Химическая связь

Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия). Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.

Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, ион-дипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др.

Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается. Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая. Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):

а)	H· + ·H   H:H	H-H	H2	(одна общая пара электронов; H одновалентен);
б)		N N	N2	(три общие пары электронов; N трехвалентен);
в)		H-F	HF	(одна общая пара электронов; H и F одновалентны);
г)			NH4+	(четыре общих пары электронов; N четырехвалентен)

По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на

• простые (одинарные) - одна пара электронов,

• двойные - две пары электронов,

• тройные - три пары электронов.

Двойные и тройные связи называются кратными связями.

По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную и полярную. Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными.

Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары. Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются  + и  -, например:  . По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на  -связь и  -связь.

Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов),  -связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов).

Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью. Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации.

Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей.

Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp-, sp² и sp³-гибридизация. Например: sp-гибридизация - в молекулах C₂H₂, BeH₂, CO₂ (линейное строение);

sp²-гибридизация - в молекулах C₂H₄, C₆H₆, BF₃ (плоская треугольная форма);

sp³-гибридизация - в молекулах CCl₄, SiH₄, CH₄ (тетраэдрическая форма); NH₃(пирамидальная форма); H₂O (уголковая форма).

Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.  Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr₂, Ca₂Cu, Cu₅Zn₈ и др.). Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов.  Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:

H—O—H ··· OH₂, H—O—H ··· NH₃, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др.

Мерой прочности любой связи является энергия связи.

Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль.

Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше. Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия.

Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.

Строение вещества

По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные. Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные. По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы). Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах.

Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, S₈, P₄ и другие простые вещества; CO₂, SO₂, N₂O₅, H₂O, HCl, HF, NH₃, CH₄, C₂H₅OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях.

Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO₂, SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.)

Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде. Следует отметить, что в ионных веществах, кристаллы которых состоят из сложных ионов, есть и ковалентные связи, например: (Na⁺)₂(SO₄^2-), (K⁺)₃(PO₄^3-), (NH₄⁺)(NO^3-) и т. д. Ковалентными связями связаны атомы, из которых состоят сложные ионы. Металлы (вещества с металлической связью) очень разнообразны по своим физическим свойствам. Среди них есть жидкость (Hg), очень мягкие (Na, K) и очень твердые металлы (W, Nb). Характерными физическими свойствами металлов является их высокая электропроводность (в отличие от полупроводников, уменьшается с ростом температуры), высокая теплоемкость и пластичность (у чистых металлов).

В твердом состоянии почти все вещества состоят из кристаллов. По типу строения и типу химической связи кристаллы ("кристаллические решетки") делят на атомные(кристаллы немолекулярных веществ с ковалентной связью), ионные (кристаллы ионных веществ), молекулярные (кристаллы молекулярных веществ с ковалентной связью) и металлические (кристаллы веществ с металлической связью).

Электролитическая диссоциация веществ в водных растворах

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: проводят электрический ток или проводниками не являются.

С особенностями растворения веществ можно познакомиться экспериментально исследуя электропроводность растворов этих веществ с помощью прибора.

Для  объяснения  особенностей  водных  растворов  электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание  этой  теории  можно свести к  следующим трем  положениям:

1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении  распадаются(диссоциируют) на ионы –

2.  положительно (катионы) и отрицательно(анионы) заряженные  частицы.

Ионы  находятся  в  более  устойчивых  электронных  состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na⁺, Mg²⁺, Аl³⁺ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО₃^-, SO^2-₄, РО^З-₄ и т.д.).

2.  В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.

Под действием  электрического  тока ионы  приобретают  направленное движение: положительно заряженные ионы  движутся  к катоду, отрицатель­но  заряженные - к аноду. Поэтому  первые  называются  катионами, вторые  - анионами. Направленное  движение  ионов  происходит  в  результате  притяжения  их  противоположно заряженными электродами.

