ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Химическая связь из "Общая химия" Свойства веществ в значительной степени зависят от типа связи между составляющими их атомами, т. е. от химической связи между ними. Химическая связь в свою очередь определяется внешним электронным слоем — валентными электронами атомов. [c.88] Хотя свойства веществ бесконечно разнообразны, в результате исследований сделан вывод, что их можно удовлетворительно объяснить, если предположить, что существуют лишь три основных типа химической связи электровалентная, ковалентная и металлическая. [c.88] Самой простой по своей физической природе является электровалентная связь. Она состоит в электростатическом притяжении частиц с зарядами противоположного знака, называемых ионами. Ионы могут быть одноатомными или могут состоять из нескольких атомов (связанных друг с другом ковалентно). Ионы представляют собой одну из самых распространенных форм вещества. Они встречаются преимущественно в твердых и жидких веществах и в растворах, но ионы в газообразном состоянии также имеют значение. Ионы могут нести один или несколько положительных или отрицательных электрических зарядов, но сумма положительных зарядов всегда равна сумме отрицательных зарядов, так что ионные вещества электронейтральны. По существу электровалентность не представляет собой, строго говоря, связь, поскольку ионы свободно перемещаются в пределах, допускаемых силами электростатического притяжения между ними. [c.88] Ковалентность в отличие от электровалентности представляет собой связь в прямом смысле слова. Связанные ковалентными связями атомы занимают по отношению друг к другу определенные положения, которые не могут быть изменены без химического превращения вещества. Группа из двух или нескольких (иногда из очень большого числа) атомов, связанных ковалентными связями, образует молекулу. Вещества, состоящие из молекул, весьма многочисленны. К ним относится большинство органических веществ. Молекула может нести электрический заряд (как уже было указано, в этом случае она называется многоатомным ионом). Ковалентная связь встречается не только в молекулах, но и в кристаллах, например в алмазе, нитриде бора и многих других. Физическая природа ковалентной связи гораздо сложнее, чем у элек-тровалентной связи эта связь обусловлена особыми квантовомеханическими силами . [c.88] Вследствие того что атомы занимают в молекулах определенные положения по отношению друг к другу, возникает проблема определения этих положений, т. е. строения молекул или вообще строения веществ, состоящих из ковалентно связанных атомов. Установление строения важно и в случае ионных кристаллов, поскольку в них ионы также занимают вполне определенные положения по отношению друг к другу. Свойства веществ зависят в большой степени от их строения. Поэтому установление зависимости между строением и различными физическими и химическими свойствами веществ составляет одну из главных задач химии. [c.88] Металлическая связь, хотя и ограничивается металлами, представляет особый интерес вследствие многочисленности областей их применения. Физическая природа этой связи отличается от природы остальных двух типов химической связи (см. главу Металлы ). [c.89] Отметим, наконец, существование сил притяжения, гораздо более слабых по сравнению с химической связью, действие которых проявляется между молекулами в твердом и жидком состоянии и молекулами сжатых газов. Они называются вандерваальсовыми силами. [c.89] В дальнейшем изложении мы попытаемся уточнить приведенные выше понятия. [c.89] В самой первой теории о природе связи между атомами — электрохимической или дуалистической теории Берцелиуса (1819) — предполагалось, что существуют два вида элементов — электроположительные и электроотрицательные — и что по этой причине они взаимно притягиваются. Электрохимическая теория, разумеется, не охватывает все типы соединений, но она не отличается принципиально от современных представлений об ионных соединениях. [c.89] Вторая химическая теория, названная унитарной теорией (Дюма, 1834), была основана на наблюдении, что электроотрицательные элементы (например, хлор) могут замещать в некоторых соединениях электроположительные элементы, при этом общие химические свойства соединений не изменяются. Отсюда был сделан вывод, что связь атомов в химических соединениях не является электростатической, а обусловлена некоторыми химическими силами неопределенной природы. В действительности и эта теория не была общей — она относилась только к соединениям, позже названным ковалентными. Под влиянием этой теории химики в течение почти столетия не проявляли интереса к физической природе химической связи. [c.89] Инертные газы содержат во внешнем слое восемь электронов (а внутренние слои полностью заняты электронами) только гелий содержит всего два