Атомы в молекуле связаны посредством химической связи . Она формируется, когда неспаренные электроны атомов образуют электронную пару. Эта пара располагается между атомами и удерживает их вместе. Когда пара электронов находится ровно посередине между атомами (а такое возможно лишь в случае, когда у нас два одинаковых атома), мы имеем ковалентную неполярную связь . Если пара смещена к одному из атомов, то связь получается ковалентной полярной . А может ли быть так, что электронная пара сместится к одному из атомов полностью? И что будет в этом случае? Давайте разбираться.
Ионная связь
Для примера мы рассмотрим образование молекулы хлорида натрия NaCl. Обратившись к таблице Менделеева, видим, что у натрия имеется на внешнем слое один электрон, у хлора – семь, но неспаренный тоже только один. Именно эти неспаренные электроны и образуют пару. Однако здесь нужно учитывать, что натрий – металл, а хлор – неметалл, и вспомнить про электроотрицательность . У металлов электроотрицательность всегда невысокая , то есть они очень плохо притягивают к себе электронные пары, и даже намного охотнее отдаст пару другому атому. А вот у хлора электроотрицательность очень высокая , он прекрасно притягивает к себе электронные пары. В результате мы получим следующее: атом натрия отдаст электронную пару, а атом хлора её приобретёт. Фактически электронная пара будет располагаться у атома хлора. Схематично это выглядит так:
Это и есть ионная связь . Здесь очень важно понять ещё один момент, который состоит в следующем. Изначально атом натрия не имел заряды, как и любой другой атом. Но, отдав атому хлора 1 электрон, атом натрия приобрел заряд +1. Напомню, что электрон заряжен отрицательно и имеет заряд -1. Начальный заряд атома натрия 0, когда он отдаёт электрон, заряд меняется: 0-(-1)=+1. Таким образом, атом натрия, частица незаряженная, превратился в частицу заряженную. Запомните, что
заряженные частицы называются ионами. Положительно заряженные частицы – это катионы, отрицательно заряженные частицы – это анионы.
Атом натрия, отдав электрон, превратился в катион , его заряд +1. Атом хлора этот электрон принял. Начальный заряд атома хлора был нулевым, а когда к нему добавился электрон, заряд изменился так: 0+(-1)=-1. То есть атом хлора, приняв электрон, превратился в анион с зарядом -1. Эти заряды тоже указаны на схеме:
И теперь наши бывшие атомы, превратившиеся в ионы, удерживаются в молекуле посредством электростатического притяжения.
ионная связь – это связь, которую образуют частицы с зарядом (катионы и анионы), удерживаемые в молекуле электростатическим притяжением.
Ионную связь мы будем наблюдать в молекулах, образованных атомами металлов и неметаллов.
в молекуле, где имеется ионная связь, всегда есть отрицательно и положительно заряженные частицы.
Хотя бы потому, что частицы с одинаковым зарядом отталкиваются друг от друга.
Теперь рассмотрим пример чуть посложнее: образование молекулы сульфида натрия Na2S. Сразу можно сказать, что здесь будет ионная связь , поскольку молекула образована атомом металла (натрий) и неметалла (сера). У натрия имеется на внешнем слое один неспаренный электрон. У серы же, как видно из таблицы Менделеева , на внешнем уровне шесть электронов, и неспаренных из них два. Чтобы спарить два неспаренных электрона серы, понадобится два электрона. Каждый атом натрия может предоставить только один, поэтому нужно два атома натрия. Схематично это выглядит так:
Обратите внимание на заряды получившихся ионов. Каждый атом натрия превратился в катион с зарядом +1, как в предыдущем примере. Атом серы стал анионом с зарядом -2. Это произошло потому, что он принял два электрона (по одному от каждого атома натрия), образовав при этом две электронные пары, которые располагаются очень близко к нему (именно поэтому атом и стал катионом).
По такому же механизму образуются и другие соединения между металлами и неметаллами.
Пишите, пожалуйста, в комментариях, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения. Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.
