Основные типы химической связи

Содержание
  1. Химическая связь: определение, типы, свойства
  2. Что такое химическая связь
  3. Типы химических связей
  4. Ионная химическая связь
  5. Водородная химическая связь
  6. Химическая связь металлов
  7. Как определить вид химической связи
  8. Свойства химических связей
  9. Химическая связь, видео
  10. 10)Химическая связь. Основные виды химической связи
  11. Самая удобная и увлекательная подготовка к ЕГЭ
  12. Способы образования ковалентной связи. Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи
  13. Ионы. Ионная связь
  14. Металлическая связь
  15. Водородная связь
  16. Молекулярное и немолекулярное строение веществ
  17. Кристаллические решетки
  18. Тема №3 «Характеристики химических связей» | CHEM-MIND.com
  19. Способы образования ковалентной связи
  20. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи
  21. Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи
  22. Правило Октета
  23. Определение типа связи
  24. Шпаргалка
  25. Химические связи
  26. Ковалентная связь ( лат. со – совместно + valens – имеющий силу)
  27. Ионная связь
  28. Основные типы химической связи

Химическая связь: определение, типы, свойства

Основные типы химической связи

  • Что такое химическая связь
  • Типы химических связей
  • Ионная химическая связь
  • Водородная химическая связь
  • Химическая связь металлов
  • Как определить вид химической связи
  • Свойства химических связей
  • Химическая связь, видео
  • Химическая связь, ее типы, свойства, наряду с химическими реакциями является одним из краеугольных камней интересной науки под названием химия. В этой статье мы разберем все аспекты химических связей, их значение в науке, приведем примеры и многое другое.

    Что такое химическая связь

    Под химической связью в химии понимается взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решетке, в результате действия силы притяжения, существующей между атомами. Именно благодаря химическим связям происходит образование различных химических соединений, в этом заключается природа химической связи.

    Типы химических связей

    Механизм образования химической связи сильно зависит от ее типа или вида, в целом различаются такие основные виды химической связи:

    • Ковалентная химическая связь (которая в свою очередь может быть полярной и неполярной)
    • Ионная связь
    • Водородная связь
    • Химическая связь металлов
    • подобных людям.

    Что касается ковалентной химической связи, то на нашем сайте ей посвящена отдельная статья, и более детально вы можете почитать по ссылке. Далее же мы разберем более детально все другие основные типы химических связей.

    Ионная химическая связь

    Образование ионной химической связи возникает при взаимном электрическом притяжении двух ионов, имеющих разные заряды. Ионы обычно при таких химических связях простые, состоящие из одного атома вещества.

    Схема ионной химической связи.

    Характерной особенностью ионного типа химичечкой связи является отсутствие у нее насыщенности, и как результат, к иону или даже целой группе ионов может присоединиться самое разное количество противоположно заряженных ионов. Примером ионной химической связи может служить соединение фторида цезия CsF, в котором уровень «ионости» составляет практически 97%.

    Водородная химическая связь

    Еще задолго до появления современной теории химических связей в ее современном виде учеными химиками было замечено, что соединения водорода с неметаллами обладают различными удивительными свойствами. Скажем, температура кипения воды и вместе со фтороводородом гораздо выше, чем это могло бы быть, вот вам готовый пример водородной химической связи.

    На картинке схема образования водородной химической связи.

    Природа и свойства водородной химической связи обусловлены способностью атома водорода H образовывать еще одну химическую связь, отсюда собственно и название этой связи. Причиной образования такой связи являются свойства электростатических сил.

    Например, общее электронное облако в молекуле фтороводорода настолько смещено в сторону фтора, что пространство вокруг атома этого вещества насыщено отрицательным электрическим полем. Вокруг атома водорода, тем более лишенного своего единственного электрона, все с точностью до наоборот, его электронное поле значительно слабее и как следствие имеет положительный заряд.

    А положительные и отрицательные заряды, как известно, притягиваются, таким нехитрым образом и возникает водородная связь.

    Химическая связь металлов

    Какая химическая связь характерна для металлов? У этих веществ есть свой собственный тип химической связи – атомы всех металлов расположены не абы как, а определенным образом, порядок их расположения называется кристаллической решеткой. Электроны различных атомов образуют общее электронное облако, при этом они слабо взаимодействуют друг с другом.

    Так выглядит металлическая химическая связь.

    В качестве примера металлической химической связи могут выступать любые металлы: натрий, железо, цинк и так далее.

