Одинарний зв'язок. Ковалентний зв'язок У яких з'єднаннях присутній подвійний ковалентний зв'язок
простий зв'язок (ординарний зв'язок, одинарний зв'язок)- Хімічний ковалентний зв'язок, що здійснюється парою електронів, що рухаються в полі двох атомних ядер. У хімічних сполуках, у яких середня кількість електронів, що зв'язують кожну пару атомних ядер, не дорівнює двом, можуть виникнути.
Зв'язок- : Дивись також: хімічний зв'язок металевий зв'язок іонний зв'язок ковалентний зв'язок … Енциклопедичний словникз металургії
Взаємне тяжіння атомів, що призводить до утворення молекул та кристалів. Прийнято говорити, що в молекулі або кристалі між сусідніми атомами існують Х. с. Валентність атома (про що докладніше сказано нижче) показує кількість зв'язків.
металевий зв'язок- міжатомний зв'язок, характерний для металів з рівномірною щільністю електронного газу. Металевий зв'язок зумовлений взаємодією негативно зарядженого електронного газу і позитивно заряджених іонних кістяків, … Енциклопедичний словник з металургії
ковалентний зв'язок- міжатомний зв'язок, зумовлений колективізацією зовнішніх електронів взаємодіючих атомів. Для ковалентного зв'язку характерні насиченість та спрямованість. Насиченість проявляється в тому, що в ковалентний зв'язок вступає таке… Енциклопедичний словник з металургії
іонний зв'язок- електро, гетеровалентний зв'язок один із видів хімічного зв'язку, В основі якого лежить електростатична взаємодія між протилежно зарядженими іонами. Такі зв'язки у порівняно чистому вигляді утворюються в галогенідах. Енциклопедичний словник з металургії
хімічний зв'язок- Взаємне тяжіння атомів, що призводить до утворення молекул та кристалів. Валентність атома показує кількість зв'язків, утворених цим атомом із сусідніми. Термін «хімічна будова» ввів академік А. М. Бутлеров у … Енциклопедичний словник з металургії
Ординарний зв'язок, одинарний зв'язок, хімічний ковалентний зв'язок, що здійснюється парою електронів (з антипаралельною орієнтацією спинів), що рухаються в полі 2 атомних ядер. Наприклад, у молекулах H2, Cl2 та HCl є по одній ковалентній. Велика Радянська Енциклопедія
170762 0
Кожен атом має деяке число електронів.
Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або узагальнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).
Рис. 1.
Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.
Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..
Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.
Перший тип зв'язку -іонна зв'язок
Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).
У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.
Рис. 2.
Рис. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)
Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.
Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або основами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.
Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.
Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:
а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;
б) з металами - з утворенням солі та водню;
в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.
Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.
Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.
Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:
Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:
1)NH 4+ і NH 3
2) HClі Сl ‑
Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.
Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.
1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;
2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.
Таким чином, вода може утворювати дві пари:
1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)
2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).
У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.
Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки із присутніми іонами металів.
Таким чином, характерна властивістьіонного зв'язку - повне переміщення нари сполучних електронів одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.
Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок
Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом узагальнення електронів.
Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).
Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.
Рис. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .
Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.
З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного або різних періодівсистеми Менделєєва переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиціутворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).
Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.
У багатоатомних іонів та у складних біологічних молекулахобидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів у значною міроюописується координаційними зв'язками.
Рис. 5.
Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.
Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.
Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.
Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.
Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:
Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.
Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів - у катіонів більшого зарядуі меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.
Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок
Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .
Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.
Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Рис. 6).
Рис. 6.
Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).
У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.
Тому атом перетворюється на великий диполь.
Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки грають у біохімії важливу рольнаприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).
Рис.7.
Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.
Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил
Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.
Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок
Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.
З короткого оглядуТипів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома або іона металу - донора електронів, а також атома - акцептора електронів є його розмір.
Не вдаючись у деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.
Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.
Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків
Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються складніші частинки.