1 атом алюминия 3 атома хлора ионная связь
§3.2 Ковалентная связь. Понятие о полярной ковалентной и ионной связи.
Читайте также: Каким лаком покрыть лодку из алюминия
В слове «ковалентная» приставка «ко-» означает «совместное участие». А «валента» в переводе на русский – сила, способность. В данном случае имеется в виду способность атомов связываться с другими атомами.
При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую «копилку» – молекулярную орбиталь , которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.
Рассмотрим возникновение ковалентной связи на примере образования молекулы водорода из двух атомов водорода (рис. 3-1). Этот процесс уже является типичной химической реакцией , потому что из одного вещества (атомарного водорода) образуется другое – молекулярный водород. Внешним признаком энергетической выгодности этого процесса является выделение большого количества теплоты.
Рис 3-1. Возникновение ковалентной связи при образовании молекулы водорода из двух атомов водорода. Электронные оболочки атомов водорода (с одним s-электроном у каждого атома) сливаются в общее электронное облако (молекулярную орбиталь), где оба электрона «обслуживают» ядра независимо от того, «свое» это ядро или «чужое».
Когда электронные оболочки двух атомов водорода сближаются и образуют новую, теперь уже молекулярную электронную оболочку (рис. 3-1), эта новая оболочка подобна завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s 2 ).
Завершенные оболочки, как мы помним, устойчивее незавершенных. Таким образом, суммарная энергия новой системы – молекулы водорода – оказывается гораздо ниже суммарной энергии двух несвязанных атомов водорода. Избыток энергии при этом выделяется в виде теплоты.
Минимум энергии молекулы отвечает определенному расстоянию между ядрами атомов водорода (рис. 3-2). Если атомы в молекуле с помощью внешней силы сдвинуть еще ближе, то в действие вступает мощное отталкивание между одноименно заряженными ядрами атомов и общая энергия системы начинает возрастать. Это невыгодно системе, поэтому длина связи представляет собой строго определенное, равновесное значение. Для молекулы водорода равновесная длина химической связи составляет 0,74 ангстрема (1 А = 10 –8 см), как это видно на рис. 3-2.
Рис. 3-2. Кривая изменения потенциальной энергии при взаимодействии двух атомов водорода с образованием молекулы водорода.
В образовавшейся системе из двух водородных атомов каждое ядро обслуживается двумя электронами. В новой (молекулярной) оболочке уже невозможно различить, какой из электронов ранее принадлежал тому или другому атому. Принято говорить, что электроны обобществлены . Поскольку оба ядра претендуют на пару электронов в равной степени, электронная плотность сосредоточена как вокруг ядер, так и в пространстве между атомами (это показано на рис. 3-3).
Рис. 3-3. Другой способ изображения атомных и молекулярной орбиталей: густота точек отражает «электронную плотность», то есть вероятность нахождения электрона в какой-либо точке пространства около ядер атомов водорода. Видно, что значительная электронная плотность сосредоточена в пространстве между двумя ядрами в молекуле водорода.
На рисунках 3-1 и 3-3 вы видите очень детальное изображение ковалентной связи. На практике используют более простые способы. Например, американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:
Оказалось, что формулы Льюиса имеют глубокий химический смысл. Мы видим, что связь между атомами водорода обозначается парой электронов. Как предположил Льюис, именно пара электронов позволяет образовать ковалентную связь. Впоследствии это предположение подтвердилось квантовой теорией.
Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.
Рассмотрим связывание двух атомов хлора 17 Cl (заряд ядра Z = 17) в двухатомную молекулу с позиций строения электронных оболочек хлора. Для этого запишем формулу Льюиса для атома хлора и конфигурацию его внешней электронной оболочки:
На внешнем электронном уровне хлора содержится s 2 + p 5 = 7 электронов. Поскольку электроны нижних уровней не принимают участия в химическом взаимодействии, точками мы обозначили только электроны внешнего , третьего уровня. Эти внешние электроны (7 штук) можно расположить в виде трех электронных пар и одного неспаренного электрона.
