Какую химическую связь образует. Типы химической связи. Длина и энергия ковалентной связи

Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь .

Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.

Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:

E(XY) < E(X) + E(Y)

По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.

В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными . Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s- орбитали и 1 на 2p -орбитали:

При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.

Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.

В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.

Ковалентная связь

Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:

Примеры веществ с ковалентной полярной связью:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и т.д.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:

Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.

Также существует и донорно-акцепторный механизм.

При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.

Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH 4 + :

Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.

Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:

HI < HBr < HCl < HF

Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.

Ионная связь

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом , а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом .

Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:

Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.

При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.

Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.

Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.

Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F − , Cl − , S 2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH).

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах.

У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.

Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:

М 0 — ne − = M n + , где М 0 – нейтральный атом металла, а M n + катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.

То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.

Водородная связь

Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.

Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:

Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.

Химическая связь

В природе не существуют одиночные атомы. Все они находятся в составе простых и сложных соединений, где их объединение в молекулы обеспечивается образованием химических связей друг с другом.

Образование химических связей между атомами – естественный, самопроизвольный процесс, так как при этом происходит понижение энергии молекулярной системы, т.е. энергия молекулярной системы меньше суммарной энергии изолированных атомов. Это движущая сила образования химической связи.

Природа химических связей – электростатическая, т.к. атомы есть совокупность заряженных частиц, между которыми действуют силы притяжения и отталкивания, которые приходят в равновесие.

В образовании связей участвуютнеспаренные электроны, находящиеся на внешних атомных орбиталях (или готовые электронные пары) – валентные электроны.Говорят, что при образовании связей происходит перекрывание электронных облаков, в результате чего между ядрами атомов возникает область, где вероятность нахождения электронов обоих атомов максимальна.

Химическая связь - это взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами.

При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную – Н, Не) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа, т.е. завершить свой внешний уровень.

Классификация химических связей.

1. По механизму образования химической связи.

а) обменный , когда оба атома, образующие связь, предоставляют для неё неспаренные электроны.

Например, образование молекул водорода Н 2 и хлора Cl 2:

б) донорно – акцепторный , когда один из атомов предоставляет для образования связи готовую пару электронов (донор), а второй атом – пустую свободную орбиталь.

Например, образование иона аммония (NH 4) + (заряженная частица):

2. По способу перекрывания электронных орбиталей.

а) σ - связь (сигма) , когда максимум перекрывания лежит на линии, соединяющей центры атомов.

Например,

H 2 σ (s -s )

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

б) π - связи (пи) , если максимум перекрывания не лежит на линии, соединяющей центры атомов.

3. По способу достижения завершенной электронной оболочки.

Каждый атом стремится завершить свою внешнюю электронную оболочку, при этом способов достижения такого состояния может бытьнесколько.

Известно, что электронные оболочки, содержащие восемь внешних электронов, два из которых находятся на s- орбитали, а шесть - на р -орбиталях, обладают повышенной устойчивостью. Они соответствуют инертным газам: неону, аргону, криптону, ксенону, радону (найдите их в периодической таблице). Еще более устойчив атом гелия, содержащий всего два электрона. Атомы всех других элементов стремятся приблизить свою электронную конфигурацию к электронной конфигурации ближайшего инертного газа. Это возможно сделать двумя путями - отдавая или присоединяя электроны внешнего уровня.

Атому натрия, имеющему всего один неспаренный электрон, выгоднее его отдать, тем самым атом получает заряд (становится ионом) и приобретает электронную конфигурацию инертного газа неона.

Атому хлора до конфигурации ближайшего инертного газа недостает всего одного электрона, поэтому он стремится приобрести электрон.

Каждый элемент в большей или меньшей степени обладает способностью притягивать электроны, которая численно характеризуется значением электроотрицательности . Соответственно, чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее он притягивает электроны и тем сильнее выражены его окислительные свойства.

Стремление атомов приобрести устойчивую электронную оболочку объясняет причину образования молекул.

Определение

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической молекулы или кристалла как целого.

