169338 0
Кожен атом має деяке число електронів.
Вступаючи в хімічні реакції, атоми віддають, набувають, або узагальнюють електрони, досягаючи найбільш стійкої електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найнижчою енергією (як у атомах шляхетних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).
Мал. 1.
Це правило стосується всіх типам зв'язків. Електронні зв'язки між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, зрештою, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають за механізмами електронного перенесенняякі відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.
Хімічний зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їхню комбінацію..
Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженими ядрами, яка визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окиснення. З валентністю пов'язане поняття про валентних електронах- електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто які знаходяться на найбільш високоенергетичних орбіталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентною оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентна, дипольна, металева.
Перший тип зв'язку -іонна зв'язок
Відповідно до електронної теорії валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись на катіони, по-друге, купуючи їх, перетворюючись на аніони. Внаслідок електронного перенесення завдяки електростатичній силі тяжіння між іонами із зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названий Косселем « електровалентної»(тепер її називають іонної).
У цьому випадку аніони та катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньою електронною оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи та аніонів неметалічних елементів VI та VII груп (16 та 17 підгруп - відповідно, халькогеніві галогенів). Зв'язки у іонних сполук ненасичені та ненаправлені, тому можливість електростатичної взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 та 3 показані приклади іонних зв'язків, що відповідають моделі електронного перенесення Косселя.
Мал. 2.
Мал. 3.Іонний зв'язок у молекулі кухонної солі (NaCl)
Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин у природі, зокрема, розглянути уявлення про кислотахі підставах.
Водні розчини цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів відкрили Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори є слабкими кислотами або основами, забарвлення яких у недисоційованому та дисоційованому станах відрізняється.
Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчиняються у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, що не містять ОН-груп, зокрема, триетиламін N(З 2 Н 5) 3); розчинні основи називають лугами.
Водні розчини кислот вступають у характерні реакції:
а) з оксидами металів - з утворенням солі та води;
б) з металами - з утворенням солі та водню;
в) з карбонатами – з утворенням солі, З 2 та Н 2 O.
Властивості кислот та основ описують кілька теорій. Відповідно до теорії С.А. Арреніуса, кислота є речовиною, що дисоціює з утворенням іонів Н+ , тоді як основа утворює іони ВІН‑ . Ця теорія не враховує існування органічних основ, які мають гідроксильних груп.
Відповідно до протоннийтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота є речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а основа - речовина, що складається з молекул або іонів, що приймають протони ( акцепторипротонів). Зазначимо, що у водних розчинах іони водню існують у гідратованій формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O+. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидними іонами, але і здійснюються у відсутності розчинника або з неводним розчинником.
Наприклад, реакції між аміаком NH 3 (слабкою основою) і хлороводнем в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважній суміші двох речовин завжди присутні 4 частинки, дві з яких - кислоти, а дві інші - основи:
Ця рівноважна суміш складається з двох пар пар кислот і основ:
1)NH 4+ і NH 3
2) HClі Сl ‑
Тут у кожній парі кислота і основа різняться на один протон. Кожна кислота має пов'язану з нею основу. Сильній кислоті відповідає слабка сполучена основа, а слабкій кислоті - сильна сполучена основа.
Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, залежно від речовини, що взаємодіє з нею, може виявляти властивості або кислоти, або основи. Наприклад, у реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є основою, а з водними розчинами аміаку – кислотою.
1) СН 3 СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СТОВ‑ . Тут молекула оцтової кислоти донує протон молекули води;
2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН‑ . Тут молекула аміаку акцептує протон молекули води.
Таким чином, вода може утворювати дві пари:
1) Н 2 O(кислота) та ВІН‑ (сполучена основа)
2) Н 3 Про+ (кислота) та Н 2 O(Сполучена основа).
У першому випадку вода донує протон, а в другому – акцептує його.
Така властивість називається амфіпротонністю. Речовини, здатні вступати в реакції в якості і кислот, і основ, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини трапляються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з основами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки із присутніми іонами металів.
Таким чином, характерна властивість іонного зв'язку - повне переміщення нари електронів, що зв'язують, до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна густина майже нульова.
Другий тип зв'язку -ковалентна зв'язок
Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом узагальнення електронів.
Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів узагальнюється по одному від кожногоатома. У такому разі узагальнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернідвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2 . Цей тип зв'язку є у алотропов O 2 та озону O 3 та у багатоатомної молекули S 8 , а також у гетероядерних молекулхлороводню НСl, Вуглекислий газ З 2 , метану СH 4 , етанолу З 2 Н 5 ВІН, гексафториду сірки SF 6 , ацетилену З 2 Н 2 . У всіх цих молекул електрони однаково загальні, які зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).
Для біологів важливо, що у подвійного та потрійного зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.
Мал. 4.Ковалентний зв'язок у молекулі Сl 2 .
Іонний та ковалентний типи зв'язків - це два граничні випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.
З'єднання двох елементів, розташованих у протилежних кінцях одного чи різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язки. У міру зближення елементів у межах періоду іонний характер їх сполук зменшується, а ковалентний збільшується. Наприклад, галогеніди та оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язки ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), а такі ж з'єднання елементів правої частини таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО 2 , NH 3 , NO 2 , СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 Про 6, етанол З 2 Н 5 ВІН).
Ковалентний зв'язок, своєю чергою, має ще одну модифікацію.
У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрони можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, який узагальнює з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названо координаційної (донорно-акцепторної, абодативний) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найважливіших для метаболізму d-елементів значною мірою описується координаційними зв'язками.
Рис. 5.
Як правило, у комплексному з'єднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних та ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.
Суть ковалентного зв'язку та його різновиду - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот та основ, запропонованої ГН. Льюїс. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» та «основа» з теорії Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів та участь речовин у реакціях нуклеофільного заміщення, тобто утворенні КС.
Згідно з Льюїсом, кислота - це речовина, здатна утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від основи. Льюїсовою основою названо речовину, що володіє неподіленою електронною парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюїсовою кислотою.
Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони зовсім не беруть участь. Причому сам протон, з цієї теорії, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.
Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюїсовими кислотами, а аніони - Льюїсовими основами. Прикладом можуть бути наступні реакції:
Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносний, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторних атомів у ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.
Поляризованістьвизначається електронною структурою, зарядом та розмірами іона; у аніонів вона вища, ніж у катіонів. Найбільша поляризуемість серед катіонів - у катіонів більшого заряду та меншого розміру, наприклад, у Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Аl 3+ , Тl 3+. Сильна поляризуюча дія має Н+. Оскільки вплив поляризації іонів двосторонній, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.
Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок
Крім перелічених типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совими .
Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.
Вирізняють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольнетяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційнетяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійнетяжіння, чи лондонівські сили; Мал. 6).
Мал. 6.
Диполь-дипольним моментом мають лише молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3 , SO 2 , Н 2 O, C 6 H 5 Cl), причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д = 3,338 × 10-30 кулон-метра - Кл × м).
У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольноготяжіння. Цей зв'язок утворений тяжінням між атомом водню та електронегативним атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором та азотом. З великими атомами, що мають аналогічну електронегативність (наприклад, з хлором і сіркою), водневий зв'язок виявляється значно слабшим. Атом водню відрізняється однією істотною особливістю: при відтягуванні електронів, що зв'язують його ядро - протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.
Тому атом перетворюється на великий диполь.
Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсової, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, а й усередині однієї молекули. внутрішньомолекулярнаводневий зв'язок. Водневі зв'язки відіграють у біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді аспіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).
Рис.7.
Водневий і вандерваальсовий зв'язки значно слабші, ніж іонний, ковалентний і координаційний. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана у табл. 1.
Таблиця 1.Енергія міжмолекулярних сил
Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення та випаровування (кипіння). Іонним сполукам потрібно поділу іонів значно більше енергії, ніж поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних сполук значно вищі, ніж молекулярні сполуки.
Четвертий тип зв'язку -металевий зв'язок
Нарешті є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів грат металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку немає.
З короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома чи іона металу - донора електронів, і навіть атома - акцептоpa електронів є його розмір.
Не вдаючись у деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсові радіуси молекул, що взаємодіють, збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів – найменші, а вандерваальсових радіусів – найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсові.
Найбільше значення для біологів та медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) зв'язки, що розглядаються координаційною хімією.
Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків
Хімічний зв'язок.
Вправи.
