Войти
A химическая связь - это длительное притяжение между атомов, ионов или молекул, которые обеспечивают образование химических соединений. Связь может быть результатом электростатической силы притяжения между противоположно заряженными ионами, как в ионных связях, или посредством разделения электронов, как в ковалентных связях. Прочность химических связей значительно различается; существуют «сильные связи» или «первичные связи», такие как ковалентные, ионные и металлические связи, и «слабые связи» или «вторичные связи», такие как диполь-дипольные взаимодействия, дисперсионная сила Лондона и водородная связь.
Поскольку противоположные заряды притягиваются посредством простой электромагнитной силы, отрицательно заряженные электроны которые вращаются вокруг ядра, и положительно заряженные протоны в ядре притягиваются друг к другу. Электрон, расположенный между двумя ядрами, будет притягиваться к ним обоим, а ядра будут притягиваться к электронам в этом положении. Это притяжение составляет химическую связь. Из-за материальной волны природы электронов и их меньшей массы, они должны занимать гораздо больший объем по сравнению с ядрами, и этот объем, занимаемый электронами, удерживает атомные ядра в связке относительно далеко друг от друга., по сравнению с размером самих ядер.
В общем, сильная химическая связь связана с разделением или переносом электронов между участвующими атомами. Атомы в молекулах, кристаллах, металлах и двухатомных газах - на самом деле, большая часть физической среды вокруг нас - удерживаются вместе химическими связями, которые определяют структуру и объемные свойства материи.
Примеры представления точки в стиле точки Льюиса химических связей между углеродом (C), водородом (H) и кислородом (О). Точечные диаграммы Льюиса были ранней попыткой описать химические связи и до сих пор широко используются. Все связи можно объяснить с помощью квантовой теории, но на практике правила упрощения позволяют химикам предсказывать прочность, направленность и полярность связей. правило октетов и теория VSEPR являются двумя примерами. Более сложные теории - это теория валентных связей, которая включает орбитальную гибридизацию и резонанс, и теория молекулярных орбиталей, которая включает линейную комбинацию. атомных орбиталей и теории поля лигандов. Электростатика используется для описания полярности связей и их воздействия на химические вещества.
Химическая связь - это притяжение между атомами. Это притяжение можно рассматривать как результат различного поведения внешних валентных электронов атомов. Эти поведения легко сливаются друг с другом в различных обстоятельствах, так что между ними нет четкой границы. Однако остается полезным и общепринятым различать разные типы связи, которые приводят к различным свойствам конденсированного вещества.
В простейшем представлении ковалентной связи один или несколько электронов (часто пара электронов) втягиваются в пространство между двумя атомными ядрами. Энергия высвобождается за счет образования связи. Это не является результатом снижения потенциальной энергии, поскольку притяжение двух электронов к двум протонам компенсируется отталкиванием электрон-электрон и протон-протон. Вместо этого высвобождение энергии (и, следовательно, стабильность связи) происходит из-за уменьшения кинетической энергии из-за того, что электроны находятся на более пространственно распределенной (т.е. более длинной длине волны де Бройля ) орбитали по сравнению с каждым электроном, находящимся в ограничен ближе к соответствующему ядру. Эти связи существуют между двумя конкретными идентифицируемыми атомами и имеют направление в пространстве, что позволяет отображать их в виде отдельных соединительных линий между атомами на рисунках или моделировать в виде стержней между сферами в моделях.
В полярной ковалентной связи один или несколько электронов неравномерно распределены между двумя ядрами. Ковалентные связи часто приводят к образованию небольших скоплений атомов с лучшими связями, называемых молекулами, которые в твердых и жидких телах связаны с другими молекулами силами, которые часто намного слабее, чем ковалентные связи, удерживающие молекулы внутри. вместе. Такие слабые межмолекулярные связи придают органическим молекулярным веществам, таким как воски и масла, их мягкий объемный характер и их низкие температуры плавления (в жидкостях молекулы должны прекратить наиболее структурированный или ориентированный контакт друг с другом). Однако, когда ковалентные связи связывают длинные цепочки атомов в больших молекулах (как в полимерах, таких как нейлон ), или когда ковалентные связи простираются в сети через твердые тела, которые не состоят из дискретных молекул (например, алмаз или кварц или силикатные минералы во многих типах горных пород), то получаемые в результате структуры могут быть как прочными, так и жесткими, по крайней мере, в направлении, правильно ориентированном с сетками ковалентные связи. Кроме того, температуры плавления таких ковалентных полимеров и сеток сильно увеличиваются.
