ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК: ХАРАКТЕРИСТИКИ, СПОСІБ ЇХ УТВОРЕННЯ, ВИДИ - ХІМІЯ - 2025

Хімічна зв'язок є силою , яка керує тримати разом атоми, складові справи. Кожен тип матерії має характерний хімічний зв’язок, який складається з участі одного або декількох електронів. Таким чином, сили, які зв’язують атоми в газах, відрізняються, наприклад, від металів.

Всі елементи періодичної таблиці (за винятком гелію та легких благородних газів) можуть утворювати один з одним хімічні зв’язки. Однак природа їх змінюється залежно від того, з яких елементів беруться електрони, що їх утворюють. Важливим параметром для пояснення типу зв’язків є електронегативність.

Джерело: Автор Ymwang42 (розмова). Ymwang42 на en.wikipedia, із Вікімедіа

Різниця електронегативності (ΔE) між двома атомами визначає не тільки тип хімічного зв’язку, а й фізико-хімічні властивості сполуки. Солі характеризуються тим, що мають іонні зв’язки (високий ΔE), і багато органічних сполук, таких як вітамін B ₁₂ (верхнє зображення), мають ковалентні зв’язки (низький ΔE).

У вищій молекулярній структурі кожна з ліній являє собою ковалентний зв’язок. Клини вказують на те, що зв’язок виходить із площини (у бік читача), а підкреслені - за площиною (подалі від читача). Зауважимо, що є подвійні зв’язки (=) і атом кобальту, узгоджений з п'ятьма атомами азоту та бічним ланцюгом R.

Але чому утворюються такі хімічні зв’язки? Відповідь полягає в енергетичній стабільності атомів та електронів-учасників. Ця стабільність повинна врівноважувати електростатичні відштовхування, що виникають між електронними хмарами та ядрами, та притягнення ядра на електрони сусіднього атома.

Визначення хімічного зв’язку

Багато авторів дали визначення хімічного зв’язку. З усіх них найважливішою була фізика-хімік Г. Н. Льюїс, який визначав хімічний зв’язок як участь пари електронів між двома атомами. Якщо атоми A · і · B можуть внести один електрон, то одинарний зв’язок A: B або A - B утвориться між ними.

До утворення зв’язку і А, і В розділяються на невизначене відстань, але тепер у зв'язку є сила, яка їх утримує разом у діатомічній сполуці АВ та відстані зв'язку (або довжині) зв'язку.

характеристики

Джерело: Габріель Болівар

Які характеристики цієї сили, яка утримує атоми разом? Вони більше залежать від типу зв'язку між А та В, ніж від їх електронних структур. Наприклад, посилання А - В є спрямованим. Що це означає? Те, що сила, що чинить з'єднання пари електронів, може бути представлена ​​на осі (як би це циліндр).

Також цей зв’язок потребує енергії для розриву. Ця кількість енергії може бути виражена в одиницях кДж / моль або кал / моль. Після прикладання достатньої кількості енергії до сполуки АВ (наприклад, теплом), вона відмежовується від вихідних атомів А · і · В.

Чим стійкіший зв’язок, тим більше енергії потрібно для розділення зв'язаних атомів.

З іншого боку, якби зв’язок у сполуці АВ був іонним, А ⁺ В ^- , то це була б непряма сила. Чому? Тому що А ⁺ чинить привабливу силу на В ^- (і навпаки), що більше залежить від відстані, що розділяє обидва іони в просторі, ніж від їх відносного розташування.

Це поле тяжіння та відштовхування об'єднує інші іони, утворюючи кристалічну решітку (верхнє зображення: катіон A ⁺ лежить в оточенні чотирьох B ^- аніонів , а вони оточені чотирма катіонами A ⁺ тощо).

Як утворюються хімічні зв’язки?

Гомоядерні сполуки АА

Джерело: Габріель Болівар

Щоб пара електронів утворила зв’язок, існує багато речей, які потрібно розглянути спочатку. Ядра, кажуть ті з А, мають протони і тому позитивні. Коли два атоми А знаходяться дуже далеко один від одного, тобто на великій міжядерній відстані (верхнє зображення), вони не відчувають жодного потягу.

