Основные типы химической связи

Молекула водорода, кристалл поваренной соли и медная проволока устроены по-разному. В молекуле связаны два атома, в соли взаимодействует множество ионов, а в металле часть электронов принадлежит всему кристаллу. Чтобы объяснять состав и свойства веществ, используют несколько моделей химической связи.

Почему возникает химическая связь

Химическая связь удерживает атомы или группы атомов в устойчивой системе. Её возникновение связано с взаимодействием атомных ядер и электронов; основными школьными моделями служат ковалентная, ионная и металлическая связь.

Связь нельзя представить одной механической перемычкой между неподвижными шариками. При сближении частиц действуют и притяжение, и отталкивание. У устойчивой системы определённое расположение соответствует энергетически выгодному состоянию. Для разрыва связи требуется энергия, а при образовании той же связи из разделённых частиц энергия выделяется.

Электроны, участвующие в связывании, называют валентными. У элементов главных групп это обычно электроны внешнего уровня; у переходных элементов могут участвовать и электроны незавершённого внутреннего подуровня. Правило «всем атомам обязательно нужны восемь электронов» не универсально: уже водород в простейших соединениях имеет окружение из двух электронов.

Ковалентная связь

Ковалентное связывание связано с обобществлением электронной плотности между атомами. В простой модели Льюиса одна общая электронная пара соответствует одинарной связи, две пары — двойной, три — тройной. Черта в структурной формуле обозначает связь, а не траекторию движения электрона.

H—H; O=O; N≡N.

Два атома водорода имеют одну общую пару, два атома кислорода — две, два атома азота — три. Неподелённые пары в этих сокращённых структурных формулах не показаны. По числу черт нельзя судить о точной пространственной форме любой молекулы.

Неполярная ковалентная связь в простых двухатомных молекулах одинаковых атомов имеет симметричное распределение электронной плотности. В полярной ковалентной связи плотность смещена к более электроотрицательному атому. Так, в HCl она смещена к хлору:

H^δ+—Cl^δ−.

Знак δ означает частичный заряд. Это не запись отдельных свободных ионов H⁺ и Cl⁻ внутри молекулы. Разница электроотрицательностей помогает сравнивать полярность, но одно условное пороговое число не заменяет сведения о строении вещества.

Ионная связь

Ионное связывание описывают электростатическим притяжением противоположно заряженных ионов. В кристалле NaCl катионы Na⁺ и анионы Cl⁻ образуют общую пространственную структуру. Каждый ион взаимодействует с окружением; выделенных молекул NaCl в обычном кристалле нет.

Передачу электрона от атома натрия атому хлора удобно использовать для объяснения зарядов. Однако эта схема описывает электронный баланс, а не все стадии получения кристалла. Его устойчивость зависит также от взаимодействия множества ионов.

Na → Na⁺ + e⁻; Cl + e⁻ → Cl⁻.

Формула ионного соединения показывает соотношение компонентов, при котором суммарный заряд равен нулю. Для MgCl₂ одному Mg²⁺ соответствуют два Cl⁻. Ионный и ковалентный характер не разделены непреодолимой границей: реальные связи могут сочетать оба.

Металлическая связь

В модели металла положительно заряженные атомные остовы взаимодействуют с общими, делокализованными валентными электронами. Остов включает ядро и внутренние электроны. В отличие от простой локальной электронной пары, делокализованные электроны не закреплены между одной определённой парой соседей.

Подвижность электронов помогает объяснить электрическую проводимость меди и алюминия. При смещении слоёв частиц в пластичном металле общее связывание может сохраняться, поэтому из многих металлов получают проволоку и листы. Это общая модель, а не обещание одинаковой твёрдости и пластичности всех металлов и сплавов.

Способ образования связи и строение всего вещества

Донорно-акцепторное образование связи — способ образования ковалентной связи, при котором исходную общую пару предоставляет один участник. Происхождение электронов само по себе не делает получившуюся связь отдельным основным типом.

