Химична връзка — урок по химия

1. Защо атомите се свързват

– хелий, неон, аргон – почти не образуват съединения. Атомите им имат завършен външен слой: два електрона при хелия и осем при останалите. Другите атоми „се стремят“ към такава устойчива конфигурация – като отдават, приемат или поделят електрони. Тези електрони са външните, ; за елементите от главните групи броят им е последната цифра на номера на групата (виж Атоми, изотопи и периодичната система).

Т

Правило на октета

При образуване на химична връзка атомите на елементите от главните групи обикновено отдават, приемат или поделят електрони така, че да имат осем електрона във външния слой (октет) – като най-близкия благороден газ. Водородът и литият се стремят към два електрона (дублет), като хелия.

Правилото е удобен ориентир, а не закон на природата. Има молекули с по-малко електрони около някой атом (борът в $\mathrm{BF_3}$ има шест) и с повече – фосфорът в $\mathrm{PCl_5}$ има десет, а сярата в $\mathrm{SF_6}$ – дванадесет. При преходните метали правилото на октета изобщо не работи добре.

Идеята, че връзката е обща двойка електрони, е на американския химик Гилбърт Люис (статия от 1916 г.). Той рисувал валентните електрони като точки около символа на елемента – и днес наричаме такива формули формули на Люис.

2. Йонна връзка

Натрият има един валентен електрон, а хлорът – седем. Най-лесният път към октет за двамата: натрият отдава електрона си, хлорът го приема.

\mathrm{Na} \to \mathrm{Na^+} + e^- \qquad \mathrm{Cl} + e^- \to \mathrm{Cl^-}

О

Йони и йонна връзка

Атом, който е отдал електрони, става положителен йон (катион), а атом, който е приел електрони – отрицателен йон (анион). Йонната връзка е електростатичното привличане между противоположно заредени йони. Тя се образува главно между типични метали и типични неметали.

на следва от номера на групата. Металите от групи 1, 2 и 13 дават $1+$ , $2+$ и $3+$ : $\mathrm{Na^+}$ , $\mathrm{Mg^{2+}}$ , $\mathrm{Al^{3+}}$ . от групи 15, 16 и 17 приемат до октет и дават $3-$ , $2-$ и $1-$ : $\mathrm{N^{3-}}$ , $\mathrm{O^{2-}}$ , $\mathrm{Cl^-}$ .

В твърдата сол няма отделни „молекули NaCl“. Йоните са подредени в йонна кристална решетка: всеки $\mathrm{Na^+}$ е заобиколен от шест $\mathrm{Cl^-}$ и обратно. Затова $\mathrm{NaCl}$ е формулна единица – тя показва само отношението на йоните 1 : 1.

Т

Свойства на йонните вещества

Привличането между йоните е силно и действа във всички посоки, затова йонните вещества са твърди, с високи температури на топене (

\mathrm{NaCl}

– 801 °C,

\mathrm{MgO}

– около 2800 °C), но крехки: при удар слоевете се разместват, еднакви заряди застават един срещу друг и кристалът се разцепва. Твърди не провеждат ток, а разтопени или разтворени във вода – провеждат, защото йоните могат да се движат.

Пример

Каква е формулата на алуминиевия оксид?

Йоните са $\mathrm{Al^{3+}}$ и $\mathrm{O^{2-}}$ .
Сборът от зарядите трябва да е нула. Най-малкото общо кратно на 3 и 2 е 6: това са 2 йона $\mathrm{Al^{3+}}$ ( $+6$ ) и 3 йона $\mathrm{O^{2-}}$ ( $-6$ ).
Формулата е $\mathrm{Al_2O_3}$ . Кратко правило: зарядът на единия йон става индекс на другия („кръстосване“), после съкращаваме, ако може.

Катион

Анион

положителни:+3отрицателни:−2

Сборът от зарядите не е нула – добави аниони.