Коли два атоми А наближаються до своїх ядер, вони притягують електронну хмару сусіднього атома (фіолетове коло). Це сила тяжіння (A на сусідньому фіолетовому колі). Однак два ядра А відштовхуються одне від одного, оскільки вони позитивні, і ця сила збільшує потенційну енергію зв’язку (вертикальна вісь).

Існує міжядерна відстань, на якій потенційна енергія досягає мінімуму; тобто привабливі та відштовхуючі сили (два атоми А в нижній частині зображення) врівноважені.

Якщо ця відстань зменшиться після цієї точки, зв’язок призведе до того, що два ядра дуже сильно відштовхуються одне від одного, дестабілізуючи з'єднання AA.

Отже, щоб зв’язок утворився, повинна бути енергетично адекватна міжядерна відстань; і, крім того, атомні орбіталі повинні правильно перетинатися, щоб зв'язати електрони.

Гетероядерні сполуки AB

Що робити, якщо замість двох атомів A приєднати один A та інший B? У цьому випадку верхній графік змінився б тому, що один з атомів мав би більше протонів, ніж інший, а хмари електронів мали б різні розміри.

Оскільки зв'язок А - В утворюється на відповідній міжядерній відстані, електронна пара знайдеться переважно в районі самого електронегативного атома. Так відбувається з усіма гетероядерними хімічними сполуками, які складають переважну більшість відомих (і будуть відомі).

Хоча не згадується в глибині, є численні змінні, які безпосередньо впливають на наближення атомів та формування хімічних зв’язків; деякі - термодинамічні (реакція спонтанна?), електронні (наскільки повні чи порожні орбіталі атомів) та інші кінетичні.

Види хімічних зв’язків

Посилання мають ряд характеристик, що відрізняють їх один від одного. Кілька з них можна поставити за трьома основними класифікаціями: ковалентною, іонною або металевою.

Хоча є сполуки, зв’язки яких належать до одного типу, багато насправді складаються із суміші символів кожного. Цей факт зумовлений різницею електронегативності між атомами, які утворюють зв’язки. Таким чином, деякі сполуки можуть бути ковалентними, але мати деякий іонний характер у своїх зв’язках.

Так само тип зв’язку, структура та молекулярна маса є ключовими факторами, що визначають макроскопічні властивості речовини (яскравість, твердість, розчинність, температура плавлення тощо).

-Ковалентний зв’язок

Ковалентні зв’язки - це ті, що були пояснені досі. У них дві орбіталі (по одному електрону в кожній) повинні перетинатися з ядрами, розділеними на відповідній міжядерній відстані.

Відповідно до теорії молекулярної орбіти (TOM), якщо перекриття орбіталей лобове, утвориться сигма σ зв’язок (який також називається простим або простим зв’язком). Якщо орбіталі утворені бічними та перпендикулярними перекриттями щодо міжядерної осі, ми матимемо π зв’язки (подвійні та потрійні):

Джерело: Габріель Болівар

Просте посилання

Зв'язок σ, як видно із зображення, утворюється вздовж міжядерної осі. Хоча і не показано, А і В можуть мати інші зв’язки, а отже, і власну хімічну середу (різні частини молекулярної структури). Цей тип ланки характеризується потужністю обертання (зелений циліндр) і тим, що є найсильнішим з усіх.

Наприклад, одинарна зв'язок у молекулі водню може обертатися навколо міжядерної осі (H - H). Аналогічно може гіпотетична молекула СА - АВ.

Посилання C - A, A - A і A - B обертаються; але якщо C або B є атомами або групою об'ємних атомів, обертання A - A стерично утруднене (тому що C і B зіткнуться).

Поодинокі зв’язки є практично у всіх молекулах. Її атоми можуть мати будь-яку хімічну гібридизацію до тих пір, поки перекриття їх орбіталей є фронтальним. Повертаючись до структури вітаміну B ₁₂ , будь-який окремий рядок (-) вказує на єдину зв'язок (наприклад, зв’язки –CONH ₂ ).