Донор предоставляет электронную пару, акцептор принимает её в совместное связывание. Например, образование иона аммония NH₄⁺ можно объяснить использованием неподелённой пары азота в NH₃. В полученном изолированном ионе все четыре связи N—H равноценны: одну нельзя считать постоянно «чужой» и отличающейся от остальных лишь из-за способа образования.

При определении связи сначала уточняют, между какими частицами она рассматривается. В одном веществе могут присутствовать разные взаимодействия: внутри многоатомного иона и между ионами кристалла.

Полярность отдельных связей также не равна полярности всей молекулы. В линейной CO₂ связи C=O полярны, но их вклад в общий дипольный момент взаимно компенсируется. Ковалентная связь не означает обязательного наличия отдельных молекул: в алмазе она соединяет атомы в протяжённую сетку.

Три разобранных примера

1. H₂ и HCl

В обеих молекулах атомы удерживает ковалентная связь. В H₂ атомы одинаковы, электронная плотность распределена симметрично: связь неполярная. В HCl хлор сильнее притягивает общую плотность: связь полярная. Само присутствие водорода не определяет тип полярности.

2. Какие связи есть в NH₄Cl?

Сначала выделяем катион аммония NH₄⁺ и хлорид-анион Cl⁻. Между ними в кристалле действует ионное связывание. Внутри аммония атомы азота и водорода соединены полярными ковалентными связями. Ответ «только ионная» пропускает внутреннее строение катиона.

3. Почему медь проводит ток?

В металлической меди имеются подвижные делокализованные электроны. Под действием электрического поля возникает их направленное движение. Объяснять ток перемещением катионов через твёрдую медь неправильно: при обычной проводимости перемещаются прежде всего электроны.

Частые ошибки

• Называть любую ковалентную связь неполярной.
• Считать полярную молекулу парой свободных ионов.
• Строить обычный кристалл соли из отдельных молекул NaCl.
• Приравнивать донорно-акцепторный способ образования к четвёртому независимому типу связи.
• Путать связи O—H внутри воды с водородными связями между её молекулами.

Проверьте себя

1. Определите основной тип связи в H₂, O₂, NaCl и металлической Cu.
2. Почему твёрдый NaCl практически не проводит ток в обычных условиях, а его расплав проводит?
3. Отличается ли одна из четырёх связей N—H в изолированном NH₄⁺ от остальных только потому, что она образовалась донорно-акцепторным способом?
4. Сколько общих электронных пар соответствует двойной связи O=O в модели Льюиса?
5. В кристалле льда есть связи O—H и водородные связи между молекулами. Какие из них являются внутренними ковалентными связями молекулы воды?

Ответы и объяснения

1. H₂ и O₂ — ковалентная неполярная; NaCl — преимущественно ионная; Cu — металлическая. В O₂ связь двойная, но это не делает её полярной.
2. В твёрдом кристалле ионы удерживаются около определённых положений. В расплаве они могут перемещаться и переносить заряд. В обычном ионном кристалле нет такого электронного переноса, как в металле.
3. Нет. После образования иона четыре связи равноценны. Рассказ о доноре описывает образование, а не отдельное неизменное качество одной связи.
4. Две общие пары, то есть четыре электрона в связывающих парах. Неподелённые пары атомов кислорода в эти четыре электрона не входят.
5. O—H внутри H₂O — полярные ковалентные связи. Межмолекулярные водородные связи удерживают молекулы друг около друга; при обычном таянии льда молекулы воды сохраняются.

Связанные темы

Для объяснения связей используйте электронные конфигурации, электроотрицательность и кристаллические решётки.

Источники

Определения: IUPAC о химической связи, ковалентной связи и координационном образовании связи. Модели и примеры: OpenStax — ионное связывание, ковалентное связывание, структуры Льюиса и строение твёрдых веществ.