    Как определить вид химической связи

    В зависимости от веществ, принимающих в ней участие, если метал и неметалл, то связь ионная, если два метала, то металлическая, если два неметалла то ковалентная.

    Свойства химических связей

    Чтобы провести сравнение разных химических реакций используются разные количественные характеристики, такие как:

    • длина,
    • энергия,
    • полярность,
    • порядок связей.

    Разберем их подробнее.

    Длина связи – равновесное расстояние между ядрами атомов, которые соединены химической связью. Обычно измеряется экспериментально.

    Энергия химической связи определяет ее прочность. В данном случае под энергией подразумевается усилие, необходимое, для того, чтобы разорвать химическую связь и разъединить атомы.

    Полярность химической связи показывает, насколько электронная плотность смещена к одному из атомов. Способность атомов смещать к себе электронную плотность или говоря простым языком «тянуть одеяло на себя» в химии называют электроотрицательностью.

    Порядок химической связи (другими словами кратность химической связи) – это число электронных пар, вступающих в химическую связь. Порядок может быть, как целым, так и дробным, чем он выше, тем большее число электронов осуществляют химическую связь и тем труднее ее разорвать.

    Химическая связь, видео

    И в завершение познавательное видео об разных видах химической связи.

    При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту pavelchaika1983@gmail.com или в Фейсбук, с уважением автор.

    Эта статья доступна на английском языке – Chemical Bonding: Definition, Types, Properties.

    Источник: https://www.poznavayka.org/himiya/himicheskaya-svyaz-opredelenie-tipyi-svoystva/

    10)Химическая связь. Основные виды химической связи

    Основные типы химической связи

    Химическаясвязь – этовзаимное сцепление атомов в молекулеи кристаллической решётке в результатедействия между атомами электрическихсил притяжения.Различаюттри основных типа химической связи:ковалентную,ионную, металлическую.

    Типыхимической связи и их основныеотличительные признаки.

    Химическая связьСвязываемые атомыХарактер элементовПроцесс в электронной оболочкеОбразующиеся частицыКристаллическая решеткаХарактер веществаПримеры
    ИоннаяАтом металла и атом неметаллаЭлектроположительный и электро отрицательныйПереход валентных электроновПоложительные и отрицательные ионыИоннаяСолеобразныйNaCl CaO NaOH
    КовалентнаяАтомы неметаллов (реже-атомы металлов)Электроотрицательный реже электроположительныйОбразование общих электронных пар, заполнение молекулярных орбиталейМолекулыМолекулярнаяЛетучий или нелетучийBr2 CO2 C6H6
    ———АтомнаяАлмазоподобныйАлмаз Si SiC
    МеталлическаяАтомы металловЭлектроположительныйОтдача валентных электроновПоложительные ионы и электронный газМеталлическаяМеталлическаяМеталлы и сплавы

    Ковалентнаясвязь образуется за счет перекрыванияэлектронных облаков двух атомов. Каждыйатом предоставляет один неспаренныйэлектрон для образования одной химическойсвязи, при этом происходит образованиеобщей электронной пары. Есликовалентная связь образуется междудвумя одинаковыми атомами, она называетсянеполярной.

    Есликовалентная связь образуется междудвумя различными атомами, общая

    электроннаяпара смеща­ется к атому с большейэлектроотрицательностью

    (электроотрицательностьюназывается способность атома притягиватьэлектроны). В этом случае возникаетполярная ковалентная связь.

    Частнымслучаем ковалентной связи являетсядонорно-акцепторная связь.

    Дляее образованья у одного атома должнабыть свободная орбиталь на внешнем

    электронномуровне, а у другого — пара электронов.Один атом (донор)

    предоставляетдругому (акцептору) свою электроннуюпару, в результате она

    становитсяобщей, образуется химическая связь.Пример — моле­кула СО:

    Ионнаясвязь образуется между атомами ссильно отличающейся

    электроотрицательностью.При этом один атом отдает электроны ипревращается в

    положи­тельнозаряженный ион, а атом, получившийэлектро­ны, в отрицательно

    заряженный.Ионы удерживаются вместе за счет силэлектростатического

    притяжения.

    Водороднаясвязь образуется между полярнымимо­лекулами (вода, спирты,

    аммиак)за счет притяжения разноименных зарядов.Прочность водородной связи существенно(~20 раз) меньше, чем ионной или ковалентнойсвязи.