Подвійне посилання

Подвійне зв’язування вимагає, щоб атоми були (зазвичай) sp ² гібридизованими . Чистий p зв'язок, перпендикулярний трьом гібридним орбіталям sp ² , утворює подвійний зв’язок, який зображений у вигляді сіруватого аркуша.

Зауважте, що одночасний спільний (зелений циліндр) і подвійний зв'язок (сірий аркуш) співіснують одночасно. Однак, на відміну від одинарних зв'язків, подвійні зв’язки не мають однакової свободи обертання навколо міжядерної осі. Це тому, що для обертання посилання (або фольга) має розірватися; процес, який потребує енергії.

Також зв’язок A = B є більш реакційноздатним, ніж A - B. Його довжина коротша, а атоми А і В знаходяться на меншій міжядерній відстані; отже, між обома ядрами спостерігається більше відштовхування. Розривання як одинарних, так і подвійних зв'язків вимагає більше енергії, ніж потрібно для поділу атомів у молекулі А - В.

У структурі вітаміну B ₁₂ можна спостерігати кілька подвійних зв’язків: C = O, P = O та всередині ароматичних кілець.

Потрійний зв’язок

Потрійний зв’язок навіть коротший, ніж подвійний, і обертання його більше заважає. У ній утворюються два π зв’язки, перпендикулярні один одному (сіруватий і фіолетовий аркуші), а також єдина зв’язка.

Зазвичай хімічна гібридизація атомів A і B повинна бути sp: дві орбіталі sp один від одного на 180º і дві чисті p орбіталі перпендикулярні першій. Зауважте, що потрійний зв’язок виглядає як весло, але без сили обертання. Цей зв’язок може бути представлений просто A≡B (N≡N, молекула азоту N ₂ ).

З усіх ковалентних зв’язків це найбільш реагує; але в той же час той, якому потрібно більше енергії для повного поділу його атомів (· A: +: B ·). Якби вітамін B ₁₂ мав потрійну зв’язок у молекулярній структурі, його фармакологічний ефект різко змінився б.

Шість електронів беруть участь у потрійних зв’язках; в парних, чотири електрона; а в простому чи простому - два.

Утворення одного або декількох цих ковалентних зв'язків залежить від електронної доступності атомів; тобто скільки електронів виконує свої орбіталі, щоб набути одного октету валентності.

Неполярний зв’язок

Ковалентний зв’язок складається з рівного розподілу пари електронів між двома атомами. Але це категорично справедливо лише в тому випадку, коли обидва атоми мають однакову електронегативність; тобто та сама тенденція залучення електронної густини з оточення до складу.

Неполярні зв’язки характеризуються нульовою різницею електронегативності (ΔE≈0). Це відбувається у двох ситуаціях: у гомонуклеарній сполуці (A ₂ ) або якщо хімічна середовище з обох сторін зв’язку еквівалентна (H ₃ C - CH ₃ , молекула етану).

Приклади неполярних зв'язків видно в наступних сполуках:

-Відводень (H - H)

-Кисень (O = O)

-Азот (N≡N)

-Фтор (F - F)

-Хлор (Cl - Cl)

-Ацетилен (HC≡CH)

Полярні зв’язки

Коли між обома атомами є помітна різниця в електронегативності ΔE, по осі зв’язку утворюється дипольний момент: A ^{δ +} –B ^δ- . Що стосується гетероядерної сполуки AB, B є найбільш електронегативним атомом, а отже, він має більшу електронну щільність δ-; тоді як A, найменш електронегативний, має дефіцит заряду δ +.

Щоб відбувалися полярні зв’язки, два атоми з різними електронегативними властивостями повинні з'єднуватися; і, таким чином, утворюють гетероядерні сполуки. A - B нагадує магніт: він має позитивний і негативний полюс. Це дозволяє йому взаємодіяти з іншими молекулами за допомогою диполь-дипольних сил, серед яких є водневі зв’язки.