ТИПЫ химической связи

Различают 4 основных типа химической связи:

Рассмотрим взаимодействие двух атомов с одинаковыми значениями электроотрицательности, например двух атомов хлора. Каждый из них имеет по семь валентных электронов. До электронной конфигурации ближайшего инертного газа им не хватает по одному электрону.

Сближение двух атомов до определенного расстояния приводит к образованию общей электронной пары, одновременно принадлежащей обоим атомам. Эта общая пара и представляет собой химическую связь. Аналогично происходит и в случае молекулы водорода. У водорода всего один неспаренный электрон, и до конфигурации ближайшего инертного газа (гелия) ему не хватает еще одного электрона. Таким образом, два атома водорода при сближении образуют одну общую электронную пару.

Определение

Связь между атомами неметаллов, возникающая при взаимодействии электронов с образованием общих электронных пар, называется ковалентной.

В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной .

Определение

Ковалентная неполярная связь - химическая связь между атомами неметаллов с равными или близкими значениями электроотрицательности. При этом общая электронная пара одинаково принадлежит обоим атомам, смещения электронной плотности не наблюдается.

Ковалентная неполярная связь имеет место в простых веществах-неметаллах: $\mathrm{О}_2, \mathrm{N}_2, \mathrm{Cl}_2, \mathrm{P}_4, \mathrm{O}_3$. При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора. Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода - частичный положительный. Это пример ковалентной полярной связи.

Определение

Связь, образованная элементами-неметаллами с разной электроотрицательностью, называется ковалентной полярной. При этом происходит смещение электронной плотности в сторону более электроотрицательного элемента.

Молекула, в которой разделены центры положительного и отрицательного зарядов, называется диполем . Полярная связь имеет место между атомами с различной, но не сильно различающейся электроотрицательностью, например между различными неметаллами. Примерами соединений с полярными ковалентными связями являются соединения неметаллов друг с другом, а также различные ионы, содержащие атомы неметаллов $(\mathrm{NO}_3–, \mathrm{CH}_3\mathrm{COO}–)$. Особенно много ковалентных полярных соединений среди органических веществ.

В случае если разница электроотрицательностей элементов будет велика, произойдет не просто смещение электронной плотности, а полная передача электрона от одного атома к другому. Рассмотрим это на примере фторида натрия NaF. Как мы видели ранее, атом натрия стремится отдать один электрон, а атом фтора готов его принять. Это легко осуществляется при их взаимодействии, которое сопровождается переходом электрона.

При этом атом натрия полностью передает свой электрон атому фтору: натрий лишается электрона и становится заряженным положительно, а хлор приобретает электрон и становится заряженным отрицательно.

Определение

Атомы и группы атомов, несущие на себе заряд, называют ионами.

В образовавшейся молекуле - хлориде натрия $Na^+F^-$ - связь осуществляется за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. Такую связь называют ионной . Она реализуется между типичными металлами и неметаллами, то есть между атомами с сильно различающимися значениями электроотрицательности.

Определение

Ионная связь образована за счет сил электростатистического притяжения между разноименно заряженными ионами - катионами и анионами.

Существует еще один тип связи - металлическая , характерная для простых веществ - металлов. Она характеризуется притяжением частично ионизованных атомов металлов и валентных электронов, образующих единое электронное облако («электронный газ»). Валентные электроны в металлах являются делокализованными и принадлежат одновременно всем атомам металла, свободно перемещаясь по всему кристаллу. Таким образом, связь является многоцентровой. В переходных металлах металлическая связь носит частично ковалентный характер, так как дополнена перекрыванием частично заполненных электронами d-орбиталей предвнешнего слоя. Металлы образуют металлические кристаллические решетки. О ней подробно рассказывается в теме «Металлическая связь и ее характеристики».