В упрощенном представлении ионной связи, связывающий электрон не используется совместно, а переносится. В этом типе связи внешняя атомная орбиталь одного атома имеет вакансию, которая позволяет присоединить один или несколько электронов. Эти недавно добавленные электроны потенциально занимают более низкое энергетическое состояние (фактически ближе к большему ядерному заряду), чем они испытывают в другом атоме. Таким образом, одно ядро предлагает электрону более тесно связанную позицию, чем другое ядро, в результате чего один атом может передавать электрон другому. Этот перенос заставляет один атом принять чистый положительный заряд, а другой - отрицательный. Связь возникает в результате электростатического притяжения между положительно и отрицательно заряженными ионами . Ионные связи можно рассматривать как крайние примеры поляризации ковалентных связей. Часто такие связи не имеют определенной ориентации в пространстве, поскольку они возникают в результате равного электростатического притяжения каждого иона ко всем ионам вокруг них. Ионные связи сильны (и, следовательно, ионным веществам для плавления требуются высокие температуры), но также хрупкие, поскольку силы между ионами короткодействующие и нелегко перекрывают трещины и разрывы. Этот тип связи дает физические характеристики кристаллов классических минеральных солей, таких как поваренная соль.
Менее часто упоминаемый тип соединения - металлическое соединение. В этом типе связи каждый атом металла отдает один или несколько электронов «морю» электронов, которое находится между атомами многих металлов. В этом море каждый электрон свободен (в силу своей волновой природы ) быть связан с очень большим количеством атомов одновременно. Связь возникает из-за того, что атомы металла становятся несколько положительно заряженными из-за потери своих электронов, в то время как электроны остаются притянутыми ко многим атомам, не являясь частью какого-либо данного атома. Металлическую связь можно рассматривать как крайний пример делокализации электронов по большой системе ковалентных связей, в которой участвует каждый атом. Этот тип соединения часто бывает очень прочным (что приводит к пределу прочности металлов). Однако металлические связи более коллективны по своей природе, чем другие типы, и поэтому они позволяют металлическим кристаллам более легко деформироваться, потому что они состоят из атомов, притянутых друг к другу, но не каким-либо конкретным образом. Это приводит к пластичности металлов. Облако электронов в металлических связях обуславливает характерно хорошую электрическую и теплопроводность металлов, а также их блестящий блеск, который отражает большинство частот белого света.
Ранние предположения о природе химической связи, начиная с XII века, предполагали, что определенные типы химических соединений были объединены типом химического сродства. В 1704 году сэр Исаак Ньютон сформулировал свою теорию атомных связей в «Вопросе 31» своей Opticks, согласно которой атомы соединяются друг с другом некоторыми «сила ". В частности, после признания различных популярных теорий, модных в то время, о том, как атомы должны были прикрепляться друг к другу, т. Е. «Зацепленные атомы», «склеенные вместе отдыхом» или «склеенные вместе сговорчивыми движениями», Ньютон утверждает, что он предпочел бы сделать вывод из их сцепления, что "частицы притягиваются друг к другу некоторой силой, которая при непосредственном контакте чрезвычайно сильна, на малых расстояниях выполняет химические операции и достигает недалеко от частиц с помощью какой-либо ощутимой силы. эффект ".