1. Визначити тип хімічного зв'язку у наступних речовинах:
Речовина | Хлорид фосфору | Сірчана кислота | |||
Тип зв'язку | |||||
Речовина | Оксид барію | ||||
Тип зв'язку |
2. Підкресліть речовини, в яких МІЖ молекуламиіснує водневий зв'язок:
сірчистий газ; лід; озон; етанол; етилен; оцтова кислота; фтороводород.
3. Як впливають на довжину, міцність та полярність зв'язку- Радіуси атомів, їх електронегативності, кратність зв'язку?
а) Чим більше радіуси атомів, що утворили зв'язок, тим довжина зв'язку _______
б) Чим більша кратність (одинарна, подвійна чи потрійна) зв'язку, тим її міцність ____________________
в) Чим більша різниця електронегативностей між двома атомами, тим самим полярність зв'язку ____________
4. Порівняйте довжину, міцність та полярність зв'язків у молекулах:
а) довжина зв'язку: HCl ___HBr
б) міцність зв'язку PH3_______NH3
в) полярність зв'язку ССl4 ______CH4
г) міцність зв'язку: N2 _______O2
д) довжина зв'язку між атомами вуглецю в етилені та в ацетилені: __________
е) полярність зв'язків у NH3_________Н2О
Тести. А4.Хімічний зв'язок.
1. Валентність атома – це
1) число хімічних зв'язків, утворених даним атомом у поєднанні
2) ступінь окислення атома
3) кількість відданих чи прийнятих електронів
4) число електронів, недостатнє отримання електронної конфігурації найближчого інертного газу
А. При утворенні хімічного зв'язку енергія завжди виділяється
Б. Енергія подвійного зв'язку менша, ніж енергія одинарного зв'язку.
1) вірно тільки А 2) вірно тільки Б 3) вірні обидва судження 4) обидва судження невірні
3.У речовинах, утворених шляхом з'єднання однаковихатомів, хімічний зв'язок
1) іонна 2) ковалентна полярна 3) воднева 4) ковалентна неполярна
4. З'єднаннями з ковалентним полярним та ковалентним неполярним зв'язком є відповідно
1) вода та сірководень 2) бромід калію та азот
5. За рахунок загальної електронної пари хімічний зв'язок утворений у поєднанні
1) KI 2) НВr 3) Li2O 4) NаВr
6.Виберіть пару речовин, всі зв'язки в яких - ковалентні:
1) NаСl, НСl 2) СО2, 3) СН3Сl, СН3Nа 4) SO2, NO2
7. Речовина з ковалентним полярним зв'язком має формулу
1) KCl 2) HBr 3) Р4 4) CaCl2
8. Поєднання з іонним характером хімічного зв'язку
1)хлорид фосфору 2)бромід калію 3)оксид азоту (II) 4)барій
9. В аміаку та хлориді барію хімічний зв'язок відповідно
1) іонна та ковалентна полярна 2)ковалентна неполярна та іонна 3)ковалентна полярна та іонна 4)ковалентна неполярна та металева
10. Речовиною з ковалентним полярним зв'язком є
1)оксид сірки (IV) 2)кисень 3)гідрид кальцію 4)алмаз
11. У якому ряду перераховані речовини тільки з ковалентним полярним зв'язком:
1) СН4 Н2 Сl2 2)NH3 HBr CO2 3) PCl3 KCl CCl4 4) H2S SO2 LiF
12. У якому ряду перераховані речовини лише з іонним типом зв'язку:
1) F2O LiF SF4 2) PCl3 NaCl CO2 3) KF Li2O BaCl2 4) СаF2 CH4 CCl4
13. З'єднання з іонним зв'язком утворюється при взаємодії
1) CH4 та O2 2)NH3 та HCl 3) C2H6 та HNO3 4) SO3 та H2O
14. У якій речовині усі хімічні зв'язки – ковалентні неполярні?
1) Алмаз 2) Оксид вуглецю (IV) 3) Золото 4) Метан
15. Зв'язок, що утворюється між елементами з порядковими номерами 15 та 53
1) іонна 2) металічна
3) ковалентна неполярна 4) ковалентна полярна
16. Водневий зв'язокутворюється міжмолекулами
1) етано 2) бензолу 3) водню 4) етанолу
17. У якій речовині є водневі зв'язки?
1) Сірководень 2) Лід 3) Бромоводород 4) Бензол
18.У якій речовині є одночасно іонні та ковалентні хімічні зв'язки?
