отрываются и уходят в общее электронное пространство. Орбиталей для перемещения на один атом 22 штуки, то есть очень обширное свободное пространство для "электронного газа".

Сходство и различие с другими видами связей

В целом данный вопрос уже рассматривался выше. Можно только обобщить и сделать вывод. Главными отличительными от всех других типов связи чертами именно металлических кристаллов являются:

• несколько видов частиц, принимающих участие в процессе связывания (атомы, ионы или атом-ионы, электроны);
• различное пространственное геометрическое строение кристаллов.

С водородной и ионной связью металлическую объединяет ненасыщаемость и ненаправленность. С ковалентной полярной - сильное электростатическое притяжение между частицами. Отдельно с ионной - тип частиц в узлах кристаллической решетки (ионы). С ковалентной неполярной - атомы в узлах кристалла.

Типы связей в металлах разного агрегатного состояния

Как мы уже отмечали выше, металлическая химическая связь, примеры которой приведены в статье, образуется в двух агрегатных состояниях металлов и их сплавов: твердом и жидком.

Возникает вопрос: какой тип связи в парах металлов? Ответ: ковалентная полярная и неполярная. Как и во всех соединениях, находящихся в виде газа. То есть при длительном нагревании металла и перевода его из твердого состояния в жидкое связи не рвутся и кристаллическая структура сохраняется. Однако когда речь заходит о переводе жидкости в парообразное состояние, кристалл разрушается и металлическая связь преобразуется в ковалентную.

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

Понятие химической связи имеет немаловажное значение в различных областях химии как науки. Связано это с тем, что именно с ее помощью отдельные атомы способны соединяться в молекулы, образуя всевозможные вещества, которые, в свою очередь, являются предметом химических исследований.

С многообразием атомов и молекул связано возникновение различных типов связей между ними. Для разных классов молекул характерны свои особенности распределения электронов, а значит, и свои виды связей.

Основные понятия

Химической связью называют совокупность взаимодействий, которые приводят к связыванию атомов с образованием устойчивых частиц более сложного строения (молекул, ионов, радикалов), а также агрегатов (кристаллов, стекол и прочего). Природа этих взаимодействий носит электрический характер, а возникают они при распределении валентных электронов в сближающихся атомах.

Валентностью принято называть способность того или иного атома образовывать определенное число связей с другими атомами. В ионных соединениях за значение валентности принимают число отданных или присоединенных электронов. В ковалентных соединениях она равна количеству общих электронных пар.

Под степенью окисления понимают условный заряд, который мог бы быть на атоме, если бы все полярные ковалентные связи имели бы ионный характер.

Кратностью связи называют число обобществленных электронных пар между рассматриваемыми атомами.

Связи, рассматриваемые в различных разделах химии, можно разделить на два вида химических связей: те, которые приводят к образованию новых веществ (внутримолекулярные), и те, которые возникают между молекулами (межмолекулярные).

Основные характеристики связи

Энергией связи называют такую энергию, которая требуется для разрыва всех имеющихся связей в молекуле. Также это энергия, выделяющаяся в ходе образования связи.

Длиной связи именуют такое расстояние между соседними ядрами атомов в молекуле, при котором силы притяжения и отталкивания уравновешены.

Эти две характеристики химической связи атомов являются мерой ее прочности: чем меньше длина и больше энергия, тем связь прочнее.

Валентным углом принято называть угол между представляемыми линиями, проходящими по направлению связи через ядра атомов.

Методы описания связей

Наиболее распространены два подхода к объяснению химической связи, заимствованные из квантовой механики:

Метод молекулярных орбиталей. Он рассматривает молекулу в качестве совокупности электронов и ядер атомов, причем каждый отдельно взятый электрон движется в поле действия всех других электронов и ядер. Молекула имеет орбитальное строение, а все ее электроны распределены по этим орбитам. Также этот метод носит название МО ЛКАО, что расшифровывается как "молекулярная орбиталь - линейная комбинация

Метод валентных связей. Представляет молекулу системой двух центральных молекулярных орбиталей. При этом каждая из них соответствует одной связи между двумя расположенными по соседству атомами в молекуле. Основывается метод на следующих положениях:

1. Образование химической связи осуществляется парой электронов, имеющих противоположные спины, которые расположены между двумя рассматриваемыми атомами. Образованная электронная пара принадлежит двум атомам в равной степени.
2. Число связей, образованных тем или иным атомом, равняется числу неспаренных электронов в основном и возбужденном состоянии.
3. Если электронные пары не принимают участия в образовании связи, то их называют неподеленными.

