Всяко взаимодействие между атомите е възможно само при наличие на химическа връзка. Такава връзка е причината за образуването на стабилна многоатомна система - молекулен йон, молекула, кристална решетка. Силната химическа връзка изисква много енергия за разрушаване, поради което тя е основната стойност за измерване на силата на връзката.

Условия за образуване на химична връзка

Образуването на химическа връзка винаги е придружено от освобождаване на енергия. Този процес възниква поради намаляване на потенциалната енергия на система от взаимодействащи частици - молекули, йони, атоми. Потенциалната енергия на получената система от взаимодействащи елементи винаги е по-малка от енергията на несвързаните изходящи частици. По този начин основата за възникването на химическа връзка в системата е спадът на потенциалната енергия на нейните елементи.

Естеството на химичното взаимодействие

Химичната връзка е следствие от взаимодействието на електромагнитни полета, които възникват около електроните и ядрата на атомите на тези вещества, които участват в образуването на нова молекула или кристал. След откриването на теорията за структурата на атома, естеството на това взаимодействие стана по-достъпно за изследване.

За първи път идеята за електрическата природа на химическата връзка възниква от английския физик Г. Дейви, който предполага, че молекулите се образуват поради електрическото привличане на противоположно заредени частици. Тази идея заинтересува шведския химик и натуралист И.Я. Берцелиус, който разработва електрохимичната теория за образуването на химическа връзка.

Първата теория, която обясняваше процесите на химично взаимодействие на веществата, беше несъвършена и с течение на времето трябваше да бъде изоставена.

Теорията на Бутлеров

По-успешен опит да се обясни естеството на химическата връзка на веществата е направен от руския учен А. М. Бутлеров. Този учен основава теорията си на следните предположения:

• Атомите в свързано състояние са свързани помежду си в определен ред. Промяната в този ред води до образуването на ново вещество.
• Атомите се свързват един с друг според законите на валентността.
• Свойствата на веществото зависят от реда на свързване на атомите в молекулата на веществото. Различното подреждане причинява промяна в химичните свойства на веществото.
• Атомите, свързани заедно, имат най-силно влияние един върху друг.

Теорията на Бутлеров обяснява свойствата на химичните вещества не само с техния състав, но и с подреждането на атомите. Такава вътрешна заповед на А.М. Бутлеров нарича "химическа структура".

Теорията на руския учен направи възможно да се подредят нещата в класификацията на веществата и направи възможно да се определи структурата на молекулите по техните химични свойства. Теорията даде отговор и на въпроса: защо молекулите, съдържащи еднакъв брой атоми, имат различни химични свойства.

Предпоставки за създаване на теории за химични връзки

В своята теория за химическата структура Бутлеров не засегна въпроса какво е химическа връзка. За това тогава имаше твърде малко данни за вътрешната структура на материята. Едва след откриването на планетарния модел на атома, американският учен Луис започва да развива хипотеза, че химическата връзка възниква чрез образуването на електронна двойка, която едновременно принадлежи на два атома. Впоследствие тази идея стана основата за развитието на теорията за ковалентните връзки.

ковалентна химична връзка

Стабилно химично съединение може да се образува, когато електронните облаци на два съседни атома се припокриват. Резултатът от такова взаимно пресичане е увеличаване на електронната плътност в междуядреното пространство. Ядрата на атомите, както знаете, са положително заредени и затова се опитват да бъдат привлечени възможно най-близо до отрицателно заредения електронен облак. Това привличане е много по-силно от силите на отблъскване между две положително заредени ядра, така че тази връзка е стабилна.

Първите изчисления на химическите връзки са извършени от химиците Хайтлер и Лондон. Те разглеждат връзката между два водородни атома. Най-простото визуално представяне може да изглежда така:

Както се вижда, електронната двойка заема квантово място и в двата водородни атома. Това двуцентрово подреждане на електроните се нарича "ковалентна химическа връзка". Ковалентна връзка е типична за молекулите на простите вещества и техните съединения от неметали. Веществата, създадени в резултат на ковалентна връзка, обикновено не провеждат електричество или са полупроводници.

Йонна връзка

Химична връзка от йонен тип възниква, когато два противоположно заредени йона се привличат електрически. Йоните могат да бъдат прости, състоящи се от един атом на вещество. В съединения от този тип простите йони най-често са положително заредени атоми на метали от групата 1,2, които са загубили своя електрон. Образуването на отрицателни йони е присъщо на атомите на типичните неметали и основите на техните киселини. Следователно сред типичните йонни съединения има много халогениди на алкални метали, като CsF, NaCl и други.

За разлика от ковалентната връзка, йонът няма насищане: различен брой противоположно заредени йони могат да се присъединят към йон или група от йони. Броят на прикрепените частици е ограничен само от линейните размери на взаимодействащите йони, както и от условието, при което силите на привличане на противоположно заредените йони трябва да са по-големи от силите на отблъскване на идентично заредените частици, участващи във връзка от йонен тип.

водородна връзка

Още преди създаването на теорията за химичната структура беше експериментално наблюдавано, че водородните съединения с различни неметали имат донякъде необичайни свойства. Например, точките на кипене на флуороводород и вода са много по-високи, отколкото може да се очаква.

Тези и други характеристики на водородните съединения могат да се обяснят със способността на Н + атома да образува друга химична връзка. Този тип връзка се нарича "водородна връзка". Причините за водородната връзка се крият в свойствата на електростатичните сили. Например, в молекула на флуороводород общият електронен облак е толкова изместен към флуор, че пространството около атома на това вещество е наситено с отрицателно електрическо поле. Около водородния атом, лишен от единствения си електрон, полето е много по-слабо и има положителен заряд. В резултат на това има допълнителна връзка между положителните полета на електронните облаци H + и отрицателните F - .

Химическо свързване на метали

Атомите на всички метали са разположени в пространството по определен начин. Подреждането на металните атоми се нарича кристална решетка. В този случай електроните на различни атоми слабо взаимодействат един с друг, образувайки общ електронен облак. Този тип взаимодействие между атоми и електрони се нарича "метална връзка".

Именно свободното движение на електроните в металите може да обясни физичните свойства на металните вещества: електрическа проводимост, топлопроводимост, здравина, топимост и други.

.

Знаете, че атомите могат да се комбинират един с друг, за да образуват както прости, така и сложни вещества. В този случай се образуват различни видове химически връзки: йонни, ковалентни (неполярни и полярни), метални и водородни.Едно от най-съществените свойства на атомите на елементите, които определят каква връзка се образува между тях - йонна или ковалентна, - е електроотрицателността, т.е. способността на атомите в съединение да привличат електрони към себе си.

