Известно, что электронные оболочки, содержащие восемь внешних электронов, два из которых находятся на s- орбитали, а шесть - на р -орбиталях, обладают повышенной устойчивостью. Они соответствуют инертным газам: неону, аргону, криптону, ксенону, радону (найдите их в периодической таблице). Еще более устойчив атом гелия, содержащий всего два электрона. Атомы всех других элементов стремятся приблизить свою электронную конфигурацию к электронной конфигурации ближайшего инертного газа. Это возможно сделать двумя путями - отдавая или присоединяя электроны внешнего уровня.

Атому натрия, имеющему всего один неспаренный электрон, выгоднее его отдать, тем самым атом получает заряд (становится ионом) и приобретает электронную конфигурацию инертного газа неона.

Атому хлора до конфигурации ближайшего инертного газа недостает всего одного электрона, поэтому он стремится приобрести электрон.

Каждый элемент в большей или меньшей степени обладает способностью притягивать электроны, которая численно характеризуется значением электроотрицательности . Соответственно, чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее он притягивает электроны и тем сильнее выражены его окислительные свойства.

Стремление атомов приобрести устойчивую электронную оболочку объясняет причину образования молекул.

Определение

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической молекулы или кристалла как целого.

ТИПЫ химической связи

Различают 4 основных типа химической связи:

Рассмотрим взаимодействие двух атомов с одинаковыми значениями электроотрицательности, например двух атомов хлора. Каждый из них имеет по семь валентных электронов. До электронной конфигурации ближайшего инертного газа им не хватает по одному электрону.

Сближение двух атомов до определенного расстояния приводит к образованию общей электронной пары, одновременно принадлежащей обоим атомам. Эта общая пара и представляет собой химическую связь. Аналогично происходит и в случае молекулы водорода. У водорода всего один неспаренный электрон, и до конфигурации ближайшего инертного газа (гелия) ему не хватает еще одного электрона. Таким образом, два атома водорода при сближении образуют одну общую электронную пару.

Определение

Связь между атомами неметаллов, возникающая при взаимодействии электронов с образованием общих электронных пар, называется ковалентной.

В случае если взаимодействующие атомы имеют равные значения электроотрицательности, общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, то есть находится на равном расстоянии от обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной .

Определение

Ковалентная неполярная связь - химическая связь между атомами неметаллов с равными или близкими значениями электроотрицательности. При этом общая электронная пара одинаково принадлежит обоим атомам, смещения электронной плотности не наблюдается.

Ковалентная неполярная связь имеет место в простых веществах-неметаллах: $\mathrm{О}_2, \mathrm{N}_2, \mathrm{Cl}_2, \mathrm{P}_4, \mathrm{O}_3$. При взаимодействии атомов, имеющих различные значения электроотрицательности, например водорода и хлора, общая электронная пара оказывается смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью, то есть в сторону хлора. Атом хлора приобретает частичный отрицательный заряд, а атом водорода - частичный положительный. Это пример ковалентной полярной связи.

Определение

Связь, образованная элементами-неметаллами с разной электроотрицательностью, называется ковалентной полярной. При этом происходит смещение электронной плотности в сторону более электроотрицательного элемента.

Молекула, в которой разделены центры положительного и отрицательного зарядов, называется диполем . Полярная связь имеет место между атомами с различной, но не сильно различающейся электроотрицательностью, например между различными неметаллами. Примерами соединений с полярными ковалентными связями являются соединения неметаллов друг с другом, а также различные ионы, содержащие атомы неметаллов $(\mathrm{NO}_3–, \mathrm{CH}_3\mathrm{COO}–)$. Особенно много ковалентных полярных соединений среди органических веществ.

В случае если разница электроотрицательностей элементов будет велика, произойдет не просто смещение электронной плотности, а полная передача электрона от одного атома к другому. Рассмотрим это на примере фторида натрия NaF. Как мы видели ранее, атом натрия стремится отдать один электрон, а атом фтора готов его принять. Это легко осуществляется при их взаимодействии, которое сопровождается переходом электрона.

