Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками усередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементівмає електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДКЛЮЧНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язкуміж атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більше 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваність,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води - полярна, а в молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 о 28′.

Насичуваність - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки ділять на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він рухоміший, відповідно і молекула більш поляризуема.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього енергетичного рівня атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають під час роботи з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та одна хімічна зв'язок H-H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до більш електронегативного атома (поляризація).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В = А:

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B = А: В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями інших ковалентних зв'язків, утворених по обмінному механізму. Освіта ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малим числом електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінівнаприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагидроксоалюминате натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність та спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - Це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Довжину хімічного зв'язку можна приблизно оцінити за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцний.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється іон стабільний хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним відмінність між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий хімічний зв'язок

Металевий зв'язок — це зв'язок, який утворюють щодо вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії - це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії - Це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно електронегативного елемента (F, O, N), а акцептором атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок . Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фторівник HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - Не менше -61 про С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 про С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

У розглянутих прикладах утворення хімічного зв'язку брала участь електронна пара. Такий зв'язок називається одинарний.Іноді її називають простою, тобто. звичайній. Цей тип зв'язку прийнято позначати однією рисою, що з'єднує символи атомів, що взаємодіють.

Перекриття електронних хмар по прямій лінії, що з'єднує два ядра, призводить до сигма-зв'язку(о-зв'язок). Одинарний зв'язок у більшості випадків є а-зв'язком.

Зв'язок, утворений перекриттям бічних областей р-електронних хмар, називається пі-зв'язку(Я-зв'язок). Подвійнаі потрійназв'язки утворюються за участю відповідно двох та трьох електронних пар. Подвійний зв'язок є одним а-зв'язок і один я-зв'язок, потрійний зв'язок - один a-зв'язок і два я-зв'язку.

Обговоримо утворення зв'язків у молекулах етану З 2 Н 6 , етилену З 2 Н 4 , ацетилену З 2 Н 2 і бензолу З 6 Н б.

Кути між зв'язками в молекулі етануС.; Н (. майже точно рівні між собою (рис. 1.18, а)і не відрізняються від кутів між зв'язками СН у молекулі метану. Тому можна припустити, що зовнішні електронні оболонки атомів вуглецю перебувають у стані $р 3 -гібридизації. Молекула С2Н6діамагнітна і не має електричного моменту диполя. Енергія зв'язку С-С дорівнює -335 кДж/моль. Всі зв'язки в молекулі 9 Н 6 - а-зв'язку.

У молекулі етиленуЗ 2 Н 4 кути між зв'язками дорівнюють приблизно по 120°. З цього можна дійти невтішного висновку про $р 2 -гібридизації зовнішніх електронних орбіталей атома вуглецю (рис. 1.18, б).Зв'язки С-Н лежать у одній площині під кутами близько 120°. У кожного атома вуглецю є по одній негібридної р-орбіталі, містить

Мал. 1.18. Моделі молекул етану ( а ), етилену (б) та ацетилену (в)

спрага по одному електрону. Ці орбіталі розташовані перпендикулярно до площини малюнка.

Енергія зв'язку між атомами вуглецю в молекулі етилену 2 Н 4 дорівнює -592 кДж/моль. Якби атоми вуглецю були пов'язані таким самим зв'язком, як і молекулі етану, то енергії зв'язку у цих молекулах були близькі.

Однак енергія зв'язку між атомами вуглецю в етані становить 335 кДж/моль, що майже вдвічі менше, ніж у етилені. Така суттєва різниця в енергіях зв'язку між атомами вуглецю в молекулах етилену та етану пояснюється можливою взаємодією негібридних р-орбіталей, що на рис. 1.18 , б зображено хвилястими лініями. Зв'язок, утворений таким способом, і називається я-зв'язком.

У молекулі етилену З 2 Н 4 чотири зв'язку С-Н, як і в молекулі метану СН 4 є a-зв'язками, а зв'язок між атомами вуглецю являє собою a-зв'язок і л-зв'язок, тобто. подвійний зв'язок, і формула етилену записується як Н2С=СН2.

