Приведите примеры ионных и ковалентных соединений какие физические свойства
Полностью невозможно иногда строго провести границу между ионными и ковалентными соединениями. Тем не менее, существуют большие различия в их свойствах:
1) ионные соединения имеют более высокие температуры плавления и кипения по сравнению с ковалентными соединениями;
2) ионные соединения проводят электричество в расплавленном состоянии, тогда как ковалентные соединения — плохие проводники электричества;
3) ионные соединения обычно более растворимы, чем ковалентные соединения, в растворителях, таких как вода (т.е. молекулы которых — диполи). С другой стороны, ковалентные соединения более растворимы в растворителях, таких как черыреххлористый углерод, бензол (молекулы которых не обладают дипольным моментом). В таких соединениях ионные соединения обычно нерастворимы;
4) реакции, в которых участвуют ионные соединения, обычно имеют бóльшие скорости, тогда как ковалентные соединения обычно реагируют достаточно медленно. Это можно объяснить тем фактом, что составляющие элементы ионных соединений удерживаются друг возле друга за счет электростатических сил и поэтому им легче вступить в реакцию. В случае ковалентных соединений вначале реакции им необходимо разорвать ковалентные связи, и это приводит к замедлению всей реакции.
Металлическая связь
Металлы характеризуются высокой электрической проводимостью, теплопроводностью, характерным металлическим блеском, ковкостью (пластичностью), и.т.д. Металлы кристаллизуются в виде структуры с высоким координационным числом (координационное число — это количество ближайших «соседей» одного иона в кристалле) таким как 8 или 12. В соответствии с теорией свободных электронов в металле структура кристалла металла представляет собой плотно упакованные положительно заряженные ионы металла и электроны которые могут свободно двигаться вокруг них в потенциальном поле, создаваемом положительными ионами. Такая модель способна качественно объяснить свойства металлов.
Как правило, металлическая связь — это очень крепкая связь и поэтому многие металлы характеризуются большой твердостью, высокими температурами плавления и кипения и низкой летучестью. За исключением ртути и галлия самые низкие точки плавления имеют щелочные металлы потому что атомы этих металлов теряют только один электрон при образовании связи. d-элементы переходных металлов могут образовывать дополнительные ковалентные связи.
Высокая подвижность электронов металлов обусловливает их характерные физические (высокая электро и теплопроводность, пластичность, блеск) и химические свойства (оснóвный характер низших оксидов). Электроны в металле образуют не направленную связь в пространстве и это дают металлам способность изменять форму не разрушаясь под действием механических сил.
Meталлы растворяются в полярных растворителях благодаря присутствию ионов металлов в кристаллической решетке.
Водородная связь
Образование водородной связи является следствием полярности связи. Когда атом водорода соединяется ковалентной связью с элементом, обладающим высокой електроотрицательностью, например, фтором, азотом или кислородом, то между вновь образовавшимися молекулами возникает слабая связь (Энергия водородной связи равна
5-7 ккал/моль) благодаря притяжению атома водорода одной молекулы и атома электроотрицательного элемента другой молекулы. Эта слабая связь называется водородной связью.
Межмолекулярные силы притяжения вместе с водородной связью требуют бóльшей энергии для преодоления таких сил межмолекулярного притяжения, поэтому соединения, молекулы которых образуют водородную связь, имеют сравнительно высокие значения температур плавления и кипения.
Структура вещества
В различных фазовых состояниях частицы организованы по-разному. В газообразном состоянии молекулы абсолютно свободны в передвижении. В твердом состоянии такое движение отсутствует, хотя молекулы, aтомы или ионы, которые удерживаются дуг около друга совершают колебательные движения около положения равновесия. Силы, действующие в жидкостях, достаточно сильны для того, чтобы удержать молекулы друг возле друга, но в то же время слабы, чтобы создать структуру, подобную металлической. Изучение структуры жидкостей с помощью дифракции рентгеновских лучей показало, что в жидкостях присутствует ближний порядок, сохраняющийся на расстоянии от 5 дo 10 Å.
Стекловидное состояние. Если порядок в структуре вещества, который является характеристикой кристаллического вещества, существует на расстоянии не больше чем 5 или 10 Å, кристаллической структуры нет. Если при температуре T1, при которой жидкость кристаллизуется, но внутри ее объема нет ядер для начала кристаллизации, то наступает т.н. переохлаждение, и вещество переходит в метастабильное sсостояние. Если продолжить охлаждение ниже T1, то возрастает вязкость вещества и при температуре Tс (температура перехода в стекловидное состояние) структура вещества «застывает», вещество становится твердым. При этом внутренняя структура остается подобной структуре жидкости, и вещество находится в стекловидном (aморфном) состоянии. Основной характеристикой стекловидного состояния является высокая способность противостоять различным нагрузкам, в то же время подобно жидкостям они обладают свойством оптической изотропии, и прозрачности.
Жидкие кристаллы. Некоторые твердые вещества при нагревании резко переходят в расплавленное состояние с образованием мутных жидкостей, затем, при дальнейшем нагревании, резко становятся прозрачными.
Мутные жидкости подобно анизотропному кристаллу (свойства в-ва зависят от направления) расщепляют проходящий луч света и обнаруживают явление интерференции поляризованного света. Таким жидкостям, даже если они имеют поверхностное натяжение и обладают текучестью, дали название жидких кристаллов. Кристаллы. Вещества в твердом состоянии можно разделить на кристаллические и аморфные. Некоторые вещества могут существовать в нескольких различных кристаллических формах (модификациях). Такое явление называется полиморфизмом. Свойства веществ в кристаллическом состоянии зависят не только от их состава и внешних условий, но и от их внутренней структуры. Каждая кристаллическая модификация вещества характеризуется определенной геометрической формой кристаллов.