При этом атом натрия полностью передает свой электрон атому фтору: натрий лишается электрона и становится заряженным положительно, а хлор приобретает электрон и становится заряженным отрицательно.

Определение

Атомы и группы атомов, несущие на себе заряд, называют ионами.

В образовавшейся молекуле - хлориде натрия $Na^+F^-$ - связь осуществляется за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. Такую связь называют ионной . Она реализуется между типичными металлами и неметаллами, то есть между атомами с сильно различающимися значениями электроотрицательности.

Определение

Ионная связь образована за счет сил электростатистического притяжения между разноименно заряженными ионами - катионами и анионами.

Существует еще один тип связи - металлическая , характерная для простых веществ - металлов. Она характеризуется притяжением частично ионизованных атомов металлов и валентных электронов, образующих единое электронное облако («электронный газ»). Валентные электроны в металлах являются делокализованными и принадлежат одновременно всем атомам металла, свободно перемещаясь по всему кристаллу. Таким образом, связь является многоцентровой. В переходных металлах металлическая связь носит частично ковалентный характер, так как дополнена перекрыванием частично заполненных электронами d-орбиталей предвнешнего слоя. Металлы образуют металлические кристаллические решетки. О ней подробно рассказывается в теме «Металлическая связь и ее характеристики».

межмолекулярные взаимодействия

Примером сильного межмолекулярного взаимодействия

является водоро дная связь, образующаяся между атомом водорода одной молекулы и атомом с высокой электроотрицательностью ($\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{Cl}$, $\mathrm{N}$). Примером водородной связи является взаимодействие молекул воды $\mathrm{O}_2\mathrm{O}…\mathrm{OH}_2$, молекул аммиака и воды $\mathrm{H}_3\mathrm{N}…\mathrm{OH}_2$, метанола и воды $\mathrm{CH}_3\mathrm{OH}…\mathrm{OH}_2$ , а также различных частей молекул белков, полисахаридов, нуклеиновых кислот.

Другим примером межмолекулярного взаимодействия являются ван-дер-ваальсовы силы , которые возникают при поляризации молекул и образовании диполей. Они обусловливают связь между слоями атомов в слоистых кристаллах (таких как структура графита).

Характеристики химической связи

Химическая связь характеризуется длиной, энергией, направленностью и насыщаемостью (каждый атом способен образовать ограниченное число связей). Кратность связи равна числу общих электронных пар. Форма молекул определяется типом электронных облаков, участвующих в образовании связи, а также фактом наличия или отсутствия неподеленных электронных пар. Так, например, молекула $\mathrm{CO}_2$ является линейной (нет неподеленных электронных пар), а $\mathrm{H}_2\mathrm{O}$ и $\mathrm{SO}_2$ – уголковыми (есть неподеленные пары). В случае если взаимодействующие атомы имеют сильно различающиеся значения электроотрицательностей, общая электронная пара практически полностью смещается в сторону атомов с наибольшей электроотрицательностью. Ионную связь, таким образом, можно рассматривать как предельный случай полярной ковалентной связи, когда электрон практически полностью перешел от одного атома к другому. В действительности полного смещения не происходит никогда, то есть абсолютно ионных веществ нет. Например, в $\mathrm{NaCl}$ реальные заряды на атомах составляют +0,92 и –0,92, а не +1 и –1.

Ионная связь реализуется в соединениях типичных металлов с неметаллами и кислотными остатками, а именно в оксидах металлов ($\mathrm{CaO}$, $\mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3$), щелочах ($\mathrm{NaOH}$, $\mathrm{Ca(OH)}_2$) и солях ($\mathrm{NaCl}$, $\mathrm{K}_2\mathrm{S}$, $\mathrm{K}_2\mathrm{SO}_4$, $\mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}$, $\mathrm{CH}_3\mathrm{NH}_3^+$, $\mathrm{Cl^–}$).

