Донорно акцепторная связь примеры веществ таблица егэ

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

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

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

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

Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых веществ (Cl₂, Br₂, O₂), органических веществ (C₂H₂),
а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH₃, H₂O, HBr).

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют одинаковые значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной неполярной
связью. В таких молекулах нет «полюса» — электронная плотность распределяется равномерно. Примеры: Cl₂, O₂, H₂,
N₂, I₂.

Если атомы, образующие ковалентную связь, имеют разные значения электроотрицательности, то связь между ними называется ковалентной полярной.
В таких молекулах имеется «полюс» — электронная плотность смещена к более электроотрицательному элементу. Примеры: HCl, HBr, HI, NH₃,
H₂O.

Ковалентная связь может быть образована по обменному механизму — обобществлению электронной пары. В таком случае каждый атом «одинаково»
вкладывается создание связи. Например, два атома азота, образующие молекулу N₂, отдают по 3 электрона с внешнего уровня для
создания связи.

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

Рекомендую выучить список веществ, образованных по донорно-акцепторному механизму:

• NH₄⁺ — в ионе аммония
• NH₄⁺Cl, NH₄⁺Br — внутри иона аммония во всех его солях
• NO₃^— — в нитрат ионе
• KNO₃, LiNO₃ — внутри нитрат иона во всех нитратах
• O₃ — озон
• H₃O⁺ — ион гидроксония
• CO — угарный газ
• K[Al(OH)₄], Na₂[Zn(OH)₄] — во всех комплексных солях есть хотя бы одна ковалентная связь,
  возникшая по донорно-акцепторному механизму

Ионная связь

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

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

NaF, CaCl₂, MgF₂, Li₂S, BaO, RbI.

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO₄, Na₃PO₄.
Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в
соединениях: NH₄I, NH₄NO₃,
(NH₄)₂SO₄.

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

Металлическая связь

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

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

Водородная связь

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

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

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

• H₂O
• NH₃
• HF
• Органических спиртов: С₂H₅OH, C₃H₇OH
• Органических кислот: CH₃COOH, C₂H₅COOH

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

Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Химические связи

Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.

Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ. Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.

Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.

Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4.

Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.

Если один из атомов в химической связи  А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.

Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В), то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В. Такая связь называется ковалентной неполярной.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2), то один из электронов практически полностью  переходит к другому атому, с образованием ионов. Такая связь называется ионная.

Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

Ковалентная химическая связь

Ковалентная связь – это химическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В. При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.

Основные свойства ковалентных связей

• направленность,
• насыщаемость,
• полярность,
• поляризуемость.

Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.

Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45^о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 109^о28′.

Насыщаемость — это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.

Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.

Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

Ковалентная неполярная химическая связь

Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ.

Пример. Рассмотрим строение молекулы водорода H₂. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Льюиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

H^. + ^.H = H:H 

Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной.

Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

Примеры: H₂ (H-H), O₂ (O=O), S₈.

Ковалентная полярная химическая связь

Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).

Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент. Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.

Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.

Примеры: HCl, CO₂, NH₃.

Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:

1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

А^. + ^.В= А:В

2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

А: +  B= А:В

При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.

Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:

– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;

– в ионе аммония NH₄⁺, в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH₃-NH₃⁺;

– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)₄] связь между алюминием и гидроксид-ионами;

– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO₃, NaNO₃, в некоторых других соединениях азота;

– в молекуле озона O₃.

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.

Кратность химической связи

Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.

Например, в молекуле водорода H₂ кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.

В молекуле кислорода O₂ кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

 В молекуле азота N₂ кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.

Длина ковалентной связи

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А₂ и В₂:

Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.

При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.

Например.  В ряду: C–C, C=C, C≡C  длина связи уменьшается.

Связь	Длина связи, нм
H-F	0,092
H-Cl	0,128
H-Br	0,142
H-I	0,162

При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.

Например.  В ряду: C–C, C=C, C≡C  длина связи уменьшается.

Связь	Длина связи, нм
С–С	0,154
С=С	0,133
С≡С	0,120

Энергия связи

Мерой прочности химической  связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.

Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее  прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.

Например, в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.

Ионная химическая связь

Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.

Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na⁺, с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

+11Na )₂)₈)₁ — 1e = +11Na⁺ )₂)₈

Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

+17Cl )₂ )₈ )₇ + 1e = +17Cl^— )₂ )₈ )₈

Обратите внимание:

• Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
• Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH₄⁺, сульфат-ион SO₄^2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
• Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);

Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na⁺Cl^—, Na₂⁺ SO₄^2-.

Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:

Металлическая химическая связь

Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.

Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями,  вместе, создавая таким образом достаточно прочную  металлическую  кристаллическую решетку. При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

 Межмолекулярные взаимодействия

Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия. Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные, индукционные и дисперсионные. Энергия межмолекулярных взаимодействий намного меньше энергии химической связи.

Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.

Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N. Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.

Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость.

Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом, а также кислорода с водородом, в меньшей степени азота с водородом.

Водородные связи возникают между следующими веществами:

— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H₂O (пар, лед, жидкая вода):

— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;

— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.

Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение температуры кипения.

Например, как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H₂O-H₂S-H₂Se-H₂Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61^оС, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 ^оС. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20^оС) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

Тренировочный тест по теме «Химические связи» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

• Курс

     Ковалентная связь – связь между
двумя атомами, которые соединяются друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ
электронной пары.

Существует два
возможных механизма
образования общей электронной пары:

·                  
обменный
механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет
 в пару по одному электрону,

·                  
донорно-акцепторный
механизм, если один из атомов предоставляет электронную ПАРУ, а
другой – пустую (вакантную) орбиталь.

    
  

‼ По донорно-акцепторному механизму образованы
связи в следующих веществах:

1.
Все комплексные соединения, например: K₃[Al(OH)₆]

2.
Соли аммония и аминов: NH₄Cl и т.п.

3.
Азотная кислота, нитраты.

4.
Газы  СО- угарный газ, О₃ – озон.

    Электроотрицательность
(ЭО) –
способность атома притягивать электроны при образовании химической связи.
Таким образом, электрон сместится к атому того элемента, который имеет
большую электроотрицательность.

Возможно  три случая
для двух атомов А и В, образующих связь:                          А — В

1)
ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю). 

    
Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не возникает
ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова.

       
Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь.

‼Примеры неполярной ковалентной связи: а) двухатомные
простые вещества: H–H, F–F,

б)
симметричные молекулы типа  Н₂О₂ ( Н-О-О-Н) – связь
между двумя атомами кислорода и т.п.

 
2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании  ковалентной связи электронная
пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нём возникает
частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный. 

 
Такая связь  называется ковалентной ПОЛЯРНОЙ.

‼ Такой тип связи характерен для молекул (или
частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов (HCl, H₂O,
СН₃СООН).

      
Чем больше разность ЭО, тем выше полярность
связи  (при этом электронная пара  принадлежит
обоим  атомам). Например, в ряду НСl à HBr à HI полярность связи уменьшается.

 
3) ЭО (А) >> ЭО(В).  Разность электроотрицательностей настолько
велика, что атом В (металл) ОТДАЁТ свой электрон атому В (неметалл).
Возникают ИОНЫ — катион В⁺ и анион А^—.

               

Такая связь называется ИОННОЙ.

  Ионная
связь
– предельный случай ковалентной полярной связи.

‼Такой тип
связи характерен для соединений металлов с неметаллами, оксидов металлов,
оснований и  солей, в том числе солей органических и солей аммония.

       В ионном кристалле нет
молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.

Ионная
связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с
ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку.

‼Необходимо помнить, что
существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и
ковалентные связи (например, NaOH, KNO₃).

3. Металлическая связь возникает в
простых веществах – металлов  между положительно заряженными
ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»).
Наличие такого свободного движения электронов является причиной хорошей
тепло- и электропроводности металлов.

     
Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно
слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому  эти электроны покидают свои
атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. «Обобществленные»
электроны передвигаются в пространстве между катионами  металлов и удерживают
их вместе.

 
_________________________________________________________     

Водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молекулами или между независимыми частями
молекул.

        
Водородная связь – возникает между сильно электроотрицательными атомами
(обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода другой молекулы или
части молекулы:

(сплошной чертой обозначена
ковалентная связь, точками – водородная связь).

      
Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур
кипения у веществ, в которых она присутствует. 

Температуры
кипения водородных соединений неметаллов VIА группы

H2Te        H2Se      H2S       H2O

tкип, oС          −2           −42         −60     +100

 
Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и
испарению.

          Если водородная связь
объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно
для многих органических соединений, например, для салициловой кислоты.

      Если же водородная связь
образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой
молекулы (межмолекулярная водородная
связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки,
кольца.

      Уксусная, муравьиная и другие
карбоновые кислоты и в жидком, и в газообразном состоянии существуют в виде димеров:

        
Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота
содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты.

      
Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в
воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в
растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.

‼ Вещества, между молекулами которых есть
водородные связи:

1. Вода, лёд.

2. Фтороводород, раствор фтороводорода (плавиковая кислота).

3. Растворы аммиака
NH₃
и аминов – между азотом аммиака
(амина) и атомами водорода воды.