Условна количествена оценка на електроотрицателността се дава от скалата на относителната електроотрицателност.

В периоди се наблюдава обща тенденция за нарастване на електроотрицателността на елементите, а в групите - тяхното намаляване. Елементите на електроотрицателността са подредени в редица, въз основа на които е възможно да се сравни електроотрицателността на елементите в различни периоди.

Видът на химичната връзка зависи от това колко голяма е разликата в стойностите на електроотрицателността на свързващите атоми на елементите. Колкото повече атомите на елементите, образуващи връзката, се различават по електроотрицателност, толкова по-полярна е химическата връзка. Невъзможно е да се очертае остра граница между видовете химични връзки. В повечето съединения видът на химическата връзка е междинен; например, силно полярна ковалентна химическа връзка е близка до йонна връзка. В зависимост от това кой от ограничаващите случаи е по-близък по природа до химичната връзка, тя се обозначава като йонна или ковалентна полярна връзка.

Йонната връзка се образува от взаимодействието на атоми, които се различават рязко един от друг по електроотрицателност.Например, типичните метали литий (Li), натрий (Na), калий (K), калций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) образуват йонна връзка с типичните неметали, главно халогени.

В допълнение към халогенидите на алкални метали, йонни връзки се образуват и в съединения като основи и соли. Например, в натриев хидроксид (NaOH) и натриев сулфат (Na 2 SO 4), йонни връзки съществуват само между натриевите и кислородните атоми (останалата част от връзките са ковалентно полярни).

Когато атомите взаимодействат със същата електроотрицателност, се образуват молекули с ковалентна неполярна връзка.Такава връзка съществува в молекулите на следните прости вещества: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Химическите връзки в тези газове се образуват чрез общи електронни двойки, т.е. когато съответните електронни облаци се припокриват, поради електронно-ядреното взаимодействие, което възниква, когато атомите се приближават един към друг.

При съставянето на електронните формули на веществата трябва да се помни, че всяка обща електронна двойка е условно изображение на повишена електронна плътност в резултат на припокриването на съответните електронни облаци.

По време на взаимодействието на атоми, чиито стойности на електроотрицателност се различават, но не рязко, има изместване на общата електронна двойка към по-електроотрицателен атом.Това е най-често срещаният тип химична връзка, открита както в неорганични, така и в органични съединения.

Ковалентните връзки включват напълно онези връзки, които се образуват от донорно-акцепторния механизъм, например в хидрониеви и амониеви йони.

Метална връзка.

Връзката, която се образува в резултат на взаимодействието на относително свободни електрони с метални йони, се нарича метална връзка.Този тип връзка е характерен за простите вещества - металите.

Същността на процеса на образуване на метална връзка е следната: металните атоми лесно се отказват от валентни електрони и се превръщат в положително заредени йони. Относително свободните електрони, отделени от атома, се движат между положителни метални йони. Между тях възниква метална връзка, т.е. електроните сякаш циментират положителните йони на кристалната решетка на металите.

Водородна връзка.

Връзка, която се образува между водородните атоми на една молекула и атом на силно електроотрицателен елемент(O, N, F) друга молекула се нарича водородна връзка.

Може да възникне въпросът: защо точно водородът образува такава специфична химическа връзка?

Това е така, защото атомният радиус на водорода е много малък. Освен това, когато един електрон е изместен или напълно дарен, водородът придобива относително висок положителен заряд, поради което водородът на една молекула взаимодейства с атоми на електроотрицателни елементи, които имат частичен отрицателен заряд, който е част от други молекули (HF, Н2О, NH3).

Нека разгледаме някои примери. Обикновено представяме състава на водата с химичната формула H 2 O. Това обаче не е съвсем точно. По-правилно би било съставът на водата да се обозначи с формулата (H 2 O) n, където n = 2.3.4 и т.н. Това се дължи на факта, че отделните водни молекули са свързани помежду си чрез водородни връзки.

Водородните връзки обикновено се означават с точки. Тя е много по-слаба от йонна или ковалентна връзка, но по-силна от обичайното междумолекулно взаимодействие.

Наличието на водородни връзки обяснява увеличаването на обема на водата с понижаване на температурата. Това се дължи на факта, че с понижаване на температурата молекулите стават по-силни и следователно плътността на тяхното „опаковане“ намалява.

При изучаването на органичната химия възниква и следният въпрос: защо точките на кипене на алкохолите са много по-високи от тези на съответните въглеводороди? Това се обяснява с факта, че между молекулите на алкохола също се образуват водородни връзки.

Повишаване на точката на кипене на алкохолите се получава и поради увеличаването на техните молекули.

Водородната връзка е характерна и за много други органични съединения (феноли, карбоксилни киселини и др.). От курсовете по органична химия и обща биология знаете, че наличието на водородна връзка обяснява вторичната структура на протеините, структурата на двойната спирала на ДНК, т.е. феномена на комплементарност.

Химическа връзка.

определяне на химическа връзка;

видове химични връзки;

метод на валентни връзки;

основните характеристики на ковалентната връзка;

механизми за образуване на ковалентна връзка;

комплексни съединения;

молекулярно орбитален метод;

междумолекулни взаимодействия.

ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ХИМИЧНА ВРЪЗКА

химическа връзканаречено взаимодействие между атомите, което води до образуването на молекули или йони и силното задържане на атомите един до друг.

Химическата връзка има електронна природа, тоест се осъществява поради взаимодействието на валентни електрони. В зависимост от разпределението на валентните електрони в молекулата се разграничават следните видове връзки: йонна, ковалентна, метална и т. н. Йонната връзка може да се разглежда като краен случай на ковалентна връзка между атоми, които се различават рязко по природа.

ВИДОВЕ ХИМИЧЕСКА ВРЪЗКА

Йонна връзка.

Основните положения на съвременната теория на йонното свързване.

Йонна връзка се образува по време на взаимодействието на елементи, които се различават рязко един от друг по свойства, тоест между метали и неметали.

Образуването на химическа връзка се обяснява със стремежа на атомите да постигнат стабилна осем-електронна външна обвивка (s 2 p 6).

Ca: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 стр 6

Cl: 1s 2 2s 2p 6 3s 2p 5

Cl–: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 стр 6

Образуваните противоположно заредени йони се задържат един до друг поради електростатично привличане.

Йонната връзка не е насочена.