механизмы образования химической связи

На изучение данной темы я отвожу 6 часов. Если на предыдущих этапах изучения химии учащиеся знакомились с многообразием веществ и установлением взаимосвязи между строением, составом и свойствами вещества, то при изучении данной темы в 11 классе они узнают о новой возможности атомов образовывать химические связи определенной направленности в пространстве. Уроки по данной теме я планирую следующим образом:

1. Виды химической связи, типы кристаллических решеток, свойства веществ (КОО по методике «Взаимообмен знаниями») – 2 урока.
2. Свойства химической связи (длина и энергия).
3. Свойства химической связи (направленность и насыщаемость).
4. Урок-семинар «Систематизация знаний о видах химической связи, типах кристаллических pешеток и свойствах неорганических и органических веществ» - 2 урока.

Цель уроков: Обобщить, систематизировать знания по теме; создать на уроке атмосферу поиска и сотрудничества, дать каждому ученику возможность достичь успеха.

Образовательные задачи:

1. Проконтролировать степень усвоения основных ЗУН по теме:
   • Сформулировать понятия химической связи, видов химической связи, свойств химической связи, типов кристаллических решеток.
   • Познакомить с видами химической связи.
   • Привлечь внимание учащихся к взаимосвязи между строением, составом и свойствами вещества.
2. Продолжить формирование общеучебных умений (осуществлять самоконтроль; сотрудничать; использовать компьютер, ноутбук, интерактивную доску).
3. Продолжить формирование навыков самостоятельной работы учащихся с учебником, дополнительной литературой, сайтами Интернета.

Воспитательные задачи:

1. Продолжить развитие познавательных интересов учащихся;
2. Воспитывать культуру речи, трудолюбие, усидчивость;
3. Продолжить формирование ответственного, творческого отношения к труду;

Развивающие задачи:

1. Развивать умение использовать химическую терминологию
2. Развивать мыслительные операции (анализ, синтез, установление причинно-следственных связей, выдвижение гипотезы, классификация, проведение аналогий, обобщение, умение доказывать, выделение главного);
3. Развивать интересы, способности личности;
4. Развивать умение проводить, наблюдать и описывать химический эксперимент;
5. Совершенствовать коммуникативные умения учащихся в совместной деятельности (умение вести диалог, выслушивать оппонента, аргументировано обосновывать свою точку зрения) и информационно - познавательную компетентность учащихся.

Предварительная подготовка:

1. Постановка проблемы;
2. Прогнозирование практических результатов работы;
3. Организация самостоятельной (индивидуальной, парной, групповой) деятельности учащихся на уроке и во внеурочное время;
4. Структурирование содержательной части исследовательской работы (с указанием поэтапных результатов и указанием ролей);
5. Исследовательская работа в малых группах (обсуждение, поиск источников информации);
6. Создание слайдовой презентации;
7. Защита исследовательской работы на уроке - семинаре.

Оборудование:

• Перечень: «Термины и их разъяснения».
• Таблица №1 «Химическая связь. Строение вещества.» - высвечивается на доске и дается на каждый стол.
• На демонстрационном столе: образцы различных веществ.
• Компьютеры, медиопроектор.

Уроки №1-2. Виды химической связи, типы кристаллических решеток, свойства веществ (КОО по методике «Взаимообмен знаниями»).
Ход урока
Во вступительном слове обосновывается необходимость изучения данной темы, напоминается алгоритм работы по методике «Взаимообмен знаниями» в системе КСО, учащиеся делятся на 4 группы, каждая группа получает свое задание на карточках, работает с электронными учебниками.

Карточка 1.

Тема: Ковалентная неполярная связь. Свойства веществ с ковалентной неполярной связью. Молекулярная и атомная кристаллические решетки.