В 1819 году, вслед за изобретением гальванической батареи, Йенс Якоб Берцелиус разработал теорию химического сочетания, подчеркивая электроотрицательный и электроположительный характер сочетания атомы. К середине 19 века Эдвард Франкленд, Ф.А. Кекуле, А.С. Купер, Александр Бутлеров и Герман Кольбе, основываясь на теории радикалов, разработали теорию валентности, первоначально называвшуюся «объединение мощность », в которой соединения соединялись за счет притяжения положительных и отрицательных полюсов. В 1916 году химик Гилберт Н. Льюис разработал концепцию связи пары электронов, в которой два атома могут иметь от одного до шести электронов, таким образом образуя одноэлектронную связь ., одинарная связь, двойная связь или тройная связь ; По словам Льюиса, «электрон может составлять часть оболочки двух разных атомов, и нельзя сказать, что он принадлежит исключительно одному из них».
В том же году Вальтер Коссель положил вперед теория, аналогичная Льюису, только его модель предполагала полный перенос электронов между атомами и, таким образом, была моделью ионной связи. И Льюис, и Коссель построили свои модели связи на основе правила Абегга (1904).
Нильс Бор предложил модель атома и модель химической связи. Согласно его модели для двухатомной молекулы, электроны атомов молекулы образуют вращающееся кольцо, плоскость которого перпендикулярна оси молекулы и равноудалена от ядер атомов. динамическое равновесие молекулярной системы достигается за счет баланса сил между силами притяжения ядер к плоскости кольца электронов и силами взаимного отталкивания ядер. Модель химической связи Бора учитывала кулоновское отталкивание - электроны в кольце находятся на максимальном расстоянии друг от друга.
В 1927 году было выполнено первое математически полное квантовое описание простая химическая связь, т. е. создаваемая одним электроном в молекулярном ионе водорода, H2, была получена датским физиком Ойвиндом Буррау. Эта работа показала, что квантовый подход к химическим связям может быть фундаментально и количественно правильным, но используемые математические методы не могут быть распространены на молекулы, содержащие более одного электрона. Более практичный, хотя и менее количественный подход был предложен в том же году Вальтером Хайтлером и Фрицем Лондоном. Метод Гейтлера – Лондона составляет основу того, что сейчас называется теорией валентных связей. В 1929 году линейная комбинация атомных орбиталей, метод молекулярных орбиталей (LCAO) была представлена сэром Джоном Леннард-Джонсом, который также предложил методы для получения электронных структур молекул F 2(молекулы фтора ) и O 2(кислорода ), исходя из основных квантовых принципов. Эта теория молекулярных орбиталей представляет ковалентную связь в виде орбитали, образованной путем объединения квантово-механических атомных орбиталей Шредингера, которые были выдвинуты для электронов в отдельных атомах. Уравнения связывания электронов в многоэлектронных атомах не могли быть решены до математического совершенства (то есть аналитически), но приближения для них по-прежнему давали много хороших качественных предсказаний и результатов. Большинство количественных расчетов в современной квантовой химии используют в качестве отправной точки либо теорию валентных связей, либо теорию молекулярных орбиталей, хотя третий подход, теория функционала плотности, становится все более популярным в последние годы.
В 1933 году Х. Х. Джеймс и А. С. Кулидж выполнили расчет молекулы дигидрогена, который, в отличие от всех предыдущих расчетов, в которых использовались функции только расстояния электрона от ядра атома, использовали функции, которые также явно добавляли расстояние между двумя электронами. С помощью до 13 регулируемых параметров они получили результат, очень близкий к экспериментальному результату для энергии диссоциации. Более поздние расширения использовали до 54 параметров и дали отличное согласие с экспериментами. Этот расчет убедил научное сообщество в том, что квантовая теория может согласиться с экспериментом. Однако этот подход не имеет физического изображения теорий валентной связи и молекулярных орбиталей и его трудно распространить на более крупные молекулы.
