Вещества молекулярного и немолекулярного строения.
Все вещества состоят из атомов или образованных из них ионов. Во многих веществах атомы соединяются между собой в более крупные частицы, называемые молекулами. Каждая молекула образует отдельную частицу вещества, в которой атомы между собой прочными связями. Такие связи называют химическими, они имеют электрическую природу.
Молекула – устойчивая электронейтральная частица, состоящая из двух или более связанных между собой атомов.
Про вещества, состоящие из молекул, говорят, что они имеют молекулярное строение. В других веществах атомы тоже соединены между собой, но химические связи между атомами образуют целую сеть, охватывающую все вещество. В этой сети нельзя выделить отдельные молекулы, поэтому такое строение называют немолекулярным.
Вещества молекулярного строения легко отличить. При обычных условиях они представляют собой газы, жидкости или летучие твердые вещества, которые плавятся уже при небольшом нагревании, многие имеют запах. Из молекул состоят воздух, вода, перекись водорода, природный газ, нефть, уксус, спирт, глицерин, йод, сахар, аспирин. Если говорить не об отдельных веществах, а о классах соединений, то все кислоты и почти все кислотные оксиды состоят из молекул. Большинство органических веществ также имеет молекулярное строение.
Вещества немолекулярного строения могут состоять из ионов или из атомов. К первым относятся почти все соли и многие оксиды металлов. Вещества атомного строения могут быть разных классов – простые вещества (металлы, алмаз, красный фосфор), оксиды неметаллов, бинарные соединения неметаллов (BN, SiC).
Ковалентная связь и её характеристики.
Вещества состоят из атомов, которые соединяются между собой посредством образования химических связей.
Химическая связь – взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами или перехода электронов от одного атома к другому.
Главная движущая сила образования любой химической связи – уменьшение энергии. Энергия вещества всегда меньше суммы энергий отдельных частиц, из которых оно состоит.
В зависимости от того, как происходит взаимодействие атомов, различают следующие виды химической связи:
- ковалентная (внутримолекулярная);
- ионная;
- металлическая;
- ван-дер-ваальсова (межмолекулярная);
- водородная (межмолекулярная).
Ковалентная связь соединяет атомы в молекулах. Она реализуется путем образования общих электронных пар, принадлежащих обоим атомам. Общая пара электронов может быть получена двумя способами:
1) каждый из атомов отдает в общее пользование по одному электрону (обменный механизм);
2) один атом отдает в общее пользование два электрона, а другой ни одного, но предоставляет свободную орбиталь (донорно-акцепторный механизм).
Процессы образования ковалентной связи из атомов изображают в виде схем, в которых электроны изображены точками.
1. Обменный механизм. При сближении атомов, содержащих неспаренные электроны, электронные оболочки атомов перекрываются между собой. При этом возникает общая пара электронов, принадлежащая обоим атомам. Каждый атом предоставляет в эту пару по одному неспаренному электрону.
Например H⸱+⸳H→H꞉H или H–H
Общую пару электронов обозначают черточкой, которая символизирует химическую связь. В образующейся молекуле H2каждому атому водорода принадлежит два электрона – один свой и один от другого атома, т.е. эти атомы имеют такую же электронную конфигурацию, как и атом инертного газа гелия.
Два атома могут обобществить не одну, а две или три пары электронов. В этом случае говорят о двойной и тройной связи:
При образовании химической связи каждый атом стремится завершить внешний энергетический уровень и приобрести электронную конфигурацию инертного газа, отдавая или принимая электроны. Это утверждение называют правилом октета, так как у инертных газов 2-го и 3-го периодов на внешнем уровне по 8 электронов.
1. Донорно-акцепторный механизм. При образовании донорно-акцепторной связи один атом (донор) предоставляет в общее пользование электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.
Пример, образование иона аммония (точками обозначена неподеленная пара электронов атома азота, пустым квадратиком – свободная 1s-орбиталь иона водорода):
В ионе аммония каждый из четырех атомов водорода связан с атоиои азота общей электронной парой; три пары из четырех образованы по обменному механизму, а одна – по донорно-акцепторному. Все четыре связи H–N, образованные по различным механизмам, равноценны.
В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, имеющие неподеленные пары электронов, например, азот, кислород, фтор.
Характеристики ковалентной связи.
1. Полярность связи характеризует степень смещения общей электронной пары к одному из атомов. Ковалентную связь, образованную одинаковыми атомами, называют неполярной (исключение O3, где связь между атомами кислорода полярная), а образованную разными атомами – полярной. Оценить, к какому из атомов смещена общая электронная пара, можно с помощью понятия электроотрицательности.
Электроотрицательность (ЭО) атома – его способность притягивать к себе валентные электроны других атомов.
Для количественного определения ЭО предложены несколько шкал, наибольшее признание из которых получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полингом.
Самым электроотрицательным из всех элементов является фтор, на втором месте находится кислород, на третьем – хлор. Активные металлы имеют самые низкие значения ЭО.