1. Признаки ковалентной неполярной связи:
   – ковалентную неполярную связь образуют атомы неметаллов с одинаковой электроотрицательностью.
   механизм образования связи: каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружные неспаренные электроны: общая электронная плотность в равной мере принадлежит обоим атомам.
2. Примеры образования ковалентной неполярной связи: водород, фтор, кислород, азот.
3. Свойства веществ с ковалентной неполярной связью:
   • При обычных условиях вещества газообразные (водород, кислород), жидкие (бром), твердые (иод, фосфор).
   • Большинство веществ сильнолетучие, т.е. имеют очень низкие температуры плавления и кипения.
   • Растворы и расплавы веществ электрического тока не проводят. Почему?

Если в молекулах простых веществ ковалентная неполярная связь, то между молекулами действуют очень слабые межмолекулярные силы. Это приводит к образованию сильнолетучих веществ с молекулярной кристаллической решеткой. В твердом виде в узлах кристаллической решетки вещества находятся неполярные молекулы, электроны, осуществляющие ковалентную неполярную связь, по кристаллу не перемещаются. Такое строение является причиной общих свойств: вещества с молекулярной кристаллической решеткой электрического тока не проводят.
Рассмотрим образование химической связи в алмазе (см. модель кристаллической решетки алмаза). Алмаз самое твердое и тугоплавкое вещество. Следовательно, в узлах кристаллической решетки алмаза находятся не молекулы, а атомы углерода, связанные посредством ковалентной неполярной связи. Кристаллы алмаза имеют атомную кристаллическую решетку.
Кристаллы с атомной кристаллической решеткой образуют также кремний, германий, бор.

II. Рассмотрите на рисунке или моделях кристаллические решетки иода и алмаза.
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ковалентную неполярную связь.

1. Какие элементы образуют ковалентную неполярную связь?
2. Каков механизм образования ковалентной неполярной связи?
3. Какими свойствами обладают вещества с молекулярными кристаллическими решетками? Почему?
4. Какими свойствами обладают вещества с атомными кристаллическими решетками? Почему?
5. Составьте химические формулы веществ: азота, хлорида натрия, бромоводорода, хлора, сероводорода, фторида калия. В молекулах каких из этих веществ имеется ковалентная неполярная связь? Изобразите электронную и структурные формулы молекул этих веществ.

Карточка 2.

Тема: Ковалентная полярная связь. Свойства веществ с ковалентной полярной связью. Молекулярная и атомная кристаллические решетки.

I. Изучите и объясните партнеру:

1. Признаки ковалентной полярной связи:
   характер химических элементов – ковалентную полярную связь образуют атомы неметаллов с разной электроотрицательностью.
   механизм образования связи: каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружние неспаренные электроны: общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому.
2. Примеры образования ковалентной неполярной связи: вода, аммиак, хлороводород.
3. Свойства веществ с ковалентной полярной связью:
   • При обычных условиях вещества газообразные, жидкие, твердые.
   • Большинство веществ имеют относительно низкие температуры плавления и кипения.
   • Почему?

Если в молекулах простых веществ ковалентная полярная связь, то молекулы притягиваются друг к другу своими противоположно заряженными полюсами, но с меньшей силой, чем ионы. Это приводит к образованию молекулярной кристаллической решетки, в узлах которой находятся полярные молекулы. Поскольку межмолекулярные силы не велики (по сравнению с силами между ионами), то вещества с молекулярной кристаллической решеткой летучи, т.е. имеют довольно низкие температуры плавления и кипения.

II. Рассмотрите на рисунке или моделях кристаллическую решетку твердой воды, объясните партнеру ее строение.
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ковалентную полярную связь, предскажите их физические свойства, сверьте свои предположения со справочным материалом.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Какие элементы образуют ковалентную полярную связь?
2. Каков механизм образования ковалентной полярной связи?
3. Какими свойствами обладают вещества с ковалентными полярными связями. Почему?
4. Какие вещества, образцы которых выставлены на столе, имеют ковалентную полярную связь?
5. Карборунд (карбид кремния SiC) –один из самых твердых и термостойких минералов. Его используют как огнеупорный и абразивный материал. Какой вид химической связи и тип кристаллической решетки в этом веществе? Изобразите схематически фрагмент кристаллической решетки карборунда.