Молекула ацетилену С2Н2 лінійна (рис. 1.18, в ), що говорить на користь sp-гібридизації. Енергія зв'язку між атомами вуглецю дорівнює -811 кДж/моль, що дозволяє припустити існування одного a-зв'язку та двох л-зв'язків, тобто. це потрійний зв'язок. Формула ацетилену записується як НС = СН.

Одне зі складних питань хімії полягає у встановленні природи зв'язків між атомами вуглецю в так званих ароматичних сполуках , зокрема в молекулі бензолу С 6 Н (.. Молекула бензолу плоска, кути між зв'язками атомів вуглецю рівні по

Мал. 1.19.

а -формульна модель: 6 - ^-орбіталі атомів вуглецю та a-зв'язку між атомами вуглецю та атомами вуглецю та водню; в- p-мешкали та л-зв'язки між

атомами вуглецю

120°, що дозволяє припустити. -гібридизацію зовнішніх орбіталей атомів вуглецю. Зазвичай молекулу бензолу зображують, як показано на Мал. 1.19, а.

Здавалося б, у бензолі зв'язок між атомами вуглецю має бути довшим подвійного зв'язку С=С як міцніший. Проте вивчення структури молекули бензолу показує, що це відстані між атомами вуглецю в бензольному кільці однакові.

Ця особливість молекули найкраще пояснюється тим, що негібридні р-орбіталі всіх атомів вуглецю перекриваються «бічними» частинами (рис. 1.19, б),тому всі між'ядерні відстані між атомами вуглецю рівні. На рис. 1.19, впоказані а-зв'язки між атомами вуглецю, утворені перекриттям sp 2 -гібридних орбіталей.

Енергія зв'язку між атомами вуглецюу молекулі бензолу С 6 Н 6 дорівнює -505 кДж/моль, і це дозволяє припустити, що ці зв'язки є проміжними міжодинарним та подвійним зв'язками. Зауважимо, що електрони р-орбіталей у молекулі бензолу рухаються замкнутим. шестикутнику,і вони справакалізовані(Не відносяться до деякого певного місця).

Кратні (подвійні та потрійні) зв'язки

У багатьох молекулах атоми з'єднані подвійними та потрійними зв'язками:

Можливість утворення кратних зв'язків обумовлена ​​геометричними характеристиками атомних орбіталей. Атом водню утворює свій єдиний хімічний зв'язок за участю валентної 5-орбіталі, що має сферичну форму. В інших атомів, включаючи навіть атоми елементів 5-блоку, з'являються валентні р-орбіталі, що мають просторову спрямованість вздовж осей координат.

У молекулі водню хімічний зв'язок здійснюється електронною парою, хмара якої сконцентрована між атомними ядрами. Зв'язки такого типу називають ст-зв'язками (а – читається «сигма»). Вони утворюються при взаємному перекриванні як 5-, так ір-орбіталей (рис. 6.3).

Мал. 63

Ще для однієї пари електронів місця між атомами не залишається. Як тоді утворюються подвійні та навіть потрійні зв'язки? Можливе перекриття електронних хмар, орієнтованих перпендикулярно до осі, що проходить через центри атомів (рис. 6.4). Якщо вісь молекули поєднати з координатою х уто перпендикулярно до неї орієнтовані орбіталі p lfі р 2 .Попарне перекривання р уі р 2орбіталі двох атомів дає хімічні зв'язки, електронна щільність яких сконцентрована симетрично з двох сторін від осі молекули. Вони називаються л-зв'язками.