    Водороднаясвязь осуществляется между положительнополяризованным атомом

    водородаодной молекулы и отрицательнополяризованным атомом другой молекулы:

    Х– Н ∙∙∙ Х –, где Х – атом F, O, N, реже Cl,S.

    Возникновениеводородной связи обусловлено тем, что у атома водорода имеется только одинэлектрон, который при образованииковалентной связи с сильно

    электроотрицательнымэлементом смещается в сторону этогоэлемента. На атоме

    водородавозникает эффективный положительныйзаряд, что в сочетании с

    отсутствиемвнутренних электронных слоев позволяетдругому атому сближаться до расстояний,близких к длинам атомных связей. Наличиеводор. связь влияет на физические ихимические свойства веществ. В частности,аномально высокие температуры плавленияи кипения. С повышением температурычисло водор. связь сокращается.

    Металлическаясвязь – особый тип химической связи,напоминающей как

    ионную,так и ков. полярную связи. В основеобразования метал. связи лежитвозникновение «электронного газа».Небольшая часть атомов (3-5%) теряют своивалентные электроны (обычно с s-подуровня).Облака свободных электронов перекрываютсяи образуют одно электронное облако,занимающее весь объем кристалла.«Электронный газ», заряженный в целомотрицательно, удерживает в кристаллекатионы металлов.

    Этоттип связи встречается во всех металлах,а также в некоторых карбидах.

    Видсвязи определяется формой перекрывающихсяоблаков и характером их

    перекрывания:σ-связь (сигма – связь) образуется, еслиобласти перекрывания лежат на линии,соединяющей центры атомов; π-связь (пи- связь) образуется, если областьперекрывания находится выше и нижелинии связи; δ-связь образуется приперекрывании двух d-облаков в 4-ех точкахпространства.

    Источник: https://studfile.net/preview/7399448/page:6/

    Самая удобная и увлекательная подготовка к ЕГЭ

    Основные типы химической связи

    Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии.

    Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.

    Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.

    Деление химических связей на типы носит условный характер, по скольку все они характеризуются определенным единством.

    Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.

    Металлическая связь совмещает ковалентное взаимодействие атомов с помощью обобществленных электронов и электростатическое притяжение между этими электронами и ионами металлов.

    В веществах часто отсутствуют предельные случаи химической связи (или чистые химические связи).

    Например, фторид лития $LiF$ относят к ионным соединениям. Фактически же в нем связь на $80%$ ионная и на $20%$ ковалентная. Правильнее поэтому, очевидно, говорить о степени полярности (ионности) химической связи.

    В ряду галогеноводородов $HF—HCl—HBr—HI—HАt$ степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной $(ЭО(Н) = 2.1; ЭО(At) = 2.2)$.

    Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах, например:

    1. в основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;
    2. в солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;
    3. в солях аммония, метиламмония и т. д.: между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;
    4. в пероксидах металлов (например, $Na_2O_2$) связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная и т.д.

    Различные типы связей могут переходить одна в другую:

    — при электролитической диссоциации в воде ковалентных соединений ковалентная полярная связь переходит в ионную;

    — при испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную и т.д.

    Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая химическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии.

    Способы образования ковалентной связи. Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи

    Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

    Механизм образования такой связи может быть обменным и донорно-акцепторным.

    I. Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.

    1) $H_2$ – водород:

    Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары $s$-электронами атомов водорода (перекрыванию $s$-орбиталей):

    2) $HCl$ — хлороводород:

    Связь возникает за счет образования общей электронной пары из $s-$ и $p-$электронов (перекрывания $s-p-$орбиталей):

    3) $Cl_2$: в молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных $p-$электронов (перекрывание $p-p-$орбиталей):

    4) $N_2$: в молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары:

    II. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере иона аммония $NH_4+$.

    Донор имеет электронную пару, акцептор — свободную орбиталь, которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна — по донорно-акцепторному механизму.

    Ковалентные связи можно классифицировать по способу перекрывания электронных орбиталей, а также по смещению их к одному из связанных атомов.

    Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются $σ$-связями (сигма-связями). Сигма-связь очень прочная.

    $p-$Орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания:

    Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т.е. в двух областях, называются $π$-связями (пи-связями).

    По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

    Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Электронные пары не смещены ни к одному из атомов, т.к. атомы имеют одинаковую ЭО — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов. Например:

    т.е. посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов. Ковалентную химическую связь между атомами элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

    Длина и энергия ковалентной связи.

    Характерные свойства ковалентной связи — ее длина и энергия. Длина связи — это расстояние между ядрами атомов. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина.