Карточка 3.

Тема: Ионная связь. Свойства веществ с ионной связью. Ионная кристаллические решетки.

I. Изучите и объясните партнеру:

1. Признаки ионной связи:
   характер химических элементов –ионную связь образуют атомы типичных металлов и атомы типичных неметаллов, резко отличающиеся друг от друга по электроотрицательности.
   механизм образования связи: атом металла отдает наружные электроны, превращаясь в катионы; атомы неметаллов присоединяют электроны, превращаясь в анионы. Образовавшиеся ионы взаимодействуют электростатически.
2. Примеры образования ионной связи: хлорид натрия, фторид кальция.
3. Свойства веществ с ионной связью:
   • При обычных условиях вещества твердые.
   • Большинство веществ имеют высокие температуры плавления и кипения.
   • Растворы многих веществ проводят электрический ток. Почему?

Если связь ионная, то в узлах кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы, между которыми во всех направлениях действуют значительные электростатические силы. Они обуславливают образование твердых, нелетучих веществ, имеющих ионную кристаллическую решетку.

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллическую решетку хлорида натрия, объясните партнеру ее строение. Чем обусловлена ее прочность?
III. Познакомьтесь с образцами веществ, имеющих ионную связь, найдите в справочнике температуры плавления этих веществ и обсудите с партнерами их значение.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Какие элементы образуют ионную связь?
2. Каков механизм образования ионной связи?
3. Какими свойствами обладают вещества с ионной связью? Почему?
4. Какие вещества, образцы которых выставлены на столе, имеют ионную связь? Каково их агрегатное состояние?
5. Соединения NaCl, AlP, MgS кристаллизуются в кристаллические решетки с почти одинаковыми расстояниями между катионами и анионами. Какое из этих соединений имеет самую высокую температуру плавления? Почему?

Карточка 4.

Тема: Металлическая связь. Свойства веществ с металлической связью. Металлическая кристаллическая решетка.

I. Изучите и объясните партнеру:

1. Признаки металлической связи:
   характер химических элементов – металлическую связь образуют атомы металлов. механизм образования связи: атом металла отдает наружные электроны, превращаясь в катионы; ионы металлов не в состоянии связать электроны из-за огромной скорости их движения. Поэтому электроны, движущиеся в металле, являются общими для всех ионов металлов. Металлическая связь, следовательно, осуществляется при помощи металлов и общих для них электронов, т. е. за счет электростатических сил.
2. Свойства веществ с металлической связью:
   • высокая, электрическая проводимость, уменьшается с повышением температуры металла.
   • высокая теплопроводность;
   • пластичность, ковкость;
   • характерный «металлический» блеск;
   • широкие пределы изменения плотности, прочности, твердости, температуры плавления.
   • Почему?

Кристаллическая решетка, в узлах которой находятся положительно заряженные ионы металла, связываемые относительно свободными электронами, движущимися по всему объему кристалла, называется металлической.

Для металлов характерны кристаллические решетки с плотной упаковкой ионов в узлах. Прочность металлической связи и плотность упаковки обуславливают прочность, твердость, относительно высокие температуры плавления.
То, что металлы хорошо проводят электрический ток, объясняется присутствием в них свободных электронов. С повышением температуры усиливаются колебания ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки металла, что затрудняет напраленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости металла.

Теплопроводность металлов обуславливается как высокой подвижностью свободных электронов, так и колебательным движением ионов.
Кристаллы с металлической связью пластичны; в этом случаи при деформации кристалла возможно смещение ионов без нарушения связи.
«Блуждающие» электроны в металле – причина «металлического блеска».

