относительная электроотрицательность, тем сильнее элемент проявляет неметаллические свойства. Неметаллы характеризуются большой относительной электроотрицательностью, а металлы – небольшой. При химическом взаимодействии элементов электроны смещаются от атома с меньшей к атому с большей относительной электроотрицательностью.

Вопрос № 8. Химическая связь. Характеристики химических связей

Химическая связь – важнейшее понятие химии, позволяющее описать более детально химические свойства соединений, а также их строение и физические свойства. Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого. Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами: катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая химическая частица. Основные характеристики химической связи:

Энергией связи называют ту энергию, которую необходимо затратить для ее разрыва. При этом молекула должна находиться в основном (невозбужденном) состоянии. Эта величина определяет прочность связи. Чем больше энергия, затрачиваемая на разрыв связи, тем прочнее связь. Единица измерения энергии связи – кДж/моль. Например, энергия связи Н–Н в молекуле водорода равна 436 кДж/моль. Если в молекуле несколько одинаковых связей, то, очевидно, для разрушения каждой следующей потребуется различная энергия и в таком случае говорят о средней энергии связи.

Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении (нм). Полярность связи – смещение электронного облака в сторону более

электроотрицательного атома.

Валентные углы – это углы между связями в молекуле. Их схематически можно представить, как углы между прямыми линиями, соединяющими ядра

15

атомов в молекуле. Эти воображаемые прямые, проведенные через два ядра, называют линиями связи. Величины валентных углов зависят от природы атомов и характера связи. Простые двухатомные молекулы всегда имеют линейную структуру. Трехатомные и более сложные молекулы могут обладать различными конфигурациями. Например, в молекуле воды угол между линиями связи Н–О равен 104,5°, а в сходной молекуле сероводорода валентный угол между связями составляет 92°. Совокупность длин связей и валентных углов в химической частице определяет ее пространственное строение.

Насыщаемость – свойство атома образовывать не любое, а определенное число связей с другими атомами.

Направленность – свойство, зависящее от направления перекрывания атомных орбиталей (АО). Сигма – связи возникают при перекрывании АО вдоль линии связи, соединяющей ядра атомов; пи – связи образуются при перекрывании АО вне линии, соединяющих ядра атомов.

Кратность связи – число связей между атомами двух элементов. Чем больше кратность связи, тем больше энергия связи и тем меньше длина связи.

Вопрос № 9. Ковалентная связь

Ковалентная связь – связь, осуществляемая за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам.

Условия образования ковалентной связи: она образуется между атомами с высокой электроотрицательностью.

∆Χ – разность электроотрицательностей двух атомов в молекуле. При ковалентной связи ∆Χ ≤ 1,4.

Ковалентная связь может быть образована:

1 – между любыми атомами неметаллов (т.к. у всех неметаллов высокие значения электроотрицательности).

2 – между атомами неметалла и металла, если металл находится в высокой степени окисления.

Механизмы образования ковалентной связи:

1 – обменный механизм. Когда 2 атома обмениваются электронами, образуя общую электронную пару, принадлежащую обоим атомам и

16

называемую «поделенной». Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: НСl, Н2О, Н2S, NН3 и др.

2 – донорно-акцепторный механизм. Заключается в том, что пара электронов одного атома (донора) занимает свободную орбиталь другого атома (акцептора).

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярная и полярная.

Пример неполярной ковалентной связи – двухатомные молекулы,

состоящие из атомов одного элемента, в которых электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам (Н2, Cl2, N2 и т.д.).

В полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к атому с большей электроотрицательностью (сложные молекулы– HCl, H2S, H2SO4 и др.).

Свойства ковалентной связи

Насыщаемость – характерное свойство ковалентной связи. Она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Это связано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Данное свойство определяет состав молекулярных химических соединений. Так, при взаимодействии атомов водорода образуется молекула Н2, а не Н3. Третий атом водорода не может присоединиться, так как спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле. Способность к образованию того или иного числа ковалентных связей у атомов различных элементов ограничивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

Направленность – свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее прочная химическая связь.

17

Вопрос № 10. Перекрывание и гибридизация атомных орбиталей

Химическая связь между атомами обусловливается перекрыванием электронных облаков.

Перекрывание атомных орбиталей вдоль линии, связывающей ядра атомов, приводит к образованию σ-связей. Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь. Все σ-связи обладают осевой симметрией относительно межъядерной оси. Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве σ-связей создает структуру химической частицы.

При дополнительном перекрывании атомных орбиталей, перпендикулярных линии связи, образуются π-связи.

Связь двух атомов может осуществляться более чем одной парой электронов. В результате этого между атомами возникают кратные связи:

Одинарная (σ)Двойная (σ + π)Тройная (σ + π + π)

Гибридизация атомных орбиталей

Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон вблизи ядра связанного атома характеризуется не отдельной атомной орбиталью, а комбинацией атомных орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Такая комбинация называется гибридной

18