Природа хімічного зв'язку полягає у дії електростатичних сил, які є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони та ядра атомів.
Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи далі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.
Типи взаємодії у хімії
Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:
Характеристика іонного зв'язку
Хімічна взаємодія, що утворюється через тяжіння іонів, що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язуються атоми мають суттєву різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до електронегативнішого елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок – іонів. Між ними і виникає тяжіння.
Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.
Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином на негативно зарядженііони (аніони).
Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.
Іонна зв'язок ненаправлена і насичувана, оскільки електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака у всіх напрямах.
Розташування іонів таке, що навколо кожного є певна кількість протилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.
Приклади освіти
Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na атом Cl з утворенням відповідних іонів:
Na 0 - 1 е = Na + (катіон)
Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)
У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору - шість іонів натрію.
При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:
Ba 0 - 2 е = Ba 2+
S 0 + 2 е = S 2-
Віддає свої два електрони сірці в результаті чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .
Металевий хімічний зв'язок
Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелике, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу та вільні електрони. Ці електрони називаються "електронним газом". Електрони вільно переміщаються за обсягом металу і постійно зв'язуються та відриваються від атомів.
Будова речовини металу така: кристалічна решітка є кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.
Можна навести такі приклади:
Mg - 2е<->Mg 2+
Cs - e<->Cs +
Ca - 2e<->Ca 2+
Fe - 3e<->Fe 3+
Ковалентна: полярна та неполярна
Найбільш поширеним видом хімічної взаємодії є ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, у зв'язку з цим відбувається лише зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.
Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.
Обмінний механізм реалізується, якщо у кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях і перекриття атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що вже належать обом атомам. Коли ж у одного з атомів є пара електронів на зовнішньому електронному рівні, а в іншого — вільна орбіталь, то при перекриванні атомних орбіталей відбувається узагальнення електронної пари та взаємодія щодо донорно-акцепторного механізму.
Ковалентні поділяються за кратністю на:
- прості чи одинарні;
- подвійні;
- потрійні.
Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.
За розподілом електронної щільності (полярності) між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на:
- неполярну;
- полярну.
Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.
Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.
Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.
Властивості та характеристика ковалентності
Основні характеристики ковалентного зв'язку:
- Довжина визначається відстанню між ядрами атомів, що взаємодіють.
- Полярність визначається зміщенням електронної хмари одного з атомів.
- Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані просторі зв'язку і, відповідно, молекули, мають певні геометричні форми.
- Насичуваність визначається здатністю утворювати обмежену кількість зв'язків.
- Поляризуемість визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
- Енергія необхідна руйнування зв'язку, що визначає її міцність.
Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.
H · + · H → H-H молекуламає одинарний неполярний зв'язок,
O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,
Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.
Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементівможна навести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти(HCL), води (H2O), метану (CH4), оксиду сірки (SO2) та багатьох інших.
У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспареного електронана зовнішньому рівні, а вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O = C = O.
Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовининеметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.
Хімічний зв'язок- це взаємодії електронів та атомного ядра однієї частинки (атома, іона, молекули і т. д.) з електронами та атомним ядром іншої частинки, що утримують ці частинки в стабільному або метастабільному хімічному з'єднанні. Сучасний опис хімічного зв'язку проводиться з урахуванням квантової механіки. Основні характеристики хімічного зв'язку – міцність, довжина, полярність.
Типи зв'язку
- Одноелектронний хімічний зв'язок
- Металевий зв'язок
- Ковалентний зв'язок
- Іонний зв'язок
- Ван-дер-ваальсовий зв'язок
- Водневий зв'язок
- Двоелектронний трицентровий хімічний зв'язок
Найпростіший одноелектронний ковалентний хімічний зв'язок
Найпростіший одноелектронний хімічний зв'язок створюється єдиним валентним електроном. Виявляється, що один електрон здатний утримувати в цілому два позитивно заряджених іони. В одноелектронному зв'язку кулонівські сили відштовхування позитивно заряджених частинок компенсуються кулонівськими силами тяжіння цих частинок до негативно зарядженого електрона. Валентний електрон стає загальним для двох ядер молекули.
