Глава III. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА 3.13. Природа и типы химической связи

Любое химическое соединение — молекулу (CO2), кристалл (NaCl), сложный ион () — с точки зрения электронного строения можно представить в виде системы, состоящей из атомных ядер и связывающих их электронов. Взаимодействие, которое делает эту систему устойчивой, называют химической связью.

Химическая связь — это взаимодействие, в результате которого отдельные атомы объединяются в более сложные системы (молекулы, кристаллы, ионы и др.).

Химическая связь обусловлена действием сил притяжения и отталкивания между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами, то есть имеет электростатическую природу.

Электроны, которые принимают участие в образовании химических связей, называют валентными. Это электроны внешних электронных оболочек атомов.

Рассмотрим, как и почему образуется химическая связь.

Основным условием образования химической связи является понижение полной энергии системы ядер и электронов по сравнению с энергией изолированных атомов.

Уменьшение полной энергии системы ядер и электронов достигается в результате совместного использования электронов разными атомами. В зависимости от того, как в результате распределена электронная плотность, различают три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Механизмы образования этих связей вы уже рассматривали при изучении химии в 8–10-х классах. Здесь мы дополним понятие химической связи представлениями о состоянии электронов в атоме.

Ковалентная связь

Ковалентная связь — это химическая связь, образованная общими (связывающими) электронными парами. Ее называют локализованной, так как общая пара электронов размещается (локализуется) между двумя ядрами. Это заставляет положительно заряженные ядра притягиваться к паре электронов, расположенной между ядрами. Такая связь возникает между атомами с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности. Как правило, это атомы неметаллов.

Появление пары электронов, связывающей соседние атомы, можно представить двумя способами, то есть существует два механизма образования ковалентной связи — обменный и донорно-акцепторный.

Обменный механизм объясняет образование общей электронной пары из неспаренных валентных электронов, принадлежащих разным атомам. При этом электроны, образующие общую пару, должны иметь противоположные (антипараллельные) спины. Перекрывание двух электронных облаков приводит к увеличению электронной плотности между ядрами:

В образовании ковалентной связи могут участвовать s-, p- и d-электронные облака. Например, в связывании атомов хлора и водорода в молекуле H—Сl участвуют 1s-электрон атома водорода и неспаренный 3p-электрон атома хлора (рис. 24).

Рис. 24. Образование ковалентной связи в молекуле HCl

Каждый из связанных в общую электронную пару атомов приобретает электронную конфигурацию благородного газа: водород — гелия 1s2, а хлор — аргона 1s22s22р63s23р6. В результате оба атома достигают наиболее устойчивой электронной конфигурации.

Еще один пример — образование связей в молекуле аммиака NH3. У атома азота согласно электронно-графической схеме есть три неспаренных электрона: 7N , у атома водорода — один . Эти электроны участвуют в образовании трех ковалентных связей по обменному механизму с атомами водорода: или

Отметим, что одновременно с этим у азота на 2s-орбитали остается неподеленная электронная пара — пара электронов, не принимающая участия в образовании химических связей.

Обменным механизмом объясняют образование ковалентной связи в подавляющем большинстве молекул органических и неорганических веществ, в атомных кристаллах алмаза C, красного фосфора P, карборунда SiC, кварца SiO2 и др.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи предполагает образование общей пары электронов за счет передачи неподеленной электронной пары от одного атома (донора) на вакантную атомную орбиталь другого (акцептора). В качестве примера рассмотрим образование химической связи в катионе аммония при протекании реакции:

(хлорид аммония)

или в ионном виде:

(ион аммония).

Это взаимодействие можно представить электронными формулами:

При взаимодействии молекулы с катионом водорода , у которого на 1s-орбитали нет электронов, неподеленная пара электронов азота размещается на свободной 1s-орбитали иона водорода. В результате образуется катион аммония с четырьмя ковалентными связями:

Так как молекула аммиака электронейтральна, а присоединенный к ней ион имеет заряд «+», то образовавшийся катион аммония также имеет положительный заряд. Об этом говорит сайт https://intellect.icu . Этот заряд принадлежит целому иону, а не отдельному атому, поэтому в структурной формуле знак заряда иона ставят за квадратной скобкой: Если мы хотим подчеркнуть механизм образования связи, то можно стрелкой указать направление смещения электронной пары от донора к акцептору: Но делать это необязательно, так как все связи в молекуле, независимо от механизма их образования, являются равноценными.

Аналогичным образом можно представить образование химической связи в катионе гидроксония H3O+: в результате гидратации иона водорода в водных растворах неподеленная электронная пара атома кислорода в молекуле воды размещается на свободной 1s-орбитали иона водорода.

Донорно-акцепторным механизмом объясняют образование ковалентной связи в молекулах угарного газа , азотной кислоты и др.

Ионная связь

Ионная связь — это химическая связь, которая образуется в результате электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.