4. Органические вещества,
имеющие гидроксильную группу: спирты, фенолы,
карбоновые кислоты.

5. Растворы
углеводов – моносахаридов и
дисахаридов.

6. Белки.

ВАЛЕНТНОСТЬ
–
число связей, образованных данным атомом в данной молекуле.

    
Например, в молекуле SO₃ у серы 6
связей, т.е. сера в этой молекуле имеет валентность VI.

                   

   
Валентные возможности атомов – весь набор
возможных валентностей.

   
Они определяются числом неспаренных электронов и возможных
донорно-акцепторных связей (ДАС).     

    
Высшая возможная валентность элементов (без учёта ДАС), как правило, равнa номеру
группы.

Исключения:

А)
азот, кислород, фтор.

Б)
элементы VIII группы (в
главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов
триад)

В)
элементы I группы
побочной подгруппы – медь, серебро, золото (у них высшая валентность больше
номера группы).

Степень окисления
–
гипотетический заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя
из предположения об ионном характере всех связей и из того, что в целом
молекула электронейтральна.

Пример:        
+1  +6  -2

                       
K₂ Cr₂ O₇       (+1)
∙2 + (+6) ∙2 + (-2) ∙7 = 0

Длина, энергия (прочность) и полярность связи.

 
Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении.

Она
зависит:

А)
от радиусов атомов, образующих связь

Б)
от кратности связи (одинарная, двойная, тройная).

Обычно
чем короче связь, тем она прочнее.

Связь
считается прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942
кДж/моль для N₂), слабой — если ее энергия меньше 100 кДж/моль
(например, 69 кДж/моль для NO₂).

	HF	HCl	HBr	HI
Длина связи, пм	92	128	141	160
Энергия связи, кДж/моль	565	431	364	217

Чем больше кратность связи, тем она прочнее:

     тройная>двойная >одинарная.

Энергии связей между атомами углерода.

Связь	Энергия (кДж/моль)
С-С	343
С=С	615
С≡С	812

 

Полярность ковалентной связи

   
Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых
атомов.

Чем больше разность электроотрицательностей  двух атомов
в связи, тем она более полярная.

   
Для ионной связи существует понятие степень ионности, которое тоже
зависит от того, насколько велика разность электроотрицательностей атомов.

 
      По характеру перекрывания различают сигма
σ-  и пи- связи — π.

     σ-связь- это
связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль
оси, связывающей ядра атомов.

Сигма
связь может образовываться всеми типами орбиталей.

        

    Между
двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь.

При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей
перпендикулярно оси связи образуются π-связи.

 

 Пи-связь:
дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная
связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи.

Тройная
связь: 1 сигма и 2 пи-связи.

Одинарная (σ)	Двойная (σ+π)	Тройная (σ + π + π)
С–С С–Н С–О H–Cl	С=O  С=С О=О	С≡С С≡N N≡N

Гибридизация

     
Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании
участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.

Пример: Молекула СН₄
имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4 связи имеют одинаковую длину,
прочность, находятся под одинаковыми углами друг к другу.

 Однако
у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях
и одной s-орбитали. Они
разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.

 
Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:

  
из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,

   
гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются    НА
МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между
связями равны 109° 29´.

     
Так как в образовании четырёх связей участвуют  одна s и три р-оболочки, то
такой тип гибридизации обозначается sp³

В
зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в
гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:

1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула
имеет линейную структуру, валентный угол – 180⁰.

2) sp²-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали.  Молекула
располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам
равностороннего треугольника), валентный угол – 120⁰.

3) sp³-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали.  Молекула
имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,28⁰.

Как
определить тип гибридизации?

1.
В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.

2.  
Общее число участвующих орбиталей  сигма-связей + электронных пар = числу
гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.

Задание: определить
тип гибридизации атома углерода в молекуле фосгена.

O=C – Cl

     

      
Cl

1)
углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную связь
(сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих связей.

2)
таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это sp²—гибридизация, молекула
имеет форму плоского треугольника. Пи-связь располагается перпендикулярно
плоскости этого треугольника.

Ковалентная связь

(от латинского  «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае

ионной связи

) невозможен. В этом случае для выполнения

правила октета

необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H          1s

¹

— один электрон

Cl           1s

²

2s

²


2


p

⁶


3



s

²


3


p

⁵



— семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора — восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется


молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя

одинаковы­ми

атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О

₂

или азота N

₂

. Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют

раз­ную

электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется


полярной ковалентной


связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1)     Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2)     Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.