Электроотрицательность

Определить тип химической связи в веществах можно, основываясь на разнице в значениях электроотрицательностей составляющих ее атомов. Под электроотрицательностью понимают способность атомов оттягивать на себя общие электронные пары (электронное облако), что приводит к поляризации связи.

Существуют различные способы определения значений электроотрицательностей химических элементов. Однако наиболее применяемой является шкала, основанная на термодинамических данных, которая была предложена еще в 1932 году Л. Полингом.

Чем значительнее разница в электроотрицательностях атомов, тем в большей степени проявляется ее ионность. Напротив, равные или близкие значения электроотрицательности указывают на ковалентный характер связи. Иначе говоря, определить, какая химическая связь наблюдается в той или иной молекуле, можно математически. Для этого нужно вычислить ΔХ - разность электроотрицательностей атомов по формуле: ΔХ=|Х 1 -Х 2 |.

• Если ΔХ>1,7, то связь является ионной.
• Если 0,5≤ΔХ≤1,7, то ковалентная связь носит полярный характер.
• Если ΔХ=0 или близка к нему, то связь относится к ковалентной неполярной.

Ионная связь

Ионной называется такая связь, которая появляется между ионами или за счет полного оттягивания общей электронной пары одним из атомов. В веществах этот тип химической связи осуществляется силами электростатического притяжения.

Ионы - это заряженные частицы, образующиеся из атомов в результате присоединения или отдачи электронов. Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд и становится анионом. Если же атом отдает валентные электроны, то становится положительно заряженной частицей, называемой катионом.

Она характерна для соединений, образованных при взаимодействии атомов типичных металлов с атомами типичных неметаллов. Основной этого процесса является стремление атомов приобрести устойчивые электронные конфигурации. А типичным металлам и неметаллам для этого нужно отдать или принять всего 1-2 электрона, что они с легкостью и делают.

Механизм образования ионной химической связи в молекуле традиционно рассматривают на примере взаимодействия натрия и хлора. Атомы щелочного металла с легкостью отдают электрон, перетягиваемый атомом галогена. В результате образуется катион Na + и анион Cl - , которые удерживаются рядом с помощью электростатического притяжения.

Идеальной ионной связи не существует. Даже в таких соединениях, которые зачастую относят к ионным, окончательного перехода электронов от атома к атому не происходит. Образованная электронная пара все-таки остается в общем пользовании. Поэтому говорят о степени ионности ковалентной связи.

Ионная связь характеризуется двумя основными свойствами, связанными друг с другом:

• ненаправленность, т. е. электрическое поле вокруг иона имеет форму сферы;
• ненасыщаемость, т. е. число противоположно заряженных ионов, которое может разместиться вокруг какого-либо иона, определяется их размерами.

Ковалентная химическая связь

Связь, образующаяся при перекрывании электронных облаков атомов неметаллов, то есть осуществляющаяся общей электронной парой, называется ковалентной связью. Число обобществленных пар электронов определяет кратность связи. Так, атомы водорода связаны одинарной связью Н··Н, а атомы кислорода образуют двойную связь О::О.

Существует два механизма ее образования:

• Обменный - каждый атом представляет для образования общей пары по одному электрону: А· + ·В= А:В, при этом в осуществлении связи участвуют внешние атомные орбитали, на которых расположены по одному электрону.
• Донорно-акцепторный - для образования связи один из атомов (донор) предоставляет пару электронов, а второй (акцептор) - свободную орбиталь для ее размещения: А + :В= А:В.

Способы перекрывания электронных облаков при образовании ковалентной химической связи также различны.

1. Прямое. Область перекрывания облаков лежит на прямой воображаемой линии, соединяющей ядра рассматриваемых атомов. При этом образуются σ-связи. От типа электронных облаков, подвергающихся перекрыванию, зависит вид химической связи, которая при этом возникает: s-s, s-p, p-p, s-d или p-d σ-связи. В частице (молекуле или ионе) между двумя соседними атомами возможно осуществление только одной σ-связи.
2. Боковое. Осуществляется по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Так образуется π-связь, причем также возможны ее разновидности: p-p, p-d, d-d. Отдельно от σ-связи π-связь никогда не образуется, она может быть в молекулах, содержащих кратные (двойные и тройные) связи.

Свойства ковалентной связи

Именно ими определяются химические и физические особенности соединений. Главными свойствами любой химической связи в веществах является ее направленность, полярность и поляризуемость, а также насыщаемость.