После объединения атомов в молекулу из двух неспаренных электронов атомов получается новая электронная пара:
При этом каждый из атомов хлора оказывается в окружении ОКТЕТА электронов. В этом легко убедиться, если обвести кружком любой из атомов хлора.
Читайте также: Подшипниковые сплавы из алюминия
Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой . Остальные пары электронов называют неподеленными парами . Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании.
Льюис не только предложил теорию ковалентной связи, но и первым сформулировал правило октета-дублета, которым мы уже пользовались в прошлой главе для объяснения устойчивости атомов. Это правило применительно к химическим связям можно сформулировать так:
атомы образуют химические связи в результате обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести электронную конфигурацию, подобную завершенной электронной конфигурации атомов благородных элементов.
Два атома водорода, объединившись в молекулу, приобрели “завершенную” молекулярную оболочку, подобную завершенной электронной оболочке атома благородного газа гелия (1s 2 ). Атомы хлора в молекуле приобрели молекулярную оболочку, похожую на завершенную оболочку атома аргона (. 3s 2 3p 6 ).
Познакомимся теперь с ионной связью. Как ни удивительно, она ничем принципиально не отличается от ковалентной связи. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому ионная связь, в отличие от ковалентной, возникает только между атомами разного вида.
Рассмотрим конкретный пример: реакцию между атомами натрия (Z = 11) и фтора (Z = 9). При образовании связи между ними оба элемента приобретают внешнюю электронную оболочку благородного газа неона (Z = 10). Для того, чтобы убедиться в этом, надо записать электронные формулы всех трех элементов:
В электронных формулах нам важны только электронные конфигурации внешних уровней (они подчеркнуты). Запишем реакцию с помощью формул Льюиса:
Натрий, отдав фтору свой 3s 1 -электрон, становится ионом Na + и остается с заполненной 2s 2 2p 6 оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает атом F, приняв один электрон, отданный натрием. Теперь это ион F – . Разумеется, при этом ионы F – и Na + продолжают оставаться все теми же элементами фтором и натрием, потому что никакие электронные переходы не могут изменить природу элемента – число протонов в его ядре.
Теперь в дополнение к ковалентной составляющей химической связи в молекуле Na + : F – добавляется еще и электростатическое притяжение между ионами натрия и фтора. Это увеличивает прочность химической связи. Однако ковалентная составляющая (стремление к октету) продолжает играть большую роль и в ионных соединениях.
Полярная ковалентная связь занимает промежуточное положение между чисто ковалентной связью и ионной связью. Так же, как и ионная, она может возникнуть между двумя атомами разных видов. В полярной ковалентной связи электроны смещаются от атома к атому не так сильно, как в ионной. Это происходит тогда, когда атомам энергетически невыгодно далеко “отпускать” свои собственные электроны, отданные в общую “копилку” – молекулярную орбиталь. Если электроны слишком далеко сдвинутся к одному из атомов, молекулярная орбиталь перестанет быть похожей на “октетную”. В то же время у разных атомов разные донорные и акцепторные свойства, поэтому связывающая электронная пара не располагается точно посередине между ядрами, как в ковалентной связи.
В качестве примера рассмотрим образование воды в реакции между атомами водорода (Z = 1) и кислорода (Z = 8). Для этого удобно сначала записать электронные формулы для внешних оболочек водорода (1s 1 ) и кислорода (. 2s 2 2p 4 ). Затем на помощь приходят формулы Льюиса, которые наглядно показывают, как образуются “завершенные” электронные оболочки рядом с атомами водорода и кислорода в молекуле воды:
Оказывается, для этого необходимо взять именно два атома водорода на один атом кислорода. Однако природа такова, что акцепторные свойства атома кислорода выше, чем у атома водорода (о причинах этого чуть позже). Поэтому связывающие электронные пары в формуле Льюиса для воды слегка смещены к ядру атома кислорода. Связь в молекуле воды – полярная ковалентная, а на атомах появляются частичные положительные и отрицательные заряды.
О том, как предсказать акцепторные свойства атомов и где проходит “граница” между полярной ковалентной и ионной связями мы поговорим в параграфе 3.4.
