Что было бы если бы не образовывались химические связи между частицами

Взаимодействие частиц веществ

В двух предыдущих параграфах мы обсудили опыты, иллюстрирующие первое и второе положения МКТ. Рассмотрим теперь эксперименты, иллюстрирующие третье основное положение МКТ и его следствия.

Для опыта возьмём два свинцовых цилиндрика с крючками. Чтобы убрать частицы пыли, ножом или лезвием зачистим до блеска торцы обоих цилиндриков (рис. а). Плотно прижав торцы друг к другу, мы обнаружим, что цилиндрики прочно «сцепились». Сила их сцепления настолько велика, что при удачном проведении опыта цилиндрики выдерживают тяжесть гири массой до 5 кг (рис. б). Из этого опыта следует вывод: частицы веществ притягиваются друг к другу. Однако это притяжение заметно лишь тогда, когда поверхности тел очень гладкие и, кроме того, плотно прилегают друг к другу.

Проделаем второй опыт (рис. в, г). Чтобы сдавить резиновый ластик пальцем, требуется очень большая сила; ластик проще изогнуть, чем сдавить. Другие тела (кроме газообразных) также очень сложно сдавить. Это говорит о том, что частицы веществ отталкиваются друг от друга.

Притяжение и отталкивание частиц веществ возникают лишь в случае, если частицы находятся в непосредственной близости друг от друга. Как правило, на расстояниях, больших размеров самих частиц, они притягиваются; на расстояниях, меньших размеров частиц, они отталкиваются. Если частицы удалены на расстояние, во много раз большее, чем их размеры, взаимодействие почти не проявляется.

Рассмотрим теперь энергетический аспект взаимодействия частиц.

Если какие-либо тела взаимодействуют, они обладают потенциальной энергией, зависящей от взаимного положения этих тел (см. § 5-д). На рисунке справа стрелками на частицах показаны силы отталкивания «соседок». Так же можно было бы изобразить и силы притяжения. Если бы все частицы находились на равных расстояниях друг от друга, то все силы взаимно уравновешивались бы («зелёная» частица). Однако, согласно второму положению МКТ, частицы движутся. Поэтому расстояния от каждой частицы до её соседок всё время меняются («красная» частица). Следовательно, силы их взаимодействия постоянно меняются и не уравновешиваются. При этих изменениях расстояний и сил меняется потенциальная энергия каждой частицы, принимая минимальное значение в положении её равновесия.

Потенциальную энергию частицы считают нулевой, когда она находится на большом удалении от других частиц, как, например, в газах, где взаимодействия между частицами практически нет (см. рис. § 7-б). В твёрдых и жидких веществах взаимодействие частиц есть, значит, есть и потенциальная энергия частиц (в скобках заметим: она отрицательна, но сейчас нам важно её значение по модулю). И, чтобы преодолеть взаимодействие частиц и развести их на расстояние, нужно совершить работу. И, чем больше работа по преодолению взаимодействия частиц для разведения их на расстояние, тем больше (по модулю) потенциальная энергия взаимодействия частиц изучаемого вещества.

Возникновение силы упругости. Сжимая или растягивая, изгибая или скручивая тело, мы сближаем или удаляем его частицы (см. рисунок). Поэтому меняются силы притяжения и отталкивания частиц, совместное действие которых проявляется как сила упругости.

Вернёмся к изгибу ластика (рис. г). Частицы резины мы условно изобразили шариками. При надавливании пальцем верхние частицы сближаются друг с другом («зелёное» расстояние меньше «красного»). Это приводит к возникновению между ними сил отталкивания (чёрные стрелки направлены от частиц). Нижние частицы удаляются друг от друга, что приводит к возникновению между ними сил притяжения (чёрные стрелки направлены к частицам). В результате ластик стремится выпрямиться, а значит, в нём существует сила упругости, направленная вверх – противоположно силе давления пальца.

Источник

Конспект для учителя по теме «Водородная химическая связь»

Здравствуйте! Как Вы считаете, что представляет собой химическая связь? Какие типы химической связи Вы знаете?

(Рассуждение с учениками, обсуждение вариантов)

Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентровая двухэлектронная связь.

Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь

Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно для многих органических соединений. Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца. Так, муравьиная кислота и в жидком и в газообразном состоянии существует в виде димеров:

а газообразный фтороводород содержат полимерные молекулы, включающие до четырех частиц HF. Прочные связи между молекулами можно найти в воде, жидком аммиаке, спиртах. Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты. Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.