Направленностью связи обусловлены особенности молекулярного строения веществ и геометрическая форма их молекул. Суть ее состоит в том, что наилучшее перекрывание электронных облаков возможно при определенной их ориентации в пространстве. Выше уже рассмотрены варианты образования σ- и π-связи.

Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать определенное число химических связей в молекуле. Количество ковалентных связей для каждого атома ограничивается числом внешних орбиталей.

Полярность связи зависит от разницы в значениях электроотрицательностей атомов. От нее зависит равномерность распределения электронов между ядрами атомов. Ковалентная связь по данному признаку может быть полярной или неполярной.

• Если общая электронная пара в равной степени принадлежит каждому из атомов и расположена от их ядер на одинаковом расстоянии, то ковалентная связь является неполярной.
• Если же общая пара электронов смещается к ядру одного из атомов, то образуется ковалентная полярная химическая связь.

Поляризуемость выражается смещением электронов связи под действием внешнего электрического поля, которое может принадлежать другой частице, соседним связям в той же молекуле или исходить от внешних источников электромагнитных полей. Так, ковалентная связь под их влиянием может менять свою полярность.

Под гибридизацией орбиталей понимают изменение их форм при осуществлении химической связи. Это необходимо для достижения наиболее эффективного их перекрывания. Существуют следующие виды гибридизации:

• sp 3 . Одна s- и три p-орбитали образуют четыре "гибридные" орбитали одинаковой формы. Внешне напоминает тетраэдр с углом между осями 109°.
• sp 2 . Одна s- и две p-орбитали образуют плоский треугольник с углом между осями 120°.
• sp. Одна s- и одна p-орбиталь образуют две "гибридные" орбитали с углом между их осями 180°.

Особенностью строения атомов металлов является довольно большой радиус и наличие небольшого количества электронов на внешних орбиталях. Вследствие этого в таких химических элементах связь ядра и валентных электронов относительно слаба и легко разрывается.

Металлической связью называют такое взаимодействие между атомами-ионами металлов, которое осуществляется с помощью делокализованных электронов.

В частицах металла валентные электроны могут легко покидать внешние орбитали, как, впрочем, и занимать вакантные места на них. Таким образом, в разные моменты времени одна и та же частица может быть атомом и ионом. Оторвавшиеся от них электроны свободно перемещаются по всему объему кристаллической решетки и осуществляют химическую связь.

Этот тип связи имеет сходства с ионной и ковалентной. Так же как и для ионной, для существования металлической связи необходимы ионы. Но если для осуществления электростатического взаимодействия в первом случае нужны катионы и анионы, то во втором роль отрицательно заряженных частиц играют электроны. Если сравнивать металлическую связь с ковалентной, то для образования обеих необходимы общие электроны. Однако, в отличие от полярной химической связи, они локализованы не между двумя атомами, а принадлежат всем частицам металла в кристаллической решетке.

Металлической связью обусловлены особенные свойства практически всех металлов:

• пластичность, присутствует благодаря возможности смещения слоев атомов в кристаллической решетке, удерживаемых электронным газом;
• металлический блеск, который наблюдается из-за отражения световых лучей от электронов (в порошкообразном состоянии нет кристаллической решетки и, значит, перемещающихся по ней электронов);
• электропроводность, которая осуществляется потоком заряженных частиц, а в данном случае мелкие электроны свободно перемещаются среди крупных ионов металла;
• теплопроводность, наблюдается благодаря способности электронов переносить теплоту.

Этот тип химической связи иногда называют промежуточной между ковалентной и межмолекулярным взаимодействием. Если атом водорода имеет связь с одним из сильно электроотрицательных элементов (таких как фосфор, кислород, хлор, азот), то он способен образовывать дополнительную связь, называемую водородной.

Она гораздо слабее всех рассмотренных выше типов связей (энергия не более 40 кДж/моль), но пренебрегать ею нельзя. Именно поэтому водородная химическая связь на схеме выглядит в виде пунктирной линии.

Возникновение водородной связи возможно благодаря донорно-акцепторному электростатическому взаимодействию одновременно. Большая разница в значениях электроотрицательности приводит к появлению избыточной электронной плотности на атомах О, N, F и других, а также к ее недостатку на атоме водорода. В том случае если между такими атомами нет существующей химической связи, при их достаточно близком расположении активизируются силы притяжения. При этом протон является акцептором электронной пары, а второй атом - донором.