Якщо в атомів на р ута (або) р 2орбіталях є неспареніе електрони, то утворюються одна або дві л-зв'язку. Цим і пояснюється можливість існування подвійних (а+я) та потрійних (а+я+я) зв'язків. Найпростішою молекулою з подвійним зв'язком між атомами є молекула вуглеводню етилену 2 Н 4 . На рис. 6.5 представлена ​​хмара я-зв'язку в цій молекулі, а ст-зв'язку позначені схематично штрихами. Молекула етилену складається із шести атомів. Ймовірно, читачам спадає на думку, що подвійний зв'язок між атомами зображують у простішій двоатомній молекулі кисню (0=0). Насправді електронну будову молекули кисню складніше, і її будову вдалося пояснити тільки на основі методу молекулярних орбіталей (див. нижче). Прикладом найпростішої молекули з потрійним зв'язком є ​​азот. На рис. 6.6 представлені зв'язки в цій молекулі, точками показані неподілені електронні пари азоту.

Мал. 6.4.

Мал. 6.5.

Мал. 6.6.

При утворенні я-зв'язків міцність молекул зростає. Для порівняння візьмемо деякі приклади.

Розглядаючи наведені приклади, можна зробити такі висновки:

• - міцність (енергія) зв'язку зростає зі збільшенням кратності зв'язку;
• - на прикладі водню, фтору та етану можна також переконатися, що міцність ковалентного зв'язку визначається не тільки кратністю, а й природою атомів, між якими виник цей зв'язок.

В органічній хімії добре відомо, що молекули з кратними зв'язками реакційніші, ніж так звані насичені молекули. Причина цього стає зрозумілою під час розгляду форми електронних хмар. Електронні хмари a-зв'язків сконцентровані між ядрами атомів і екрановані (захищені) ними від впливу інших молекул. У разі зв'язку електронні хмари не екрановані ядрами атомів і легше зміщуються при зближенні реагуючих молекул. Цим полегшуються наступні перебудова та перетворення молекул. Винятком серед усіх молекул є молекула азоту, яка характеризується одночасно дуже великою міцністю та вкрай низькою реакційною здатністю. Тому азот і виявляться головною складовою атмосфери.

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 речовин

Зсув 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 - в середній частині молекули зосереджений негативний електричний заряд сполучної електронної пари, а на кінцях молекули - позитивні електричні заряди двох 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 порівнянні процесу конденсації парів лужних металів з процесом конденсації газів, наприклад, водню, проявляється характерна особливість у властивостях металу. Тож якщо при конденсації водню виявляються слабкі міжмолекулярні взаємодії, то за конденсації парів металу протікають процеси, характерні 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 із шістьма іонами хлору (в кристалі хлористого натрію) і з вісьма іонами хлору (в кристалі хлористого цезію. При цьому все міжіонні відстані в кристалах рівновіддалені.

Примітки

1. Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 124. – 320 с.
2. Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 132-136. – 320 с.
3. 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
4. Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. – М.: Держхіміздат, 1962. – С. 88. – 976 с.
5. Паулінг Л.Природа хімічного зв'язку / за редакцією Я.К.Сиркіна. - пров. з англ. М.Є.Дяткіна. - М.-Л.: Держхіміздат, 1947. - 440 с.
6. Теоретична органічна хімія / за ред. Р.Х.Фрейдліною. - пров. з англ. Ю.Г.Бунделя. – М.: Вид. іноземної літератури, 1963. – 365 с.
7. 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.
8. Хімічний енциклопедичний словник/гол. ред. І.Л.Кнунянц. – М.: Рад. енциклопедія, 1983. – С. 607. – 792 с.
9. Некрасов Б. В.Курс загальної хімії. – М.: Держхіміздат, 1962. – С. 679. – 976 с.
10. Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 155-161. – 320 с.
11. 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.
12. Довідник хіміка. - 2-ге вид., перераб. та дод. – Л.-М.: ГНТІ Хімічної літератури, 1962. – Т. 1. – С. 402-513. – 1072 с.
13. Лідін Р.А., Андрєєва Л.Л., Молочко В.А.Довідник з неорганічної хімії. Константи неорганічних речовин. – М.: «Хімія», 1987. – С. 132-136. – 320 с.
14. 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

Ковалентний зв'язок. Кратний зв'язок. Неполярний зв'язок. Полярний зв'язок.

