Некоторые типы химических связей

Ионная связь

Ионная связь - это электростатическая связь между ионами противоположных зарядов. Ионная связь может рассматриваться как предельный случай ковалентной полярной связи. Ионная связь образуется, если разница электроотрицательностей атомов DX больше, чем 1,5-2,0.

Cl0 Cl0 ковалентная неполярная связь X>0

H+ Cl-d ковалентная полярная связь 0<X<1,5-2,0

Na+1 Cl-1 ионная связь X>1,5-2,0

Образование молекулы NaCl из атомов:

Na + Cl ® NaCl ; H = Eсвязи

включает следующие стадии

1. Na - 1e ® Na+ - 495 кДж,

где энергия ионизации Еион= I = 495 кДж

2. Cl + 1e ® Cl- + 345 кДж,

где энергия сродства к электрону Еср= А = 345 кДж

3. Na++ Cl- ® NaCl + 585 кДж,

где энергия кулоновского взаимодействия Екул = 585 кДж.

Поэтому энергия образования ионной связи из атомов равна:

Eсвязи = Екул + Еср - Еион = 585 + 345 -495 = 435 кДж.

Из формулы видно, что энергия ионной связи зависит, во-первых, от энергии электростатического взаимодействия между ионами, которая увеличивается с увеличением зарядов ионов и уменьшением их радиусов; во-вторых, от энергии электронного сродства неметалла, которая обычно увеличивается с увеличением неметаллических свойств элемента, и, в-третьих, от энергии ионизации металла, которая уменьшается с увеличением металлических свойств элемента. Поэтому ионная связь образуется между активными металлами и активными неметаллами.

Ионная связь является ненаправленной ненасыщаемой связью. В кристалле NaCl ион Na+ притягивается всеми ионами Cl- и отталкивается всеми другими ионами Na+ независимо от направления взаимодействия и числа ионов. Это предопределяет большую устойчивость ионных кристаллов по сравнению с ионными молекулами.

Водородная связь

Водородная связь - это связь между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом (F, Cl, N) другой молекулы. Отсутствие у водорода внутренних электронов позволяет его катиону внедряться в электронные оболочки других атомов и образовывать с ними связь. Водородная связь менее прочна, чем ковалентная или ионная и обозначается тремя точками.

Существование водородной связи объясняет аномальные свойства воды: температура кипения воды гораздо выше, чем у ее химических аналогов: tкип(H2O) = 100oC, а tкип(H2S) = -61oC. Для разрыва водородных связей между молекулами воды необходимо затратить энергию - поднять температуру. Между молекулами H2S водородные связи не образуются.

Образование водородных связей объясняет существование димеров органических кислот и спиртов, связывание между элементами белковых макромолекул и т.д.

Межмолекулярные взаимодействия

В молекулярных кристаллах притяжение между молекулами обусловлено силами Ван дер Ваальса. Эти силы имеет электростатический характер и их энергия меньше, чем энергия водородных связей. Они объясняются воздействием, которое оказывают на молекулу электрическое поле других молекул. Возможны следующие случаи:

1. Ориентационное взаимодействие - притяжение между постоянными диполями полярных молекул.

2. Индукционное взаимодействие - притяжение между постоянным диполем полярной молекулы и индуцированным диполем поляризуемой молекулы.

3. Дисперсионное взаимодействие - притяжение между мгновенными индуцируемыми диполями поляризуемых молекул.

Электроны в двух молекулах координируют свое движение, избегая друг друга насколько это возможно. Отсюда следует возникновение мгновенных диполей и взаимная поляризация молекул. Притяжение между мгновенными индуцированными диполями увеличивается с увеличением поляризуемости молекул, то есть с увеличением их размеров и числа электронов. Например, Cl2 - газ, Br2 - жидкость, а I2 - твердое вещество при комнатной температуре. Дисперсионное взаимодействие значительнее, чем ориентационное или индукционное.

Существование сил Ван дер Ваальса объясняет конденсацию при низких температурах всех веществ, включая инертные газы.

Задание на внеаудиторную работу:

1. Химическая связь (определение). Основные типы химических связей (сравнительная характеристика).
2. Ионная связь. Ковалентная связь. Способы образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).
3. Металлическая связь. Водородная связь. Какие особые физические свойства являются следствием наличия в веществе металлической (водородной) связи?
4. Квантовая химия. Основные положения метода валентных связей (МВС). Валентность в МВС.
5. Метод валентных связей (МВС). Валентность. Описание электронного и пространственного строения простейших молекул (H₂, CO, CO₂). s–связи, p–связи, d –связи.
6. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Сравнительная характеристика МВС и ММО.