Файл: М. Н. Назаров, Ю. И.docx

Химическая связь

Образование химической связи между атомами происходит за счет электронов, расположенных на внешнем и предвнешнем (для d- и f-элементов) энергетических уровнях и связанных с ядром наименее прочно. Их называют валентными электронами.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в молекуле различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Связь, осуществляемая за счет электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной.

Существует два механизма образования ковалентной связи: обменный - за счет неспаренных электронов, находящихся в невозбужденном или возбужденном состоянии, и донорно-акцеторный.

Число связей за счет неспаренных электронов, которые может образовывать атом данного элемента с другими атомами, равно числу этих электронов в основном или возбужденном состоянии. Например, атом углерода в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона и может образовать 2 химические связи, например, с двумя неспаренными электронами атома кислорода (получается молекула С=О):

2р² 2р⁴




2s²

C O

В возбужденном состоянии атом углерода имеет на внешнем уровне четыре неспаренных электрона

---

и может образовать 4 химические связи,







2р² 2р³

2s²

C C

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

например, с четырьмя неспаренными электронами двух атомов кислорода (получается молекула О=С=О).

Число образуемых атомом ковалентных связей называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что один из атомов, участвующих в образовании химической связи, предоставляет неподеленную электронную пару (его называют донором), а второй (акцептор)-свободную орбиталь. Примером может служить образование иона аммония NH₄⁺ из молекулы аммиака NH₃ и иона водорода Н⁺:

---

атомами типичных металлов и неметаллов (CsF, BaCl₂, Na₂O). Например, образование молекулы NaCl можно представить следующим образом:

0 + 0 - + -

Na - 1e Na , Cl + 1e Cl , Na + Cl = NaCl


+
-

Ионы Na и Cl имеют завершенные (8-электронные) внешние оболочки.

Молекул с чисто ионной связью нет. Даже в молекуле CsF электронная пара лишь на 89% принадлежит фтору, а на 11% - цезию. Поэтому говорят о степени ионности связи.

В отличие от ковалентной ионная связь является ненаправленной и ненасыщенной. Каждый ион способен притягивать, координировать вокруг себя равноценно по всем направлениям ионы противоположного знака. Например, координационное число в кристалле NaCl равно 6, т.е. каждый ион Na⁺ связан с 6 ионами Cl^- и наоборот.

Металлической называется связь, осуществляемая между всеми атомами в кристаллической решетке металла совокупностью обобществленных валентных электронов.

Атомы металлов имеют на внешнем уровне много свободных орбиталей и мало валентных электронов. Валентные электроны имеют возможность беспрепятственно переходить от атома к атому, становятся общими для всех атомов, образующих кристаллическую решетку металла. Совокупность хаотически движущихся обобществленных валентных электронов называют электронным газом. Его высокой подвижностью объясняются такие характерные свойства металлов, как тепло - и электропроводность; отсутствием

---

локализованных химических связей - пластичность и ковкость.

Энергия (прочность) металлической связи растет с увеличением числа валентных электронов и заряда ядра.

---

Примеры решения задач

Пример 1. Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами, может проявлять фосфор в нормальном и возбужденном состояниях ?

Решение

Распределение электронов внешнего энергетического уровня фосфора 3s²3p³:



3d⁰

15^P
Атомы фосфора имеют свободные d-орбитали, поэтому возможен переход одного S-электрона на 3d-подуровень:




3d¹

15^P
Следовательно, в соответствии с числом неспаренных электронов, валентность фосфора в нормальном состоянии равна трем (например, РН₃), а в возбужденном - пяти (например, РСl₅).

Пример 2. Как изменяется прочность связи Н-Э в ряду Н₂О - Н₂S - H₂Se - H₂Te ?

Решение

В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов (O,S,Se,Te) возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания с электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области перекрывания от ядра атома соответствующего элемента. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т.е. ослабление связи. Таким образом, при переходе от кислорода к теллуру прочность связи Н-Э уменьшается.

Пример 3. Что такое гибридизация валентных орбиталей ? Какое строение

---