В обычных условиях лишь некоторые химические элементы остаются в виде одноатомного газа (речь идет о благородных газах). Большинство атомов химических элементов не могут существовать в неизменном состоянии. Дело в том, что неспаренные электроны, которые находятся в атоме обладают "бешенной энергией", и атом стремится именно задействовать эту энергию. В этой связи отдельно заслуживают внимания такие частицы, как молекула, молекулярные ионы и свободные радикалы.
Валентные электроны
Фундаментальным свойством элемента является электронная конфигурация основного состояния, которая может быть определена по расположению элемента в периодической системе. Более подробно это описано в данной статье:
Нам интересны валентные электроны, поскольку именно они участвуют в образовании химической связи, и цель данной статьи - это рассмотреть различные механизмы образования химической связи. Увидеть не только многообразия форм взаимодействия атомов и молекул, но и понять, как это влияет на свойства веществ.
Молекулы и химические соединения
Следует уточнить определения "молекула" и "химическое соединения", для того чтобы рассмотреть особенности образования каждого вида связей.
Молекула - это устойчивая электронейтральная система, которая может существовать самостоятельно и образование которой энергетически выгоднее, чем существование отдельно в виде атомов.
Стоит отметить, что при разделении молекул в веществе они не теряют своей химической идентичности. К примеру, вода, которую можно превратить при определенных условиях в перегретый пар, где вода уже будет в атомарном состоянии, однако с точки зрения химического строения и свойств ничего не поменялось.
В отличие от молекул, молекулярные ионы не могут существовать как вещество и несут определенный заряд. Существование молекулярных ионов невозможно без его противоположного заряженного "соседа". В качестве примера можно вспомнить катионы аммония, фосфония, сложные органические катионы.
Радикалы и ионы
Наличие неспаренных электронов в атоме или молекуле наделяет их свойством радикала. Для обозначения радикальной частицы, имеющей неспаренный электрон, используется символ химического элемента с точкой.
Атом хлора легко принимает один электрон чтобы образовать ион с конфигурации благородного газа.
Отрицательно заряженный ион называется анионом. Для обозначения отрицательно заряженного иона химического элемента используется окончание -ид: хлорид-ион и т.д.
Соответственно положительно заряженный ион называется катионом.
Образование ковалентной связи
Когда два радикала объединяют свои электроны, образуется молекула. Необходимым условием возникновения между ними химической связи является частичное перекрывание электронных оболочек атомов, вступивших в контакт друг с другом.
Рассмотрим пример образование ковалентной связи на примере атома водорода.
При сближении двух атомов электроны испытывают притяжение со стороны обоих ядер, что ведет к возрастанию силы притяжения электрона к обоим атомам и понижению уровеня потенциальной энергии электрона. Вследствие этого образование данной системы (два ядра и один электрон) - энергетически выгодный процесс.
Присутствие второго электрона усложняет представление об образовании данной молекулы. Мы знаем, что электроны заряжены отрицательно. Следовательно, одноименные заряды в данной системе приводит к взаимному отталкиванию друг от друга электронов. Подобный эффект называется корреляцией зарядов. Кроме того, электрон обладает собственным электромагнитным полем, которое характеризуется спином. Электроны с параллельными (одинаково направленными) спинами отталкиваются, а с антипараллельными - сближаются, образуя электронную пару. Этот эффект называется корреляцией спинов. Совокупность двух эффектов взаимного влияния электронов называю корреляцией электронов.
Таким образом, при сближение двух атомов водорода в межъядерное пространство могут войти только электроны с антипараллельными спинами. Общая энергия такой системы уменьшается, вследствие понижения энергетических уровней электронов в поле двух ядер и их "спаривания". Такая система более устойчива, нежели два изолированных атома.