межмолекулярные взаимодействия

Примером сильного межмолекулярного взаимодействия

является водоро дная связь, образующаяся между атомом водорода одной молекулы и атомом с высокой электроотрицательностью ($\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{Cl}$, $\mathrm{N}$). Примером водородной связи является взаимодействие молекул воды $\mathrm{O}_2\mathrm{O}…\mathrm{OH}_2$, молекул аммиака и воды $\mathrm{H}_3\mathrm{N}…\mathrm{OH}_2$, метанола и воды $\mathrm{CH}_3\mathrm{OH}…\mathrm{OH}_2$ , а также различных частей молекул белков, полисахаридов, нуклеиновых кислот.

Другим примером межмолекулярного взаимодействия являются ван-дер-ваальсовы силы , которые возникают при поляризации молекул и образовании диполей. Они обусловливают связь между слоями атомов в слоистых кристаллах (таких как структура графита).

Характеристики химической связи

Химическая связь характеризуется длиной, энергией, направленностью и насыщаемостью (каждый атом способен образовать ограниченное число связей). Кратность связи равна числу общих электронных пар. Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула $\mathrm{CO}_2$ является линейной (нет неподеленных электронных пар), а $\mathrm{H}_2\mathrm{O}$ и $\mathrm{SO}_2$ – уголковыми (есть неподеленные пары). В случае если взаимодействующие атомы имеют сильно различающиеся значения электроотрицательностей, общая электронная пара практически полностью смещается в сторону атомов с наибольшей электроотрицательностью. Ионную связь, таким образом, можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи, когда электрон практически полностью перешел от одного атома к другому. В действительности полного смещения не происходит никогда, то есть абсолютно ионных веществ нет. Например, в $\mathrm{NaCl}$ реальные заряды на атомах составляют +0,92 и –0,92, а не +1 и –1.

Ионная связь реализуется в соединениях типичных металлов с неметаллами и кислотными остатками, а именно в оксидах металлов ($\mathrm{CaO}$, $\mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3$), щелочах ($\mathrm{NaOH}$, $\mathrm{Ca(OH)}_2$) и солях ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{K}_2\mathrm{S}$, $\mathrm{K}_2\mathrm{SO}_4$, $\mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}$, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_3^+$, $\mathrm{Cl^–}$).

механизмы образования химической связи

170955 0

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

На изучение данной темы я отвожу 6 часов. Если на предыдущих этапах изучения химии учащиеся знакомились с многообразием веществ и установлением взаимосвязи между строением, составом и свойствами вещества, то при изучении данной темы в 11 классе они узнают о новой возможности атомов образовывать химические связи определенной направленности в пространстве. Уроки по данной теме я планирую следующим образом:

1. Виды химической связи, типы кристаллических решеток, свойства веществ (КОО по методике «Взаимообмен знаниями») – 2 урока.
2. Свойства химической связи (длина и энергия).
3. Свойства химической связи (направленность и насыщаемость).
4. Урок-семинар «Систематизация знаний о видах химической связи, типах кристаллических pешеток и свойствах неорганических и органических веществ» - 2 урока.

Цель уроков: Обобщить, систематизировать знания по теме; создать на уроке атмосферу поиска и сотрудничества, дать каждому ученику возможность достичь успеха.

Образовательные задачи:

1. Проконтролировать степень усвоения основных ЗУН по теме:
   • Сформулировать понятия химической связи, видов химической связи, свойств химической связи, типов кристаллических решеток.
   • Познакомить с видами химической связи.
   • Привлечь внимание учащихся к взаимосвязи между строением, составом и свойствами вещества.
2. Продолжить формирование общеучебных умений (осуществлять самоконтроль; сотрудничать; использовать компьютер, ноутбук, интерактивную доску).
3. Продолжить формирование навыков самостоятельной работы учащихся с учебником, дополнительной литературой, сайтами Интернета.

Воспитательные задачи:

1. Продолжить развитие познавательных интересов учащихся;
2. Воспитывать культуру речи, трудолюбие, усидчивость;
3. Продолжить формирование ответственного, творческого отношения к труду;

Развивающие задачи:

1. Развивать умение использовать химическую терминологию
2. Развивать мыслительные операции (анализ, синтез, установление причинно-следственных связей, выдвижение гипотезы, классификация, проведение аналогий, обобщение, умение доказывать, выделение главного);
3. Развивать интересы, способности личности;
4. Развивать умение проводить, наблюдать и описывать химический эксперимент;
5. Совершенствовать коммуникативные умения учащихся в совместной деятельности (умение вести диалог, выслушивать оппонента, аргументировано обосновывать свою точку зрения) и информационно - познавательную компетентность учащихся.