Кристаллы классифицируются по различным признакам. В кристаллографии классификация основана на организации частиц в пространстве. E.Федоровым разработал общую систему классификации кристаллических решеток для 230 возможных типов (1910), и основал кристаллографический анализ. В физической химии удобнее классифицировать кристаллы в соответствии в типом связи между частицами, образующими кристаллическую решетку. Такими частицами могут быть ионы, нейтральные атомы или целые молекулы.
Настоящие кристаллы. Совершенный порядок организации частиц в кристалле в идеальном случае может быть только при абсолютном нуле. При всех других температурах из-за теплового колебания некоторые частицы могут покинуть свое место, или появиться в «неправильном» месте. Термин «несовершенство» или «дефект» используется для обозначения таких исключений в организации частиц, образующих кристаллы. Дефекты такого рода могут иметь огромное влияние на электрические, механические или оптические свойства твердого вещества.
Дефекты по Френкелю — это отсутствие (вакансия) некоторых ионов в узле кристаллической решетки и образование междоузельного атома.
Дефекты по Шоттки — отсутствие (вакансия) ионов в кристаллической решетке, при этом междоузельного атома не образуется.
Материалы (вещества) используемые на практике, и имеющие кристаллическую структуру, обычно состоят их огромного числа мелких кристалликов (поликристаллические). Обычно сплошное поликристаллическое вещество представляет собой множество мелких кристаллов, разделенных тонкими слоями, содержащими различные несовершенства. Некоторые отклонения от правильной структуры (дислокации) появляются в процессе роста кристаллов, другие — как результат механических деформаций. Они могут иметь сильное влияние на свойства кристалла.
Многие свойства материалов зависят больше от природы связи между отдельными кристаллами, чем от свойств самих кристаллов.
Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь
Внутримолекулярные химические связи
Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными.
Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов, в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.
Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ. Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.
Электроотрицательность χ – это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны. Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.
Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4.
Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль разность электроотрицательностей атомов, а она примерно одинакова в любой системе.
Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.
Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В), то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А : В. Такая связь называется ковалентной неполярной.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная.
Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов. Такая связь называется ионная.
Основные типы химических связей — ковалентная, ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.
Ковалентная химическая связь
Ковалентная связь – это химическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В. При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами) или атомов одного элемента.
Основные свойства ковалентных связей
- направленность,
- насыщаемость,
- полярность,
- поляризуемость.
Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.
Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108о28′.
Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется валентностью.
Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.
Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.
Ковалентная неполярная химическая связь
Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ.
Пример. Рассмотрим строение молекулы водорода H2. Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.
H. + .H = H:H
Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной.
Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.
Дипольный момент неполярных связей равен 0.
Примеры: H2 (H-H), O2 (O=O), S8.
Ковалентная полярная химическая связь
Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).
Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).
Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент. Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.
Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.
Примеры: HCl, CO2, NH3.
Механизмы образования ковалентной связи
Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:
1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:
А. + .В= А:В
2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:
А: + B= А:В
При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.
Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей статье.
Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:
– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;
– в ионе аммония NH4+, в ионах органических аминов, например, в ионе метиламмония CH3-NH2+;
– в комплексных соединениях, химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na[Al(OH)4] связь между алюминием и гидроксид-ионами;
– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO3, NaNO3, в некоторых других соединениях азота;
– в молекуле озона O3.
Основные характеристики ковалентной связи
Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.
Кратность химической связи
Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении. Кратность связи достаточно легко можно определить из значения валентности атомов, образующих молекулу.
Например, в молекуле водорода H2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.
В молекуле кислорода O2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.
В молекуле азота N2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.
Длина ковалентной связи
Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А2 и В2:
Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов, образующих связь, или по кратности связи, если радиусы атомов не сильно отличаются.
При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.
Например. В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
| Связь | Длина связи, нм |
| H-F | 0,092 |
| H-Cl | 0,128 |
| H-Br | 0,142 |
| H-I | 0,162 |
При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.
Например. В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.
| Связь | Длина связи, нм |
| С–С | 0,154 |
| С=С | 0,133 |
| С≡С | 0,120 |
Энергия связи
Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.
Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.
Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.
Например, в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается, т.к. увеличивается длина связи.
Ионная химическая связь
Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов.
Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.
Пример. Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na+, с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:
+11Na )2)8)1 — 1e = +11Na+ )2)8
Пример. Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:
+17Cl )2 )8 )7 + 1e = +17Cl— )2 )8 )8
Обратите внимание:
- Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
- Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы, но и группы атомов. Например: ион аммония NH4+, сульфат-ион SO42- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
- Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);
Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na+Cl—, Na2+ SO42-.
Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи:
Металлическая химическая связь
Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов, образующих кристаллическую решетку.
У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов. Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями.
Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы. Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь, т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе, создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку. При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.
Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия. Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами. Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные, индукционные и дисперсионные. Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.
Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.
Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. Водородные связи — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N. Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения.
Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость.
Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь. Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом, а также кислорода с водородом, в меньшей степени азота с водородом.
Водородные связи возникают между следующими веществами:
— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H2O (пар, лед, жидкая вода):
— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;
— органические соединения, в которых связи O-H или N-H: спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.
Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.
Например, как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H2O-H2S-H2Se-H2Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.
А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61оС, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 оС. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20оС) вода является жидкостью по фазовому состоянию.