💡 Йонното съединение като цяло е електронеутрално: сборът от положителните и отрицателните заряди е нула. Затова броят на йоните се намира от зарядите – най-малкото общо кратно на 3 и 2 е 6, откъдето Al₂O₃. Многоатомните йони (NH₄⁺, SO₄²⁻, PO₄³⁻…) се пишат в скоби, когато са повече от един.

3. Ковалентна връзка

Два хлорни атома не могат да си „вземат“ електрон един от друг – и двата го искат еднакво. Вместо това те поделят по един електрон и образуват обща електронна двойка. Тя се брои и към двата атома, затова всеки от тях вече има октет.

О

Ковалентна връзка

Ковалентната връзка се осъществява чрез една или няколко общи електронни двойки между два атома. Една обща двойка е единична връзка (H–H, Cl–Cl), две – двойна (O=O, C=O), три – тройна (N≡N). Електронните двойки на атома, които не участват във връзка, се наричат несподелени (свободни) електронни двойки. Ковалентна е връзката между атомите на неметалите.

Т

Как се рисува формула на Люис

1) Събираме валентните електрони на всички атоми (при йон добавяме или изваждаме електрони според заряда). 2) Свързваме атомите с единични връзки – обикновено централният атом е този, който образува най-много връзки (C, N, а не H). 3) Разпределяме останалите електрони като несподелени двойки – първо на крайните атоми до октет, после на централния. 4) Ако на централния атом не достигат електрони, превръщаме несподелена двойка на съседен атом в обща – правим двойна или тройна връзка.

Пример

Формула на Люис за амоняка $\mathrm{NH_3}$ .

Валентни електрони: $5 + 3 \cdot 1 = 8$ , т.е. 4 двойки.
Азотът е централен: три връзки N–H използват 3 двойки.
Остава една двойка – тя е несподелена на азота. Азотът има $3 \cdot 2 + 2 = 8$ електрона, всеки водород – 2. ✓

Пример

Формула на Люис за $\mathrm{CO_2}$ .

Валентни електрони: $4 + 2 \cdot 6 = 16$ , т.е. 8 двойки.
Скелет O–C–O (2 двойки); на кислородите слагаме по 3 несподелени двойки – всичките 8 двойки са използвани, но въглеродът има само 4 електрона.
Превръщаме по една несподелена двойка на всеки кислород в обща: O=C=O. Сега всеки атом има октет, а на всеки кислород са останали по 2 несподелени двойки.

валентни e⁻:8във връзки:4несподелени:4

O:8 e⁻ ✓H:2 e⁻ ✓

✓ Всеки атом има октет (водородът – два електрона). Това е формулата на Люис за H₂O.

💡 Щракни върху връзка, за да я смениш: единична → двойна → тройна → единична. Лабораторията сама подрежда останалите електрони като несподелени електронни двойки (сините точки) – първо по крайните атоми, после по централния. Под чертежа е броят на електроните около всеки атом: електроните на връзката се броят и за двата атома.

Формулата на Люис показва кои атоми са свързани, но не и формата на молекулата в пространството – защо водата е „ъглова“, а $\mathrm{CO_2}$ е линейна. Това е тема на урока Форма на молекулите и междумолекулни сили.

4. Електроотрицателност и полярност

В $\mathrm{Cl_2}$ общата двойка е точно по средата – двата атома са еднакви. А в $\mathrm{HCl}$ ? Хлорът привлича електроните по-силно от водорода и двойката е изместена към него.

О

Електроотрицателност

Електроотрицателността

\chi

показва колко силно атомът привлича общите електронни двойки в химичната връзка. Най-често се използва скалата на Полинг: най-електроотрицателен е флуорът (

3{,}98

), следват кислородът (

3{,}44

) и хлорът (

3{,}16

); най-малка е при алкалните метали (цезий –

0{,}79

). В периода електроотрицателността расте отляво надясно, а в групата намалява отгоре надолу.