Валентні електрони. Гібридна (гібридизована) орбіталь. Довжина зв'язку

Ключові слова.

Характеристика хімічних зв'язків у біоорганічних сполуках

АРОМАТИЧНІСТЬ

лекція 1

СПОРУЖЕНІ СИСТЕМИ: АЦИКЛІЧНІ ТА ЦИКЛІЧНІ.

1. Характеристика хімічних зв'язків у біоорганічних сполуках. Гібридизація орбіталей атома вуглецю.

2. Класифікація сполучених систем: ациклічні та циклічні.

3 Види сполучення: π, π і π, р

4. Критерії стійкості сполучених систем – «енергія сполучення»

5. Ациклічні (нециклічні) сполучені системи, види сполучення. Основні представники (алкадієни, ненасичені карбонові кислоти, вітамін А, каротин, лікопін).

6. Циклічні пов'язані системи. Критерії ароматичності. Правило Хюкеля. Роль π-π-, π-ρ-сполучення в утворенні ароматичних систем.

7.Карбоциклічні ароматичні сполуки: (бензол, нафталін, антрацен, фенантрен, фенол, анілін, бензойна кислота) - будова, утворення ароматичної системи.

8. Гетероциклічні ароматичні сполуки (піридин, піримідин, пірол, пурин, імідазол, фуран, тіофен) - будова, особливості утворення ароматичної системи. Гібридизація електронних орбіталей атома азоту при утворенні п'яти- та шестичленних гетероароматичних сполук.

9. Медико-біологічне значення природних сполук, що містять сполучені системи зв'язків, та ароматичних.

Початковий рівень знань для засвоєння теми (шкільний курс хімії):

Електронні конфігурації елементів (вуглець, кисень, азот, водень, сірка. галогени), поняття «орбіталь», гібридизація орбіталей і просторова орієнтація орбіталей елементів 2 періоду. у періоді та групі, класифікацію та принципи номенклатури органічних сполук.

Органічні молекули утворені у вигляді ковалентних зв'язків. Ковалентні зв'язки виникають між двома ядрами атомів з допомогою загальної (узагальненої) пари електронів. Такий спосіб відноситься до обмінного механізму. Утворюються неполярні та полярні зв'язки.

Неполярні зв'язки характеризуються симетричним розподілом електронної щільності між двома атомами, які зв'язує цей зв'язок.

Полярні зв'язки характеризуються несиметричним (нерівномірним) розподілом електронної щільності, відбувається її зміщення у бік більш негативного атома.

Ряди електронегативності (складені у бік зменшення)

А) елементи: F > O > N > C1 > Br > I ~~ S > C > H

Б) атом вуглецю: C (sp) > C (sp 2) > C (sp 3)

Ковалентні зв'язки можуть бути двох типів: сигма (σ) та пі (π).

В органічних молекулах сигма (σ) зв'язку утворені електронами, розташованими на гібридних орбіталях, електронна щільність розташовується між атомами на умовній лінії їх зв'язування.

π-зв'язки (пі-зв'язки) виникають при перекриванні двох негібридизованих р-орбіталей. Головні їх осі розташовуються паралельно один одному і перпендикулярні лінії σ -зв'язку. Поєднання σ і π зв'язків носить назву подвійний (кратний) зв'язок, складається з двох пар електронів. Потрійний зв'язок складається з трьох пар електронів - одна σ - і два - зв'язку. (У біоорганічних сполуках зустрічається вкрай рідко).

σ -Зв'язки беруть участь у освіті скелета молекули, є головними, а π -зв'язку можна як додаткові, але які надають молекулам особливі хімічні властивості.

1.2. Гібридизація орбіталей атома вуглецю 6

Електронна конфігурація незбудженого стану атома вуглецю

виражається розподілом електронів 1s 2 2s 2 2p 2 .

Однак у біоорганічних сполуках, як і в більшості неорганічних речовин, атом вуглецю має валентність рівну чотирьом.