прикладамитаких хімічних сполукє молекулярні іони: H 2+ , Li 2+ , Na 2+ , K 2+ , Rb 2+ , Cs 2+
Одинарний ковалентний зв'язок
Одинарний ковалентний хімічний зв'язок створюється сполучною електронною парою. У всіх існуючих теоріях(теорія валентних зв'язків, теорія молекулярних орбіталей, теорія відштовхування валентних електронних пар, борівська модель хімічного зв'язку) електронна пара, що зв'язує, розташовується в просторі між атомами молекули. Розрізняють полярний та неполярний ковалентний зв'язок.
Неполярний ковалентний зв'язок має місце в гомоядерних двоатомних молекулах, в яких сполучна електронная пара рівновіддалена від обох ядер молекулярної системи.
Відстань d між атомними ядрамиможна як суму ковалентних радіусів відповідних атомів.
Відстань між атомними ядрами в одинарному двоелектронному ковалентному зв'язку коротша за аналогічну відстань у найпростішому одноелектронному хімічному зв'язку.
Кратні ковалентні зв'язки
Кратні ковалентні зв'язки представлені ненасиченими органічними сполуками, що містять подвійну та потрійну хімічні зв'язки. Для опису природи ненасичених сполук Л.Полінг вводить поняття сигма- і π-зв'язків, гібридизації атомних орбіталей.
Гібридизація Полінга для двох S- та двох p-електронів дозволила пояснити спрямованість хімічних зв'язків, зокрема тетраедричну конфігурацію метану. Для пояснення структури етилену з чотирьох рівноцінних Sp3 - електронів атома вуглецю доводиться вичленяти один p-електрон для утворення додаткового зв'язку, що отримала назву π-зв'язку. При цьому три Sp2-гібридні орбіталі, що залишилися, розташовуються в площині під кутом 120° і утворюють основні зв'язки, наприклад, плоску молекулу етилену.
У разі молекули ацетилену в гібридизації беруть участь (по Полінгу) лише одна S-і одна p-орбіталі, при цьому утворюються дві Sp-орбіталі, розташовані під кутом в 180° і направлені в протилежні сорони. Дві «чисті» p-орбіталі атомів вуглецю попарно перекриваються у взаємоперпендикулярних площинах, утворюючи два π-зв'язку лінійної молекули ацетилену.
Погляди Л.Полінга знайшли відображення в його книзі «Природа хімічного зв'язку, яка на довгі роки стала настільною книгоюхіміка. У 1954 році Л.Полінг удостоєний Нобелівської преміїз хімії з формулюванням «За дослідження природи хімічного зв'язку та його застосування для опеделення структури складних сполук».
Однак фізичний зміст виборчої гібридизації атомних орбіталей залишався неясним, гібридизація була алгебраїчними перетвореннями, яким не могла бути приписана фізична реальність.
Лайнус Полінг спробував поліпшити опис хімічного зв'язку, виключивши вибірковість гібридизації орбіталей у молекулах ненасичених сполук і створивши теорію вигнутого хімічного зв'язку. У своїй доповіді на симпозіумі з теоретичної органічної хімії, присвяченої пам'яті Кекуле (Лондон, вересень 1958 року), Л.Полінг запропонував новий шлях опису подвійного зв'язку як комбінації двох однакових вигнутих хімічних зв'язків, а потрійного зв'язку - трьох. На цьому
симпозіумі Л.Полінг з усією категоричністю стверджував:
Можуть знайтися хіміки, які вважають, що надзвичайно важливим нововведенням... з'явився опис σ,π- описи для подвійного чи потрійного зв'язку та сполучених систем замість опису за допомогою вигнутих зв'язків. Я ж стверджую, що ?