Предварительная подготовка:

1. Постановка проблемы;
2. Прогнозирование практических результатов работы;
3. Организация самостоятельной (индивидуальной, парной, групповой) деятельности учащихся на уроке и во внеурочное время;
4. Структурирование содержательной части исследовательской работы (с указанием поэтапных результатов и указанием ролей);
5. Исследовательская работа в малых группах (обсуждение, поиск источников информации);
6. Создание слайдовой презентации;
7. Защита исследовательской работы на уроке - семинаре.

Оборудование:

• Перечень: «Термины и их разъяснения».
• Таблица №1 «Химическая связь. Строение вещества.» - высвечивается на доске и дается на каждый стол.
• На демонстрационном столе: образцы различных веществ.
• Компьютеры, медиопроектор.

Уроки №1-2. Виды химической связи, типы кристаллических решеток, свойства веществ (КОО по методике «Взаимообмен знаниями»).
Ход урока
Во вступительном слове обосновывается необходимость изучения данной темы, напоминается алгоритм работы по методике «Взаимообмен знаниями» в системе КСО, учащиеся делятся на 4 группы, каждая группа получает свое задание на карточках, работает с электронными учебниками.

Карточка 1.

Тема: Ковалентная неполярная связь. Свойства веществ с ковалентной неполярной связью. Молекулярная и атомная кристаллические решетки.

1. Признаки ковалентной неполярной связи:
   – ковалентную неполярную связь образуют атомы неметаллов с одинаковой электроотрицательностью.
   механизм образования связи: каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружные неспаренные электроны: общая электронная плотность в равной мере принадлежит обоим атомам.
2. Примеры образования ковалентной неполярной связи: водород, фтор, кислород, азот.
3. Свойства веществ с ковалентной неполярной связью:
   • При обычных условиях вещества газообразные (водород, кислород), жидкие (бром), твердые (иод, фосфор).
   • Большинство веществ сильнолетучие, т.е. имеют очень низкие температуры плавления и кипения.
   • Растворы и расплавы веществ электрического тока не проводят. Почему?

Если в молекулах простых веществ ковалентная неполярная связь, то между молекулами действуют очень слабые межмолекулярные силы. Это приводит к образованию сильнолетучих веществ с молекулярной кристаллической решеткой. В твердом виде в узлах кристаллической решетки вещества находятся неполярные молекулы, электроны, осуществляющие ковалентную неполярную связь, по кристаллу не перемещаются. Такое строение является причиной общих свойств: вещества с молекулярной кристаллической решеткой электрического тока не проводят.
Рассмотрим образование химической связи в алмазе (см. модель кристаллической решетки алмаза). Алмаз самое твердое и тугоплавкое вещество. Следовательно, в узлах кристаллической решетки алмаза находятся не молекулы, а атомы углерода, связанные посредством ковалентной неполярной связи. Кристаллы алмаза имеют атомную кристаллическую решетку.
Кристаллы с атомной кристаллической решеткой образуют также кремний, германий, бор.

II. Рассмотрите на рисунке или моделях кристаллические решетки иода и алмаза.
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ковалентную неполярную связь.

1. Какие элементы образуют ковалентную неполярную связь?
2. Каков механизм образования ковалентной неполярной связи?
3. Какими свойствами обладают вещества с молекулярными кристаллическими решетками? Почему?
4. Какими свойствами обладают вещества с атомными кристаллическими решетками? Почему?
5. Составьте химические формулы веществ: азота, хлорида натрия, бромоводорода, хлора, сероводорода, фторида калия. В молекулах каких из этих веществ имеется ковалентная неполярная связь? Изобразите электронную и структурные формулы молекул этих веществ.

Карточка 2.