Т

Вид на връзката според разликата в електроотрицателността

При

\Delta\chi \approx 0

връзката е ковалентна неполярна (

\mathrm{H_2}

,

\mathrm{Cl_2}

). При умерена разлика – ковалентна полярна: по-електроотрицателният атом получава частичен отрицателен заряд

\delta-

, а другият –

\delta+

(

\mathrm{H^{\delta+}{-}Cl^{\delta-}}

). При голяма разлика (над около 1,7) между метал и неметал връзката е йонна. Границите са приблизителни: преходът е постепенен и всяка реална връзка има отчасти и ковалентен, и йонен характер.

Пример

Каква е връзката във водата и в метана?

O–H: $\Delta\chi = 3{,}44 - 2{,}20 = 1{,}24$ – ковалентна полярна; кислородът е $\delta-$ , водородите са $\delta+$ .
C–H: $\Delta\chi = 2{,}55 - 2{,}20 = 0{,}35$ – почти неполярна. Затова метанът е неполярно вещество и не се разтваря във вода.

Елемент 1:Елемент 2:

ΔЕО =|3,16 − 2,20| = 0,96връзка:ковалентна полярна връзка

Общата двойка е изместена към по-електроотрицателния атом: той получава частичен отрицателен заряд δ−, а другият – δ+.

Примери: H–Cl, O–H във водата, N–H в амоняка, C=O

💡 Избери два елемента. Синият облак е общата електронна двойка – тя се измества към атома с по-голяма електроотрицателност (ЕО, по Полинг). Границите 0,4 и 1,7 на скалата са само ориентир: преходът от ковалентна към йонна връзка е постепенен.

5. Метална връзка

Металите имат малко валентни електрони и малка – никой атом не може да ги „задържи“. В металния кристал атомите отдават валентните си електрони в общ електронен облак („електронен газ“), а положителните йони стоят в решетката.

О

Метална връзка

Металната връзка е привличането между положителните йони в кристалната решетка на метала и свободно движещите се между тях валентни електрони.

Тази картина обяснява типичните свойства на металите. Свободните електрони пренасят заряд и топлина – металите са добри . Слоевете йони могат да се плъзгат един спрямо друг, без връзката да се къса – металите са ковки и пластични (златото се изтегля на тънки листчета). Свободните електрони отразяват светлината – оттук металният блясък.

6. Валентност и формули

О

Валентност

Валентността показва колко химични връзки образува атомът на елемента. В ковалентните съединения тя е равна на броя на общите електронни двойки на атома: водородът е едновалентен, кислородът – двувалентен, азотът в амоняка – тривалентен, въглеродът – четиривалентен. Някои елементи имат няколко валентности: желязото е II- и III-валентно, сярата – II-, IV- и VI-валентна.

Пример

Формула на фосфорния оксид, в който фосфорът е V-валентен.

Валентностите са V (фосфор) и II (кислород).
Общият брой връзки трябва да е еднакъв от двете страни: НОК(5, 2) = 10.
Фосфорни атоми: $10 : 5 = 2$ , кислородни: $10 : 2 = 5$ , формулата е $\mathrm{P_2O_5}$ . (Истинската молекула е $\mathrm{P_4O_{10}}$ , но отношението на атомите е същото.)

7. Дължина и енергия на връзката

Колкото повече са общите двойки между два атома, толкова по-силно са привлечени ядрата им – връзката е по-къса и по-здрава. Енергията на химичната връзка е енергията, нужна за разкъсването ѝ; дава се за $6{,}02 \cdot 10^{23}$ връзки (един – за него ще говорим в урока за мола).

Връзка	Дължина, pm	Енергия, kJ
$\mathrm{H{-}H}$	74	436
$\mathrm{C{-}H}$	109	413
$\mathrm{O{-}H}$	96	463
$\mathrm{C{-}C}$	154	347
$\mathrm{C{=}C}$	134	614
$\mathrm{C{\equiv}C}$	120	839
$\mathrm{N{\equiv}N}$	110	945
$\mathrm{Cl{-}Cl}$	199	242

Стойностите за C–C, C=C, C–H и O–H са средни – в различните молекули те леко се различават. 1 pm = 10⁻¹² m.