Поскольку атомы и молекулы трехмерны, трудно использовать один метод для обозначения орбиталей и связей. В молекулярных формулах химические связи (связывающие орбитали) между атомами указаны по-разному в зависимости от типа обсуждения. Иногда пренебрегают некоторыми деталями. Например, в органической химии иногда интересуют только функциональную группу молекулы. Таким образом, молекулярная формула этанола может быть записана в конформационной форме, трехмерной форме, полной двумерной форме (с указанием каждой связи без трехмерных направлений), сжатой двух -мерная форма (CH 3 –CH 2 -OH), путем отделения функциональной группы от другой части молекулы (C 2H5OH) или ее атомных составляющих ( C 2H6O) в соответствии с тем, что обсуждается. Иногда отмечаются даже несвязывающие электроны валентной оболочки (с приближенными двумерными направлениями), например для элементарного углерода. C. Некоторые химики могут также отметить соответствующие орбитали, например гипотетический анион этена (\ C = C /), указывающий на возможность образования связи.
| Типичная длина связи в пм. и энергия связи в кДж / моль. . Длину связи можно преобразовать в Å. делением на 100 (1 Å = 100 пм).. | ||
| Связь | Длина. (пм) | Энергия. (кДж / моль) |
|---|---|---|
| H - Водород | ||
| H – H | 74 | 436 |
| H – O | 96 | 467 |
| H – F | 92 | 568 |
| H–Cl | 127 | 432 |
| C - Углерод | ||
| C–H | 109 | 413 |
| C–C | 154 | 347 |
| C–C= | 151 | |
| =C–C≡ | 147 | |
| =C–C= | 148 | |
| C = C | 134 | 614 |
| C≡C | 120 | 839 |
| C–N | 147 | 308 |
| C–O | 143 | 358 |
| C = O | 745 | |
| C≡O | 1,072 | |
| C – F | 134 | 488 |
| C–Cl | 177 | 330 |
| N - Азот | ||
| N – H | 101 | 391 |
| N–N | 145 | 170 |
| N≡N | 110 | 945 |
| O - Кислород | ||
| O–O | 148 | 146 |
| O=O | 121 | 495 |
| F, Cl, Br, I - Галогены | ||
| F – F | 142 | 158 |
| Cl–Cl | 199 | 243 |
| Br – H | 141 | 366 |
| Br–Br | 228 | 193 |
| I–H | 161 | 298 |
| I–I | 267 | 151 |
Сильные химические связи - это внутримолекулярные силы, которые удерживают атомы вместе в молекулах. Сильная химическая связь образуется в результате передачи или совместного использования электронов между атомными центрами и зависит от электростатического притяжения между протонами в ядрах и электронами на орбиталях.
Типы прочной связи различаются из-за разницы в электроотрицательности составляющих элементов. Большая разница в электроотрицательности приводит к более полярному (ионному) характеру связи.
Ионная связь - это тип электростатического взаимодействия между атомами, которые имеют большую разницу электроотрицательностей. Не существует точного значения, которое отличает ионную связь от ковалентной, но разница электроотрицательностей более 1,7, вероятно, будет ионной, а разница менее 1,7 - ковалентной. Ионная связь приводит к разделению положительных и отрицательных ионов. Ионные заряды обычно составляют от -3 e до +3 e. Ионная связь обычно происходит в солях металлов, таких как хлорид натрия (поваренная соль). Типичная особенность ионных связей состоит в том, что частицы образуют ионные кристаллы, в которых ни один ион специально не спарен с каким-либо отдельным другим ионом в определенной направленной связи. Скорее, каждая разновидность иона окружена ионами противоположного заряда, и расстояние между ним и каждым из противоположно заряженных ионов рядом с ним одинаково для всех окружающих атомов одного и того же типа. Таким образом, больше невозможно связать ион с каким-либо другим отдельным ионизированным атомом рядом с ним. Эта ситуация отличается от ситуации в ковалентных кристаллах, где ковалентные связи между конкретными атомами все еще различимы на более коротких расстояниях между ними, что измеряется такими методами, как дифракция рентгеновских лучей.