Тема: Ковалентная полярная связь. Свойства веществ с ковалентной полярной связью. Молекулярная и атомная кристаллические решетки.

I. Изучите и объясните партнеру:

1. Признаки ковалентной полярной связи:
   характер химических элементов – ковалентную полярную связь образуют атомы неметаллов с разной электроотрицательностью.
   механизм образования связи: каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружние неспаренные электроны: общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому.
2. Примеры образования ковалентной неполярной связи: вода, аммиак, хлороводород.
3. Свойства веществ с ковалентной полярной связью:
   • При обычных условиях вещества газообразные, жидкие, твердые.
   • Большинство веществ имеют относительно низкие температуры плавления и кипения.
   • Почему?

Если в молекулах простых веществ ковалентная полярная связь, то молекулы притягиваются друг к другу своими противоположно заряженными полюсами, но с меньшей силой, чем ионы. Это приводит к образованию молекулярной кристаллической решетки, в узлах которой находятся полярные молекулы. Поскольку межмолекулярные силы не велики (по сравнению с силами между ионами), то вещества с молекулярной кристаллической решеткой летучи, т.е. имеют довольно низкие температуры плавления и кипения.

II. Рассмотрите на рисунке или моделях кристаллическую решетку твердой воды, объясните партнеру ее строение.
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ковалентную полярную связь, предскажите их физические свойства, сверьте свои предположения со справочным материалом.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Какие элементы образуют ковалентную полярную связь?
2. Каков механизм образования ковалентной полярной связи?
3. Какими свойствами обладают вещества с ковалентными полярными связями. Почему?
4. Какие вещества, образцы которых выставлены на столе, имеют ковалентную полярную связь?
5. Карборунд (карбид кремния SiC) –один из самых твердых и термостойких минералов. Его используют как огнеупорный и абразивный материал. Какой вид химической связи и тип кристаллической решетки в этом веществе? Изобразите схематически фрагмент кристаллической решетки карборунда.

Карточка 3.

Тема: Ионная связь. Свойства веществ с ионной связью. Ионная кристаллические решетки.

I. Изучите и объясните партнеру:

1. Признаки ионной связи:
   характер химических элементов –ионную связь образуют атомы типичных металлов и атомы типичных неметаллов, резко отличающиеся друг от друга по электроотрицательности.
   механизм образования связи: атом металла отдает наружные электроны, превращаясь в катионы; атомы неметаллов присоединяют электроны, превращаясь в анионы. Образовавшиеся ионы взаимодействуют электростатически.
2. Примеры образования ионной связи: хлорид натрия, фторид кальция.
3. Свойства веществ с ионной связью:
   • При обычных условиях вещества твердые.
   • Большинство веществ имеют высокие температуры плавления и кипения.
   • Растворы многих веществ проводят электрический ток. Почему?

Если связь ионная, то в узлах кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы, между которыми во всех направлениях действуют значительные электростатические силы. Они обуславливают образование твердых, нелетучих веществ, имеющих ионную кристаллическую решетку.

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллическую решетку хлорида натрия, объясните партнеру ее строение. Чем обусловлена ее прочность?
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ионную связь, найдите в справочнике температуры плавления этих веществ и обсудите с партнерами их значение.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Какие элементы образуют ионную связь?
2. Каков механизм образования ионной связи?
3. Какими свойствами обладают вещества с ионной связью? Почему?
4. Какие вещества, образцы которых выставлены на столе, имеют ионную связь? Каково их агрегатное состояние?
5. Соединения NaCl, AlP, MgS кристаллизуются в кристаллические решетки с почти одинаковыми расстояниями между катионами и анионами. Какое из этих соединений имеет самую высокую температуру плавления? Почему?

Карточка 4.

Тема: Металлическая связь. Свойства веществ с металлической связью. Металлическая кристаллическая решетка.