Пример

Двойната връзка C=C два пъти по-здрава ли е от единичната?

Две единични връзки: $2 \cdot 347 = 694\ \mathrm{kJ}$ ; една двойна: $614\ \mathrm{kJ}$ .
Двойната е по-здрава от единичната, но по-слаба от две единични. Втората обща двойка е по-слабо свързана – затова двойните връзки в органичните вещества лесно се „отварят“ при реакции.

8. За олимпиадата: формален заряд и резонанс

Понякога за една частица могат да се нарисуват няколко формули на Люис. Как да изберем най-добрата? Помага формалният заряд.

Т

Формален заряд

Z_{\text{ф}} = V - N - \frac{B}{2}

, където

V

е броят на валентните електрони на свободния атом,

N

– електроните в несподелените му двойки, а

B

– електроните в общите му двойки. Сборът от формалните заряди е равен на заряда на частицата. Най-добра обикновено е формулата с най-малки формални заряди, при която отрицателният заряд е на по-електроотрицателния атом.

Пример

Формални заряди във въглеродния оксид $\mathrm{:C{\equiv}O:}$ .

Въглерод: $V = 4$ , една несподелена двойка ( $N = 2$ ), тройна връзка ( $B = 6$ ): $Z = 4 - 2 - 3 = -1$ .
Кислород: $V = 6$ , $N = 2$ , $B = 6$ : $Z = 6 - 2 - 3 = +1$ .
Сборът е 0 – молекулата е неутрална. Необичайното е, че отрицателният формален заряд е на по-малко електроотрицателния атом. Двата ефекта почти се компенсират и молекулата CO е много слабо полярна.

Т

Резонанс

Когато няколко формули на Люис се различават само по разположението на двойните връзки, нито една от тях не е вярна сама по себе си. Истинската частица е „средно“ между тях (резонансен хибрид). В карбонатния йон

\mathrm{CO_3^{2-}}

трите връзки C–O са еднакви, с дължина около 129 pm – между единичната (около 143 pm) и двойната (около 120 pm).

Изключения от правилото на октета: $\mathrm{BF_3}$ (6 електрона около бора), $\mathrm{PCl_5}$ (10 около фосфора), $\mathrm{SF_6}$ (12 около сярата), както и молекули с нечетен брой електрони, например $\mathrm{NO}$ .

9. Тренажор

Валентни електрони, заряди на йони, разлика в електроотрицателността, индекси във формули и електронни двойки. Десетичните отговори въвеждай като 1,24.

✅ Решени: 0🔥 Серия: 0🏆 Рекорд: 0

\mathrm{CH_4}

Колко валентни електрона има общо в молекулата?

10. Връзките около нас

Енергията на връзките решава дали светлината ще задейства реакция, а зарядите на йоните – каква е формулата на веществото.

0 / 6

☀️ Хлорът и светлината

Смес от водород и хлор на тъмно почти не реагира, а на ярка светлина може да избухне. Реакцията започва, когато фотон разкъса молекула $\mathrm{Cl_2}$ . Енергията на връзката Cl–Cl в една молекула е $4{,}02 \cdot 10^{-19}\ \mathrm{J}$ . Каква е най-голямата дължина на вълната на светлината, която може да я разкъса? ( $h = 6{,}63 \cdot 10^{-34}\ \mathrm{J \cdot s}$ , $c = 3{,}00 \cdot 10^8\ \mathrm{m/s}$ )

🛡️ Как се ражда озонът

Високо в атмосферата ултравиолетовата светлина разкъсва молекулите $\mathrm{O_2}$ на атоми, а те се свързват с други $\mathrm{O_2}$ в озон $\mathrm{O_3}$ . Енергията на двойната връзка O=O е $8{,}27 \cdot 10^{-19}\ \mathrm{J}$ на молекула. До каква дължина на вълната светлината може да я разкъса?

💎 Връзките в диаманта

В диаманта всеки въглероден атом е свързан с четири други, а дължината на връзката C–C е 154 pm. Ако подредим връзки една след друга в права линия, колко ще се съберат в 1 mm?