Няма чиста йонна връзка. Тъй като йонизационната енергия е по-голяма от енергията на афинитета на електроните, пълният преход на електроните не се случва дори в случай на двойка атоми с голяма разлика в електроотрицателността. Следователно можем да говорим за дела на йонността на връзката. Най-висока йонност на връзката се наблюдава във флуоридите и хлоридите на s-елементите. Така в кристалите RbCl, KCl, NaCl и NaF той е съответно 99, 98, 90 и 97%.

ковалентна връзка.

Основните положения на съвременната теория на ковалентните връзки.

Ковалентна връзка се образува между елементи, които са сходни по свойства, тоест неметали.

Всеки елемент осигурява 1 електрон за образуването на връзки, като спиновете на електроните трябва да са антипаралелни.

Ако ковалентна връзка се образува от атоми на един и същи елемент, тогава тази връзка не е полярна, тоест общата електронна двойка не е изместена към нито един от атомите. Ако ковалентната връзка е образувана от два различни атома, тогава общата електронна двойка се измества към най-електроотрицателния атом, това полярна ковалентна връзка.

Когато се образува ковалентна връзка, електронните облаци на взаимодействащите атоми се припокриват, в резултат на което в пространството между атомите се появява зона с повишена електронна плътност, която привлича положително заредените ядра на взаимодействащите атоми и ги държи близо един до друг . В резултат на това енергията на системата намалява (фиг. 14). При много силно приближаване на атомите обаче отблъскването на ядрата се увеличава. Следователно има оптимално разстояние между ядрата ( дължина на връзката,лпри което системата има минимална енергия. В това състояние се освобождава енергия, наречена енергия на свързване - E St.

Ориз. Фиг. 14. Зависимост на енергията на системи от два водородни атома с успоредни (1) и антипаралелни (2) завъртания от разстоянието между ядрата (E е енергията на системата, Eb е енергията на свързване, r е разстоянието между ядрата, ле дължината на връзката).

Използват се два метода за описание на ковалентна връзка: методът на валентната връзка (BC) и методът на молекулярната орбита (MMO).

МЕТОДИКА НА ВАЛЕНТНАТА ВРЪЗКА.

Методът VS се основава на следните разпоредби:

1. Ковалентна химична връзка се образува от два електрона с противоположно насочени спинове и тази електронна двойка принадлежи на два атома. Комбинации от такива двуелектронни двуцентрови връзки, отразяващи електронната структура на молекулата, се наричат валентни схеми.

2. Колкото по-силна е ковалентната връзка, толкова повече взаимодействащите електронни облаци се припокриват.

За визуално представяне на валентните схеми обикновено се използва следният метод: електроните, разположени във външния електронен слой, са обозначени с точки, разположени около химическия символ на атома. Електроните, общи за два атома, са показани с точки, поставени между техните химически символи; двойна или тройна връзка се обозначава съответно с две или три двойки общи точки:

N:1s2 2s 2 стр 3 ;

C:1s2 2s 2 стр 4

От горните диаграми може да се види, че всяка двойка електрони, която свързва два атома, съответства на едно тире, изобразяващо ковалентна връзка в структурните формули:

Броят на общите електронни двойки, които свързват атом на даден елемент с други атоми, или, с други думи, броят на ковалентните връзки, образувани от един атом, се нарича ковалентностпо метода VS. И така, ковалентността на водорода е 1, на азота - 3.

Според начина на припокриване на електронните облаци има два вида връзки:  - връзка и  - връзка.

 - връзката възниква, когато два електронни облака се припокриват по оста, свързваща ядрата на атомите.

Ориз. 15. Схема на обучение  - връзки.

 - връзката се образува, когато електронните облаци се припокриват от двете страни на линията, свързваща ядрата на взаимодействащите атоми.

Ориз. 16. Схема на обучение  - връзки.

ОСНОВНИ ХАРАКТЕРИСТИКИ НА КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.

1. Дължина на връзката, ℓ. Това е минималното разстояние между ядрата на взаимодействащите атоми, което съответства на най-стабилното състояние на системата.

2. Енергия на връзката, E min – това е количеството енергия, което трябва да се изразходва за разрушаване на химическата връзка и за отстраняване на атомите от взаимодействието.

3. Диполен момент на връзката, ,=qℓ. Диполният момент служи като количествена мярка за полярността на молекулата. За неполярните молекули диполният момент е 0, за неполярните молекули не е равен на 0. Диполният момент на многоатомна молекула е равен на векторната сума от диполите на отделните връзки:

4. Ковалентната връзка се характеризира с ориентация. Ориентацията на ковалентната връзка се определя от необходимостта от максимално припокриване в пространството на електронни облаци от взаимодействащи атоми, което води до образуването на най-силни връзки.

Тъй като тези -връзки са строго ориентирани в пространството, в зависимост от състава на молекулата, те могат да бъдат под определен ъгъл една спрямо друга – такъв ъгъл се нарича валентен ъгъл.

Двуатомните молекули имат линейна структура. Многоатомните молекули имат по-сложна конфигурация. Нека разгледаме геометрията на различни молекули, като използваме примера за образуването на хидриди.

1. VI група, основна подгрупа (с изключение на кислорода), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

За водорода, електрон с s-AO участва в образуването на връзка, за сярата, 3p y и 3p z. Молекулата H 2 S има плоска структура с ъгъл между връзките 90 0 . .

Фиг. 17. Структурата на H 2 E молекулата

2. Хидриди на елементи от V група, основната подгрупа: PH 3, AsH 3, SbH 3.

R 1s 2 2s 2 R 6 3s 2 R 3 .

В образуването на връзките участват: във водорода s-AO, във фосфора - p y, p x и p z AO.

Молекулата PH 3 има формата на триъгълна пирамида (в основата е триъгълник).

Фигура 18. Структурата на молекулата EN 3

5. Насищаемостковалентната връзка е броят на ковалентните връзки, които един атом може да образува. Ограничено е, т.к Един елемент има ограничен брой валентни електрони. Максималният брой ковалентни връзки, които даден атом може да образува в основно или възбудено състояние, се нарича негов ковалентност.

Пример: водородът е едновалентен, кислородът е двувалентен, азотът е тривалентен и т.н.

Някои атоми могат да увеличат своята ковалентност във възбудено състояние поради разделянето на сдвоени електрони.

Пример. Бъдете 0 1s 2 2s 2

Берилиев атом във възбудено състояние има един валентен електрон на 2p-AO и един електрон на 2s-AO, тоест ковалентността Be 0 = 0 и ковалентността Be * = 2. По време на взаимодействието, хибридизацията на орбиталите възниква.