Аномалии свойств, обусловленные наличием водородной связи

Наличием водородных связей обусловлены уникальные свойства многих веществ, в том числе воды. Трехатомная молекула Н₂О образует четыре водородные связи. В их образовании принимают участие оба атома водорода, а атом кислорода, имеющий две неподеленные электронные пары, образует две водородные связи с атомами водорода соседних молекул воды.

Если бы не было водородных связей, то температуры плавления и кипения воды были бы существенно ниже, как это наблюдается у других водородных соединений неметаллов.

Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

Водородные связи являются причиной и другого уникального свойства воды — при плавлении ее плотность возрастает. В структуре льда каждый атом кислорода связан через атомы водорода с четырьмя другими атомами кислорода — из других молекул воды. В результате образуется очень рыхлая «ажурная» структура. Вот почему лед такой легкий.

При плавлении льда около 10% водородных связей разрушается, и молекулы воды немного сближаются. Поэтому плотность жидкой воды при температуре плавления выше, чем плотность льда. Дальнейшее нагревание, с одной стороны, должно вызывать увеличение объема воды. Это происходит со всеми веществами.

Но, с другой стороны, водородные связи продолжают разрушаться, а это должно приводить к уменьшению объема воды. В результате плотность воды изменяется неравномерно. Наибольшее значение (1,00 г/мл) она имеет при температуре 4 o С. Такова зимняя температура вблизи дна пресноводных водоемов, где скапливается вода с максимальной плотностью.

Наличие водородных связей влияет и на кислотные свойства многих веществ. Фтороводородная кислота, в отличие от других галогеноводородных кислот является слабой, так как атомы водорода связаны сразу с двумя атомами фтора, что препятствует их отщеплению (по той же причине большинство карбоновых кислот являются слабыми). Благодаря особо прочным водородным связям фтороводородная кислота — единственная одноосновная кислота, способная образовывать кислые соли, например NaHF₂.
Закрепление:
В чем особенность водородной химической связи?
Какие особенности обусловлены наличием водородных связей в соединениях?
Домашнее задание:
Выучить и повторить материал из конспекта.

Поступление без ОГЭ и ЕГЭ. Обучаем перспективным профессиям
после 9 или 11 класса.

Источник

Химическая связь

Статья находится на проверке у методистов Skysmart.
Если вы заметили ошибку, сообщите об этом в онлайн-чат (в правом нижнем углу экрана).

Химическая связь и строение вещества

Все системы стремятся к равновесию и к уменьшению свободной энергии — так гласит один из постулатов химической термодинамики. Атомы, взаимодействующие в молекуле вещества, тоже подчиняются этому закону. Они стремятся образовать устойчивую конфигурацию — 8-электронную или 2-электронную внешнюю оболочку. Этот процесс взаимодействия называется химической связью, благодаря ему получаются молекулы и молекулярные соединения.

Как понятно из определения химической связи, при взаимодействии двух атомов один из них может притянуть к себе внешние электроны другого. Эта способность называется электроотрицательностью (ЭО). Атом с более высокой электроотрицательностью (ЭО) при образовании химической связи с другим атомом может вызвать смещение к себе общей электронной пары.

Механизм образования химической связи

Существует два механизма взаимодействия атомов:

обменный — предполагает выделение по одному внешнему электрону от каждого атома и соединение их в общую пару;

донорно-акцепторный — происходит, когда один атом (донор) выделяет два электрона, а второй атом (акцептор) принимает их на свою свободную орбиталь.

Независимо от механизма химическая связь между атомами сопровождается выделением энергии. Чем выше ЭО атомов, т. е. их способность притягивать электроны, тем сильнее и этот энергетический всплеск.

Также на прочность влияют следующие показатели:

Длина связи — расстояние между ядрами атомов. С уменьшением этого расстояния растет энергия связи и увеличивается ее прочность.

Кратность связи — количество электронных пар, появившихся при взаимодействии атомов. Чем больше это число, тем выше энергия и, соответственно, прочность связи.

На примере химической связи в молекуле водорода посмотрим, как меняется энергия системы при сокращении расстояния между ядрами атомов. По мере сближения ядер электронные орбитали этих атомов начинают перекрывать друг друга, в итоге появляется общая молекулярная орбиталь. Неспаренные электроны через области перекрывания смещаются от одного атома в сторону другого, возникают общие электронные пары. Все это сопровождается нарастающим выделением энергии. Сближение происходит до тех пор, пока силу притяжения не компенсирует сила отталкивания одноименных зарядов.