У нової теоріїПолінг все зв'язуючі електрони ставали рівноцінними і рівновіддаленими від лінії, що з'єднує ядра молекули. Теорія вигнутого хімічного зв'язку Полінга враховувала статистичну інтерпретацію хвильової функціїМ.Борна, кулонівську електронну кореляцію електронів. З'явився фізичний зміст – природа хімічного зв'язку повністю визначається електричною взаємодією ядер та електронів. Чим більше електронів, що зв'язують, тим менша між'ядерна відстань і міцніший хімічний зв'язок між атомами вуглецю.
Трицентровий хімічний зв'язок
Подальший розвиток уявлень про хімічний зв'язок дав американській фізикохімік У.Ліпскомб, який розробив теорію двоелектронних трицентрових зв'язків та топологічну теорію, що дозволяє передбачати будову ще деяких гідридів бору (бороводнів).
Електронна пара в трицентровому хімічному зв'язку стає загальною для трьох ядер атомів. У найпростішому представнику трицентрового хімічного зв'язку - молекулярному іоні водню H3+ електронна пара утримує в цілому три протона.
У молекулі диборану функціонують чотири одинарні ковалентні зв'язку B-Hі два двоелектронні трицентрові зв'язки. Міжядерна відстань в одинарному ковалентному зв'язку B-H становить 1,19 Å, у той час як аналогічна відстань у трицентровому зв'язку B-H-B становить 1,31 Å. Кут трицентрового зв'язку B-H-B (φ) дорівнює 830. Комбінація двох трицентрових зв'язків у молекулі диборану дозволяє утримувати ядра атомів бору на відстані dB-B = 2 · 1,31 · sin φ/2 = 1,736 Å. Ядра сполучних атомів водню віддалені від площини, в якій розташовані чотири одинарні ковалентні зв'язки B-H, на відстані h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å.
Трицентрові зв'язки можуть реалізуватися не тільки в трикутнику з двох атомів бору та одного атома водню, а й між трьома атомами бору, наприклад, у каркасних бороводнях (пентаборан - B 5 H 9 , декаборан - B 10 H 4 та ін.). У цих структурах є звичайні (кінцеві) і входять до трицентрового зв'язку (місткові) атома водню і трикутники з атомів бору.
Існування баранів із їх двоелектронними трицентровими зв'язками з «містковими» атомами водню порушувало канонічне вчення про валентність. Атом водню, який раніше вважався стандартним одновалентним елементом, виявився пов'язаним однаковими зв'язками з двома атомами бору і став формально двовалентним елементом. Роботи У.Ліпскомба з розшифровки будови баранів розширювали уявлення про хімічний зв'язок. Нобелівський комітет удостоїв Вільяма Нанна Ліпскомба премії з хімії за 1976 рік із формулюванням "За дослідження структури баранів (боргідритів), які прояснюють проблеми хімічних зв'язків).
Багатоцентровий хімічний зв'язок
У 1951 році Т.Кілі та П.Посон несподівано при синтезі дициклопентадієнілу отримали зовсім нову залізоорганічну сполуку. Отримання невідомої раніше виключно стійкої жовто-жовтогарячої кристалічної сполуки заліза відразу привернула до себе увагу.
Е.Фішер і Д.Вілкінсон незалежно один від одного встановили структуру нової сполуки - два кільця циклопентадієнілу розташовані паралельно, шарами, або у вигляді «сендвіча» з атомом заліза, розташованим між ними по центру (рис.8). Назва «фероцен» була запропонована Р.Вудвордом (вірніше, співробітником його групи Д.Уайтінгом). У ньому відображено наявність у поєднанні атома заліза та десяти вуглецевих атомів (zehn - десять).