1) Хлорид натрію 2) Хлороводень 3) Сульфат натрію 4) Фосфорна кислота
19. Більш виражений іонний характер має хімічний зв'язок у молекулі
1)броміду літію 2)хлориду міді 3)карбіду кальцію 4)фториду калію
20. Трьма загальними електронними парами утворено ковалентний зв'язок у молекулі 1) азоту 2) сірководню 3) метану 4) хлору
21. Скільки електронів бере участь у освіті хімічних зв'язків у молекулі води?4) 18
22.Чотири ковалентні зв'язки містить молекула: 1) СО2 2) С2H4 3) Р4 4) С3Н4
23. Число зв'язків у молекулах збільшується в ряду
1) СНСl3, СH4 2) СН4, SО3 3) СО2, СН4 4) SО2, NН3
24. У якому з'єднанні ковалентний зв'язок між атомами утворюється за донорно-акцепторним механізмом? 1)КСl 2)ССl4 3) NН4Сl 4)СаСl2
25. Яка з перерахованих молекул потребує найменшої витрати енергії для розкладання на атоми? 1) HI 2) Н2 3) O2 4) СО
26. Вкажіть молекулу, в якій енергія зв'язку найбільша:
1) N≡N 2) Н-Н 3) О = Про 4) Н-F
27. Вкажіть молекулу, в якій хімічний зв'язок - найміцніший:
1) НF 2) НСl 3) НВr 4) HI
28. Вкажіть ряд, що характеризується збільшенням довжини хімічного зв'язку
1) O2, N2, F2, Cl2 2) N2, O2, F2, Cl2 3) F2, N2, O2, Cl2 4) N2, O2, Cl2, F2
29. Довжина зв'язку Е-O збільшується в ряду
1) оксид кремнію(IV), оксид вуглецю(IV)
2) оксид сірки(IV), оксид телуру(IV)
3) оксид стронцію, оксид берилію
4) оксид сірки(IV), оксид вуглецю(IV)
30. У ряді СН4 - SiH4 відбувається збільшення
1) міцності зв'язків 2) окисних властивостей
3) довжини зв'язків 4) полярності зв'язків
31. У якому ряді молекул розташовані в порядку збільшення полярності зв'язків?
1) НF, НСl, НВr 2) Н2Sе, Н2S, Н2О 3) NH3, РН3, АsН3 4) СO2, СS2, СSе2
32. Найбільш полярний ковалентний зв'язок у молекулі:
1) СН4 2) СF4 3) CCl4 4) CBr4
33.Вкажіть ряд, у якому полярність зростає:
1) AgF, F2, HF 2) Cl2, HCl, NaCl 3) CuO, CO, O2 4) KBr, NaCl, KF
Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок.
1. В аміаку та хлориді барію хімічний зв'язок відповідно
1) іонна та ковалентна полярна
2) ковалентна полярна та іонна
3) ковалентна неполярна та металева
4) ковалентна неполярна та іонна
2. Речовини лише з іонним зв'язком наведені в ряду:
1) F2, ССl4, КС1
2) NaBr, Na2O, KI
3. З'єднання з іонним зв'язком утворюється при взаємодії
3) С2Н6 та HNO3
4. У якому ряду всі речовини мають ковалентний полярний зв'язок?
1) HCl, NaCl. Cl2
4) NaBr. HBr. CO
5. У якому ряду записані формули речовин тільки з ковалентною полярною
1) С12, NO2, НС1
6. Ковалентний неполярний зв'язок характерний для
1) С12 2) SO3 3) СО 4) SiO2
7. Речовиною з ковалентним полярним зв'язком є
1) С12 2) NaBr 3) H2S 4) MgCl2
8. Речовиною з ковалентним зв'язком є
1) СаС12 2) MgS 3) H2S 4) NaBr
9. Речовина з ковалентним неполярним зв'язком має формулу
1) NH3 2) Сu 3) H2S 4) I2
10. Речовинами з неполярним ковалентним зв'язком є
1) вода та алмаз
2) водень та хлор
3) мідь та азот
4) бром та метан
11. Між атомами з однаковою відносною електронегативністю утворюється хімічний зв'язок
2) ковалентна полярна
3) ковалентна неполярна
4) воднева
12. Ковалентний полярний зв'язок характерна для
1) KC1 2) НВг 3) Р4 4) СаСl2
13. Хімічний елемент, в атомі якого електрони за шарами розподілені так: 2, 8, 8, 2 утворює з воднем хімічний зв'язок
1) ковалентну полярну
2) ковалентну неполярну
4) металеву
14. У молекулі якої речовини довжина зв'язку між атомами вуглецю найбільша?