Основные типы химических связей

Различают четыре вида связей в химии: ковалентную, ионную, металлическую и водородную. Но в чистом виде они встречаются редко, обычно имеет место наложение нескольких типов химических связей. Например, в молекуле фосфата аммония (NH₄)₃PO₄присутствует одновременно ионная связь между ионами и ковалентная связь внутри ионов.

Также отметим, что при образовании кристалла от типа связи между частицами зависит, какой будет кристаллическая решетка. Если это ковалентная связь — образуется атомная решетка, если водородная — молекулярная решетка, а если ионная или металлическая — соответственно, будет ионная или металлическая решетка. Таком образом, влияя на тип кристаллической решетки, химическая связь определяет и физические свойства вещества: твердость, летучесть, температуру плавления и т. д.

Основные характеристики химической связи:

насыщенность — ограничение по количеству образуемых связей из-за конечного числа неспаренных электронов;

полярность — неравномерная электронная плотность между атомами и смещение общей пары электронов к одному из них;

направленность — ориентация связи в пространстве, расположение орбиталей атомов под определенным углом друг к другу.

Ковалентная связь

Как уже говорилось выше, этот тип связи имеет два механизма образования: обменный и донорно-акцепторный. При обменном механизме объединяются в пару свободные электроны двух атомов, а при донорно-акцепторном — пара электронов одного из атомов смещается к другому на его свободную орбиталь.

Как вы помните, сила притяжения электронов определяется электроотрицательностью атома. Если у двух атомов она одинакова, между ними будет неполярная связь, а если один из атомов имеет большую ЭО — к нему сместится общая электронная пара и получится полярная химическая связь.

Ковалентная неполярная связь образуется в молекулах простых веществ, неметаллов с одинаковой ЭО: Cl₂, O₂, N₂, F₂ и других.

Посмотрим на схему образования этой химической связи. У атомов водорода есть по одному внешнему электрону, которые и образуют общую пару.

Ковалентная полярная связь характерна для неметаллов с разным уровнем ЭО: HCl, NH₃,HBr, H₂O, H₂S и других.

Посмотрим схему такой связи в молекуле хлороводорода. У водорода имеется один свободный электрон, а у хлора — семь. Таким образом, всего есть два неспаренных электрона, которые соединяются в общую пару. Поскольку в данном случае ЭО выше у хлора, эта пара смещается к нему.

Другой пример — молекула сероводорода H₂S. В данном случае мы видим, что каждый атом водорода имеет по одной химической связи, в то время как атом серы — две. Количество связей определяет валентность атома в конкретном соединении, поэтому валентность серы в сероводороде — II.

Число связей, которые могут быть у атома в молекуле вещества, называется валентностью.

Характеристики ковалентной связи:

Ионная связь

Как понятно из названия, данный тип связи основан на взаимном притяжении ионов с противоположными зарядами. Он возможен между веществами с большой разницей ЭО — металлом и неметаллом. Механизм таков: один из атомов отдает свои электроны другому атому и заряжается положительно. Второй атом принимает электроны на свободную орбиталь и получает отрицательный заряд. В результате этого процесса образуются ионы.

Разноименно заряженные ионы стремятся друг к другу за счет кулоновского притяжения, которое одинаково направлено во все стороны. Благодаря этому притяжению образуются ионные кристаллы, в решетке которых заряды ионов чередуются. У каждого иона есть определенное количество ближайших соседей — оно называется координационным числом.

Обычно ионная связь появляется между атомами металла и неметалла в таких соединениях, как NaF, CaCl2, BaO, NaCl, MgF2, RbI и других. Ниже схема ионной связи в молекуле хлорида натрия.

Характеристики ионной связи:

не имеет направленности.

Ковалентная и ионная связь в целом похожи, и одну из них можно рассматривать, как крайнее выражение другой. Но все же между ними есть существенная разница. Сравним эти виды химических связей в таблице.

Характеризуется появлением электронных пар, принадлежащих обоим атомам.

Характеризуется появлением и взаимным притяжением ионов.

Общая пара электронов испытывает притяжение со стороны обоих ядер атомов.

Ионы с противоположными зарядами подвержены кулоновскому притяжению.

Имеет направленность и насыщенность.

Ненасыщенна и не имеет направленности.