Ионные кристаллы могут содержать смесь ковалентных и ионные частицы, такие как, например, соли сложных кислот, таких как цианид натрия, NaCN. Рентгеновская дифракция показывает, что, например, в NaCN связи между катионами натрия (Na) и цианидными анионами (CN) являются ионными, и ион натрия не связан с каким-либо конкретным цианид. Однако связи между атомами C и N в цианиде ковалентного типа, так что каждый углерод прочно связан только с одним азотом, к которому он физически намного ближе, чем к другим атомам углерода или азота в кристалле цианида натрия.
Когда такие кристаллы плавятся в жидкости, ионные связи разрываются в первую очередь, потому что они ненаправленные и позволяют заряженным частицам свободно перемещаться. Точно так же, когда такие соли растворяются в воде, ионные связи обычно разрываются при взаимодействии с водой, но ковалентные связи продолжают оставаться. Например, в растворе ионы цианида, все еще связанные вместе как отдельные ионы CN, независимо перемещаются через раствор, как и ионы натрия, как Na. В воде заряженные ионы расходятся, потому что каждый из них сильнее притягивается к определенному количеству молекул воды, чем друг к другу. Притяжение между ионами и молекулами воды в таких растворах происходит из-за слабой химической связи диполь-дипольного типа. В расплавленных ионных соединениях ионы продолжают притягиваться друг к другу, но не упорядоченным или кристаллическим образом.
Неполярные ковалентные связи в метане (CH 4). Структура Льюиса показывает электроны, общие для атомов C и H. Ковалентная связь - это распространенный тип связи, при котором два или более атомов имеют валентные электроны более или менее одинаково. Самый простой и наиболее распространенный тип - это одинарная связь, в которой два атома имеют два общих электрона. Другие типы включают двойную связь, тройную связь, одно- и трехэлектронные связи, трехцентровую двухэлектронную связь и трехцентровая четырехэлектронная связь.
В неполярных ковалентных связях разность электроотрицательностей между связанными атомами мала, обычно от 0 до 0,3. Связи внутри большинства органических соединений описаны как ковалентные. На рисунке показан метан (CH 4), в котором каждый водород образует ковалентную связь с углеродом. См. сигма-связи и пи-облигации для описания таких связей в LCAO.
Молекулы, которые образуются в основном из неполярных ковалентных связей, часто несмешиваемы с водой или другими полярными растворителями, но гораздо более растворимы в неполярных растворители, такие как гексан.
A полярная ковалентная связь, представляет собой ковалентную связь со значительным ионным характером. Это означает, что два общих электрона находятся ближе к одному из атомов, чем к другому, что создает дисбаланс заряда. Такие связи возникают между двумя атомами с умеренно разными электроотрицательностями и вызывают диполь-дипольные взаимодействия. Разница электроотрицательности между двумя атомами в этих связях составляет от 0,3 до 1,7.
A одинарная связь между двумя атомами соответствует совместному использованию одной пары электронов. Атом водорода (H) имеет один валентный электрон. Затем два атома водорода могут образовывать молекулу, удерживаемую общей парой электронов. Каждый атом H теперь имеет электронную конфигурацию благородного газа гелия (He). Пара общих электронов образует единую ковалентную связь. Электронная плотность этих двух связывающих электронов в области между двумя атомами увеличивается по сравнению с плотностью двух невзаимодействующих атомов H.
Две p-орбитали, образующие пи-связь. A двойная связь имеет две общие пары электронов, одну в сигма-связи и одну в пи-связи с электронной плотностью, сосредоточенной на две противоположные стороны межъядерной оси. тройная связь состоит из трех общих электронных пар, образующих одну сигма-связь и две пи-связи. Пример - азот. Четверные и более высокие связи очень редки и встречаются только между некоторыми атомами переходного металла.