Необходимо отметить, что существует понятие "равновесного межатомного расстояния". Если говорит упрощенно, то это расстояние между ядрами атомов, при котором система из двух атомов обладает минимальным запасом энергии. Если мы будем рассматривать параллельные спины электронов, то для их сближения потребуется дополнительная энергия, чтобы преодолеть силы отталкивания электронов. Поэтому при аналогичном процессе сближения ядер атомов потенциальная энергия системы возрастает, в отличие от предыдущего случая с антипараллельными спинами, и молекула водорода образоваться не может.
Вернемся к системе с антипараллельными спинами электронов. Дальнейшее сближение атомов требует больших затрат энергии вследствие взаимного отталкивания электронов. Поэтому ядра остаются на расстоянии, равную равновесному межатомному расстоянию r₀, которую называют длиной химической связи l; длина является одной из главных характеристик связи. Косвенно о длине связи можно судить о такой важной характеристике, как "прочности".
Существует два принципиально различных механизма образования ковалентной связи - обменный и донорно-акцепторный.
Обменный механизм.
В области перекрывания электронных оболочек возникает повышенная электронная плотность, что уменьшает отталкивание между ядрами, - образуется ковалентная связь.
Ковалентная связь - связь, которая образуется за счёт отождествления электронной пары, которая в одинаковой мере принадлежит обоим атомам.
Различают два типа ковалентной связи: неполярная и полярная. Откуда возникает полярность? Полярность связи в общем случае оценивают дипольным моментом: µ = lq. Но рассмотрим более частый способ определения полярности - электроотрицательность (ЭО).
Электроотрицательность - это способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. Конечно, это относительная величина, есть очень много шкал. Наиболее известная - это шкала Полинга.
В связи с этим можно и перейти к полярности. Ковалентная неполярная связь - это связь, образованная элементами с одинаковой электроотрицательностью. То есть это двухатомные газы, органические вещества неионного строения (между углеродами в углеводородной цепочке) и др. вещества: O₂, N₂, P₄, S₈, Cl₂, Br₂, PH₃. Электронная плотность в этом случае равномерно распределена между связанными атомами.
В то же время, ковалентная полярная связь - это связь, где элементы с разной электроотрицательностью образуют электронную пару, и часть электронной плотности смещается в сторону более электроотрицательного элемента.
Важнейшими характеристиками ковалентного типа связи является: энергия связи, валентный угол, полярность связи.
Энергия связи - энергия, которая требуется для разрыва связи между взаимодействующими атомами.
Валентный угол - угол между ядрами атомов, образующих связи. К примеру, валентный угол в молекуле НОН составляет 104,5°.
Донорно-акцепторный механизм
По этому механизму ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора в общее пользование донора и другого атома - акцептора, предоставляющего для этой пары свободную орбиталь. Данный тип ковалентной связи еще называют координационной связью. Проиллюстрируем данный механизм на примере катиона аммония NH₄⁺. У азота есть неподелённая электронная пара на 2s - орбитали. В то же время протон с пустой орбиталью предоставляет место для неподелённой пары азота.
Важно отметить, что все связи H-N равноценны, несмотря на различные механизмы образования. Это можно объяснить изменяющейся геометрией атома азота и уравнивания всех орбиталей по форме и энергии (sp³-гибридизация). Можно также с уверенностью сказать, что донорно-акцепторный механизм существует везде, где подразумевается H⁺, поскольку протон не существует в свободном виде. Например, в водном растворе из молекул воды H₂O и Н⁺ всегда образуется ион гидроксония H₃O⁺.
Ионная связь
Природа ионной связи, структуру и свойства ионных соединений можно объяснить электростатическим взаимодействием ионов. Ионная связь обусловлена электростатическим притяжением между ионами, образованными путём полного смещения электронной пары к одному из атомов.
Ионная связь характеризуется ненасыщенностью (т.е. сохраняет способность притягивать ионы близлежащие) и ненаправленностью (притягиваются ионы в любом направлении).
Следует также обозначить, и это необходимо будет знать на протяжении всего времени изучения химии, что ионная связь - это крайний случай ковалентной полярной связи.
Растворы веществ с ионным типом связи проводят электрической ток; твёрдые вещества с высокими температурами плавления.