Хибридизация- това е изравняването на енергията на различни АО в резултат на смесване преди химическо взаимодействие. Хибридизацията е условна техника, която позволява да се предскаже структурата на молекула, използвайки комбинация от AO. Тези АО, чиито енергии са близки, могат да участват в хибридизацията.

Всеки вид хибридизация съответства на определена геометрична форма на молекулите.

В случай на хидриди на елементи от група II на основната подгрупа, в образуването на връзката участват две идентични sp-хибридни орбитали. Този тип връзка се нарича sp хибридизация.

Фиг. 19. VeH 2 .sp-хибридизационна молекула.

sp-хибридните орбитали имат асиметрична форма, удължените части на AO с ъгъл на свързване от 180 o са насочени към водород. Следователно, молекулата BeH 2 има линейна структура (фиг.).

Нека разгледаме структурата на хидридните молекули на елементите от група III на основната подгрупа, като използваме примера за образуване на BH 3 молекула.

B 0 1s 2 2s 2 стр 1

Ковалентност B 0 = 1, ковалентност B * = 3.

В образуването на връзки участват три sp-хибридни орбитали, които се образуват в резултат на преразпределението на електронните плътности s-AO и две p-AO. Този тип връзка се нарича sp 2 - хибридизация. Ъгълът на свързване при sp 2 - хибридизация е равен на 120 0, следователно молекулата BH 3 има плоска триъгълна структура.

Фиг.20. BH 3 молекула. sp 2 -Хибридизация.

Използвайки примера за образуване на молекула CH 4, нека разгледаме структурата на хидридните молекули на елементите от група IV на основната подгрупа.

C 0 1s 2 2s 2 стр 2

Ковалентност C 0 = 2, ковалентност C * = 4.

При въглерода четири sp-хибридни орбитали участват в образуването на химическа връзка, образувана в резултат на преразпределението на електронните плътности между s-AO и три p-AO. Формата на CH 4 молекулата е тетраедър, ъгълът на свързване е 109 o 28`.

Ориз. 21. Молекула CH 4 .sp 3 -Хибридизация.

Изключения от общото правило са молекулите H 2 O и NH 3.

В молекулата на водата ъглите между връзките са 104,5 o. За разлика от хидридите на други елементи от тази група, водата има специални свойства, тя е полярна, диамагнитна. Всичко това се обяснява с факта, че във водната молекула видът на връзката е sp 3 . Тоест четири sp - хибридни орбитали участват в образуването на химическа връзка. Две орбитали съдържат по един електрон, тези орбитали взаимодействат с водород, другите две орбитали съдържат двойка електрони. Наличието на тези две орбитали обяснява уникалните свойства на водата.

В амонячната молекула ъглите между връзките са приблизително 107,3 ​​o, тоест формата на амонячната молекула е тетраедър, типът на връзката е sp 3 . Четири хибридни sp 3 орбитали участват в образуването на връзка в азотна молекула. Три орбитали съдържат по един електрон, тези орбитали са свързани с водород, четвъртият AO съдържа несподелена двойка електрони, което определя уникалността на молекулата на амоняка.

МЕХАНИЗМИ НА ОБРАЗУВАНЕ НА КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.

MVS дава възможност да се разграничат три механизма за образуване на ковалентна връзка: обменен, донор-акцептор и датив.

обменен механизъм. Той включва онези случаи на образуване на химическа връзка, когато всеки от двата свързани атома отделя един електрон за социализация, сякаш ги разменя. За да свържат ядрата на два атома, електроните трябва да са в пространството между ядрата. Тази област в молекулата се нарича зона на свързване (областта, където е най-вероятно електронната двойка да остане в молекулата). За да се осъществи обмен на несдвоени електрони в атомите, е необходимо припокриването на атомните орбитали (фиг. 10.11). Това е действието на обменния механизъм за образуване на ковалентна химична връзка. Атомните орбитали могат да се припокриват само ако имат еднакви свойства на симетрия спрямо междуядрената ос (фиг. 10, 11, 22).

Ориз. 22. AO припокриване, което не води до образуване на химическа връзка.

Донорно-акцепторни и дателни механизми.

Механизмът донор-акцептор е свързан с прехвърлянето на самотна двойка електрони от един атом към свободна атомна орбитала на друг атом. Например, образуването на йон -:

Свободният p-AO в борния атом в BF 3 молекулата приема двойка електрони от флуоридния йон (донор). В получения анион четири B-F ковалентни връзки са еквивалентни по дължина и енергия. В оригиналната молекула и трите B-F връзки са образувани от обменния механизъм.

Атоми, чиято външна обвивка се състои само от s- или p-електрони, могат да бъдат или донори, или акцептори на самотна двойка електрони. Атоми, които имат валентни електрони също върху d-AO, могат едновременно да действат като донори и акцептори. За да се разграничат тези два механизма, бяха въведени понятията за дативния механизъм на образуване на връзка.

Най-простият пример за дативен механизъм е взаимодействието на два хлорни атома.

Два хлорни атома в хлорна молекула образуват обменна ковалентна връзка чрез комбиниране на техните несдвоени 3p електрони. В допълнение, атомът Cl-1 прехвърля самотната двойка електрони 3p 5 - AO към атома Cl-2 към вакантния 3d-AO, а атомът Cl-2 прехвърля същата двойка електрони към вакантния 3d-AO на атома Cl-1 Всеки атом изпълнява едновременно функциите на акцептор и донор. Това е дателният механизъм. Действието на дативния механизъм увеличава силата на връзката, така че молекулата на хлора е по-силна от молекулата на флуора.

КОМПЛЕКСНИ ВРЪЗКИ.

Според принципа на донорно-акцепторния механизъм се образува огромен клас сложни химични съединения - сложни съединения.

Комплексните съединения са съединения, които имат в състава си сложни йони, способни да съществуват както в кристална форма, така и в разтвор, включително централен йон или атом, свързан с отрицателно заредени йони или неутрални молекули чрез ковалентни връзки, образувани от донорно-акцепторния механизъм.

Структурата на комплексните съединения според Вернер.

Комплексните съединения се състоят от вътрешна сфера (комплексен йон) и външна сфера. Връзката между йоните на вътрешната сфера се осъществява по донорно-акцепторния механизъм. Акцепторите се наричат ​​комплексообразуващи агенти, те често могат да бъдат положителни метални йони (с изключение на металите от IA групата), които имат свободни орбитали. Способността за образуване на комплекси се увеличава с увеличаване на заряда на йона и намаляване на неговия размер.