Усі десять зв'язків (C-Fe) у молекулі ферроцена рівноцінні, величина між'ядерної відстані Fe-c - 2,04 Å. Всі атоми вуглецю в молекулі ферроцену структурно та хімічно еквівалентні, довжина кожної зв'язку C-C 1,40 - 1,41 Å (для порівняння, в бензолі довжина зв'язку C-C 1,39 Å). Навколо атома заліза виникає 36-електронна оболонка.
У 1973 році Ернст Отто Фішер і Джефрі Уїлкінсон були удостоєні Нобелівської премії з хімії з формулюванням «За новаторську, виконану незалежно один від одного роботу, в галузі металоорганічних, так званих сандвічевих сполук». Індвар Ліндквіст, член Шведської королівської академії наук, у своїй промові під час презентації лауреатів, заявив, що «відкриття та доказ нових принципів зв'язків і структур, що є в сандвічових з'єднаннях, є значним досягненням, практичну значущість яких наразі ще неможливо передбачити».
В даний час отримані дициклопентадієнільні похідні багатьох металів. Похідні перехідних металів мають ту саму структуру і ту саму природу зв'язку, що й фероцен. Лантаноїди утворюють не сандвічеву структуру, а конструкцію, що нагадує трипроменеву зірку Атоми La, Ce, Pr, Nd створюють, отже, п'ятнадцяти центровий хімічний зв'язок.
Незабаром слідом за фероценом було отримано дибензолхром. За тією ж схемою отримані дибензолмолібден та дибензолванадій]. У всіх з'єднаннях цього класу атоми металу утримують в цілому два шестичленних кільця. Усі 12 зв'язків метал-вуглець у цих сполуках ідентичні.
Синтезований також ураноцен [біс(циклооктатетраєн)уран], в якому атом урану утримує два восьмичленних кільця. Усі 16 зв'язків уран-вуглець в ураноцені ідентичні. Ураноцен отримують взаємодією UCl 4 із сумішшю циклооктатетраєну і калію в тетрагідрофурані при мінус 300 °C.
Рис.1. Орбітальні радіуси елементів (r a) та довжина одноелектронного хімічного зв'язку (d)
Найпростіший одноелектронний хімічний зв'язок створюється єдиним валентним електроном. Виявляється, що один електрон здатний утримувати в цілому два позитивно заряджених іони. В одноелектронному зв'язку кулонівські сили відштовхування позитивно заряджених частинок компенсуються кулонівськими силами тяжіння цих частинок до негативно зарядженого електрона. Валентний електрон стає загальним для двох ядер молекули.
Прикладами таких хімічних сполук є молекулярні іони: H 2+ , Li 2+ , Na 2+ , K 2+ , Rb 2+ , Cs 2+ :
Полярний ковалентний зв'язок виникає у гетероядерних двоатомних молекулах (рис.3). Зв'язувальна електронна пара в полярному хімічному зв'язку наближена до атома з вищим першим потенціалом іонізації.
Відстань d між атомними ядрами, що характеризує просторову структуру полярних молекул, можна наближено розглядати як суму ковалентних радіусів відповідних атомів.
Характеристика деяких полярних речовинЗсув зв'язувальної електронної пари одного з ядер полярної молекули призводить до появи електричного диполя (електродинаміка) (рис.4).
Відстань між центрами тяжкості позитивного та негативного зарядів називають довжиною диполя. Полярність молекули, як і полярність зв'язку, оцінюють величиною дипольного моменту μ, що є добутком довжини диполя l на величину електронного заряду :
Кратні ковалентні зв'язки
Кратні ковалентні зв'язки представлені ненасиченими органічними сполуками, що містять подвійну та потрійну хімічні зв'язки. Для опису природи ненасичених сполук Л.Полінг вводить поняття сигма- і π-зв'язків, гібридизації атомних орбіталей.