Граница между металлами и неметаллами проходит при значениях ЭО, равных 1,8 – 2,0. Элементы, у которых значение ЭО меньше, чем 1,8 – 2,0 относятся к металлам. Элементы, у которых значение ЭО больше этой величины, относятся к неметаллам.
Если разность значений ЭО двух атомов образующих химическую связь, около 2,0 или выше, то связь имеет ионный характер, если меньше 1,8 – 2,0 – связь полярная ковалентная.
Чем больше разность ЭО двух атомов, тем сильнее ковалентная связь смещена к одному из них (более электроотрицательному) и тем полярнее ковалентная связь.
2. Энергия связи – энергия необходимая для того, чтобы полностью разорвать связь и разделить молекулу на фрагменты. Чем больше перекрывание орбиталей атомов, тем больше энергия связи и тем прочнее химическая связь.
3. Порядок (кратность) связи – число электронных пар, участвующих в образовании связи. Для обычных ковалентных связей это число может быть равно 1, 2 или 3.
4. Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь. Длина связи равна сумме радиусов связанных между собой атомов. Чем выше кратность связи, тем больше ее энергия и тем меньше длина.
5. Валентный угол (угол между связями) – угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы. Валентные углы в разных молекулах могут изменяться от 60° до 180°.
Наличие у молекул определенной геометрической формы, которая определяется валентными углами и длинами связей, говорит о том, что ковалентные связи обладают свойством направленности. Другое свойство ковалентных связей – насыщаемость: один атом может образовать только ограниченное число ковалентных связей (как правило, не больше 6).
Способность элемента образовывать химические связи характеризуется валентностью.
Валентность атома – число химических связей, образованных данным атомом с другими атомами в молекуле.
Под числом химических связей подразумевают число общих пар электронов. В структурной формуле вещества, где химические связи изображены черточками, число черточек, отходящих от данного атома, равно его валентности. Валентность всегда имеет положительное целое значение от 1 до 8. У многих неметаллов высшая валентность совпадает с номером группы (исключая элементы 2-го периода N, O, F).
При расчете степени окисления предполагают, что каждая ковалентная связь, смещенная к данному атому, даст вклад -1 в степень окисления, а связь, смещенная от него, даст вклад +1. Неполярная ковалентная связь между одинаковыми атомами дает нулевой вклад.
Степень окисления – это целая величина; она может быть положительной, отрицательной или нулевой.
Существует несколько простых правил для определения степеней окисления:
Ионная связь.
Ионная связь образуется, если один или несколько электронов полностью переходят от одного из взаимодействующих атомов к другому. Ее можно рассматривать как предельный случай ковалентной связи, в которой общая электронная пара (или несколько пар) полностью смещены к одному из атомов. Этот тип связи реализуется, если разность электроотрицательностей атомов велика (>2 по шкале Полинга). Ионная связь – предельный случай полярной ковалентной связи.
Легче всего положительные ионы (катионы) образуются из элементов IA и IIA подгрупп – щелочных и щелочноземельных металлов, так как их валентные электроны слабо связаны с ядром. Отрицательные ионы (анионы) легче всего образуются из элементов VIA и VIIA подгрупп – халькогенов и галогенов, так как для завершения внешнего уровня им не хватает всего двух или одного электрона соответственно.
Основные свойства ионной связи – ненаправленность и ненасыщаемость. Например, в кристалле хлорида натрия (NaCl) каждый ион Na+ притягивается ко всем ионам Cl-, расположенным в любых направлениях от него. Кроме того, один положительный ион притягивается ко всем отрицательным, и наоборот. Получается, что число химических связей, образованных данным ионом, неограничено, поэтому к ионным соединениям понятие валентности как числа связей неприменимо.
Энергия ионной связи велика, поэтому большинство ионных соединений представляет собой кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения. Для ионных соединений понятие молекула типа NaCl или CsBr теряет смысл. Каждый кристалл представляет собой одну огромную молекулу и состоит из большого числа ионов. Отдельные молекулы могут существовать лишь в газовой фазе при температуре выше температуры кипения. Химическая формула ионного соединения описывает состав формульной единицы вещества.
Металлическая связь.
Металлическая связь – это связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет общих электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. Валентные электроны атомов металлов достаточно слабо связаны с ядрами атомов и могут легко от них отрываться.
В результате в кристаллической решетке металла некоторые атомы теряют свои электроны, образуя положительно заряженные ионы и свободные электроны (так называемый «электронный газ»). Как следствие, любой металл образован из положительных ионов, составляющих кристаллическую структуру. Связь между этими ионами осуществляется за счет большого количества электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных частиц.
Металлическая связь, как и ионная, отличается ненаправленностью, так как валентные электроны распределены по кристаллу равномерно. Наличие «электронного газа» обусловливает характерные свойства металлов – электро- и теплопроводность.
Все металлы (кроме ртути) и подавляющие большинство ионных соединений при обычных условиях представляют собой кристаллические твердые вещества. Многие ионные соединения растворимы в воде. Металлы проводят электрический ток, а ионные соединения в твердом виде – нет, так как заряженные частицы в их составе не способны перемещаться. Однако расплавы и растворы ионных соединений электропроводны.