Донорите на електронна двойка се наричат ​​лиганди или аденди. Лигандите са неутрални молекули или отрицателно заредени йони. Броят на лигандите се определя от координационния номер на комплексообразуващия агент, който обикновено е равен на удвоената валентност на комплексообразуващия йон. Лигандите са монодентатни или полидентатни. Дентантността на лиганда се определя от броя на координационните места, които лигандът заема в координационната сфера на комплексообразуващия агент. Например, F - - монодентатен лиганд, S 2 O 3 2- - бидентатен лиганд. Зарядът на вътрешната сфера е равен на алгебричната сума от зарядите на съставляващите я йони. Ако вътрешната сфера има отрицателен заряд, това е анионен комплекс; ако е положителен, това е катионен комплекс. Катионните комплекси се наричат ​​с името на комплексообразуващия йон на руски език, в анионните комплекси комплексообразуващият агент се нарича на латински с добавяне на суфикса - в. Връзката между външната и вътрешната сфера в сложното съединение е йонна.

Пример: K 2 - калиев тетрахидроксоцинкат, анионен комплекс.

2- - вътрешна сфера

2K+ - външна сфера

Zn 2+ - комплексообразуващ агент

OH - - лиганди

координационен номер - 4

връзката между външната и вътрешната сфера е йонна:

K 2 \u003d 2K + + 2-.

връзката между йона на Zn 2+ и хидроксилните групи е ковалентна, образувана по донорно-акцепторния механизъм: OH - - донори, Zn 2+ - акцептор.

Zn 0: … 3d 10 4s 2

Zn 2+ : … 3d 10 4s 0 p 0 d 0

Видове сложни съединения:

1. Амоняк - лиганди на амонячната молекула.

Cl 2 - тетрааминмеден (II) хлорид. Амонякът се получава чрез действието на амоняка върху съединения, съдържащи комплексообразуващ агент.

2. Хидроксосъединения - OH - лиганди.

Na е натриев тетрахидроксоалуминат. Хидроксокомплексите се получават чрез действието на излишък от алкали върху метални хидроксиди, които имат амфотерни свойства.

3. Аквакомплекси – лиганди на водната молекула.

Cl3 е хексааквахром (III) хлорид. Аквакомплекси се получават чрез взаимодействие на безводни соли с вода.

4. Киселинни комплекси - лиганди аниони на киселини - Cl -, F -, CN -, SO 3 2-, I -, NO 2 -, C 2 O 4 - и др.

K 4 - калиев хексацианоферат (II). Получава се чрез взаимодействие на излишък от сол, съдържаща лиганд, върху сол, съдържаща комплексообразуващ агент.

МОЛЕКУЛЕН ОРБИТАЛЕН МЕТОД.

MVS доста добре обяснява образуването и структурата на много молекули, но този метод не е универсален. Например, методът на валентните връзки не дава задоволително обяснение за съществуването на йона
, въпреки че в края на 19 век е установено съществуването на доста силен молекулен водороден йон
: енергията на разкъсване на връзката тук е 2,65 eV. В този случай обаче не може да се образува електронна двойка, тъй като съставът на йона
е включен само един електрон.

Молекулярният орбитален метод (MMO) дава възможност да се обяснят редица противоречия, които не могат да бъдат обяснени с помощта на метода на валентната връзка.

Основни разпоредби на ММО.

Когато две атомни орбитали взаимодействат, се образуват две молекулярни орбитали. Съответно, когато n-атомните орбитали взаимодействат, се образуват n-молекулярни орбитали.

Електроните в една молекула принадлежат еднакво към всички ядра на молекулата.

От двете образувани молекулярни орбитали едната има по-ниска енергия от оригиналната, е свързващата молекулярна орбитала, другият има по-висока енергия от оригинала, това е антисвързваща молекулярна орбитала.

MMO използват енергийни диаграми без мащаб.

При запълване на енергийни поднива с електрони се използват същите правила като за атомните орбитали:

принципа на минималната енергия, т.е. първо се запълват поднива с по-ниска енергия;

принципът на Паули: на всяко енергийно подниво не може да има повече от два електрона с антипаралелни спинове;

Правилото на Хунд: енергийните поднива се запълват по такъв начин, че общото завъртане е максимално.

Множество комуникации. Множество комуникациив IMO се определя по формулата:

когато K p = 0, не се образува връзка.

Примери.

1. Може ли да съществува H 2 молекула?

Ориз. 23. Схема на образуване на водородната молекула H 2 .

Заключение: молекулата H 2 ще съществува, тъй като кратността на връзката Kp\u003e 0.

2. Може ли He 2 молекула да съществува?

Ориз. 24. Схема на образуване на хелиевата молекула He 2 .

Заключение: молекулата He 2 няма да съществува, тъй като кратността на връзката Kp = 0.

3. Може ли да съществува частица H 2 +?

Ориз. 25. Схема на образуване на H 2 + частица.

H 2 + частицата може да съществува, тъй като кратността на връзката Kp > 0.

4. Може ли да съществува O 2 молекула?

Ориз. 26. Схема на образуване на молекулата О 2.

Молекулата O 2 съществува. От фиг. 26 следва, че кислородната молекула има два несдвоени електрона. Поради тези два електрона, молекулата на кислорода е парамагнитна.

Така методът на молекулярните орбитали обяснява магнитните свойства на молекулите.

МЕЖДУМОЛЕКУЛНО ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ.

Всички междумолекулни взаимодействия могат да бъдат разделени на две групи: универсалени специфични. Универсалните се появяват във всички молекули без изключение. Тези взаимодействия често се наричат връзка или сили на ван дер Ваалс. Въпреки че тези сили са слаби (енергията не надвишава осем kJ/mol), те са причина за преминаването на повечето вещества от газообразно състояние в течно състояние, адсорбцията на газове от повърхностите на твърдите тела и други явления. Природата на тези сили е електростатична.

Основните сили на взаимодействие:

1). Дипол - диполно (ориентационно) взаимодействиесъществува между полярните молекули.

Ориентационното взаимодействие е толкова по-голямо, колкото по-големи са диполните моменти, толкова по-малко е разстоянието между молекулите и толкова по-ниска е температурата. Следователно, колкото по-голяма е енергията на това взаимодействие, толкова по-висока е температурата, до която веществото трябва да се нагрее, за да заври.

2). Индуктивно взаимодействиевъзниква, когато има контакт между полярни и неполярни молекули в дадено вещество. В неполярна молекула се индуцира дипол в резултат на взаимодействие с полярна молекула.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

Енергията на това взаимодействие се увеличава с увеличаване на поляризуемостта на молекулите, тоест способността на молекулите да образуват дипол под въздействието на електрическо поле. Енергията на индуктивното взаимодействие е много по-малка от енергията на дипол-диполното взаимодействие.