Водородная связь может возникать как между соседними молекулами, например, воды, карбоновых кислот, спиртов, аммиака, так и внутри молекулы, например, салициловой кислоты.

Наличием водородной связи между молекулами воды объясняется ряд ее уникальных физических свойств:

• Значения ее теплоемкости, диэлектрической проницаемости, температур кипения и плавления в соответствии с расчетами должны быть значительно меньше реальных, что объясняется связанностью молекул и необходимостью затрачивать энергию на разрыв межмолекулярных водородных связей.
• В отличие от других веществ, при понижении температуры объем воды увеличивается. Это происходит благодаря тому, что молекулы занимают определенное положение в кристаллической структуре льда и отдаляются друг от друга на длину водородной связи.

Особую роль эта связь играет для живых организмов, поскольку ее наличием в молекулах белков обуславливается их особая структура, а значит, и свойства. Кроме того, нуклеиновые кислоты, составляя двойную спираль ДНК, также связаны именно водородными связями.

Связи в кристаллах

Подавляющее большинство твердых тел имеет кристаллическую решетку - особое взаимное расположение образующих их частиц. При этом соблюдается трехмерная периодичность, а в узлах располагаются атомы, молекулы или ионы, которые соединены воображаемыми линиями. В зависимости от характера этих частиц и связей между ними все кристаллические структуры делят на атомные, молекулярные, ионные и металлические.

В узлах ионной кристаллической решетки находятся катионы и анионы. Причем каждый из них окружен строго определенным числом ионов только с противоположным зарядом. Типичный пример - хлорид натрия (NaCl). Для них обычны высокие температуры плавления и твердость, так как для их разрушения требуется много энергии.

В узлах молекулярной кристаллической решетки расположены молекулы веществ, образованные ковалентной связью (например, I 2). Связаны они друг с другом слабым ван-дер-ваальсовым взаимодействием, а следовательно, такую структуру легко разрушить. Такие соединения имеют низкие температуры кипения и плавления.

Атомную кристаллическую решетку образуют атомы химических элементов, обладающих высокими значениями валентности. Связаны они прочными ковалентными связями, а значит, вещества отличаются высокими температурами кипения, плавления и большой твердостью. Пример - алмаз.

Таким образом, все типы связей, имеющихся в химических веществах, имеют свои особенности, которыми объясняются тонкости взаимодействия частиц в молекулах и веществах. От них зависят свойства соединений. Ими обуславливаются все процессы, происходящие в окружающей среде.

Внешние оболочки всех элементов, кроме благородных газов, являются НЕЗАВЕРШЕННЫМИ и в процессе химического взаимодействия они ЗАВЕРШАЮТСЯ.

Химическая связь образуется за счет электронов внешних электронных оболочек, но осуществляется она по-разному.

Различают три основных типа химической связи:

Ковалентную связь и ее разновидности: полярную и неполярную ковалентную связь;

Ионную связь;

Металлическую связь.

Ионная связь

Ионная химическая связь – это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Ионная связь возникает между атомами, резко отличающимися друг от друга величинами электроотрицательности, поэтому пара электронов, образующая связь, сильно смещена к одному из атомов, так что можно считать её принадлежащей атому этого элемента.

Электроотрицательность - это способность атомов химических элементов притягивать к себе свои и чужие электроны.

Природу ионной связи, структуру и свойства ионных соединений объясняют с позиции электростатической теории химических связей.

Образование катионов: М 0 - n e - = M n+

Образование анионов: НеМ 0 + n e - = НеM n-

Например: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

При горении металлического натрия в хлоре в результате окислительно -восстановительной реакции образуются катионы сильно электроположительного элемента натрия и анионы сильно-электроотрицательного элемента хлора.

Вывод: ионная химическая связь образуется между атомами металла и неметалла, сильно отличающимися по электроотрицательности.

Например: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 и т. д.

Ковалентная неполярная и полярная связи

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.

Ковалентная неполярная связь

Рассмотрим возникновение ковалентной неполярной связи на примере образования молекулы водорода из двух атомов водорода. Этот процесс уже является типичной химической реакцией, потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое - молекулярный водород. Внешним признаком энергетической "выгодности" этого процесса является выделение большого количества теплоты.

Электронные оболочки атомов водорода (с одним s-электроном у каждого атома) сливаются в общее электронное облако (молекулярную орбиталь), где оба электрона "обслуживают" ядра независимо от того, "свое" это ядро или "чужое". Новая электронная оболочка подобна завершенной электронной оболочке инертного газа гелия из двух электронов:1s 2 .