Ионная связь возникает в следующих веществах:
- в большинстве солей - между катионов металла и анионом кислотного остатка: K⁺ и Cl⁻ и Na⁺ и NO₃⁻.
- в щелочах - между катионом металла и гидроксид-иона. K⁺ и OH⁻.
- в бинарных соединениях, к примеру, в оксидах металлов.
Конечно, отнесение веществ к ионному или ковалентному типу связи условно, как нет и идеальных ионных соединений.
Степень окисления
Понятие степени окисления было введено в предположении о полном смещении пар электронов к более электроотрицательному атому. Степень окисления - условный заряд, считая все связи в выбранном соединении за ионные. Благодаря этому упрощению, мы можем экстраполировать данный термин и на ковалентную полярную связь. Неполярная ковалентная связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления.
При использовании степеней окисления полезно придерживаться следующих правил:
- Фтор в соединениях всегда имеет степень окисления -1;
- Степень окисления кислорода в соединениях обычно равна -2 (кроме пероксидов);
- Степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами и -1 в соединениях с металлами (КН, СаН₂);
- Для любой частицы сумма ступеней окисления атомов равно электрическому заряду этой частицы, т.е. в простом веществе она равна нулю, а в комплексном иону сумма степеней окисления равна заряду иона.
- Высшая степень окисления равна номеру группы для элементов главной подгруппы, а низшая - №группы - 8.
В чем отличие степени окисления и валентности?
Это больной вопрос для большинства школьников, которые изучают химию, и даже студентов первых курсов химических направлений. Давайте разберемся в данном вопросе.
Валентность - это способность атома образовать определенное количество связей. Максимальная валентность равна номеру группы элемента, исключения являются также фтор (I), кислород (II).
Валентность и степень окисления в неорганической химии часто несовпадает, как было отмечено в статье "строение атома" азот может иметь высшую степень окисления +5, но валентность его максимальная - IV.
Более наглядно можно рассмотреть на метане и дихлорметане: С⁻⁴Н₄, С⁰Н₂Сl₂ (считая, что связь C-H тоже частично поляризуется и водород имеет +1, у хлора соответственно -1.) Несмотря на "формальность" понятия степени окисления, это понятие полезно при описании окислительно-восстановительных реакций.
Металлическая связь
Металлы обладают общими свойствами, к которым в первую очередь высокая тепло- и электропроводность и металлический блеск. Металлическая связь - связь, образующаяся за счёт свободно перемещающихся электронов. В случае металлической связи невозможно говорить о направленности, так как валентные электроны распределены равномерно по все кристаллической решетке. Именно этим также можно объяснить пластичность металлов, смещение ионов и атомов в любом направлении без нарушения связей.
Водородная связь
Водородная связь образуется за счет сильно поляризованного атома водорода, способного взаимодействовать с более электроотрицательными атомами другой части молекулы или, в целом, другой молекулы. Тут можно заметить, что водород, отдавая свой электрон, фактически "оголяется" и не экранируется другими электронами, то есть не заслоняет протон от действия внешнего электромагнитного поля. Соответственно он может реагировать на подобными электромагнитные колебания более электроотрицательных атомов др. молекулы. К тому же, протон по размерам настолько маленький, что дает возможность достаточно глубоко внедряться в электронную оболочку соседних атомов.
Следует отметить, что межмолекулярные связи и, в частности, водородная не дают вклада в валентность или степень окисления, но дают энергетический вклад в структуру вещества. Ну к примеру, наличие водородных связей влияет на температуру кипения вещества (ее увеличение) и низкую летучесть.
Энергия связи составляет от 4 до 60 кДж/моль, что отличает ее от простого межмолекулярного притяжения, поскольку в среднем сильнее последнего в 8-10 раз, однако слабее ковалентной связи на эквивалентный порядок. Более подробно мы с Вами рассмотрим эту тему совместно с межмолекулярными взаимодействиями в отдельной статье. Эта тема крайне интересна и многогранна.