II. Рассмотрите на рисунке и моделях кристаллические решетки металлов. Объясните партнеру взаимосвязь между строением кристаллов и физическими свойствами металлов.
III. Познакомьтесь с образцами металлов и сплавов. Расскажите партнеру о применении некоторых из них в быту.

Вопросы и задания для самоконтроля.

1. Что такое металлическая связь? Для каких веществ она характерна?
2. Что такое металлическая кристаллическая решетка?
3. Какими физическими свойствами обладают металлы и сплавы?
4. Объясните на основе представлений о сущности металлической связи таие физические свойства металлов, как:
   а) высокая, электрическая проводимость, уменьшается с повышением температуры металла.
   б) высокая теплопроводность;
   в) пластичность, ковкость;
   г) характерный «металлический» блеск;

После того, как учащиеся отработали содержание всех карточек, заслушивается сообщение и проводится фронтальная беседа.

Вопросы для фронтальной беседы:

1. Что такое химическая связь? Какова ее природа?
2. По каким признакам характеризуются различные виды химической связи?
3. Пользуясь учебником (схема 3 стр. 23), назовите признаки всех указанных видов химической связи.
4. Пользуясь учебником (схема 4 стр. 34), назовите частицы, находящиеся в узлах кристаллических решеток.
5. Какую кристаллическую решетку имеет вещество, обладающее следующими свойствами: очень твердое, тугоплавкое, нерастворимое в воде, но проводящее электрический ток в расплавленном виде? К какому классу может принадлежать это вещество?
6. Почему пластинки из кремния при сильном ударе разлетаются на куски, а из олова или свинца только деформируются?.В каком случае происходит разрушение химической связи?

В конце урока поясняется домашнее задание:

1. Повторить по учебнику 10 класса понятие водородной связи.
2. Подготовить презентации по видам химической связи к уроку семинару.

На 3 и 4 уроках учащиеся знакомятся со свойствами химической связи: длиной, энергией, направленностью, насыщаемостью, обобщают знания по водородной связи.

Урок №5-6. Урок-семинар
План урока-семинара.

1. Вступительное слово учителя.
2. Сообщения групп учащихся по видам связи – учащиеся используют подготовленные презентации, демонстрационный материал. Приложение №1.
3. Подведение итогов обобщается в виде таблицы(в электронном виде) по мере выступления групп.
4. Диагностика по видам ХС (15 минут).

Признаки сравнения	Вид химической связи
	ионная	ковалентная		металлическая	водородная
		полярная	неполярная
1. Природа химических элементов
2. Способ образования химической связи
3. Механизм образования связи(схема)
4. Структурные элементы кристаллической решетки
5. Тип кристаллической решетки
6. Физические свойства веществ
7. Примеры веществ

Используемая литература:

1. Габриелян О.С. Химия 11 класс. – М. Дрофа 2005.
2. Лагунова Л.И. Преподавание обобщающего курса химии в средней школе. – Тверь, 1992г.
3. Политова С.И. Общая Химия. Опорные конспекты. 11 класс. – Тверь, 2006г.
4. http://festival.1september.ru

Презентация "Ионная связь" ; у автора статьи можно получить видео приложение по данной теме

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 (Cl 2 , Br 2 , O 2), органических веществ (C 2 H 2), а также, в общем случае, между атомами неметалла и другого неметалла (NH 3 , H 2 O, 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: Cl 2 , O 2 , H 2 , N 2 , I 2 .

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, NH 3 , H 2 O.

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 N 2 , 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.

• NH 4 + - в ионе аммония
• NH 4 + Cl, NH 4 + Br - внутри иона аммония во всех его солях
• NO 3 - - в нитрат ионе
• KNO 3 , LiNO 3 - внутри нитрат иона во всех нитратах
• O 3 - озон
• H 3 O + - ион гидроксония
• CO - угарный газ
• K, Na 2 - 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, CaCl 2 , MgF 2 , Li 2 S, BaO, RbI.