Количество связей, образуемых атомом, называется валентностью.

Количество ближайших соседей атома называется координационным числом.

Образуется между неметаллами с одинаковой или не сильно отличающейся ЭО.

Образуется между металлами и неметаллами — веществами со значимо разной ЭО.

Металлическая связь

Отличительная особенность металлов в том, что их атомы имеют достаточно большие радиусы и легко отдают свои внешние электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы). В итоге получается кристаллическая решетка, в узлах которой находятся ионы, а вокруг беспорядочно перемещаются электроны проводимости, образуя «электронное облако» или «электронный газ».

Свободные электроны мигрируют от одного иона к другому, временно соединяясь с ними и снова отрываясь в свободное плавание. Этот механизм по своей природе имеет сходство с ковалентной связью, но взаимодействие происходит не между отдельными атомами, а в веществе.

Наличие такого «электронного облака», которое может прийти в направленное движение, обусловливает электропроводность металлов. Другие их качества — пластичность и ковкость, объясняются тем, что ионы в кристаллической решетке легко смещаются. Поэтому металл при ударном воздействии способен растягиваться, но не разрушаться.

Характеристики металлической связи:

Металлическая связь присуща как простым веществам — таким как Na, Ba, Ag, Cu, так и сложным сплавам — например, AlCr₂, CuAl₁₁Fe₄, Ca₂Cu и другим.

Схема металлической связи:

M — металл,

n — число свободных внешних электронов.

К примеру, у железа в чистом виде на внешнем уровне есть два электрона, поэтому его схема металлической связи выглядит так:

Обобщим все полученные знания. Таблица ниже описывает кратко химические связи и строение вещества.

Водородная связь

Данный тип связи в химии стоит отдельно, поскольку он может быть как внутри молекулы, так и между молекулами. Как правило, у неорганических веществ эта связь происходит между молекулами.

Объясним подробнее механизм этого вида химической связи. Есть молекулы А и В, содержащие водород. При этом в молекуле А есть электроотрицательные атомы, а в молекуле В водород имеет ковалентную полярную связь с другими электроотрицательными атомами. В этом случае между атомом водорода в молекуле В и электроотрицательным атомом в молекуле А образуется водородная связь.

Такое взаимодействие носит донорно-акцепторный характер. Донором электронов в данном случае выступают электроотрицательные элементы, а акцептором — водород.

Графически водородная связь обозначается тремя точками. Ниже приведена схема такого взаимодействия на примере молекул воды.

Характеристики водородной связи:

Кратко о химических связях

Итак, самое главное. Химической связью называют взаимодействие атомов, причиной которого является стремление системы приобрести устойчивое состояние. Во время взаимодействия свободные внешние электроны атомов объединяются в пары либо внешний электрон одного атома переходит к другому.

Образование химической связи сопровождается выделением энергии. Эта энергия растет с увеличением количества образованных электронных пар и с сокращением расстояния между ядрами атомов.

Основные виды химических связей: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная. В отличие от всех остальных водородная ближе к молекулярным связям, поскольку может быть как внутри молекулы, так и между разными молекулами.

Как определить тип химической связи:

Ковалентная полярная связь образуется в молекулах неметаллов между атомами со сходной ЭО.

Ковалентная неполярная связь имеет место между атомами с разной ЭО.

Ионная связь ведет к образованию и взаимному притяжению ионов. Она происходит между атомами металла и неметалла.

Металлическая связь бывает только между атомами металлов. Это взаимодействие положительных ионов в кристаллической решетке и свободных отрицательных электронов. Масса рассеянных по всему объему свободных электронов представляет собой «электронное облако».

Водородная связь появляется при условии, что есть атом с высокой ЭО и атом водорода, связанный с другой электроотрицательной частицей ковалентной связью.

Химическая связь и строение молекулы: типом химической связи определяется кристаллическая решетка вещества: ионная, металлическая, атомная или молекулярная.

Определить тип химической связи в 8 классе поможет таблица.

Источник

Урок 4. Понятие о химической связи

В предыдущих уроках данного курса есть много рассуждений о том, что вещество состоит из молекул, что молекулы состоят из атомов. А не возникал ли у вас вопрос: почему атомы, составляющие молекулу, не разлетаются в разные стороны? Что удерживает атомы в молекуле?

Их удерживает химическая связь.

Химическая связь — совокупность сил, которые удерживают атомы в молекуле или кристалле.