Читайте также: Привкус алюминия в пиве
По теории Льюиса и правилу октета связь между атомами может осуществляться не обязательно одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами, если этого требует правило октета. Такие связи называются двойными и тройными . Например, только что рассмотренный нами кислород может образовывать двухатомную молекулу с октетом электронов у каждого атома только тогда, когда между атомами помещаются две поделенные пары:
** В специальной главе, посвященной элементу кислороду, мы еще раз вернемся к вопросу о том, как правильно изображать связь в его молекуле. А пока (в первом приближении) можно остановиться на приведенной выше формуле с двойной связью.
Атомы азота (. 2s 2 2p 3 на последней оболочке) также связываются в двухатомную молекулу, но для организации октета электронов им требуется расположить между собой уже три поделенные пары:
В настоящее время принято изображать электронные пары (то есть химические связи) между атомами черточками . Каждая черточка – это поделенная пара электронов. В этом случае уже знакомые нам молекулы выглядят так:
Формулы с черточками между атомами называются структурными формулами . Чаще в структурных формулах не изображают неподеленные пары электронов, но в ряде случаев (мы столкнемся с ними при обсуждении донорно-акцепторных связей) неподеленные пары играют важную роль.
Структурные формулы очень хороши для изображения молекул: они четко показывают – как атомы связаны между собой, в каком порядке, какими связями.
Связывающая пара электронов в формулах Льюиса – то же самое, что одна черточка в структурных формулах.
Двойные и тройные связи имеют общее название – кратные связи. О молекуле азота говорят, что она имеет порядок связи , равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора – один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь.
Порядок связи – это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается.
Таблица 3-1. Длины и прочности связей между атомами азота в различных соединениях.
Длина связи в ангстремах 1А = 10 –8 см
Прочность связи в кДж на одинаковое число молекул
** Рассмотрим данные по длинам и прочностям связей между атомами азота в различных его соединениях. В таблице 3-1 длины связей приведены в специальных единицах – ангстремах (1А = 10 –8 см). Относительную прочность связей можно оценить по энергии, которая необходима для разрыва связей между атомами азота в разных соединениях. Эта энергия дается для одинакового числа молекул таких соединений. Чем выше кратность связи, тем она короче и прочнее.
Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь.
3.1. Исходя из строения атомов 6 C, 1 H и правила октета, составьте формулу Льюиса для соединения этих двух элементов, в составе которого 1 атом углерода. Нарисуйте для него структурную формулу.
3.2. Напишите (с указанием величины и знака заряда) символы ионов натрия, кислорода, фтора, магния, алюминия, электронные оболочки которых такие же, как у благородного газа неона.
3.3. Напишите электронные формулы внешних электронных уровней атомов 13 Al и 17 Cl. Один атом алюминия и три атома хлора дают соединение, в котором атомы этих элементов приобретают завершенные оболочки инертных газов. Какие это инертные газы? Напишите формулу Льюиса соединения между алюминием и хлором. Нарисуйте для него структурную формулу.
3.4.Составьте формулу Льюиса для соединения, включающего один атом 20 Ca и два атома 9 F. Сколько связывающих (поделенных) и несвязывающих (неподеленных) электронных пар в этом соединении? Какова его структурная формула?
3.5. Исходя из электронного строения атомов и правила октета, составьте формулы Льюиса для соединений, состоящих: а) из двух атомов 6 C и четырех атомов 1 H; б) из двух атомов 6 C и двух атомов 1 H. Каковы кратности связей между атомами углерода в этих двух соединениях? Нарисуйте их структурные формулы (первое из них называется этилен, второе – ацетилен).
3.6. По структурным формулам составьте формулы Льюиса с указанием всех неподеленных электронных пар:
- Свежие записи
- Укладываем художественный паркет самостоятельно
- Как лучше всего защитить стены из газоблока от разрушения в первую зиму после строительства дома
- Арболит, он же — опилкобетон
- Особенности звукоизоляции помещений
- Глина с опилками – самый лучший и дешевый способ утепления бетонных стен дома