электрона. Для большого числа элементов (но не для всех, как считалось первоначально) наиболее устойчивую электронную конфигурацию представляет собой октет. Только водород, как и гелий, содержит во всех своих соединениях дублет электронов. [c.90] Электронная конфигурация инертного газа может создаваться двумя путями за счет образования электровалентной или ковалентной связи. [c.90] При этой реакции образуется ион натрия с электронной конфигурацией, аналогичной электронной конфигурации инертного газа (неона), предшествующего натрию в периодической системе, и ион хлора с электронной конфигурацией инертного газа (аргона), следующего за хлором в периодической системе. [c.90] В электронных формулах точками принято обозначать только электроны внешнего электронного слоя — валентные электроны. Следовательно, символы элементов (Na, l и т. д.) обозначают в этих формулах ядра вместе с внутренними электронными слоями, которые не претерпевают никакого изменения при химических реакциях. [c.90] Известны трехвалентные и даже четырехвалентные одноатомные ионы, но способность элемента к их образованию и устойчивость этих ионов уменьшаются с увеличением диспропорции между зарядом ядра и соответственно дефицитом или избытком электронов в слое. У катионов по мере увеличения заряда (и, следовательно, при уменьшении объема иона) возрастает способность элемента к образованию ковалентных соединений. Катионы с малым объемом и большим зарядом проникают глубоко в электронную оболочку аниона, что облегчает образование ковалентной связи. Явление хорошо наблюдается у соединений многовалентных металлов например, галогениды металлов низших степеней валентности (Sn lg, V I2, Ta la) электровалентны, а галогениды металлов высших степеней валентности (Sn U, V I4) ковалентны. Одноатомные двух- и трехвалентные анионы могут существовать только в твердом состоянии, например 0 и N , а в присутствии воды они превращаются соответственно в ОН и NH3. Зато известны многие устойчивые многоатомные анионы. [c.90] Водород отличается в некоторых отношениях от остальных элементов. Положительный ион водорода, протон, представляет собой просто ядро без электроиов. Положительные ионы остальных атомов имеют электронную оболочку, и поэтому их объем несравненно больше объема протона. В протоне положительный заряд сосредоточен в предельно малом объеме. По этой причине протон может настолько приблизиться к отрицательному иону, что проникает в его внешний электронный слой, образуя ковалентную связь. Так, диаметр иона хлора С1 равен 1,81 A, в то время как в молекуле хлористого водорода НС1 расстояние между двумя атомами равно лишь 1,27А. По существу протон никогда не бывает свободным в обычных условиях химических реакций. Как будет показано, во всех своих соединениях водород всегда связан ковалентно, но протон часто легко переходит от одной молекулы к другой. [c.91] Электронной конфигурацией инертного газа обладают только одноатомные ионы элементов главных подгрупп. Переходные металлы образуют ионы (только катионы) с незаполненным внешним слоем. Так, например, ион железа Fe + имеет 24 электрона, расположенных следующим образом Is , 2s , 2/ , 3s , Зр , 3 i , а ион железа Fe + имеет на один электрон меньше на уровне Ы. Этим объясняется многовалентность большинства переходных металлов. Заполненный внешний слой ионов переходных металлов содержит 18 электронов, например внешний слой ионов Zn +, d +, Hg +, u+, Ag+, Au+, а также ионов Qa +, Ge + и т. д. [c.91] Энергии ионизации натрия и калия имеют более низкие значения соответственно 118 и 100 ккал1г-атом. Атомы этих элементов ионизируются значительно легче. Отрыв второго электрона от атома требует затраты очень большой энергии, например при образовании ионов Mg2+ и Са необходимо затратить соответственно 521 и 413 ккал/г-атом (все эти величины относятся к атомам и ионам в газообразном состоянии). [c.91] При присоединении одного электрона к атому, который становится при этом отрицательным ионом с конфигурацией инертного газа, выделяется энергия (экзотермический процесс). Эта энергия называется сродством к электрону. Ниже приводится сродство к электрону нескольких элементов (для ионов в газообразном состоянии, ккал/г-атом). [c.91] Из приведенных выше числовых значений видно, что, хотя израсходованная на образование катионов энергия частично компенсируется выделяющейся при образовании анионов энергией, баланс остается отрицательным. Отсюда вытекает, что электровалентная связь не могла бы образоваться, если бы переход электронов осуществлялся между изолированными атомами и если бы образующиеся ионы оставались изолированными. В действительности переход электронов всегда сопровождается другим сильно экзотермическим процессом, который приводит к тому, что энергетический баланс сводится в пользу ионизации. [c.91] Вернуться к основной статье