На практике используют более простые способы. Например, американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:

Рассмотрим связывание двух атомов хлора 17 Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора.

На внешнем электронном уровне хлора содержится s 2 + p 5 = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками обозначим только электроны внешнего третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.

После объединения в молекулу из неспаренных электронов двух атомов получается новая электронная пара:

При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении ОКТЕТА электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора.

Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.

Атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.

По теории Льюиса и правилу октета связь между атомами может осуществляться не обязательно одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами, если этого требует правило октета. Такие связи называются двойными и тройными.

Например, кислород может образовывать двухатомную молекулу с октетом электронов у каждого атома только тогда, когда между атомами помещаются две поделенные пары:

Атомы азота (2s 2 2p 3 на последней оболочке) также связываются в двухатомную молекулу, но для организации октета электронов им требуется расположить между собой уже три поделенные пары:

Вывод: ковалентная неполярная связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью, т. е. между атомами одного химического элемента - неметалла.

Например: в молекулах H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 - ковалентная неполярная связь.

Ковалентная связь

Полярная ковалентная связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью. Так же, как и ионная, она может возникнуть только между двумя атомами разных видов.

В качестве примера рассмотрим образование воды в реакции между атомами водорода (Z = 1) и кислорода (Z = 8). Для этого удобно сначала записать электронные формулы для внешних оболочек водорода (1s 1) и кислорода (...2s 2 2p 4).

Оказывается, для этого необходимо взять именно два атома водорода на один атом кислорода. Однако природа такова, что акцепторные свойства атома кислорода выше, чем у атома водорода (о причинах этого - чуть позже). Поэтому связывающие электронные пары в формуле Льюиса для воды слегка смещены к ядру атома кислорода. Связь в молекуле воды - полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды.

Вывод: ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью, т. е. между атомами разных химических элементов - неметаллов.

Например: в молекулах HCl, H 2 S, NH 3 , P 2 O 5 , CH 4 - ковалентная полярная связь.

Структурные формулы

В настоящее время принято изображать электронные пары (то есть химические связи) между атомами черточками Каждая черточка - это поделенная пара электронов. В этом случае уже знакомые нам молекулы выглядят так:

Формулы с черточками между атомами называются структурными формулами. Чаще в структурных формулах не изображают неподеленные пары электронов

Структурные формулы очень хороши для изображения молекул: они четко показывают - как атомы связаны между собой, в каком порядке, какими связями.

Связывающая пара электронов в формулах Льюиса - то же самое, что одна черточка в структурных формулах.

Двойные и тройные связи имеют общее название - кратные связи. О молекуле азота также говорят, что она имеет порядок связи, равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора - один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь.

Порядок связи - это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается.

Атомы большинства элементов не суще­ствуют отдельно, так как могут взаимодействовать между собой. При этом взаимодействии образуются более сложные части­цы.

Природа химической связи состоит в действии электростатических сил, которые являются силами взаимодействия между электричес­кими зарядами. Такие заряды имеют электроны и ядра атомов.

Электроны, расположенные на внешних электронных уровнях (валентные электроны) находясь дальше всех от ядра, слабее всего с ним взаимодействуют, а значит способны отрываться от ядра. Именно они отвечают за связывание атомов друг с другом.

Типы взаимодействия в химии

Типы химической связи можно представить в виде следующей таблицы:

Характеристика ионной связи

Химическое взаимодействие, которое образуется из-за притяжения ионов , имеющих разные заряды, называется ионным. Такое происходит, если связываемые атомы имеют существенную разницу в электроотрицательности (то есть способности притягивать электроны) и электронная пара переходит к более электроотрицательному элементу. Результатом такого перехода электронов от одного атома к другому является образование заряженных частиц - ионов. Между ними и возникает притяжение.

Наименьшими показателями электроотрицательности обладают типичные металлы , а наибольшими - типичные неметаллы. Ионы, таким образом, образуются при взаимодействии между типичными металлами и типичными неметаллами.

Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая электроны внешних электронных уровней, а неметаллы принимают электроны, превращаясь таким образом в отрицательно заряженные ионы (анионы).

Атомы переходят в более устойчивое энергетическое состояние, завершая свои электронные конфигурации.

Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая, так как электростатическое взаимодействие происходит во все стороны, соответственно ион может притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях.

Расположение ионов таково, что вокруг каждого находится определённое число противоположно заряженных ионов. Понятие «молекула» для ионных соединений смысла не имеет .