Гібридизація Полінга для двох S- та двох p-електронів дозволила пояснити спрямованість хімічних зв'язків, зокрема тетраедричну конфігурацію метану. Для пояснення структури етилену з чотирьох рівноцінних Sp 3 - електронів атома вуглецю доводиться вичленяти один p-електрон для утворення додаткового зв'язку, що отримала назву π-зв'язку. При цьому три Sp 2 -гібридні орбіталі розташовуються в площині під кутом 120° і утворюють основні зв'язки, наприклад, плоску молекулу етилену (рис.5).
У новій теорії Полінга всі електрони, що зв'язують, ставали рівноцінними і рівновіддаленими від лінії, що з'єднує ядра молекули. Теорія вигнутого хімічного зв'язку Полінга враховувала статистичну інтерпретацію хвильової функції М. Борна, кулонівську електронну кореляцію електронів. З'явився фізичний зміст – природа хімічного зв'язку повністю визначається електричною взаємодією ядер та електронів. Чим більше електронів, що зв'язують, тим менша між'ядерна відстань і міцніший хімічний зв'язок між атомами вуглецю.
Трицентровий хімічний зв'язок
Подальший розвиток уявлень про хімічний зв'язок дав американський фізикохімік У.Ліпскомб, який розробив теорію двоелектронних трицентрових зв'язків та топологічну теорію, що дозволяє передбачати будову ще деяких гідридів бору (бороводнів).
Електронна пара в трицентровому хімічному зв'язку стає загальною для трьох ядер атомів. У найпростішому представнику трицентрового хімічного зв'язку - молекулярному іоні водню H 3 + електронна пара утримує в цілому три протона (рис.6).
Рис.7.Діборан
Існування баранів з їх двоелектронними трицентровими зв'язками з «містковими» атомами водню порушувало канонічне вчення про валентність. Атом водню, який раніше вважався стандартним одновалентним елементом, виявився пов'язаним однаковими зв'язками з двома атомами бору і став формально двовалентним елементом. Роботи У.Ліпскомба з розшифровки будови баранів розширювали уявлення про хімічний зв'язок. Нобелівський комітет удостоїв Вільяма Нанна Ліпскомба премії з хімії за 1976 рік із формулюванням "За дослідження структури баранів (боргідритів), які прояснюють проблеми хімічних зв'язків).
Багатоцентровий хімічний зв'язок
Молекула ферроцена
Рис.9.Дібензолхром
Рис.10.Ураноцен
Усі десять зв'язків (C-Fe) у молекулі ферроцена рівноцінні, величина між'ядерної відстані Fe-c - 2,04 Å. Всі атоми вуглецю в молекулі ферроцену структурно та хімічно еквівалентні, довжина кожного зв'язку C-C 1,40 - 1,41 Å (для порівняння, в бензолі довжина зв'язку C-C 1,39 Å). Навколо атома заліза виникає 36-електронна оболонка.
Динаміка хімічного зв'язку
Хімічний зв'язок досить динамічний. Так, металевий зв'язок трансформується в ковалентний у процесі фазового переходу при випаровуванні металу. Перехід металу з твердого в пароподібний стан потребує більших кількостей енергії.
У парах зазначені метали складаються практично з гомоядерних двоатомних молекул та вільних атомів. При конденсації парів металу ковалентний зв'язок перетворюється на металеву.
Випаровування солей з типовим іонним зв'язком, наприклад фторидів лужних металів, призводить до руйнування іонного зв'язку та утворення гетероядерних двоатомних молекул з полярним ковалентним зв'язком. При цьому має місце утворення димерних молекул з містковими зв'язками.
Характеристика хімічного зв'язку в молекулах фторидів лужних металів та їх димерах.
При конденсації парів фторидів лужних металів полярний ковалентний зв'язок трансформується в іонну з утворенням відповідних кристалічних ґрат солі.
Механізм переходу ковалентного в металевий зв'язок
Рис.11. Співвідношення між радіусом орбіталі електронної пари r e та довжиною ковалентного хімічного зв'язку d
Орієнтація диполів двоатомних молекул та утворення спотвореного октаедричного фрагменту кластера при конденсації парів лужних металів.