Большой подсказкой служит таблица растворимости, ведь все соли имеют ионные связи: CaSO 4 , Na 3 PO 4 . Даже ион аммония не исключение, между катионом аммония и различными анионами образуются ионные связи, например в соединениях: NH 4 I, NH 4 NO 3 , (NH 4) 2 SO 4 .

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

Металлическая связь - вид химической связи удерживающая вместе атомы металла. Этот тип связи выделен отдельно, так как его отличием является наличие высокой концентрации в металлах электронов проводимости - "электронного газа". По природе металлическая связь близка к ковалентной.

"Облако" электронов в металлах способно приходить в движение под различным воздействием. Именно оно является причиной электропроводности металлов.

Водородная связь - вид химической связи, образующийся между некоторыми молекулами, содержащими водород. Одна из наиболее частых ошибок считать, что в самом газе, водороде, имеются водородные связи - это вовсе не так.

Водородные связи возникают между атомом водорода и другим более электроотрицательным атомом (O, S, N, C).

Необходимо осознать самую важную деталь: водородные связи образуются между молекулами, а не внутри. Они имеются между молекулами:

• H 2 O
• Органических спиртов: С 2 H 5 OH, C 3 H 7 OH
• Органических кислот: CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH

Отчасти за счет водородных связей наблюдается то самое исключение, связанное с усилением кислотных свойств в ряду галогеноводородных кислот: HF → HCl → HBr → HI. Фтор является самым ЭО-ым элементов, сильно притягивает к себе атом водорода другой молекулы, что снижает способность кислоты отщеплять водород и снижает ее силу.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к

Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Внутримолекулярные химические связи

Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными .

Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов , в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.

– это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны . Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.

Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .

Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль атомов, а она примерно одинакова в любой системе.

Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.

Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А: В . Такая связь называется ковалентной неполярной.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .

Основные типы химических связей — ковалентная , ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

Ковалентная химическая связь

Ковалентная связь – этохимическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами ) или атомов одного элемента.

Основные свойства ковалентных связей

• направленность ,
• насыщаемость ,
• полярность ,
• поляризуемость .

Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.

Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108 о 28′.

Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется .

Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.

Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

Ковалентная неполярная химическая связь

Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .

Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H 2 . Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

H . + . H = H:H

Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .

Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

Примеры : H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .

Ковалентная полярная химическая связь

Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами ) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).

Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.

Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.

Примеры: HCl, CO 2 , NH 3 .

Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:

1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

А . + . В= А:В

2. образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

А: + B= А:В

При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.

Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей .

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:

– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;

– в ионе аммония NH 4 + , в ионах органических аминов , например, в ионе метиламмония CH 3 -NH 2 + ;

– в комплексных соединениях , химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na связь между алюминием и гидроксид-ионами;

– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO 3 , NaNO 3 , в некоторых других соединениях азота;

– в молекуле озона O 3 .

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.

Кратность химической связи

Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении . Кратность связи достаточно легко можно определить из значения атомов, образующих молекулу.

Например , в молекуле водорода H 2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.

В молекуле кислорода O 2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

В молекуле азота N 2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.

Длина ковалентной связи

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:

Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов , образующих связь, или по кратности связи , если радиусы атомов не сильно отличаются.

При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.

Например

При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.

Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.

Энергия связи

Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.

Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.

Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается , т.к. увеличивается длина связи.

Ионная химическая связь

Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов .

Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

Пример . Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

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

Пример . Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

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

Обратите внимание:

• Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
• Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы , но и группы атомов . Например: ион аммония NH 4 + , сульфат-ион SO 4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
• Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);

Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na 2 + SO 4 2- .

Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи :

Металлическая химическая связь

Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов , образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов . Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями

Межмолекулярные взаимо-действия

Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами . Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.

Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.

Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения .

Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .

Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь . Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также кислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .

Водородные связи возникают между следующими веществами:

— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H 2 O (пар, лед, жидкая вода):

— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;

— органические соединения, в которых связи O-H или N-H : спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.

Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.

Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

.

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(Na 2 SO 4) 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: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . 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, H 2­ O, NH 3).

Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)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.