1) ацетилену 2) етану 3) етену 4) бензолу
15. Трьма загальними електронними парами утворено ковалентний зв'язок у молекулі
2) сірководню
16. Водневі зв'язки утворюються між молекулами
1) диметилового ефіру
2) метанолу
3) етилену
4) етилацетату
17. Полярність зв'язку найбільше виражена в молекулі
1) HI 2) НС1 3) HF 4) НВг
18. Речовинами з неполярним ковалентним зв'язком є
1) вода та алмаз
2) водень та хлор
3) мідь та азот
4) бром та метан
19. Водневий зв'язок не характерний для речовини
1) Н2О 2) СН4 3) NH3 4) СНзОН
20. Ковалентний полярний зв'язок характерний для кожної з двох речовин, формули яких
2) СО2 та К2О
4) CS2 та РС15
21. Найменш міцний хімічний зв'язок у молекулі
1) фтору 2) хлору 3) брому 4) йоду
22. У молекулі якої речовини довжина хімічного зв'язку найбільша?
1) фтору 2) хлору 3) брому 4) йоду
23. Ковалентні зв'язки має кожну з речовин, зазначених у рядку:
1) C4H10, NO2, NaCl
2) СО, CuO, CH3Cl
4) C6H5NO2, F2, CC14
24. Ковалентний зв'язок має кожну з речовин, зазначених у рядку:
1) СаО, С3Н6, S8
2) Fe. NaNO3, CO
3) N2, CuCO3, K2S
4) C6H5N02, SО2, CHC13
25. Ковалентний зв'язок має кожну з речовин, зазначених у рядку:
1) С3Н4, NO, Na2O
2) СО, СН3С1, PBr3
3) Р2Оз, NaHSO4, Су
4) C6H5NO2, NaF, СС14
26. Ковалентні зв'язки має кожна з речовин, зазначених у рядку:
1) C3Ha, NO2, NaF
2) КС1, CH3Cl, C6H12О6
3) P2O5, NaHSO4, Ba
4) C2H5NH2, P4, CH3OH
27. Полярність зв'язку найбільше виражена в молекулах
1) сірководню
3) фосфіну
4) хлороводню
28. У молекулі якої речовини хімічні зв'язки найміцніші?
29. Серед речовин NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - кількість сполук з іонним зв'язком дорівнює
30. Серед речовин (NH4)2SO4, Na2SO4, CaI2, I2, CO2 - кількість сполук з ковалентним зв'язком дорівнює
Відповіді: 1-2, 2-2, 3-4, 4-3, 5-4, 6-1, 7-3, 8-3, 9-4, 10-2, 11-3, 12-2, 13-3, 14-2, 15-1, 16-2, 17-3, 18-2, 19-2, 20-4, 21-4, 22-4, 23-4, 24-4, 25- 2, 26-4, 27-4, 28-1, 29-3, 30-4
Характеристики хімічних зв'язків
Вчення про хімічний зв'язок становить основу всієї теоретичної хімії. Під хімічним зв'язком розуміють таку взаємодію атомів, яка пов'язує їх у молекули, іони, радикали, кристали. Розрізняють чотири типи хімічних зв'язків: іонну, ковалентну, металеву та водневу. Різні типи зв'язків можуть міститися в тих самих речовинах.
1. В основах: між атомами кисню та водню в гідроксогрупах зв'язок полярний ковалентний, а між металом та гідроксогрупою - іонний.
2. У солях кисневмісних кислот: між атомом неметалу та киснем кислотного залишку - ковалентна полярна, а між металом та кислотним залишком - іонна.
3. У солях амонію, метиламонію тощо між атомами азоту і водню - ковалентна полярна, а між іонами амонію або метиламонію і кислотним залишком - іонна.
4. У пероксидах металів (наприклад, Na 2 O 2) зв'язок між атомами кисню ковалентний неполярний, а між металом і киснем - іонний і т.д.
Причиною єдності всіх типів та видів хімічних зв'язків служить їхня однакова хімічна природа - електронно-ядерна взаємодія. Утворення хімічного зв'язку в будь-якому випадку є результатом електронно-ядерної взаємодії атомів, що супроводжується виділенням енергії.