В случае ковалентной связи валентные электроны, участвующие в ее образовании, локализованы между двумя связанными атомами. При образовании ионной связи электроны, напротив, считаются полностью перешедшими от одного атома к другому. В результате такого перехода электронов образуются ионы.

Образование ионов в кристаллах хлорида натрия представим, исходя из электронной конфигурации атомов натрия и хлора, следующим образом:

11Na 1s22s22p63s1 – e– → 11Na+ 1s22s22p6 (или Na – e– → Na+),

в сокращенном виде [Ne]3s1 – e– → [Ne];

17Cl 1s22s22p63s23p5 + e– → 17Cl– 1s22s22p63s23p6 (или Cl + e– → Cl–),

в сокращенном виде [Ne]3s23p5 + e– → [Ar].

Образующиеся ионы приобретают конфигурацию ближайшего благородного газа с октетом электронов на внешнем слое ns2nр6.

Переход электронов можно показать и с помощью электронных формул:

Из приведенных схем следует, что валентный электрон атома натрия полностью переходит на валентную оболочку атома хлора. Это приводит к возникновению ионов с противоположными зарядами.

Отметим, что для ионных соединений структурные формулы не составляют.

Возникает вопрос: почему в случае HCl образуется ковалентная, а в случае NaCl — ионная связь? Это объясняется различием в значениях электроотрицательности взаимодействующих атомов. Разность между значениями электроотрицательности атомов H и Cl значительно меньше, чем разность между значениями электроотрицательности Na и Cl. Это означает, что хлор гораздо сильнее притягивает к себе электрон натрия, чем электрон водорода. В результате происходит полный переход электрона от атома натрия к атому хлора.

Ионная связь главным образом образуется в галогенидах, гидроксидах и оксидах щелочных и щелочноземельных металлов. К этому типу также относят связь между катионом и анионом сложного состава, например в солях кислородсодержащих кислот (Na2SO4, NaNO3, (NH4)2SO4). В таких веществах существует два типа связей: ионная — между катионом и анионом, и ковалентная — между атомами неметаллов внутри катиона или иона сложного состава (рис. 25).

Рис. 25. Схема образования связей в хлориде аммония NH4Cl

Вопросы, задания, задачи

1. Определите тип химической связи, представленный электронными схемами:

а)		в)
б)		г)

2. Составьте электронные формулы молекул водорода, хлора, хлороводорода, воды, аммиака и укажите число связывающих и неподеленных электронных пар в каждой из них.

3. Укажите тип химической связи между атомами в следующих соединениях:

• а) СaCl2, BaO, S8, CaF2, CCl4, сплав Fe—C;
• б) I2, SiO2, Na2S, О3, C2H5OH, сплав Au—Cu.

4. Сравните электронные схемы и электронные конфигурации:

• а) атома Li и иона Li+ в бромиде лития;
• б) атома Сl и иона Сl– в хлориде калия;
• в) атома S и атома серы в молекуле сероводорода.

5. Назовите механизм образования связи между атомами, имеющими следующие электронно-графические схемы внешних электронных оболочек:

• а) и
• б) и
• в) и

6. Согласно приведенной схеме объясните механизм образования ковалентной связи в ионе гидроксония при взаимодействии молекулы воды и иона водорода:

7. Используя значения электроотрицательности элементов (табл. 7), дайте обоснование типу химической связи в веществах и частицах: , , , , , .

8. Укажите соединения, имеющие как ковалентную, так и ионную связь: НСООН, CH3COONa, MgF2, MgSO4, NH4NO3, HNO3, KNO3, CaSO4, NH3.

9. Рассчитайте число электронов, участвующих в образовании ковалентных связей в ионах аммония количеством 3 моль.

10. При образовании метана из атомов углерода и водорода выделяется 1662 кДж/моль энергии. Вычислите среднюю энергию связи С—Н (кДж/моль).

*Самоконтроль

1. Верными являются утверждения:

• а) химическая связь имеет электростатическую природу;
• б) энергия двух отдельных атомов Сl меньше энергии двух связанных атомов Cl;
• в) атом углерода имеет четыре валентных электрона;
• г) разрыв химической связи сопровождается поглощением энергии.

2. За счет общих электронных пар образуются связи:

• а) ковалентная полярная;
• б) ионная;
• в) металлическая;
• г) ковалентная неполярная.

3. Ионная связь существует в веществах:

• а) О2;
• б) СsCl;
• в) Mg(NO3)2;
• г) Н2О.

4. Азот выступил донором электронной пары в соединениях:

• а) NН3;
• б) NH4NO3;
• в) NCl3;
• г) (NH4)2SO4.

5. Электронную конфигурацию, сходную с конфигурацией атома аргона, имеют ионы:

• а) Ca2+;
• б) F–;
• в) Na+;
• г) S2–.