Кристаллические решетки.
В любом кристалле составляющие его частицы расположены строго регулярно и образуют так называемую периодическую структуру. Это означает, что кристалл состоит из огромного числа повторяющихся фрагментов.
Кристаллами называют тела с равновесным, закономерным, периодически повторяющимся расположением образующих их частиц – ионов, атомов или молекул.
Если центры тяжести этих частиц мысленно соединить отрезками прямых, то образуется пространственная, периодическая решетка, получившая название кристаллической. Центры тяжести частиц находятся в пересечениях, или узлах, кристаллической решетки.
Структуру кристаллов изучают в разделах естествознания, называемых кристаллофизикой и кристаллохимией. Содержанием кристаллохимии является установление зависимости условий образования и физико-химических свойств кристаллов от их структуры и состава, изучение энергетики выяснения природы химической связи в кристаллах.
Кристаллические решетки по характеру химических связей образующих их частиц подразделяются на атомные, ионные, металлические и молекулярные.
Атомные кристаллические решетки. В узлах кристаллической решетки находятся отдельные атомы, соединенные между собой ковалентными связями. Для веществ с атомной решеткой характерны очень высокие температуры плавления, значительная твердость и прочность. Примеры: углерод (в форме алмаза), кристаллический бор, кристаллический кремний.
Молекулярные. В узлах кристаллической решетки находятся полярные или неполярные молекулы. Для веществ с молекулярной решеткой характерны очень низкие температуры плавления (особенно в случае неполярных молекул), малая твердость и прочность. Примеры: кислород (при t ниже -219°С), хлороводород (при t ниже -144°С), йод, вода (в виде льда).
Ионные. В узлах кристаллической решетки находятся противоположно заряженные ионы – катионы и анионы. Для веществ с ионной решеткой характерны достаточно высокие температуры плавления, под действием растворителей происходит разрушение решетки. Примеры: хлорид калия (KCl), гидроксид натрия (NaOH), фторид лития (LiF).
Металлические. В узлах кристаллической решетки находятся катионы и нейтральные атомы. Между узлами хаотически движутся свободные электроны. Для веществ с металлической решеткой характерны металлический блеск, хорошая тепло- и электропроводность, пластичность и ковкость. Примеры: металлы – алюминий, золото, железо, медь.
В кристаллах атомного строения частицы связаны между собой ковалентными (неметаллы) или металлическими (металлы) связями. В ионных кристаллах реализуются ионные связи, а молекулярные кристаллы образуются за счет межмолекулярных взаимодействий.
Межмолекулярные взаимодействия.
Строение и свойства многих веществ определяются не только прочными связями – ковалентными, ионными и металлическими, но и более слабыми взаимодействиями, к числу которых относятся межмолекулярные связи – водородная и ван-дер-ваальсовы (диполь-дипольные). Эти связи определяют температуры плавления и кипения веществ молекулярного строения, а также некоторые их химические свойства.
Водородная связь.
Водородная связь образуется между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы.
Водородные связи между молекулами могут образовываться в тех случаях, когда атом водорода в составе одной полярной молекулы связан с сильно электроотрицательными атомами – F, O, N – другой молекулы.
Водородная связь схематично изображают точками или пунктиром между атомами.
Энергия водородной связи составляет от 10 до 40 кДж/моль, что во много раз меньше энергии ковалентных связей с участием атома водорода. Тем не менее даже относительно непрочные водородные связи сильно влияют на строение, а также физические и химические свойства веществ. Вещества с водородными связями плавятся и кипят при более высоких температурах, чем вещества аналогичного строения, но без водородных связей.
Водородные связи образуются во всех органических соединениях, содержащих полярные группы –OH, –COOH, –NH2. Например, для уксусной кислоты возникновение водородной связи может привести к объединению молекул в пары с образованием циклической димерной структуры:
Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекул. Именно внутримолекулярные водородные связи играют основную роль в формировании вторичной и третичной структуры белков. Две спирали ДНК удерживаются вместе с помощью водородных связей между парами оснований.
Ван-дер-ваальсова связь.
Ван-дер-ваальсовой связью называют слабое притяжение между молекулами, не связанное с передачей электронов и образованием общих электронных пар. Это притяжение вызвано наличием у молекул дипольного момента – постоянного (в полярных молекулах) или индуцированного (в неполярных). Ван-дер-ваальсова связь тем сильнее, чем выше полярность молекулы и чем больше ее электронная оболочка. Именно усилением ван-дер-ваальсовых связей объясняется рост температур плавления и кипения углеводородов во всех гомологических рядах с увеличением числа атомов углерода.
В среднем, ван-дер-ваальсовы взаимодействия слабее водородных связей, их энергия меньше. Однако именно они вызывают переход газообразных веществ молекулярного строения в жидкое и далее в твердое состояние. Ван-дер-ваальсовы связи между молекулами обеспечивают устойчивость кристаллических структур у веществ молекулярного строения.