Способи утворення ковалентного зв'язку
Ковалентний хімічний зв'язок- Це зв'язок, що виникає між атомами за рахунок утворення спільних електронних пар.
Ковалентні сполуки – зазвичай гази, рідини чи порівняно низькоплавкі тверді речовини. Одним із рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3500 °С. Це пояснюється будовою алмазу, який є суцільними гратами ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмазу, незалежно від його розміру, є однією величезною молекулою.
Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла у своїй структура називається молекулою.
Механізм утворення такого зв'язку може бути обмінним та донорно-акцепторним.
У більшості випадків два ковалентно зв'язані атоми мають різну електронегативність і узагальнені електрони не належать двом атомам рівною мірою. Більшість часу вони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атома хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбулося повне перенесення електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню та хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) та неполярним ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою буквою δ. Такий зв'язок називається полярним ковалентним зв'язком, а про молекулу хлороводню говорять, що вона полярна, тобто має позитивно заряджений кінець (атом водню) і негативно заряджений кінець (атом хлору).
1. Обмінний механізм діє, коли атоми утворюють загальні електронні пари з допомогою об'єднання неспарених електронів.
1) Н 2 – водень.
Зв'язок виникає завдяки утворенню загальної електронної пари s-електронами атомів водню (перекривання s-орбіталей).
2) HCl – хлороводень.
Зв'язок виникає за рахунок утворення загальної електронної пари з s- та р-електронів (перекривання s-р-орбіталей).
3) Cl 2: У молекулі хлору ковалентний зв'язок утворюється за рахунок непарних р-електронів (перекривання р-р-орбіталей).
4) N 2: У молекулі азоту між атомами утворюються три загальні електронні пари.
Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку
Донормає електронну пару, акцептор- вільну орбіталь, яку ця пара може зайняти. В іоні амонію всі чотири зв'язки з атомами водню ковалентні: три утворилися завдяки створенню загальних електронних пар атомом азоту та атомами водню за обмінним механізмом, один - за донорно-акцепторним механізмом. Ковалентні зв'язки класифікують за способом перекривання електронних орбіталей, а також усунення їх до одного із зв'язаних атомів. Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті перекриття електронних орбіталей вздовж лінії зв'язку, називаються σ -зв'язками(Сігма-зв'язками). Сигма-зв'язок дуже міцний.
р-орбіталі можуть перекриватися у двох областях, утворюючи ковалентний зв'язок за рахунок бічного перекривання.
Хімічні зв'язки, що утворюються в результаті «бічного» перекривання електронних орбіталей поза лінією зв'язку, тобто у двох областях, називаються пі-зв'язками.
За ступенем зміщення загальних електронних пар до одного із зв'язаних ними атомів ковалентний зв'язок може бути полярним і неполярним. Ковалентний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з однаковою електронегативністю, називають неполярним. Електронні пари не зміщені до жодного з атомів, тому що атоми мають однакову електронегативність - властивість відтягувати до себе валентні електрони від інших атомів. Наприклад,
т. е. за допомогою ковалентного неполярного зв'язку утворені молекули простих речовин-неметалів. Ковалентний хімічний зв'язок між атомами елементів, електронегативність яких різняться, називають полярним.
Наприклад, NH 3 – аміак. Азот більш електронегативний елемент, ніж водень, тому загальні електронні пари зміщуються для його атома.
Характеристики ковалентного зв'язку: довжина та енергія зв'язку
Характерні властивості ковалентного зв'язку - її довжина та енергія. Довжина зв'язку – це відстань між ядрами атомів. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим менша його довжина. Однак мірою міцності зв'язку є енергія зв'язку, яка визначається кількістю енергії, яка потрібна для розриву зв'язку. Зазвичай вона вимірюється кДж/моль. Так, згідно з досвідченими даними, довжини зв'язку молекул H 2 , Cl 2 і N 2 відповідно становлять 0,074, 0,198 і 0,109 нм, а енергії зв'язку відповідно дорівнюють 436, 242 і 946 кДж/моль.
Іони. Іонний зв'язок
Для атома є дві основні можливості підкоритися правилу октету. Перша з них – утворення іонного зв'язку. (Друга - освіта ковалентного зв'язку, про неї йтиметься нижче). При утворенні іонного зв'язку атом металу втрачає електрони, а атом неметала набуває.
