Виды химической связи. Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет образования ОБЩЕЙ ЭЛЕКТРОННОЙ ПАРЫ. А : В или А-В или А В Связь может образоваться либо посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, либо по донорно- акцепторному механизму, когда один из атомов предоставляет для связи электронную пару (донор), а другой – пустую (вакантную) орбиталь (акцептор).

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования связей Электроотрицательность - способность атома притягивать электроны при образовании химической связи.

Типы химической связи Рассмотрим три случая для двух атомов А и В, образующих связь: А В 1)ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю). Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не возникает ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова. Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь. Классический пример неполярной ковалентной связи наблюдается у двухатомных простых веществ: H–H, F–F.

2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании связи общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нём возникает частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный. Это ПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ. Такой тип связи характерен для большинства молекул, состоящих из двух и более неметаллов: HCl, H 2 O, СН 3 СООН

3) ЭО (А) >> ЭО(В). Разность электроотрицательностей настолько велика, что образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому А, который теперь имеет заряд -1. Атом с меньшей электроотрицательностью В приобретает положительный заряд. Получаются ИОНЫ – заряженные частицы. Это ИОННАЯ СВЯЗЬ. Она характерна для соединений металлов с неметаллами.

Типы химической связи. Ковалентная неполярная Ковалентная полярная Ионная Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Общая электронная пара смещена к более электро- отрицательному атому. Электронная пара принадлежит атому неметалла (анион), атом металла отдал свой электрон (катион) Связь двух одина- ковых неметаллов Связь двух разных неметаллов Связь металла с неметаллом Н-Н, Н-О-О-Н (пероксид водо- рода, связь О-О), этан С 2 Н 6 (связь С-С) Любые органические вещества (кроме солей), кислоты, оксиды и водород- ные соединения неметаллов Соли (неоргани- ческие и органи- ческие), бинарные соединения метал- лов, гидроксиды металлов.

Может ли в одном веществе быть несколько разных типов связей? Ответ: Конечно, примеры – кислородсодержащие соли, например, К 2 SО 3, в которой связь между S и О – ковалентная полярная, а между О и К – ионная.

Металлическая связь Металлическая связь возникает в простых веществах –металлах между положительно заряженными ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»).

Характеристики металлического типа связи. Атомы металлов слабо удерживают свои внешние электроны, эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами металлов и удерживают их вместе. Наличие «свободно» движущихся электронов является причиной хорошей электро- и теплопроводности металлов.

Водородная связь – это связь не внутри молекулами, а между ними или между частями молекул. Водородная связь - возникает между сильно электроотрицательными атомами (обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода другой молекулы или части молекулы: О Н... О – Н / (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь). Прочные водородные связи образуются в таких жидких веществах, как вода, фтороводород, кислородсодержащие неорганические кислоты, карбоновые кислоты, фенолы, спирты, аммиак, амины. При кристаллизации водородные связи в этих веществах обычно сохраняются.

Внутримолекулярная водородная связь Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно для многих органических соединений, например, для салициловой кислоты:

Межмолекулярная водородная связь- - образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом активного неметалла другой молекулы. Такие молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца. Муравьиная кислота и другие карбоновые кислоты в жидком и в газообразном состоянии существуют в виде димеров:

Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты. Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.

Физические свойства веществ с водородной связью. Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует. Температуры кипения халькогеноводородов H 2 Te H 2 Se H 2 S H 2 O t кип, o С Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

Валентность Валентность – число связей, образованных данным атомом в данной молекуле. Например, в молекуле SO 3 у серы 6 связей, т.е. сера в этой молекуле имеет валентность VI. Валентные возможности атомов – весь набор возможных валентностей. Они определяются числом неспаренных электронов и возможных донорно-акцепторных связей (ДАС). Высшая возможная валентность элементов (без учёта ДАС), как правило, равнa номеру группы. Это правило не выполняется: А) у элементов второго периода, начиная с азота (у них отсутствуют d- орбитали и нет возможности для распаривания электронов) Б) у элементов 8 группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов триад) В) у элементов 1 группы побочной подгруппы (у них высшая валентность больше номера группы).

Пример: у серы на третьем внешнем слое есть 6 электронов. В невозбуждённом (основном) состоянии она имеет валентность II: S…3s 2 3p 4 При переходе одного электрона на d – оболочку она становится четырёхвалентной: S*…3s 2 3p 3 3d 1 Максимально возможная валентность – VI: S** …3s 1 3p 3 3d 2

Степень окисления Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и из того, что в целом молекула незаряжена. Пример: K 2 Cr 2 O 7 (+1) 2 + (+6) 2 + (-2) 7 = 0