3). Дисперсионно взаимодействие- това е взаимодействието на неполярни молекули, дължащо се на мигновени диполи, които възникват поради флуктуации в електронната плътност в атомите.

В поредица от вещества от същия тип дисперсионното взаимодействие се увеличава с увеличаване на размера на атомите, които изграждат молекулите на тези вещества.

4) отблъскващи силисе дължат на взаимодействието на електронни облаци от молекули и се появяват при по-нататъшно приближаване към тях.

Специфичните междумолекулни взаимодействия включват всички видове донорно-акцепторни взаимодействия, тоест тези, свързани с прехвърлянето на електрони от една молекула към друга. Получената междумолекулна връзка има всички характерни черти на ковалентна връзка: насищане и насоченост.

Химична връзка, образувана от положително поляризиран водород, който е част от полярна група или молекула и електроотрицателен атом на друга или същата молекула, се нарича водородна връзка. Например, водните молекули могат да бъдат представени по следния начин:

Плътните линии са полярни ковалентни връзки вътре във водните молекули между водородни и кислородни атоми; точките показват водородни връзки. Причината за образуването на водородни връзки е, че водородните атоми са практически лишени от електронни обвивки: единствените им електрони са изместени към кислородните атоми на техните молекули. Това позволява на протоните, за разлика от други катиони, да се приближават до ядрата на кислородните атоми на съседните молекули, без да изпитват отблъскване от електронните обвивки на кислородните атоми.

Водородната връзка се характеризира с енергия на свързване от 10 до 40 kJ/mol. Тази енергия обаче е достатъчна, за да предизвика асоциация на молекулитези. свързването им в димери или полимери, които в някои случаи съществуват не само в течно състояние на веществото, но се запазват и при преминаването му в пара.

Например, флуороводородът съществува в газовата фаза като димер.

В сложните органични молекули има както междумолекулни водородни връзки, така и вътрешномолекулни водородни връзки.

Молекулите с вътрешномолекулни водородни връзки не могат да влязат в междумолекулни водородни връзки. Следователно веществата с такива връзки не образуват асоциати, по-летливи са, имат по-нисък вискозитет, точки на топене и кипене от техните изомери, способни да образуват междумолекулни водородни връзки.

Характеристики на химичните връзки

Доктрината за химическата връзка е в основата на цялата теоретична химия. Химичната връзка е такова взаимодействие на атоми, което ги свързва в молекули, йони, радикали, кристали. Има четири вида химически връзки: йонни, ковалентни, метални и водородни. В едни и същи вещества могат да се съдържат различни видове връзки.

1. В основите: между кислородните и водородните атоми в хидроксогрупите връзката е полярна ковалентна, а между метала и хидроксогрупата е йонна.

2. В соли на кислородсъдържащи киселини: между неметалния атом и кислорода на киселинния остатък - ковалентно полярен, а между метала и киселинния остатък - йонен.

3. В соли на амоний, метиламониев и др., между азотни и водородни атоми - ковалентно полярни, а между амониеви или метиламониевите йони и киселинния остатък - йонни.

4. В металните пероксиди (например Na 2 O 2) връзката между кислородните атоми е ковалентна неполярна, а между метала и кислорода е йонна и т.н.

Причината за единството на всички видове и видове химични връзки е тяхната идентична химическа природа - електронно-ядрено взаимодействие. Образуването на химическа връзка във всеки случай е резултат от електронно-ядрено взаимодействие на атоми, придружено от освобождаване на енергия.

Методи за образуване на ковалентна връзка

ковалентна химична връзка- това е връзка, която възниква между атомите поради образуването на общи електронни двойки.

Ковалентните съединения обикновено са газове, течности или относително нискотопими твърди вещества. Едно от редките изключения е диамантът, който се топи над 3500°C. Това се дължи на структурата на диаманта, която е непрекъсната решетка от ковалентно свързани въглеродни атоми, а не колекция от отделни молекули. Всъщност всеки диамантен кристал, независимо от неговия размер, е една огромна молекула.

Ковалентна връзка възниква, когато електроните на два неметални атома се съединят. Получената структура се нарича молекула.

Механизмът на образуване на такава връзка може да бъде обменен и донор-акцептор.

В повечето случаи два ковалентно свързани атома имат различна електроотрицателност и споделените електрони не принадлежат на двата атома еднакво. През повечето време те са по-близо до един атом, отколкото до друг. В молекула на хлороводород, например, електроните, които образуват ковалентна връзка, са разположени по-близо до хлорния атом, тъй като неговата електроотрицателност е по-висока от тази на водорода. Разликата в способността за привличане на електрони обаче не е толкова голяма, че да има пълно прехвърляне на електрон от водороден атом към хлорен атом. Следователно, връзката между водородните и хлорните атоми може да се разглежда като кръстоска между йонна връзка (пълен електронен трансфер) и неполярна ковалентна връзка (симетрично подреждане на двойка електрони между два атома). Частичният заряд на атомите се обозначава с гръцката буква δ. Такава връзка се нарича полярна ковалентна връзка, а молекулата на хлороводорода се казва, че е полярна, тоест има положително зареден край (водороден атом) и отрицателно зареден край (хлорен атом).

1. Обменният механизъм работи, когато атомите образуват общи електронни двойки чрез комбиниране на несдвоени електрони.

1) H 2 - водород.

Връзката възниква поради образуването на обща електронна двойка от s-електрони на водородни атоми (припокриване на s-орбитали).

2) HCl - хлороводород.

Връзката възниква поради образуването на обща електронна двойка s- и p-електрони (припокриващи се s-p-орбитали).

3) Cl 2: В молекулата на хлора се образува ковалентна връзка поради несдвоени p-електрони (припокриващи се p-p-орбитали).

4) N ​​2: В молекулата на азота се образуват три общи електронни двойки между атомите.

Донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка

Донорима електронна двойка акцептор- свободна орбитала, която тази двойка може да заема. В амониевия йон всичките четири връзки с водородни атоми са ковалентни: три са образувани поради създаването на общи електронни двойки от азотния атом и водородни атоми чрез обменния механизъм, една - от донорно-акцепторния механизъм. Ковалентните връзки се класифицират според начина на припокриване на електронните орбитали, както и по тяхното изместване към един от свързаните атоми. Химическите връзки, образувани в резултат на припокриване на електронни орбитали по линията на връзката, се наричат σ -връзки(сигма облигации). Сигма връзката е много силна.

p-орбиталите могат да се припокриват в две области, образувайки ковалентна връзка поради странично припокриване.

