Валентность элементов

Типы химических связей  

Ковалентная связь  – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного  механизма, когда каждый из взаимодействующих  атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в  общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору) (рис. 3.2). 
 

Рисунок 3.2.  

Обменный (а) и донорно-акцепторный (б) механизмы образования ковалентной  связи.  
 

Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна  нулю) наблюдается у гомоядерных  молекул: H–H, F–F. Энергия двухэлектронной  двухцентровой связи лежит в  пределах 200–2000 кДж∙моль –1. 

При образовании  гетероатомной ковалентной связи  электронная пара смещена к более  электроотрицательному атому, что  делает такую связь полярной. (HCl, H 2O). Ионность полярной связи в процентах  вычисляется по эмпирическому соотношению 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2, где χ A и χ B – электроотрицательности атомов А и В молекулы АВ. Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством  насыщаемости – способностью атома  образовывать столько ковалентных  связей, сколько у него имеется  энергетически доступных атомных  орбиталей. О третьем свойстве ковалентной  связи – направленности – речь ниже (см. метод валентных связей). 

Ионная связь –  частный случай ковалентной, когда  образовавшаяся электронная пара полностью  принадлежит более электроотрицательному  атому, становящемуся анионом. Основой  для выделения этой связи в  отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной  притяжением положительных и  отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские  силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов  противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного  типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное  число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10 –29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na 0,8+Cl 0,8–. 

Металлическая связь  возникает в результате частичной  делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически  взаимодействуя с положительно заряженными  ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую  тепло- и электропроводность. 
 

Модель 3.1. Виды химической связи.  
 

Водородная связь . Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному  атому атом водорода, обладающий эффективным  положительным зарядом, может взаимодействовать  с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического  взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль –1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла (рис. 3.3). 

Молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях  димеризуются за счет двух межмолекулярных  водородных связей (рис. 3.4). 
 

Рисунок 3.3.  

Образование внутримолекулярной водородной связи.  
 
 

Рисунок 3.4.  

Образование межмолекулярной  водородной связи.  
 
 

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических  макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2O, H 2F 2, NH 3. За счет водородных связей вода характеризуется  столь высокими по сравнению с H 2Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления  и кипения. Если бы водородные связи  отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С. 

Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный  вид межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь –  индуцированный диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь –  постоянный диполь). Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль –1. 

Химическая связь  в твердых телах. Свойства твердых  веществ определяются природой частиц, занимающих узлы кристаллической решетки  и типом взаимодействия между  ними. 

Твердые аргон и  метан образуют атомные и молекулярные кристаллы соответственно. Поскольку  силы между атомами и молекулами в этих решетках относятся к типу слабых ван-дер-ваальсовых, такие вещества плавятся при довольно низких температурах. Большая часть веществ, которые  при комнатной температуре находятся  в жидком и газообразном состоянии, при низких температурах образуют молекулярные кристаллы. 

Температуры плавления  ионных кристаллов выше, чем атомных  и молекулярных, поскольку электростатические силы, действующие между ионами, намного превышают слабые ван-дер-ваальсовы  силы. Ионные соединения более твердые  и хрупкие. Такие кристаллы образуются элементами с сильно различающимися электроотрицательностями (например, галогениды щелочных металлов). Ионные кристаллы, содержащие многоатомные ионы, имеют более низкие температуры  плавления; так для NaCl t пл. = 801 °C, а  для NaNO 3  t пл = 311 °C. 
 

Рисунок 3.5.  

Кварц – кристаллическая  форма оксида кремния.  
 

В ковалентных кристаллах решетка построена из атомов, соединенных  ковалентной связью, поэтому эти  кристаллы обладают высокими твердостью, температурой плавления и низкими  тепло- и электропроводностью. 

Кристаллические решетки, образуемые металлами, называются металлическими. В узлах таких решеток находятся  положительные ионы металлов, в межузлиях  – валентные электроны (электронный  газ). 

Наибольшую температуру  плавления из металлов имеют d-элементы, что объясняется наличием в кристаллах этих элементов ковалентной связи, образованной неспаренными d-электронами, помимо металлической, образованнной s-электронами.