Для того чтобы понять природу химической связи, достаточно вспомнить простой физический опыт. Два шарика, висящие рядом на ниточках, никак не «реагируют» друг на друга. Но если придать одному шарику положительный заряд, а другому — отрицательный, они притянутся друг к другу. Не эта ли сила притягивает атомы друг к другу? Действительно, исследования показали, что химическая связь имеет электрическую природу.

Откуда же возникают заряды в нейтральных атомах?

Ионная связь

При описании строения атомов было показано, что все атомы, за исключением атомов благородных газов, стремятся присоединить или отдать электроны. Причина — образование устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня (как у благородных газов). При приёме или отдаче электронов возникают электрические заряды и, как следствие, электростатическое взаимодействие частиц. Так возникает ионная связь.

Ионная связь — это связь между ионами.

Ионы — это устойчивые заряженные частицы, которые образуются в результате приема или отдачи электронов.

Например, в реакции участвует атом активного металла и активного неметалла:

В этом процессе атом металла (натрия) отдаёт электроны (рис. 14).

Таким образом, в этом процессе образовалась устойчивая частица (8 электронов на внешнем уровне), которая имеет заряд, так как у ядра атома натрия заряд по-прежнему +11, а оставшиеся электроны имеют суммарный заряд –10. Поэтому заряд иона натрия +1. Кратко запись этого процесса выглядит так:

Что происходит с атомом серы? Этот атом принимает электроны до завершения внешнего уровня (рис. 15).

Простой подсчёт показывает, что эта частица имеет заряд:

Разноименно заряженные ионы притягиваются, в результате чего возникает ионная связь и «ионная молекула»:

Существуют и другие способы образования ионов (см. урок 6).

Формально сульфиду натрия приписывают именно такой состав молекулы, хотя вещество, состоящее из ионов, имеет приблизительно такое строение (рис. 16).

Таким образом, можно сказать определённо, что вещества, состоящие из ионов, не содержат отдельных молекул! В этом случае можно говорить лишь об условной «ионной молекуле».

Задание 4.1. Покажите, как происходит переход электронов при возникновении ионной связи между атомами:

Помните! Атом металла отдаёт внешние электроны; атом неметалла принимает недостающие электроны.

Вывод. Ионная связь по описанному выше механизму образуется между атомами активных металлов и активных неметаллов.

Ковалентная связь

Исследования, однако, показывают, что полный переход электронов от одного атома к другому происходит далеко не всегда. Очень часто химическая связь образуется не при отдаче-приёме электронов, а в результате образования общих электронных пар*. Такая связь называется ковалентной.

* Эти электронные пары возникают в месте пересечения электронных облаков.

Ковалентная связь образуется в месте перекрывания электронных облаков* обоих атомов.

* Электронное облако — область пространства, где нахождение электрона наиболее вероятно.

Такая связь образуется, например, между атомами неметаллов. Возникает вопрос: каким образом область пересечения электронных облаков может связывать атомы? Рассмотрим динамическую модель этого явления, т. е. процесс возникновения ковалентной связи. Предположим, два атома сблизились на достаточно близкое расстояние.

Вопрос. Какие силы возникли между атомами?

Поскольку вокруг ядер атомов расположены отрицательно заряженные электроны, между атомами возникают силы отталкивания. Но если атомы обладают достаточной энергией, их электронные облака перекрываются (см. рис. 17.).

В этой области пространства возникает избыточный отрицательный заряд. А ядра атомов, как известно, имеют положительный заряд. Таким образом, ядра обоих атомов притягиваются к общему отрицательному заряду, который возник благодаря пересечению электронных облаков. Поэтому:

В месте перекрывания электронных облаков образуются общие электронные пары. Рассмотрим, как возникает ковалентная связь в молекуле азота N₂. Для этого рассмотрим строение атома азота:

Вопрос. Сколько электронов не хватает до завершения внешнего уровня?

Не хватает трёх электронов. Поэтому, обозначив каждый электрон внешнего уровня точкой, получим:

Вопрос. Почему три электрона обозначены одиночными точками?

Дело в том, что мы хотим показать образование общих пар электронов. А пара — это два электрона. Такая пара возникает, в частности, если каждый атом предоставит по одному электрону для образования каждой пары (1 + 1 = 2). Атому азота не хватает трёх электронов до завершения внешнего уровня. Значит, он должен «приготовить» три одиночных электрона для образования будущих пар.