Рис.13.Об'ємноцентроване кубічне розташування ядер у кристалах лужних металів та зв'язувальної ланки
Дисперсне тяжіння (сили Лондона) зумовлює міжатомну взаємодію та утворення гомоядерних двоатомних молекул із атомів лужних металів.
Утворення ковалентного зв'язку метал-метал пов'язане з деформацією електронних оболонок взаємодіючих атомів - валентні електрони створюють електронну пару, що зв'язує, електронна щільність якої концентрується в просторі між атомними ядрами виниклої молекули. Характерною особливістю гомоядерних двоатомних молекул лужних металів є велика довжина ковалентного зв'язку (у 3,6-5,8 рази більша за довжину зв'язку в молекулі водню) і низька енергія її розриву.
Зазначене співвідношення між r e і d визначає нерівномірність розподілу електричних зарядів у молекулі - у середній частині молекули зосереджений негативний електричний заряд сполучної електронної пари, а на кінцях молекули - позитивні електричні зарядидвох атомних кістяків.
Нерівномірність розподілу електричних зарядів створює умови взаємодії молекул рахунок орієнтаційних сил (сили Ван-дер-Ваальса). Молекули лужних металів прагнуть орієнтуватися в такий спосіб, щоб по соедству виявлялися різноіменні електричні заряди. Через війну між молекулами діють сили тяжіння. Завдяки наявності останніх, молекули лужних металів зближуються і міцно стягуються між собою. Одночасно відбувається деяка деформація кожної їх під дією ближче розташованих полюсів сусідніх молекул (рис.12).
Фактично, що зв'язують електрони вихідної двоатомної молекули, потрапляючи в електричне поле чотирьох позитивно заряджених атомних остов молекул лужних металів відриваються з орбітального радіусу атома і стають вільними.
При цьому зв'язувальна електронна пара стає спільною для системи з шістьма катіонами. Починається побудова кристалічної решітки металу на етапі кластера. У кристалічній решітці лужних металів чітко виражена структура зв'язувальної ланки, що має форму спотвореного сплющеного октаедра - квадратної біпіраміди, висота якої і ребра базису дорівнюють величині постійної трансляційної решітки a w (рис.13).
Величина постійної трансляційної решітки a w кристала лужного металу значно перевищує довжину ковалентного зв'язку молекули лужного металу, тому вважається, що електрони в металі знаходяться у вільному стані:
Математичну побудову, пов'язану з властивостями вільних електронів у металі, зазвичай ототожнюють з «поверхнею Фермі», яку слід розглядати як геометричне місце, де знаходяться електрони, забезпечуючи основну властивість металу – проводити електричний струм.
При зіставленні процесу конденсації парів лужних металів з процесом конденсації газів, наприклад водню, проявляється характерна особливістьу властивостях металу. Так, якщо при конденсації водню проявляються слабкі міжмолекулярні взаємодії, то при конденсації парів металу протікають процеси, характерні для хімічних реакцій. Сама конденсація пар металу йде в кілька стадій і може бути описана наступною процесією: вільний атом → двоатомна молекула з ковалентним зв'язком → металевий кластер → компактний метал з металевим зв'язком.
Взаємодія молекул галогенідів лужних металів супроводжується їхньою димеризацією. Димерну молекулу можна як електричний квадруполь (рис.15). В даний час відомі основні характеристики димерів галогенідів лужних металів (довжини хімічного зв'язку та валентні кути між зв'язками).
Довжина хімічного зв'язку та валентні кути в димерах галогенідів лужних металів (Е 2 X 2) (газова фаза).