Примеры образования

Образование связи в хлориде натрия (nacl) обусловлено передачей электрона от атома Na к атому Cl с образованием соответствующих ионов:

Na 0 - 1 е = Na + (катион)

Cl 0 + 1 е = Cl — (анион)

В хлориде натрия вокруг катионов натрия расположено шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.

При образовании взаимодействия между атомами в сульфиде бария происходят следующие процессы:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Ва отдаёт свои два электрона сере в результате чего образуются анионы серы S 2- и катионы бария Ba 2+ .

Металлическая химическая связь

Число электронов внешних энергетических уровней металлов невелико, они легко отрываются от ядра. В результате такого отрыва образуются ионы металла и свобод­ные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются по объёму металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.

Строение вещества металла таково: кристаллическая решётка является остовом вещества, а между её узлами электроны могут свободно перемещаться.

Можно привести следующие примеры:

Mg - 2е <-> Mg 2+

Cs - e <-> Cs +

Ca - 2e <-> Ca 2+

Fe - 3e <-> Fe 3+

Ковалентная: полярная и неполярная

Наиболее распространённым видом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, отличаются не резко, в связи с этим происходит только смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ковалентное взаимодействие может образовываться по обменному механизму или по донорно-акцепторному.

Обменный механизм реализуется, если у каждого из атомов есть неспаренные электроны на внешних электронных уровнях и перекрывание атомных орбиталей приводит к возникновению пары электронов, принадлежащей уже обоим атомам. Когда же у одного из атомов есть пара электронов на внешнем электронном уровне, а у другого — свободная орбиталь, то при перекрывании атомных орбиталей происходит обобществление электронной пары и взаимодействие по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные разделяются по кратности на:

• простые или одинарные;
• двойные;
• тройные.

Двойные обеспечивают обобществление сразу двух пар электронов, а тройные — трёх.

По распределению электронной плотности (полярности) между связываемыми атомами ковалентная связь делится на:

• неполярную;
• полярную.

Неполярную связь образуют одинаковые атомы, а полярную - разные по электроотрицательности.

Взаимодействие близких по электроотрицательности атомов называют неполярной связью. Общая пара электронов в такой молекуле не притянута ни к одному из атомов, а принадлежит в равной мере обоим.

Взаимодействие различающихся по электроотрицательности элементов приводит к образованию полярных связей. Общие электронные пары при таком типе взаимодействия притягиваются более электроотрицательным элементом, но полностью к нему не переходят (то есть образования ионов не происходит). В результате такого смещения электронной плотности на атомах появляются частичные заряды: на более электроотрицательном — отрицательный заряд, а на менее — положительный.

Свойства и характеристика ковалентности

Основные характеристики ковалентной связи:

• Длина определяется расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов.
• Полярность определяется смещением электронного облака к одному из атомов.
• Направленность - свойство образовывать ориентированные в пространстве связи и, соответственно, молекулы, имеющие определённые геометрические формы.
• Насыщаемость определяется способностью образовывать ограниченное число связей.
• Поляризуемость определяется способностью изменять полярность под действием внешнего электрического поля.
• Энергия необходимая для разрушения связи, определяющая её прочность.

Примером ковалентного неполярного взаимодействия могут быть молекулы водорода (H2) , хлора (Cl2), кислорода (O2), азота (N2) и многие другие.

H· + ·H → H-H молекула имеет одинарную неполярную связь,

O: + :O → O=O молекула имеет двойную неполярную,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула имеет тройную неполярную.

В качестве примеров ковалентной связи химических элементов можно привести молекулы углекислого (CO2) и угарного (CO) газа, сероводорода (H2S), соляной кислоты (HCL), воды (H2O), метана (CH4) , оксида серы (SO2) и многих других.

В молекуле CO2 взаимосвязь между углеродом и атомами кислорода ковалентная полярная, так как более электроотрицательный водород притягивает к себе электронную плотность. Кислород имеет два неспаренных электрона на внешнем уровне, а углерод может предоставить для образования взаимодействия четыре валентных электрона. В результате образуются двойные связи и молекула выглядит так: O=C=O.

Для того чтобы определиться с типом связи в той или иной молекуле, достаточно рассмотреть составляющие её атомы. Простые вещества металлы образуют металлическую, металлы с неметаллами — ионную, простые вещества неметаллы — ковалентную неполярную, а молекулы, состоящие из разных неметаллов, образуются посредством ковалентной полярной связью.