Связи в химии

1 КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Ковалентная связь (атомная  связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные  облака (электроны) называются общей  электронной парой.

ХАРАКТЕРНЫЕ СВОЙСТВА

Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи  обусловлена молекулярным строением  вещества и геометрической формы  их молекулы. Углы между двумя связями  называют валентными.

Насыщаемость —  способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи  обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. 

Образование связи 

Простая ковалентная  связь образуется из двух неспаренных  валентных электронов, на один

от каждого атома:

A· + ·В → А : В

В результате обобществления электроны образуют заполненный  энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии  будет не чем иным, как энергией связи).

 Заполнение электронами  атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле H2. Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.

Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

Виды ковалентной  связи

Существуют три  вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

1. Простая ковалентная  связь. Для ее образования каждый  из атомов предоставляет по  одному неспаренному электрону.  При образовании простой ковалентной  связи формальные заряды атомов  остаются неизменными.

Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени  владеют обобществлённой электронной  парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь  имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.

Если атомы различны, то степень владения обобществленной  парой электронов определяется различием  в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.

2. Донорно-акцепторная  связь. Для образования этого  вида ковалентной связи оба  электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.

3. Семиполярная связь.Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:

А) Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).

Б)Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).

При образовании  семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.

σ-связь и π-связь

Сигма (σ)-, пи (π)-связи  — приближенное описание видов ковалентных  связей в молекулах различных  соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π-связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.

В молекуле этилена  С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π-связью.

Примеры веществ  с ковалентной связью

Простой ковалентной  связью соединены атомы в молекулах  простых газов (Н2, Cl2 и др.) и соединений (Н2О, NH3, CH4, СО2, HCl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — катион аммония NH4+, тетрафторборат анион BF4− и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N2O, O−-PCl3+.

Кристаллы с ковалентной  связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.

Единственным известным  человеку веществом с примером ковалентной  связи между металлом и углеродом  является цианокобаламин, известный как витамин B12.

2.ИОННАЯ  СВЯЗЬ 

     Ионная  связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с  большой разностью (>1,7 по шкале  Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить: 11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2s2 2p6 Зs2 3р5 Как это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. — l е —> Na+ ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня. :Cl + 1е --> .Cl - ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

     Если  химическая связь образуется между  атомами, которые имеют очень  большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

     Между образовавшимися ионами возникает  электростатическое притяжение, которое  называется ионной связью. Вернее, такой  взгляд удобен. На деле ионная связь  между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти  нигде, обычно на деле связь носит  частично ионный, а частично ковалентный  характер. В то же время связь  сложных молекулярных ионов часто  может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи  от других типов химической связи  заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

     Характеристикой подобных соединений служит хорошая  растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При  этом диполи растворителя притягиваются  к заряженным концам молекулы, и, в  результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В  итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

     При растворении подобных соединений, как  правило, выделяется энергия, так как  суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии  связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают  тепло (растворы охлаждаются). Последний  факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии.

3. Металлическая связь

Металлическая связь  — химическая связь, обусловленная  наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.

Механизм  металлической связи

     Во  всех узлах кристаллической решётки  расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно  молекулам газа движутся валентные  электроны, отцепившиеся от атомов при  образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены. Поэтому в большинстве случаев проявляются высокие координационные числа (например, 12 или 8).

Характерные кристаллические  решётки

     Большинство металлов образует одну из следующих  высокосимметричных решёток с плотной упаковкой атомов: кубическую объемно центрированную, кубическую гранецентрированную и гексагональную.

     В кубической объемно центрированной решётке (ОЦК) атомы расположены в вершинах куба и один атом в центре объёма куба. Кубическую объемно центрированную решётку имеют металлы: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba и др.

     В кубической гранецентрированной решётке (ГЦК) атомы расположены в вершинах куба и в центре каждой грани. Решётку  такого типа имеют металлы: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co и др.

     В гексагональной решётке атомы расположены в  вершинах и центре шестигранных оснований  призмы, а три атома — в средней  плоскости призмы. Такую упаковку атомов имеют металлы: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca и др.

свойства

     Свободно  движущиеся электроны обусловливают  высокую электро- и теплопроводность. Вещества, обладающие металлической  связью, часто сочетают прочность  с пластичностью, так как при  смещении атомов друг относительно друга  не происходит разрыв связей. 
 

4.ВОПРОС  ВААЛЬСА 

При прямом связывании важную роль играют силы притяжения Ван-дер-Ваальса, силы химической связи и электростатические силы. Для кремния и окисленного  кремния измерены энергия связи (методом вклинивания лезвия в  места сращивания пластин) и скорость волны контакта. Эти измерения  проведены для серии пластин  с различным составом поверхности, полученной методом влажной химической обработки, отжигом и поверхностными модификациями. Для гидрофильных пластин  энергия связи найдена равной 0,1 Дж/м2. Это говорит о том, что прямое связывание гидрофильных пластин происходит за счет образования водородных связей молекул воды, адсорбированных на двух поверхностях. Энергия связи между гидрофобными пластинами примерно на порядок величины меньше и обусловлена в основном силами Ван-дер-Ваальса.

3.1. Введение в проблему  прямого сращивания 

  

Прямое  сращивание поверхностей представляет собой  технологию адгезии, недавно развитую главным образом  для соединения пластин  кремния для особых применений и технологий, таких как "кремний  на изоляторе", "кремний  с кремнием", сенсоры  и различные микромеханические  устройства и т.д. [4,18,19,25]. Силы взаимодействия между связываемыми поверхностями, которые  в результате приводят к образованию  прямых связей, изучаются  многие годы в таких  областях, как механическая прочность стекол (распространение  трещин), адгезия, износ, стабильность коллоидов  и т.д. Получение  достаточно плоских, гладких, хорошо очищенных  поверхностей на подложках (пластинах) приводит к связыванию больших подложек благодаря наличию  притягивающих сил  на границе раздела  без использования  специальных связывающих  реагентов.