Е 2 X 2 | X=F | X=Cl | X=Br | X=I | ||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|
d ЕF , Å | d ЕCl , Å | d ЕBr , Å | d ЕI , Å | |||||
Li 2 X 2 | 1,75 | 105 | 2,23 | 108 | 2,35 | 110 | 2,54 | 116 |
Na 2 X 2 | 2,08 | 95 | 2,54 | 105 | 2,69 | 108 | 2,91 | 111 |
K 2 X 2 | 2,35 | 88 | 2,86 | 98 | 3,02 | 101 | 3,26 | 104 |
Cs 2 X 2 | 2,56 | 79 | 3,11 | 91 | 3,29 | 94 | 3,54 | 94 |
У процесі конденсації дія орієнтаційних сил посилюється, міжмолекулярна взаємодія супроводжується утворенням кластерів, а згодом і твердої речовини. Галогеніди лужних металів утворюють кристали з простою кубічною та об'ємно-центрованою кубічною решіткою.
Тип кристалічної решітки та постійна трансляційної решітки для галогенідів лужних металів.
У процесі кристалізації відбувається подальше збільшення міжатомної відстані, що призводить до зриву електрона з орбітального радіусу атома лужного металу та передачі електрона атома галогену з утворенням відповідних іонів. Силові поля іонів рівномірно розподіляються у всіх напрямках у просторі. У зв'язку з цим у кристалах лужних металів силове поле кожного іона координує не один іон з протилежним знаком, як прийнято якісно представляти іонний зв'язок (Na + Cl -).
У кристалах іонних сполук поняття простих двоіонних молекул типу Na + Cl - і Cs + Cl - втрачає сенс, оскільки іон лужного металу пов'язаний з шістьма іонами хлору (в кристалі хлористого натрію) та з вісьмома іонами хлору (в кристалі хлористого цезію. При цьому все міжіонні відстані в кристалах рівновіддалені.
Примітки
- Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 124. – 320 с.
- Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 132-136. – 320 с.
- Ганкін В.Ю., Ганкін Ю.В.Як утворюється хімічний зв'язок та протікають хімічні реакції. - М.: издат.група "Кордон", 2007. - 320 с. - ISBN 978-5-94691296-9
- Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. – М.: Держхіміздат, 1962. – С. 88. – 976 с.
- Паулінг Л.Природа хімічного зв'язку / за редакцією Я.К.Сиркіна. - пров. з англ. М.Є.Дяткіна. - М.-Л.: Держхіміздат, 1947. - 440 с.
- Теоретична органічна хімія / за ред. Р.Х.Фрейдліною. - пров. з англ. Ю.Г.Бунделя. – М.: Вид. іноземної літератури, 1963. – 365 с.
- Леменовський Д.А., Левицький М.М.Російський хімічний журнал (журнал Російського хімічного товариства ім. Д.І. Менделєєва). – 2000. – Т. XLIV, вип.6. – С. 63-86.
- Хімічний енциклопедичний словник/гол. ред. І.Л.Кнунянц. – М.: Рад. енциклопедія, 1983. – С. 607. – 792 с.
- Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. – М.: Держхіміздат, 1962. – С. 679. – 976 с.
- Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 155-161. – 320 с.
- Гіллеспі Р.Геометрія молекул/пров. з англ. Є.З. Засоріна та В.С. Мастрюкова, за ред. Ю.А Пентіна. – М.: «Світ», 1975. – С. 49. – 278 с.
- Довідник хіміка. - 2-ге вид., перераб. та дод. – Л.-М.: ГНТІ Хімічної літератури, 1962. – Т. 1. – С. 402-513. – 1072 с.
- Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 132-136. – 320 с.
- Зіман Дж.Електрони у металах (введення в теорію поверхонь Фермі). Успіхи фізичних наук.. – 1962. – Т. 78, вип.2. – 291 с.
Див. також
- Хімічний зв'язок- стаття з Великої радянської енциклопедії
- Хімічний зв'язок- Chemport.ru
- Хімічний зв'язок- Фізична енциклопедія