I. Изучите и объясните партнеру:

1. Признаки металлической связи:
   характер химических элементов – металлическую связь образуют атомы металлов. механизм образования связи: атом металла отдает наружные электроны, превращаясь в катионы; ионы металлов не в состоянии связать электроны из-за огромной скорости их движения. Поэтому электроны, движущиеся в металле, являются общими для всех ионов металлов. Металлическая связь, следовательно, осуществляется при помощи металлов и общих для них электронов, т. е. за счет электростатических сил.
2. Свойства веществ с металлической связью:
   • высокая, электрическая проводимость, уменьшается с повышением температуры металла.
   • высокая теплопроводность;
   • пластичность, ковкость;
   • характерный «металлический» блеск;
   • широкие пределы изменения плотности, прочности, твердости, температуры плавления.
   • Почему?

Кристаллическая решетка, в узлах которой находятся положительно заряженные ионы металла, связываемые относительно свободными электронами, движущимися по всему объему кристалла, называется металлической.

Для металлов характерны кристаллические решетки с плотной упаковкой ионов в узлах. Прочность металлической связи и плотность упаковки обуславливают прочность, твердость, относительно высокие температуры плавления.
То, что металлы хорошо проводят электрический ток, объясняется присутствием в них свободных электронов. С повышением температуры усиливаются колебания ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки металла, что затрудняет напраленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости металла.

Теплопроводность металлов обуславливается как высокой подвижностью свободных электронов, так и колебательным движением ионов.
Кристаллы с металлической связью пластичны; в этом случаи при деформации кристалла возможно смещение ионов без нарушения связи.
«Блуждающие» электроны в металле – причина «металлического блеска».

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллические решетки металлов. Объясните партнеру взаимосвязь между строением кристаллов и физическими свойствами металлов.
III. Познакомьтесь с образцами металлов и сплавов. Расскажите партнеру о применении некоторых из них в быту.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Что такое металлическая связь? Для каких веществ она характерна?
2. Что такое металлическая кристаллическая решетка?
3. Какими физическими свойствами обладают металлы и сплавы?
4. Объясните на основе представлений о сущности металлической связи таие физические свойства металлов, как:
   а) высокая, электрическая проводимость, уменьшается с повышением температуры металла.
   б) высокая теплопроводность;
   в) пластичность, ковкость;
   г) характерный «металлический» блеск;

После того, как учащиеся отработали содержание всех карточек, заслушивается сообщение и проводится фронтальная беседа.

Вопросы для фронтальной беседы:

1. Что такое химическая связь? Какова ее природа?
2. По каким признакам характеризуются различные виды химической связи?
3. Пользуясь учебником (схема 3 стр. 23), назовите признаки всех указанных видов химической связи.
4. Пользуясь учебником (схема 4 стр. 34), назовите частицы, находящиеся в узлах кристаллических решеток.
5. Какую кристаллическую решетку имеет вещество, обладающее следующими свойствами: очень твердое, тугоплавкое, нерастворимое в воде, но проводящее электрический ток в расплавленном виде? К какому классу может принадлежать это вещество?
6. Почему пластинки из кремния при сильном ударе разлетаются на куски, а из олова или свинца только деформируются?.В каком случае происходит разрушение химической связи?

В конце урока поясняется домашнее задание:

1. Повторить по учебнику 10 класса понятие водородной связи.
2. Подготовить презентации по видам химической связи к уроку семинару.

На 3 и 4 уроках учащиеся знакомятся со свойствами химической связи: длиной, энергией, направленностью, насыщаемостью, обобщают знания по водородной связи.

Урок №5-6. Урок-семинар
План урока-семинара.

1. Вступительное слово учителя.
2. Сообщения групп учащихся по видам связи – учащиеся используют подготовленные презентации, демонстрационный материал. Приложение №1.
3. Подведение итогов обобщается в виде таблицы(в электронном виде) по мере выступления групп.
4. Диагностика по видам ХС (15 минут).

Используемая литература:

1. Габриелян О.С. Химия 11 класс. – М. Дрофа 2005.
2. Лагунова Л.И. Преподавание обобщающего курса химии в средней школе. – Тверь, 1992г.
3. Политова С.И. Общая Химия. Опорные конспекты. 11 класс. – Тверь, 2006г.
4. http://festival.1september.ru