Получена электронная формула молекулы азота, при помощи которой показано, что:

Каждая общая пара электронов соответствует одной ковалентной связи. Сколько ковалентных связей возникло? Три. Каждую связь (каждую общую пару электронов) покажем при помощи чёрточки (валентный штрих):

Эта графическая формула показывает, что атом азота в молекуле N₂ — трёхвалентен, так как валентность — это способность атома образовывать определённое число ковалентных химических связей.

Может ли возникнуть такая связь между разными атомами? Может. Пусть атом азота взаимодействует с атомами водорода:

Строение атома водорода показывает, что этот атом имеет один электрон. Сколько таких атомов нужно взять, чтобы атом азота «получил» «желаемое» — три электрона? Очевидно, три атома водорода (рис. 19).

Крестиком (х) обозначены электроны атома водорода. Электронная формула молекулы аммиака показывает, что у атома азота стало восемь электронов, а у каждого атома водорода получилось по два электрона (а больше на первом энергетическом уровне и быть не может).

Графическая формула показывает, что атом азота имеет валентность три (три чёрточки, или три валентных штриха), а каждый атом водорода — валентность один (по одной чёрточке).

Значит, атом азота в этих молекулах (N₂ и NН₃) трёхвалентен. Поскольку пара электронов может образовываться из неспаренных электронов обоих атомов, то валентность атома часто соответствует числу неспаренных электронов. Например, в атоме азота 3 неспаренных электрона, поэтому валентность атома азота (в молекуле азота) равна III.

Казалось бы, атом азота не может иметь бОльшую валентность, так как в образовании химической связи задействованы все неспаренные электроны. Но у атома азота осталась «лишняя» неподелённая пара электронов, которая не участвовала в образовании ковалентных связей.

Если ковалентная связь образуется с участием атома, который имеет «собственную» пару электронов (2), то второй атом должен иметь свободную орбиталь (0):

В этом случае атом, имеющий пару электронов (донор), передаёт её на свободную орбиталь второго атома (акцептора). Рассмотрим механизм образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму:

В полученном катионе аммония валентность атома азота равна IV.

Отметим, что валентность IV для атома азота — максимально возможная. Дело в том, что ковалентные связи образуются за счёт пересечения электронных облаков. А сколько таких электронных облаков в атоме азота? Четыре (одно s— и три р-облака). Поэтому и образуются 4 ковалентные связи. И не больше!

Ковалентная связь может быть полярной и неполярной. Полярность ковалентной связи определяется электроотрицательностью атомов её образующих. Электроотрицательность — способность атома смещать к себе общую пару электронов. Максимальную электроотрицательность (ЭО) имеет фтор 4,1. Далее значение ЭО уменьшается в ряду:

Хотя в состав обеих молекул N₂ и NН₃ входит один и тот же атом азота, химические связи между атомами отличаются друг от друга. В молекуле азота N₂ химические связи образуют одинаковые атомы, поэтому общие пары электронов находятся посередине между атомами. Атомы сохраняют нейтральный характер. Такая химическая связь называется неполярной.

В молекуле аммиака NH₃ химическую связь образуют разные атомы. Поэтому один из атомов (в данном случае — атом азота) сильнее притягивает общую пару электронов, так как имеет бОльшую ЭО. Общие пары электронов смещаются в сторону атома азота, и на нём возникает небольшой отрицательный заряд, а на атоме водорода — положительный (рис. 21).

Задание 4.2. Определите, какая химическая связь осуществляется между атомами в веществах:

Задание 4.3. Составьте электронные и графические формулы для тех веществ из упражнения 4.2, в которых вы определили наличие в них ковалентной связи. Для ионной связи составьте схемы перехода электронов.

Химическая связь и агрегатные состояния вещества. Кристаллические решётки

Тип химической связи влияет на свойства вещества, на его поведение в растворах. Так, чем больше, значительнее притяжение между частицами, тем труднее их оторвать друг от друга, тем труднее перевести твёрдое вещество в газообразное или жидкое состояния. Попробуйте определить, между какими частицами больше силы взаимодействия.