ВЕЩЕСТВА
ЭЛЕКТРОЛИТЫ	НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ
Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток	Неэлектролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых  не проводят электрический ток
Вещества с ионной химической связью или ковалентной сильнополярной химической связью – кислоты, соли, основания	Вещества с ковалентной неполярной химической связью или ковалентной слабополярной  химической связью
В растворах и расплавахобразуются ионы	В растворах и расплавах не образуются ионы

3.  Диссоциация  - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации  вместо знака равенства ставят  знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К⁺ и анион А^- в общем виде записывается так: КА ↔  K⁺ + A^-

Рассмотрим процесс растворения электролитов в воде

В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н₂О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды представляет собой диполь. Растворение в воде веществ с ионной химической связью(на примере хлорида натрия – поваренной соли)

Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na⁺  и Сl^–  из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.

Растворение в воде веществ с ковалентной сильнополярной химической связью       (на примере соляной кислоты)

 При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными .

Основные положения:

Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.

Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.

Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

 Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам

Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.

Атом водорода	Ион водорода
+1Н0 1s1	+1Н+ 1s0

Пример 2.  Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона.

Атом хлора	Ион хлора
+17Cl0 1s22s22p63s23p5	+17Cl- 1s22s22p63s23p6
Атомы хлора имеют незавершённый внешний уровень, поэтому они химически очень активны, принимают электроны и восстанавливаются. Именно поэтому газообразный хлор ядовит, при вдыхании его наступает отравление организма.	Ионы хлора имеют завершённый внешний уровень, поэтому они химически неактивны, находятся в устойчивом электронном состоянии.                                                                   Ионы хлора входят в состав поваренной соли, употребление в пищу которой не вызывает отравления организма.

Запомните!

1.     Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам;

2.     Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов;

3.   Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов.

Гидролиз солей

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl  Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH =>KHSiO₃ + KОН  2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- => НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S  2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)₃ + 6Н⁺ + S^2-  рН =7

Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl  Fe₂⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(OH)⁺ + 2Cl^- + H⁺ 

2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)₂ + HCl  Fe(OH)⁺ + Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень Nа₂СО₃ + HOH =>NаНСО₃ + NаОН  СО₃^2- + 2Na⁺ + H⁺ + OH^- =>НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

2-ая ступень NаНСО₃ + Н₂О =>NаОН + Н₂СО₃  НСО₃^- + Na⁺ + H⁺ + OH^- =>Н₂СО₃ + ОН^- + Na⁺

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)₂, Fe(ОН)₂ ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН₃СООН, Н₂СО₃ ) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃ 

Электролиз растворов и расплавов

Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный^[1]. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений^{[источник не указан 1095 дней]}, диоксида марганца^[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование).

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.

Катионы активных металлов	Катионы менее активных металлов	Катионы неактивных металлов
Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+	Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+,Pb2+	Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+,Au3+
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода	В водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород)	Легко разряжаются и восстанавливается только металл

Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион	Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот (кромеF−)
PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, F−	OH−, Cl−, Br−, I−, S2−
Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода	Легко разряжаются

Расплавы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): Na⁺ + 1e = Na⁰

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl₂

2.Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты

Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄²⁻

K(-): 2Na⁺ +2e =2Na⁰

A(+): 2SO₄²⁻ −4e =2SO₃+O₂

Вывод: 2Na₂SO₄ → (электролиз) 4Na + 2SO₃ + O₂

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): Na⁺ +1e =Na⁰

A(+): 4OH⁻ −4e =2H₂O + O₂

Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H₂O + O₂

2) Менее активные металлы

Точно так же

3) Неактивные металлы

Точно так же

Растворы

1) Активные металлы

1.Соль активного металла и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

Вывод: 2NaCl + 2H₂O(электролиз) → H₂ + Cl₂ +2NaOH

2.Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты

Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄²⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺

Вывод: 2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

Вывод: 2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

2) Менее активные металлы

1.Соль менее активного металла и бескислородной кислоты

ZnCl₂ ↔ Zn²⁺ + 2Cl⁻

K"катод"(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A"анод"(+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

Вывод: ZnCl₂ (электролиз) → Zn + Cl₂

2.Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты

ZnSO₄ ↔ Zn²⁺+SO₄²⁻

K(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

Вывод: 2ZnSO₄ + 2H₂O(электролиз) → 2Zn + 2H₂SO₄ + O₂

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

3) Неактивные металлы

Точно так же

Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

• У анода анионы окисляются.

• На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

Или проще:

• КАТод — КАТионы (ионы у катода)

• АНод — АНионы (ионы у анода)