Химия · Химическая связь · 8 класс

Виды химической связи

Почему поваренная соль — твёрдый кристалл, вода — жидкость, а медная проволока проводит ток?

Ситуация

На столе три предмета: в солонке белая поваренная соль, в стакане вода и медные волоски на конце провода лампы. Кристаллы соли твёрдые и хрупкие, плавятся только при 801 °C; вода при комнатной температуре жидкая, а медь гнётся и хорошо проводит ток. Все три состоят из атомов — разница в «клее», связывающем атомы. Как атомы «перетягивают канат» за общие электроны и почему в одном месте образуется ковалентная связь, в другом — ионная или металлическая?

Тема

Химическая связь: ковалентная, ионная, металлическая и водородная. Поваренная соль, вода и медный провод: атомы «перетягивают канат» за электронную пару — разность электроотрицательностей определяет тип связи

Ключевые понятия

Электроотрицательность
Ковалентная и ионная связь
Металлическая и водородная связь

Формулы

Δ χ = | χ_{A} - χ_{B} |

Разность электроотрицательностей (шкала Полинга): < 0,4 — ковалентная неполярная, 0,4–1,7 — ковалентная полярная, > 1,7 — ионная (условные границы).

доля ионности \approx 1 - e^{- Δ χ^{2} / 4}

Приближённая формула Полинга: при Δχ = 1,7 связь примерно на 50 % ионная.

H \cdot + \cdot H ⟶ H : H

Ковалентная связь: общая электронная пара. H–H: 74 пм, на разрыв нужно 436 кДж/моль.

Na - e^{-} \overset{}{\to} Na^{+} Cl + e^{-} \overset{}{\to} Cl^{-}

Ионная связь: электрон переходит, ионы притягиваются.

NH_{3} + H^{+} \overset{}{\to} NH_{4}^{+}

Донорно-акцепторная связь: неподелённая пара азота передаётся на свободную орбиталь H⁺.

Теория

Относительная электроотрицательность (§ 14)

Электроотрицательность χ — способность атома притягивать к себе общие электроны в химической связи. По шкале Полинга наибольшая у фтора (3,98), затем O (3,44), N и Cl (3,04 и 3,16); наименьшая — у щелочных металлов (Na 0,93, K 0,82). По периоду слева направо χ растёт (заряд ядра растёт, радиус уменьшается), вниз по группе убывает. Тип связи определяет разность электроотрицательностей Δχ: общая пара смещается к атому, который притягивает сильнее, на нём возникает частичный отрицательный заряд δ⁻, на другом атоме — δ⁺. Границы условны: 1,7 — разность, при которой по формуле Полинга связь на 50 % ионная.

Ковалентная связь (§ 15)

Ковалентная связь — общая электронная пара между двумя атомами. При сближении атомов электронные облака перекрываются, энергия уменьшается; расстояние с наименьшей энергией — длина связи (H₂: 74 пм), энергия, нужная для разрыва связи, — энергия связи (436 кДж/моль; глубина кривой — 458 кДж/моль, энергия связи немного меньше, потому что молекула колеблется даже в самом низком состоянии). Между одинаковыми атомами связь неполярная (H₂, Cl₂, N₂), между разными — полярная (HCl, H₂O): молекула становится диполем (H₂O 1,85 Д). Число пар — кратность связи: N≡N тройная, очень прочная (945 кДж/моль). Донорно-акцепторный механизм: один атом отдаёт готовую пару (NH₃ — донор), другой предоставляет свободную орбиталь (H⁺ — акцептор); в образовавшемся NH₄⁺ все четыре связи N–H одинаковы.

Ионная связь (§ 16)

При большом Δχ электрон переходит полностью: натрий отдаёт 3s-электрон (энергия ионизации 496 кДж/моль) и становится катионом Na⁺ с конфигурацией Ne, хлор принимает его (выделяется 349 кДж/моль) и превращается в анион Cl⁻ с конфигурацией Ar. Противоположные ионы электростатически притягиваются — это ионная связь. В ионном веществе молекул нет: в кристалле NaCl каждый Na⁺ окружён 6 ионами Cl⁻ и наоборот, расстояние Na–Cl 282 пм, ребро кубической ячейки 564 пм. При образовании кристаллической решётки выделяется 787 кДж/моль — поэтому ионные вещества твёрдые и тугоплавкие (NaCl 801 °C), их расплав и раствор проводят ток.