Вода має два полярні ковалентні зв’язки, H - O - H, а її молекулярна геометрія є кутовою, що збільшує її дипольний момент. Якби його геометрія була лінійною, океани випарувалися б і вода мала б нижчу температуру кипіння.

Той факт, що сполука має полярні зв’язки , не означає, що вона є полярною . Наприклад, чотирихлористий вуглець, CCl ₄ , має чотири полярні C - Cl зв’язки, але завдяки їх тетраедральному розташуванню дипольний момент в кінцевому підсумку векторіально скасовується.

Дативні або координаційні зв’язки

Коли атом віддає пару електронів, щоб утворити ковалентний зв’язок з іншим атомом, тоді ми говоримо про дативний або координаційний зв’язок. Наприклад, маючи B: наявну електронну пару та A (або A ⁺ ), електронну вакансію, зв'язок B: A утворюється.

У структурі вітаміну В ₁₂ п’ять атомів азоту пов'язані з металевим центром Ко через цей тип ковалентного зв’язку. Ці нітрогени віддають свою пару вільних електронів катіону Co ³⁺ , метал, що координує їх (Co ³⁺ : N–)

Інший приклад можна знайти в протонації молекули аміаку з утворенням аміаку:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Зауважте, що в обох випадках саме атом азоту вносить електрони; отже, ковалентний зв'язок датива або координації виникає, коли один атом вносить пару електронів.

Таким же чином молекула води може бути протонізована, щоб стати катіоном гідронію (або оксонію):

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

На відміну від катіону амонію, гідроній все ще має вільну пару електронів (H ₃ O: ⁺ ); однак, дуже важко прийняти інший протон для формування нестійкої гідронієвої дикації, H ₄ O ²⁺ .

-Іонічний зв’язок

Джерело: Піксабай

На зображенні - білий пагорб солі. Солі характеризуються кристалічними структурами, тобто симетричними і впорядкованими; високі температури плавлення і кипіння, висока електрична провідність при плавленні або розчиненні, а також її іони сильно пов'язані електростатичними взаємодіями.

Ці взаємодії складають те, що відомо як іонний зв’язок. На другому зображенні показаний катіон A ^+, оточений чотирма B ^- аніонами , але це 2D-зображення. У трьох вимірах A ⁺ повинен мати інші аніони B ^- перед площиною і позаду, утворюючи різні структури.

Таким чином, A ⁺ може мати шість, вісім чи навіть дванадцять сусідів. Кількість сусідів, що оточують іон у кристалі, називається координаційним номером (NC). Для кожної NC пов'язаний тип кристалічного розташування, що в свою чергу являє собою тверду фазу солі.

Симетричні та гранітні кристали, що спостерігаються в солях, зумовлені рівновагою, встановленою електростатичними взаємодіями тяжіння (A ⁺ B ^- ) та відштовхування (A ⁺ A ⁺ , B ^- B ^- ).

Навчання

Але чому A + і B ^- або Na ⁺ і Cl ^{- не} утворюють ковалентних зв'язків Na - Cl? Тому що атом хлору набагато більш електронегативний, ніж метал натрію, який також характеризується тим, що дуже легко віддає свої електрони. Коли ці елементи зустрічаються, вони екзотермічно реагують на отримання кухонної солі:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

Два атоми натрію віддають свій єдиний валентний електрон (Na ·) діатомічній молекулі Cl ₂ , утворюючи, таким чином, Cl ^- аніони .

Взаємодії між катіонами натрію та хлоридними аніонами, хоча вони і є слабшими зв'язками, ніж ковалентні, здатні утримувати їх сильно об'єднаними у твердому тілі; і цей факт відображається у високій температурі плавлення солі (801ºC).

Металевий зв’язок

Джерело: Pixnio

Останній із видів хімічних зв’язків - металевий. Це можна знайти на будь-якій деталі з металу або сплаву. Він характеризується тим, що він особливий і відрізняється від інших через те, що електрони не переходять від одного атома до іншого, а швидше рухаються, як море, крізь кристал металів.