Уявімо, що «зустрічаються» два атоми: атом металу I групи та атом неметалу VII групи. У атома металу на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться єдиний електрон, а атому неметалу якраз не вистачає саме одного електрона, щоб його зовнішній рівень виявився завершеним. Перший атом легко віддасть другому свій далекий від ядра і слабко пов'язаний із ним електрон, а другий надасть йому вільне місце своєму зовнішньому електронному рівні. Тоді атом, позбавлений одного свого негативного заряду, стане позитивно зарядженою частинкою, а другий перетвориться на негативно заряджену частинку завдяки отриманому електрону. Такі частки називаються іонами.
Це хімічний зв'язок, що виникає між іонами. Цифри, що показують число атомів чи молекул, називаються коефіцієнтами, а цифри, що показують число атомів чи іонів у молекулі, називають індексами.
Металевий зв'язок
Метали мають специфічні властивості, що відрізняються від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- та електропровідність. Ці особливості зобов'язані існуванню у металах особливого виду зв'язку - металевого зв'язку.
Металевий зв'язок - зв'язок між позитивними іонами в кристалах металів, що здійснюється за рахунок тяжіння електронів, що вільно переміщаються кристалом. Атоми більшості металів на зовнішньому рівні містять невелику кількість електронів – 1, 2, 3. Ці електрони легко відриваються, і атоми при цьому перетворюються на позитивні іони. Електрони, що відірвалися, переміщаються від одного іона до іншого, зв'язуючи їх в єдине ціле. Поєднуючись з іонами, ці електрони утворюють тимчасово атоми, потім знову відриваються і з'єднуються вже з іншим іоном і т. д. Безкінечно відбувається процес, який схематично можна зобразити так:
Отже, в обсязі металу атоми безперервно перетворюються на іони і навпаки. Зв'язок у металах між іонами за допомогою узагальнених електронів називається металевим. Металевий зв'язок має деяку подібність до ковалентної, оскільки заснована на узагальненні зовнішніх електронів. Однак при ковалентному зв'язку узагальнено зовнішні непарні електрони тільки двох сусідніх атомів, у той час як при металевому зв'язку в усуспільненні цих електронів беруть участь усі атоми. Саме тому кристали з ковалентним зв'язком крихкі, а з металевою, як правило, пластичні, електропровідні та мають металевий блиск.
Металевий зв'язок характерна як чистих металів, так сумішей різних металів - сплавів, що у твердому і рідкому станах. Однак у пароподібному стані атоми металів пов'язані між собою ковалентним зв'язком (наприклад, парами натрію заповнюють лампи жовтого світла для освітлення вулиць великих міст). Пари металів складаються з окремих молекул (одноатомних та двоатомних).
Металевий зв'язок відрізняється від ковалентного також і за міцністю: його енергія в 3-4 рази менша за енергію ковалентного зв'язку.
Енергія зв'язку - енергія, необхідна для розриву хімічного зв'язку у всіх молекулах, що становлять одну моль речовини. Енергії ковалентних та іонних зв'язків зазвичай великі та становлять величини порядку 100-800 кДж/моль.
Водневий зв'язок
Хімічний зв'язок між позитивно поляризованими атомами водню однієї молекули(або її частини) та негативно поляризованими атомами сильно електронегативних елементів, Що мають наділені електронні пари (F, O, N і рідше S і Cl), інший молекули (або її частини) називають водневою. Механізм утворення водневого зв'язку має частково електростатичний, частково онорно-акцепторний характер.
Приклади міжмолекулярного водневого зв'язку:
За наявності такого зв'язку навіть низькомолекулярні речовини можуть бути за звичайних умов рідинами (спирт, вода) або газами, що легко зріджуються (аміак, фтороводород). У біополімерах - білках (вторинна структура) - є внутрішньомолекулярний водневий зв'язок між карбонільним киснем і воднем аміногрупи:
Молекули полінуклеотидів - ДНК (дезоксирибонуклеїнова кислота) - являють собою подвійні спіралі, в яких два ланцюги нуклеотидів пов'язані один з одним водневими зв'язками. При цьому діє принцип комплементарності, тобто ці зв'язки утворюються між певними парами, що складаються з пуринової та піримідинової основ: проти аденінового нуклеотиду (А) розташовується тіміновий (Т), а проти гуанінового (Г) – цитозиновий (Ц).
Речовини з водневим зв'язком мають молекулярні кристалічні ґрати.