Кристаллические решётки (§ 17)

В зависимости от того, что стоит в узлах решётки: ионные (NaCl, KCl — ионы, ионная связь: твёрдые, хрупкие, тугоплавкие), атомные (алмаз, кремний, кварц — сетка ковалентных связей между атомами: очень твёрдые, очень тугоплавкие), молекулярные (иод, сера, лёд, CO₂ — молекулы со слабыми межмолекулярными силами: мягкие, легко плавятся или возгоняются; иод 114 °C), металлические (Cu, Fe — ионы и свободные электроны: пластичные, проводят ток). В лабораторной работе 2 строятся модели решёток KCl, серы и иода; геометрия решёток подробно разбирается в эксперименте «Кристаллические решётки» раздела физики.

Металлическая и водородная связь

Металлическая связь: атомы металла легко обобществляют внешние электроны — в решётке положительные ионы, а между ними движутся свободные электроны, принадлежащие всему кристаллу («электронный газ»). При подаче напряжения электроны смещаются в одну сторону — ток; слои могут сдвигаться без разрыва связей — металл гнётся и вытягивается; свободные электроны отражают свет — блеск. Водородная связь: водород, соединённый с сильно электроотрицательным атомом (F, O, N), дополнительно притягивается к неподелённой паре такого же атома соседней молекулы (в воде ≈ 21 кДж/моль — в 20 раз слабее ковалентной связи). Поэтому вода кипит при 100 °C, а H₂S — при −60 °C; без водородных связей вода кипела бы примерно при −80 °C (экстраполяция по ряду H₂Te, H₂Se, H₂S). Решётка льда рыхлая — лёд легче воды.

Гибридизация и теория Гиллеспи (вуз)

Теория валентных связей: ковалентная связь — перекрывание атомных орбиталей; σ-связь — вдоль оси, π-связь — сбоку (p-орбитали). При образовании связей s-, p- (и d-) орбитали центрального атома смешиваются, давая одинаковые гибридные орбитали: sp (180°, BeCl₂, C₂H₂), sp² (120°, BF₃, C₂H₄), sp³ (109,5°, CH₄), sp³d (тригональная бипирамида, PCl₅), sp³d² (октаэдр, SF₆). Теория Гиллеспи (ОЭПВО, VSEPR): электронные пары (AXₙEₘ) вокруг центрального атома отталкиваются и располагаются как можно дальше друг от друга; неподелённые пары занимают больше места, поэтому угол в NH₃ 106,7°, в H₂O 104,5°. С ростом кратности связи длина уменьшается, энергия растёт: C–C 154 пм / 348 кДж/моль, C=C 134 / 614, C≡C 120 / 839. О модели: размеры атомов и ионов схематичны (в кристаллах шары уменьшены), электронное облако и «канат» — иллюстрации; колебание молекулы H₂ сильно замедлено (реальный период ≈ 8 фс); значения — средние по справочникам CRC, NIST и таблицам учебников.

Знаете ли вы?

Шкалу электроотрицательности предложил Лайнус Полинг в 1932 году; в 1954 году он получил Нобелевскую премию по химии «за изучение природы химической связи».
Лёд легче воды (плотность ≈ 0,92 г/см³): водородные связи удерживают молекулы в открытой рыхлой решётке. Поэтому озёра и пруды замерзают сверху, а под льдом остаётся вода.

Что внутри эксперимента

Эксперимент начинается с жизненной ситуации: вы предсказываете результат, меняете параметры, проводите опыт и делаете вывод. Внутри — задания, теория, тест и экскурсия: камера сама движется и объясняет главное.

Другие эксперименты раздела

Молекула: орбитали, симметрия — 1 курс