    Однако мерой прочности связи является энергия связи, которая определяется количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Обычно она измеряется в кДж/моль. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул $H_2, Cl_2$ и $N_2$ соответственно составляют $0.

    074, 0.198$ и $0.109$ нм, а энергии связи соответственно равны $436, 242$ и $946$ кДж/моль.

    Ионы. Ионная связь

    Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла I группы и атом неметалла VII группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершенным.

    Первый атом легко отдаст второму свой далекий от ядра и слабо связанный с ним электрон, а второй предоставит ему свободное место на своем внешнем электронном уровне.

    Тогда атом, лишенный одного своего отрицательного заряда, станет положительно заряженной частицей, а второй превратится в отрицательно заряженную частицу благодаря полученному электрону. Такие частицы называются ионами.

    Химическая связь, возникающая между ионами, называется ионной.

    Рассмотрим образование этой связи на примере хорошо всем знакомого соединения хлорида натрия (поваренная соль):

    Процесс превращения атомов в ионы изображен на схеме:

    Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

    Рассмотрим алгоритм (последовательность) рассуждений при записи образования ионной связи, например между атомами кальция и хлора:

    1. Кальций — это элемент главной подгруппы II группы, металл. Его атому легче отдать два внешних электрона, чем принять недостающие шесть:${Ca0}↙{атом}-2e↖{-}→Ca{2+}↙{ион}$.
    2. Хлор — это элемент главной подгруппы VII группы, неметалл. Его атому легче принять один электрон, которого ему не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать семь электронов с внешнего уровня:${Cl0}↙{атом}+1e↖{-}→Cl{-}↙{ион}$.
    3. Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно $2 (2 · 1)$. Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона, т.е. надо взять один атом $Са$, и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять два электрона, т.е. нужно взять два атома $Cl$.
    4. Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:

    Цифры, показывающие число атомов или молекул, называются коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов или ионов в молекуле, называют индексами.

    Металлическая связь

    Ознакомимся с тем, как взаимодействуют между собой атомы элементов-металлов. Металлы обычно существуют не в виде изолированных атомов, а в форме куска, слитка или металлического изделия. Что удерживает атомы металла в едином объеме?

    Атомы большинства металлов на внешнем уровне содержат небольшое число электронов — $1, 2, 3$. Эти электроны легко отрываются, и атомы при этом превращаются в положительные ионы.

    Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому, связывая их в единое целое. Соединяясь с ионами, эти электроны образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другим ионом и т.д.

    Следовательно, в объеме металла атомы непрерывно превращаются в ионы и наоборот.

    Связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов называется металлической.

    На рисунке схематически изображено строение фрагмента металла натрия.

    При этом небольшое число обобществленных электронов связывает большое число ионов и атомов.

    Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении внеш них электронов.

    Однако при ковалентной связи обобществлены внешние непарные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы.

    Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск.

    Металлическая связь характерна как для чистых металлов, так и для смесей различных металлов — сплавов, находящихся в твердом и жидком состояниях.

    Водородная связь

    Химическую связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары ($F, O, N$ и реже $S$ и $Cl$), другой молекулы (или ее части) называют водородной.

    Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно- акцепторный характер.

    Примеры межмолекулярной водородной связи:

    При наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями (спирт, вода) или легко сжижающимися газами (аммиак, фтороводород).

    Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки.

    Молекулярное и немолекулярное строение веществ

    В химические взаимодействия вступают не отдельные атомы или молекулы, а вещества.

    Вещество при заданных условиях может находиться в одном из трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном.

    Свойства вещества зависят также от характера химической связи между образующими его частицами — молекулами, атомами или ионами. По типу связи различают вещества молекулярного и немолекулярного строения.

    Вещества, состоящие из молекул, называются молекулярными веществами.

    Связи между молекулами в таких веществах очень слабые, намного слабее, чем между атомами внутри молекулы, и уже при сравнительно низких температурах они разрываются — вещество превращается в жидкость и далее в газ (возгонка йода). Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы.

    К молекулярным веществам относятся вещества с атомной структурой ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), среди них есть металлы и неметаллы.

    Рассмотрим физические свойства щелочных металлов. Относительно малая прочность связи между атомами обуславливает низкую механическую прочность: щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом.

    Большие размеры атомов приводят к малой плотности щелочных металлов: литий, натрий и калий даже легче воды. В группе щелочных металлов температуры кипения и плавления понижаются с увеличением порядкового номера элемента, т.к. размеры атомов увеличиваются, и ослабевают связи.