Химическите връзки, образувани в резултат на "страничното" припокриване на електронни орбитали извън комуникационната линия, тоест в две области, се наричат ​​пи връзки.

Според степента на изместване на общите електронни двойки към един от атомите, свързани с тях, ковалентната връзка може да бъде полярна и неполярна. Ковалентна химична връзка, образувана между атоми със същата електроотрицателност, се нарича неполярна. Електронните двойки не се изместват към нито един от атомите, тъй като атомите имат една и съща електроотрицателност - свойството да привличат валентни електрони от други атоми към себе си. Например,

т.е. чрез ковалентна неполярна връзка се образуват молекули от прости неметални вещества. Ковалентна химична връзка между атоми на елементи, чиято електроотрицателност е различна, се нарича полярна.

Например, NH3 е амоняк. Азотът е по-електроотрицателен елемент от водорода, така че споделените електронни двойки се изместват към неговия атом.

Характеристики на ковалентна връзка: дължина и енергия на връзката

Характерните свойства на ковалентната връзка са нейната дължина и енергия. Дължината на връзката е разстоянието между ядрата на атомите. Химичната връзка е по-силна, колкото по-къса е нейната дължина. Въпреки това, мярка за силата на връзката е енергията на връзката, която се определя от количеството енергия, необходимо за разрушаване на връзката. Обикновено се измерва в kJ/mol. По този начин, според експериментални данни, дължините на връзките на молекулите H 2 , Cl 2 и N 2 са съответно 0,074, 0,198 и 0,109 nm, а енергията на свързване е съответно 436, 242 и 946 kJ/mol.

йони. Йонна връзка

Има две основни възможности за атом да се подчинява на правилото за октета. Първата от тях е образуването на йонна връзка. (Вторият е образуването на ковалентна връзка, което ще бъде разгледано по-долу). Когато се образува йонна връзка, метален атом губи електрони, а неметален атом печели.

Представете си, че два атома се "срещат": метален атом от група I и неметален атом от група VII. Металният атом има един електрон във външното си енергийно ниво, докато на неметалния атом липсва само един електрон, за да завърши външното си ниво. Първият атом лесно ще даде на втория своя електрон, който е далеч от ядрото и слабо свързан с него, а вторият ще му даде свободно място на външното му електронно ниво. Тогава един атом, лишен от един от отрицателните си заряди, ще се превърне в положително заредена частица, а вторият ще се превърне в отрицателно заредена частица поради получения електрон. Такива частици се наричат ​​йони.

Това е химическа връзка, която възниква между йони. Числата, показващи броя на атомите или молекулите, се наричат ​​коефициенти, а числата, показващи броя на атомите или йоните в една молекула, се наричат ​​индекси.

метална връзка

Металите имат специфични свойства, които се различават от тези на другите вещества. Такива свойства са относително високи точки на топене, способност да отразяват светлината и висока топлинна и електрическа проводимост. Тези особености се дължат на съществуването в металите на специален вид връзка - метална връзка.

Металната връзка е връзка между положителни йони в метални кристали, осъществявана от привличането на електрони, свободно движещи се през кристала. Атомите на повечето метали на външно ниво съдържат малък брой електрони - 1, 2, 3. Тези електрони откъсва се леснои атомите се превръщат в положителни йони. Отделените електрони се движат от един йон към друг, свързвайки ги в едно цяло. Свързвайки се с йони, тези електрони временно образуват атоми, след което отново се откъсват и се комбинират с друг йон и т.н. Един процес протича безкрайно, който може да бъде изобразен схематично, както следва:

Следователно в обема на метала атомите непрекъснато се превръщат в йони и обратно. Връзката в металите между йони посредством социализирани електрони се нарича метална. Металната връзка има някои прилики с ковалентната връзка, тъй като се основава на социализацията на външни електрони. Въпреки това, при ковалентна връзка външните несдвоени електрони само на два съседни атома се социализират, докато при метална връзка всички атоми участват в социализацията на тези електрони. Ето защо кристалите с ковалентна връзка са крехки, докато тези с метална връзка по правило са пластмасови, електропроводими и имат метален блясък.

Металната връзка е характерна както за чисти метали, така и за смеси от различни метали – сплави, които са в твърдо и течно състояние. Въпреки това, в състояние на пара металните атоми са свързани чрез ковалентна връзка (например, натриевата пара се използва за пълнене на жълти светлинни лампи за осветяване на улиците на големите градове). Металните двойки се състоят от отделни молекули (монатомни и двуатомни).

Металната връзка се различава от ковалентната и по сила: нейната енергия е 3-4 пъти по-малка от енергията на ковалентната връзка.

Енергия на връзката - енергията, необходима за прекъсване на химическа връзка във всички молекули, които съставляват един мол от вещество. Енергиите на ковалентните и йонните връзки обикновено са високи и са от порядъка на 100-800 kJ/mol.

водородна връзка

химическа връзка между положително поляризирани водородни атоми на една молекула(или части от тях) и отрицателно поляризирани атоми на силно електроотрицателни елементис надарени електронни двойки (F, O, N и по-рядко S и Cl), друга молекула (или части от нея) се нарича водород. Механизмът за образуване на водородна връзка е отчасти електростатичен, отчасти онор-акцепторски характер.

Примери за междумолекулни водородни връзки:

При наличието на такава връзка дори вещества с ниско молекулно тегло при нормални условия могат да бъдат течности (алкохол, вода) или лесно втечняващи се газове (амоняк, флуороводород). В биополимерите - протеини (вторична структура) - има вътрешномолекулна водородна връзка между карбонилния кислород и водорода на аминогрупата:

Полинуклеотидните молекули - ДНК (дезоксирибонуклеинова киселина) - са двойни спирали, в които две вериги от нуклеотиди са свързани помежду си чрез водородни връзки. В този случай действа принципът на комплементарност, т.е. тези връзки се образуват между определени двойки, състоящи се от пуринови и пиримидинови бази: тиминът (T) е разположен срещу адениновия нуклеотид (A), а цитозинът (C) е разположен срещу гуанина ( G).

Веществата с водородна връзка имат молекулярни кристални решетки.

Външните обвивки на всички елементи, с изключение на благородните газове, са НЕПЪЛНИ и в процеса на химическо взаимодействие са ЗАВЪРШЕНИ.

Химичната връзка се образува поради електроните на външните електронни обвивки, но се осъществява по различни начини.