Если силы притяжения частиц значительны (притяжение разноимённо заряженных ионов), то частицы колеблются вблизи положения равновесия, а перемещаться не могут, что обусловливает сохранение формы и объёма. Максимальное взаимодействие между частицами осуществляется в случае I (ионная связь). Такие вещества находятся в твёрдом состоянии. Все вещества, построенные по ионному типу, — твёрдые. Среди веществ с ионной структурой ни жидких, не газообразных веществ нет! Для таких веществ характерно особое внутреннее строение — кристаллическая решётка:

От типа кристаллической решётки, которая формируется в твёрдом состоянии, зависят многие физические свойства вещества. В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решёток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Кристаллические решётки, состоящие из ионов, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью. Примером может служить кристалл поваренной соли (хлорида натрия), в котором каждый ион натрия окружен шестью хлорид-ионами, а каждый хлорид-ион — шестью ионами натрия. Очень часто кристаллические решётки изображают, как показано на рис. 23, где указывается только взаимное расположение частиц, но не их размеры.

Такие вещества обладают твёрдостью, тугоплавкостью, их расплавы проводят электрический ток. Ионные соединения, как правило, легко растворяются в жидкостях, состоящих из полярных молекул, например в воде, хотя бывают и исключения.

Большинство веществ, построенных при помощи ковалентной связи, состоят из отдельных молекул (рис. 24).

К таким веществам относятся спирты, сахара и большинство органических соединений. Поэтому, если такое вещество станет твёрдым, то эти молекулы образуют молекулярную кристаллическую решётку, т. е. в узлах её находятся молекулы.

Кристаллические решётки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными. Молекулы в таких решётках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решёткой имеют малую твёрдость и низкие температуры плавления, их растворы почти не проводят электрический ток. Число неорганических веществ с молекулярной решёткой невелико: вода, кислоты.

Кристаллические решётки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решётках соединены между собой прочными ковалентными связями. Примером может служить алмаз — одна из модификаций углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами:

Весь кристалл алмаза следует рассматривать как гигантскую молекулу. Атомная кристаллическая решетка характерна для твёрдого бора, кремния, германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием, а также кварца — чистого оксида кремния. Такие вещества очень прочные и тугоплавкие. Они нерастворимы в воде и прочих растворителях.

Металлы образуют металлическую кристаллическую решётку. Свойства таких веществ рассмотрены в уроке 8 данного Самоучителя.

Задание ЕГЭ. К числу веществ молекулярного строения относятся: 1) древесный уголь; 2) кварц; 3) лёд; 4) известняк. Укажите тип кристаллической решётки в остальных веществах.

Наименьшее взаимодействие между незаряженными частицами (рис. 22, случай III), поэтому между молекулами вещества с неполярной ковалентной связью силы притяжения ничтожны. В этом случае молекулы свободно двигаются во всех направлениях, вещество находится в газообразном состоянии *.

Подробнее о газах рассказано в уроке 30.1 данного Самоучителя. Там же рассматриваются способы решения задач по теме «Газы».

Следовательно, вещества, состоящие из неполярных молекул или молекул с неполярными связями, являются газами или летучими жидкостями. Среди веществ такого типа только йод является твёрдым (при нормальных условиях) из-за высокой массы молекул, но он легко возгоняется, переходя из твёрдого состояния сразу в газообразное состояние.

У полярных молекул (диполей) межмолекулярные взаимодействия многократно сильнее, поэтому частицы могут перемещаться «на один шаг», соблюдая ближний порядок, что обусловливает текучесть жидкости. Впрочем, молекулы с полярными связями могут быть и газообразными, и твёрдыми.

Агрегатное состояние в этом случае (при прочих равных условиях) обычно зависит:

Водородные связи возникают за счёт сильно полярных связей, содержащих атом водорода: N–H, O–H, F–H.

В таких случаях на атомах возникают довольно значительные заряды (δ+) и (δ–) (но всё же меньше единицы!), и атомы (а, значит, и молекулы в целом) притягиваются друг к другу. Атом водорода имеет очень маленький радиус и может частично «внедряться» в электронное облако соединённого атома:

Поэтому все молекулы воды оказываются связанными бесчисленными водородными связями. В результате на разрыв всех этих связей требуется затратить очень много энергии (например, при испарении воды). Поэтому вода имеет аномально высокую температуру кипения:

Если рассуждать логически, опираясь на положение кислорода в периодической системе, экстраполировать параметры в системе Н₂О — H₂S — H₂Se — H₂Тe, то у воды как самого лёгкого водородного соединения шестой группы должна быть температура кипения около –80 °C! А на самом деле? А на самом деле она намного выше: +100 °C.

Выводы. Таким образом, агрегатное состояние веществ (температуры кипения и плавления) зависит:

Источник