Відбувається перехід одного з 2s електронів на вільну 2р орбіталь. Виникають збуджені стани атома вуглецю, що створюють можливість утворення трьох гібридних станів, що позначаються як Sp 3 , Sp 2 , Sp .

Гібридна орбіталь має характеристики, відмінні від «чистих» s, p, d-орбіталей і є сумішшю двох або більше типів негібридизованих орбіталей.

Гібридні орбіталі властиві атомам лише молекулах.

Поняття гібридизації введено у 1931 р Л.Полінгом, лауреатом Нобелівської премії.

Розглянемо розташування у просторі гібридних орбіталей.

З s p 3 --- -- -- ---

У збудженому стані утворюються 4 рівноцінні гібридні орбіталі. Розташування зв'язків відповідає напрямку центральних кутів правильного тетраедра, величина кута між двома будь-якими зв'язками дорівнює 109 0 28 .

В алканах та їх похідних (спирти, галогеналкани, аміни) всі атоми вуглецю, кисню, азоту знаходяться в однаковому гібридному sp 3 стані. Атом вуглецю утворює чотири, атом азоту три, атом кисню дві ковалентні σ -зв'язку. Навколо цих зв'язків можливе вільне обертання частин молекули щодо один одного.

У збудженому стані sp 2 виникає три рівноцінні гібридні орбіталі, розташовані на них електрони утворюють три σ -зв'язки, які розташовуються в одній площині, кут між зв'язками 1200. Негібридизовані 2р - орбіталі двох сусідніх атомів утворюють π -зв'язок. Вона розташовується перпендикулярно до площини, в якій знаходяться σ -зв'язку. Взаємодія р-електронів має у разі назва «бічного перекривання». Кратний зв'язок не допускає навколо себе вільного обертання елементів молекули. Фіксоване положення частин молекули супроводжується утворенням двох геометричних площинних ізомерних форм, які звуться: цис(cis) – і транс(trans)- ізомери. (цис- лат- по один бік, транс- лат- через).

π -зв'язок

Атоми, пов'язані подвійним зв'язком, знаходяться в стані гібридизації sp 2 і

присутні в алкенах, ароматичних сполуках, утворюють карбонільну групу

>С=О, азометинову групу (іміно-групу) -СН= N-

З sp 2 - --- -- ---

Структурна формула органічної сполуки зображується за допомогою структур Льюїса (кожна пара електронів між атомами замінюється рисочкою)

З 2 Н 6 СН 3 - СН 3 H H

1.3. Поляризація ковалентних зв'язків

Ковалентний полярний зв'язок характеризується нерівномірним розподілом електронної густини. Для позначення напрямку зміщення електронної густини використовують два умовні зображення.

Полярна σ – зв'язок. Зміщення електронної густини позначають стрілкою вздовж лінії зв'язку. Кінець стрілки спрямований у бік більш негативного атома. Поява часткових позитивних і негативних зарядів вказують за допомогою літери "б" "дельта" з потрібним знаком заряду.

б + б - б + б + б - б + б -

СН 3 - ><- Н СН 3 - >С1 СН 3 -> NН 2

метанол хлорметан амінометан (метиламін)

Полярний π-зв'язок. Зміщення електронної щільності позначають напівкруглою (вигнутою) стрілкою над пі-зв'язком також спрямованої у бік більш негативного атома. ()

б + б - б + б -

Н 2 С = О СН 3 - С ===О

метаналь |

СН 3 пропанон -2

1.Визначте тип гібридизації атомів вуглецю, кисню, азоту в сполуках А, Б, В. Назвіть сполуки, використовуючи правила номенклатури IUPAC.

А. СН 3 -СН 2 - СН 2 -ВІН Б. СН 2 = СН - СН 2 - СН = О

В. СН 3 - N Н - С 2 Н 5

2. Зробіть позначення, що характеризують напрямок поляризації всіх зазначених зв'язків у сполуках (А – Г)

А. СН 3 - Вr Б. С 2 Н 5 - О-Н В. СН 3 -NН- С 2 Н 5