Има три основни типа химически връзки:

Ковалентна връзка и нейните разновидности: полярна и неполярна ковалентна връзка;

йонна връзка;

Метална връзка.

Йонна връзка

Йонната химична връзка е връзка, образувана от електростатичното привличане на катиони към аниони.

Йонна връзка възниква между атоми, които се различават рязко един от друг по стойности на електроотрицателност, така че двойката електрони, които образуват връзката, е силно изместена към един от атомите, така че може да се счита, че принадлежи на атома на този елемент.

Електроотрицателността е способността на атомите на химичните елементи да привличат своите и чужди електрони.

Естеството на йонната връзка, структурата и свойствата на йонните съединения се обясняват от гледна точка на електростатичната теория на химичните връзки.

Образуване на катиони: M 0 - n e - \u003d M n +

Образуване на анион: HeM 0 + n e - \u003d HeM n-

Например: 2Na 0 + Cl 2 0 = 2Na + Cl -

При изгарянето на метален натрий в хлор в резултат на редокс реакция се образуват катиони на силно електроположителния елемент натрий и аниони на силно електроотрицателния елемент хлор.

Заключение: образува се йонна химична връзка между метални и неметални атоми, които се различават значително по електроотрицателност.

Например: CaF 2 KCl Na 2 O MgBr 2 и др.

Ковалентни неполярни и полярни връзки

Ковалентната връзка е свързването на атоми с помощта на общи (споделени между тях) електронни двойки.

Ковалентна неполярна връзка

Нека разгледаме появата на ковалентна неполярна връзка, като използваме примера за образуване на водородна молекула от два водородни атома. Този процес вече е типична химична реакция, тъй като от едно вещество (атомен водород) се образува друго – молекулен водород. Външен признак за енергийната "рентабилност" на този процес е отделянето на голямо количество топлина.

Електронните обвивки на водородните атоми (с един s-електрон за всеки атом) се сливат в общ електронен облак (молекулярна орбитала), където и двата електрона „обслужват“ ядрата, независимо дали това ядро ​​е „собствено“ или „чуждо“. Новата електронна обвивка е подобна на завършената електронна обвивка на инертен газ хелий от два електрона: 1s 2 .

На практика се използват по-прости методи. Например, американският химик Дж. Луис през 1916 г. предлага електроните да се обозначават с точки до символите на елементите. Една точка представлява един електрон. В този случай образуването на водородна молекула от атоми се записва по следния начин:

Помислете за свързването на два хлорни атома 17 Cl (ядрен заряд Z = 17) в двуатомна молекула от гледна точка на структурата на електронните обвивки на хлора.

Външното електронно ниво на хлора съдържа s 2 + p 5 = 7 електрона. Тъй като електроните от по-ниските нива не участват в химичното взаимодействие, ние обозначаваме с точки само електроните на външното трето ниво. Тези външни електрони (7 броя) могат да бъдат подредени под формата на три електронни двойки и един несдвоен електрон.

След като несдвоените електрони на два атома се комбинират в молекула, се получава нова електронна двойка:

В този случай всеки от хлорните атоми е заобиколен от OCTETA електрони. Това е лесно да се види, ако обградите някой от хлорните атоми.

Ковалентна връзка се образува само от двойка електрони, разположени между атомите. Нарича се разделена двойка. Останалите двойки електрони се наричат ​​самотни двойки. Те пълнят черупките и не участват в обвързване.

Атомите образуват химични връзки в резултат на социализирането на такъв брой електрони, че да придобият електронна конфигурация, подобна на завършената електронна конфигурация на атомите на благородните елементи.

Според теорията на Луис и правилото на октета, връзката между атомите може да се осъществи не непременно от една, но и от две или дори три разделени двойки, ако правилото на октета го изисква. Такива връзки се наричат ​​двойни и тройни връзки.

Например кислородът може да образува двуатомна молекула с октет електрони за всеки атом само когато две споделени двойки са поставени между атомите:

Азотните атоми (2s 2 2p 3 на последната обвивка) също се свързват в двуатомна молекула, но за да организират октет от електрони, те трябва да подредят три разделени двойки помежду си:

Заключение: ковалентна неполярна връзка възниква между атоми със същата електроотрицателност, тоест между атоми на един химичен елемент - неметал.

Например: в H 2 Cl 2 N 2 P 4 Br 2 молекули - ковалентна неполярна връзка.

ковалентна връзка

Полярната ковалентна връзка заема междинно положение между чисто ковалентна връзка и йонна връзка. Точно като йонната, тя може да възникне само между два атома от различен тип.

Като пример помислете за образуването на вода в реакцията между водородни (Z = 1) и кислородни (Z = 8) атоми. За да направите това, е удобно първо да запишете електронните формули за външните обвивки на водорода (1s 1) и кислорода (...2s 2 2p 4).

Оказва се, че за това е необходимо да се вземат точно два водородни атома на кислороден атом. Въпреки това природата е такава, че акцепторните свойства на кислородния атом са по-високи от тези на водородния атом (причините за това ще бъдат обсъдени малко по-късно). Следователно свързващите електронни двойки във формулата на Луис за вода са леко изместени към ядрото на кислородния атом. Връзката във водната молекула е полярна ковалентна и върху атомите се появяват частични положителни и отрицателни заряди.

Заключение: ковалентна полярна връзка възниква между атоми с различна електроотрицателност, тоест между атоми на различни химични елементи - неметали.

Например: в HCl, H 2 S, NH 3, P 2 O 5, CH 4 молекули - ковалентна полярна връзка.

Структурни формули

Понастоящем е обичайно електронните двойки (т.е. химичните връзки) между атомите да се изобразяват с тирета.Всяко тире е разделена двойка електрони. В този случай вече познатите ни молекули изглеждат така:

Формулите с тирета между атомите се наричат ​​структурни формули. По-често в структурните формули не се изобразяват самотни двойки електрони.

Структурните формули са много добри за изобразяване на молекули: те ясно показват как атомите са свързани помежду си, в какъв ред, чрез какви връзки.

Свързваща двойка електрони във формулите на Люис е същата като едно тире в структурните формули.

Двойните и тройните връзки имат общо име - множествени връзки. Също така се казва, че молекулата на азота има порядък на връзките от три. В кислородна молекула редът на връзката е два. Редът на връзката в молекулите на водорода и хлора е един и същ. Водородът и хлорът вече нямат кратна, а проста връзка.

Редът на връзката е броят на споделените споделени двойки между два свързани атома. Редът на комуникация над три не се случва.