🧂 Кристалче сол

В кристала на готварската сол йоните $\mathrm{Na^+}$ и $\mathrm{Cl^-}$ се редуват, а разстоянието между съседни йони е 282 pm. Колко йона има по ръба на кубично кристалче с ръб 0,5 mm?

💧 Пречистване на вода

В пречиствателните станции към водата се добавя алуминиев сулфат – той помага на мътните частици да се слепят и утаят. Каква е формулата му? Колко йона и колко атома има в една формулна единица?

🚀 Водородът като гориво

При изгаряне на водород $2\mathrm{H_2} + \mathrm{O_2} \to 2\mathrm{H_2O}$ се разкъсват връзки H–H и O=O и се образуват връзки O–H. Средните енергии на връзките (в kJ за $6{,}02 \cdot 10^{23}$ връзки) са: H–H 436, O=O 498, O–H 463. Колко kJ се отделят при образуването на $6{,}02 \cdot 10^{23}$ молекули водна пара?

Зелено – решена сам(а), жълто – с решението. Десетичните числа може да пишеш със запетая.

11. ⚠️ Чести грешки

Молекула NaCl

✗ Готварската сол е изградена от молекули NaCl.

✓ Тя е йонна решетка; $\displaystyle \mathrm{NaCl}$ е формулна единица – отношение 1 : 1.

Формула от зарядите

✗ $\displaystyle \mathrm{Al^{3+}}$ и $\displaystyle \mathrm{O^{2-}}$ дават $\displaystyle \mathrm{AlO}$ .

✓ Сборът от зарядите е нула: $\displaystyle \mathrm{Al_2O_3}$ ( $\displaystyle +6$ и $\displaystyle -6$ ).

Скоби

✗ $\displaystyle \mathrm{CaNO_{32}}$ за калциев нитрат

✓ $\displaystyle \mathrm{Ca(NO_3)_2}$ – многоатомният йон е в скоби

Несподелени двойки

✗ Във водата кислородът има само две двойки – двете връзки.

✓ Освен двете общи двойки кислородът има и две несподелени – общо октет.

Полярна = йонна

✗ Връзката в HCl е йонна, щом е полярна.

✓ Тя е ковалентна полярна: двойката е изместена, но е обща.

Двойна = 2 × единична

✗ C=C е два пъти по-здрава от C–C.

✓ 614 kJ, а не 694 kJ – по-здрава, но не двойно.

12. 🎯 Бърз тест

1 / 9

✓ 0

В кое вещество връзката е йонна?

Избери отговор (или натисни 1–4)

13. 📝 Задачи за упражнение

0 / 0

Ниво А· Областен кръг

Ниво В· Национален кръг

Ниво С· Международна олимпиада

14. Обобщение

✓ Атомите се свързват, за да достигнат устойчива конфигурация – обикновено октет (дублет при водорода)
✓ Йонна връзка: метал отдава електрони, неметал приема; йоните образуват кристална решетка; формулата е електронеутрална
✓ Ковалентна връзка: общи електронни двойки – единична, двойна, тройна; формула на Люис с несподелени двойки
✓ Електроотрицателността определя полярността: неполярна → полярна → йонна с нарастване на $\Delta\chi$ (границите са приблизителни)
✓ Метална връзка: йони в „електронен облак“ – проводимост, ковкост, блясък
✓ Повече общи двойки → по-къса и по-здрава връзка; формален заряд $Z_{\text{ф}} = V - N - \frac{B}{2}$

💡 Интересен факт

Гилбърт Люис, който предложи общата електронна двойка, е един от най-влиятелните химици на XX век и е предлаган за Нобелова награда десетки пъти – според архива на Нобеловия комитет над 40 пъти, – но така и не я получава. Сред учениците и сътрудниците му в Бъркли обаче има няколко нобелови лауреати. Самата дума „ковалентна“ връзка е въведена от Ървинг Лангмюър, който развива идеите на Люис.