Аддукт аммиака и трифторида бора A координационная ковалентная связь представляет собой ковалентную связь, в которой два общих связывающих электрона происходят от одного и того же атомов, участвующих в связи. Например, трифторид бора (BF 3) и аммиак (NH 3) образуют аддукт или координационный комплекс F3B ← NH 3 со связью B – N, в котором неподеленная пара электронов на N используется совместно с пустой атомной орбиталью на B. BF 3 с пустой орбиталью описывается как акцептор электронной пары или кислота Льюиса, в то время как NH 3 с неподеленной парой, которая может быть разделена, описывается как электрон- парный донор или основание Льюиса. Электроны распределяются между атомами примерно поровну, в отличие от ионной связи. Такое связывание показано стрелкой, указывающей на кислоту Льюиса.
Комплексы переходных металлов обычно связаны координационными ковалентными связями. Например, ион Ag реагирует как кислота Льюиса с двумя молекулами основания Льюиса NH 3 с образованием комплексного иона Ag (NH 3)2, который имеет две координационные ковалентные связи Ag ← N.
При металлическом соединении связывающие электроны делокализованы по решетке атомов. Напротив, в ионных соединениях расположение связывающих электронов и их зарядов статично. Свободное движение или делокализация связывания электронов приводит к классическим металлическим свойствам, таким как блеск (поверхностный свет отражательная способность ), электрический и теплопроводность, пластичность и высокая прочность на разрыв.
Существует четыре основных типа связей, которые могут образовываться между двумя или более (иначе не связанными) молекулами, ионами или атомами. Межмолекулярные силы заставляют молекулы притягиваться или отталкиваться друг от друга. Часто они определяют некоторые физические характеристики (например, точку плавления ) вещества.
В (нереалистичном) пределе «чистой» ионной связи электроны идеально локализованы на одном из двух атомов в связи. Такие связи можно понять классической физикой. Силы между атомами характеризуются электростатическими потенциалами изотропного континуума. Их величина прямо пропорциональна разнице зарядов.
Ковалентные связи лучше понять с помощью теории валентных связей (VB) или теории молекулярных орбиталей (МО). Свойства задействованных атомов можно понять с использованием таких понятий, как степень окисления, формальный заряд и электроотрицательность. Электронная плотность внутри связи не назначается отдельным атомам, а вместо этого делокализована между атомами. В теории валентных связей связь концептуализируется как построенная из электронных пар, которые локализованы и разделяются двумя атомами через перекрытие атомных орбиталей. Понятия орбитальной гибридизации и резонанса дополняют это базовое понятие электронной парной связи. В теории молекулярных орбиталей связь рассматривается как делокализованная и распределенная по орбиталям, которые проходят по всей молекуле и адаптированы к ее свойствам симметрии, как правило, с учетом линейных комбинаций атомных орбиталей (LCAO). Теория валентной связи более интуитивна в химическом отношении, поскольку она пространственно локализована, что позволяет сосредоточить внимание на частях молекулы, претерпевающих химические изменения. Напротив, молекулярные орбитали более «естественны» с квантово-механической точки зрения, причем орбитальные энергии имеют физическое значение и напрямую связаны с экспериментальными энергиями ионизации из фотоэлектронной спектроскопии. Следовательно, теория валентных связей и теория молекулярных орбиталей часто рассматриваются как конкурирующие, но дополняющие друг друга основы, которые предлагают разные взгляды на химические системы. Как подходы к теории электронной структуры, методы MO и VB могут дать приближения с любым желаемым уровнем точности, по крайней мере, в принципе. Однако на более низких уровнях приближения различаются, и один подход может лучше подходить для вычислений с участием конкретной системы или свойства, чем другой.
В отличие от сферически-симметричных кулоновских сил в чистых ионных связях, ковалентные связи обычно являются направленными и анизотропными. Их часто классифицируют на основании их симметрии относительно плоскости молекулы как сигма-связи и пи-связи. В общем случае атомы образуют связи, которые являются промежуточными между ионными и ковалентными, в зависимости от относительной электроотрицательности задействованных атомов. Связи этого типа известны как полярные ковалентные связи.
 | В Wikiquote есть цитаты, связанные с: Химической связью |
 | Викискладе есть медиафайлы, связанные с Химической связью. |