    К веществам немолекулярного строения относятся ионные соединения. Таким строением обладает большинство соединений металлов с неметаллами: все соли ($NaCl, K_2SO_4$), некоторые гидриды ($LiH$) и оксиды ($CaO, MgO, FeO$), основания ($NaOH, KOH$). Ионные (немолекулярные) вещества имеют высокие температуры плавления и кипения.

    Кристаллические решетки

    Вещество, как известно, может существовать в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом.

    Твердые вещества: аморфные и кристаллические.

    Рассмотрим, как влияют особенности химических связей на свойства твердых веществ. Твердые вещества делятся на кристаллические и аморфные.

    Аморфные вещества не имеют четкой температуры плавления — при нагревании они постепенно размягчаются и переходят в текучее состояние. В аморфном состоянии, например, находятся пластилин и различные смолы.

    Кристаллические вещества характеризуются правильным расположением тех частиц, из которых они состоят: атомов, молекул и ионов — в строго определенных точках пространства. При соединении этих точек прямыми линиями образуется пространственный каркас, называемый кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы кристалла, называют узлами решетки.

    В зависимости от типа частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

    Ионные кристаллические решетки.

    Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы. Их образуют вещества с ионной связью, которой могут быть связаны как простые ионы $Na{+}, Cl{–}$, так и сложные $SO_4{2−}, ОН–$. Следовательно, ионными кристаллическими решетками обладают соли, некоторые оксиды и гидроксиды металлов.

    Например, кристалл хлорида натрия состоит из чередующихся положительных ионов $Na+$ и отрицательных $Cl–$, образующих решетку в форме куба. Связи между ионами в таком кристалле очень устойчивы. Поэтому вещества с ионной решеткой отличаются сравнительно высокой твердостью и прочностью, они тугоплавки и нелетучи.

    Атомные кристаллические решетки.

    Атомными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы. В таких решетках атомы соединены между собой очень прочными ковалентными связями. Примером веществ с таким типом кристаллических решеток может служить алмаз — одно из аллотропных видоизменений углерода.

    Большинство веществ с атомной кристаллической решеткой имеют очень высокие температуры плавления (например, у алмаза она выше $3500°С$), они прочны и тверды, практически нерастворимы.

    Молекулярные кристаллические решетки.

    Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в этих молекулах могут быть и полярными ($HCl, H_2O$), и неполярными ($N_2, O_2$).

    Несмотря на то, что атомы внутри молекул связаны очень прочными ковалентными связями, между самими молекулами действуют слабые силы межмолекулярного притяжения. Поэтому вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют малую твердость, низкие температуры плавления, летучи.

    Большинство твердых органических соединений имеют молекулярные кристаллические решетки (нафталин, глюкоза, сахар).

    Металлические кристаллические решетки.

    Вещества с металлической связью имеют металлические кристаллические решетки.

    В узлах таких решеток находятся атомы и ионы (то атомы, то ионы, в которые легко превращаются атомы металла, отдавая свои внешние электроны «в общее пользование»).

    Такое внутреннее строение металлов определяет их характерные физические свойства: ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность, характерный металлический блеск.

    Источник: https://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/xarakteristiki_ximicheskix_svyazej

    Тема №3 «Характеристики химических связей» | CHEM-MIND.com

    Основные типы химической связи

    Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии. Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную. Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах.

    1. В основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная.

    2. В солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная.

    3. В солях аммония, метиламмония и т. д. между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная.

    4. В пероксидах металлов (например, Na2O2) связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная и т. д.

    Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая химическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии.

    Способы образования ковалентной связи

    Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

    Ковалентные соединения – обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С.

    Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

    Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

    Механизм образования такой связи может быть обменный и донорно-акцепторный.

    В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому.

    В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора.

    Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ.

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

    1. Обменный механизм действует, когда атомы образуют общие электронные пары за счет объединения неспаренных электронов.

    1) Н2 — водород.

    Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары s-электронами атомов водорода (перекрыванию s-орбиталей).

    2) HCl — хлороводород.

    Связь возникает за счет образования общей электронной пары из s- и р-электронов (перекрывания s-р-орбиталей).

    3) Cl2: В молекуле хлора ковалентная связь образуется за счет непарных р-электронов (перекрывание р-р-орбиталей).

    4) N2: В молекуле азота между атомами образуются три общие электронные пары.

    Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

    Донор имеет электронную пару, акцептор — свободную орбиталь, которую эта пара может занять.

    В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна — по донорно-акцепторному механизму.

    Ковалентные связи классифицируют по способу перекрывания электронных орбиталей, а также по смещению их к одному из связанных атомов. Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются σ-связями (сигма-связями). Сигма-связь очень прочная.

    р-орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания.

    Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т. е. в двух областях, называются пи-связями.

    По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

    Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Электронные пары не смещены ни к одному из атомов, т. к.

    атомы имеют одинаковую электроотрицательность — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов. Например,

    т. е. посредством ковалентной неполярной связи об­разованы молекулы простых веществ-неметаллов. Ковалентную химическую связь между атома­ми элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

    Например, NH3 — аммиак. Азот более электро­отрицательный элемент, чем водород, поэтому об­щие электронные пары смещаются к его атому.

    Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи

    Характерные свойства ковалентной связи — ее длина и энергия. Длина связи — это расстояние между ядрами атомов. Химическая связь тем проч­нее, чем меньше ее длина.

    Однако мерой прочности связи является энергия связи, которая определяет­ся количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Обычно она измеряется в кДж/моль.

    Так, согласно опытным данным, длины связи молекул H2, Cl2 и N2 соответственно составляют 0,074, 0,198 и 0,109 нм, а энергии связи соответственно равны 436, 242 и 946 кДж/моль.

    Правило Октета

    Электронная конфигурация атома особенно стабильна (иными словами, имеет минимальный запас энергии, что всегда предпочтитель­но), когда внешняя электронная оболочка заполнена. Поэтому атомы склонны к таким превращениям, в результате которых во внешнем слое оказывается „магическое” число электронов — восемь.

    Исключение составляют атомы первых двух элементов периодической системы, для которых предпочтительно образование двухэлектронной внешней оболочки.
    Модели атомов инертных газовПравило октета объясняет, почему инертные газы (группа VIIIA) гелий, неон и аргон обычно не вступают в химические реакции.

    Их внешняя электронная оболочка уже заполнена, следовательно нет необ­ходимости во взаимодействии с другими атомами с целью принять, отдать или объединить электроны. Элементы 3—7-го периодов также обычно подчиняются правилу октета (т. е. склонны к заполнению s- и р-орбиталей, хотя могут иметься d- и f-орбитали).

    Согласно правилу октета большинство атомов склонно прини­мать, отдавать или объединять электроны с тем, чтобы создать восьмиэлектронную внешнюю оболочку.

    Определение типа связи

    По электроотрицательности можно узнать тип связи: Разность электроотрицательностей элементов в соединении (ΔX) позволит судить о типе химической связи. Если величина Δ X = 0  –  связь ковалентная неполярная.

    При разности электроотрицательностей до 2,0 связь называют ковалентной полярной, например: связь H—F в молекуле фтороводорода HF: Δ X = (3,98 – 2,20) = 1,78 Связи с разностью электроотрицательностей больше 2,0 считаются ионными.

    Например: связь Na—Cl в соединении NaCl: Δ X = (3,16 – 0,93) = 2,23.

    Шпаргалка

    Химическая связь

    Справочный материал для прохождения тестирования:

    Таблица Менделеева Таблица растворимости

    Источник: https://www.chem-mind.com/2017/03/08/%D1%85%D0%B0%D1%80%D0%B0%D0%BA%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B8%D0%BA%D0%B8-%D1%85%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D1%85-%D1%81%D0%B2%D1%8F%D0%B7%D0%B5%D0%B9/

    Химические связи

    Основные типы химической связи

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

    Ионная связь

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

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

    NaF, CaCl2, MgF2, Li2S, BaO, RbI.

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

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

    Основные типы химической связи

    Основные типы химической связи
    .

    Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ.

    При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная.

    Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, – это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

    Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.

    В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.

    Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя.

    В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

    Ионная связь.

    Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

    Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na2SO4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).­­­­­­­­­

    Ковалентная неполярная связь.

    При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2.

    Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е.

    при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.

    Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

    Ковалентная полярная связь.

    При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

    К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.

    Металлическая связь.

    Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

    Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы.

    Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е.

    Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.

    Водородная связь.

    Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

    Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?

    Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H2­O, NH3).

    Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H2O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H2O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.

    Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.

    Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».

    При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.

    Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.

    Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.

    Источник: https://mirznanii.com/a/324341/osnovnye-tipy-khimicheskoy-svyazi

    Vse-referaty
    Добавить комментарий