Таким чином, металеві атоми, скажімо, мідь, переплітають свої валентні орбіталі між собою, утворюючи смуги провідності; через який електрони (s, p, dof) проходять навколо атомів і щільно утримують їх.

Залежно від кількості електронів, що проходять через металевий кристал, орбіталей, передбачених для смуг, і упаковки його атомів, метал може бути м'яким (як лужні метали), жорстким, блискучим або хорошим провідником електрики і гарячий.

Сила, яка утримує атоми металів, таких як ті, які складають маленьку людину на зображенні та його ноутбук, більша, ніж сила солей.

Це можна перевірити експериментально, оскільки кристали солей можна розділити на кілька половин перед механічною силою; тоді як металевий шматок (складається з дуже маленьких кристалів) деформується.

Приклади посилань

Наступні чотири сполуки включають пояснені типи хімічних зв'язків:

-Фторид натрію, NaF (Na ⁺ F ^- ): іонний.

-Натрій, Na: металевий.

-Фтор, F ₂ (F - F): неполярний ковалент, через те, що між обома атомами існує нульовий ΔE, оскільки вони однакові.

-Фторид водню, HF (H - F): полярний ковалент, оскільки в цій сполуці фтор є більш електронегативним, ніж водень.

Існують такі сполуки, як вітамін B ₁₂ , які мають як полярні, так і іонні ковалентні зв’язки (в негативному заряді його фосфатної групи –PO ₄ ^- -). У деяких складних структурах, таких як металеві кластери, всі ці типи зв’язків можуть співіснувати навіть.

Матерія пропонує у всіх його проявах приклади хімічних зв’язків. Від каменю на дні водойми та води, яка його оточує, до жаб, які хрипляться на її краях.

Хоча зв’язки можуть бути простими, кількість і просторове розташування атомів у молекулярній структурі створюють можливість для багатого різноманіття сполук.

Важливість хімічного зв’язку

Яке значення має хімічний зв’язок? Незліченна кількість наслідків, які може викликати відсутність хімічного зв’язку, вказує на його величезне значення в природі:

-Без нього кольори не існували б, оскільки його електрони не поглинали б електромагнітне випромінювання. Частинки пилу та льоду, присутні в атмосфері, зникнуть, і тому синій колір неба став темним.

-Углець не міг сформувати свої нескінченні ланцюги, з яких походять мільярди органічних та біологічних сполук.

- Білки не можна було навіть визначити за складовими амінокислот. Цукри та жири зникали б, як і будь-які вуглекислі сполуки в живих організмах.

-У Землі не було б атмосфери, бо за відсутності хімічних зв’язків у її газах не було б сили звести їх разом. Також не було б найменшої міжмолекулярної взаємодії між ними.

-Гори можуть зникнути, бо їхні гірські породи та мінерали, хоча і важкі, не могли містити атомів, упакованих всередині їх кристалічних чи аморфних структур.

-Світ складався з одиночних атомів, нездатних утворювати тверді або рідкі речовини. Це також призвело б до зникнення всіх перетворень матерії; тобто хімічної реакції не було б. Просто скрізь швидкоплинні гази.

Список літератури

1. Гаррі Б. Грей. (1965). Електрони та хімічне скріплення. WA BENJAMIN, INC. Р 36-39.
2. Віттен, Девіс, Пек і Стенлі. Хімія. (8-е видання). CENGAGE Learning, p 233, 251, 278, 279.
3. Nave R. (2016). Хімічне скріплення. Відновлено: гіперфізика.фі-астр.гсу.еду
4. Типи хімічних зв'язків. (3 жовтня 2006 р.). Взято з: dwb4.unl.edu
5. Утворення хімічних зв’язків: Роль електронів. . Відновлено з: cod.edu
6. Фонд CK-12. (sf). Формування енергії та ковалентних зв'язків. Відновлено з: chem.libretexts.org
7. Кімітуб. (2012 р.). Координатна або дативна ковалентна зв'язок. Відновлено з: quimitube.com