Какими особыми свойствами обладают вещества с межмолекулярной связью

Цели урока: актуализировать, обобщить и
расширить знания учащихся о водородной связи;
показать биологическое значение водородной
связи и действие различных факторов на
водородную связь.

Оборудование: компьтер, мультимедийный
проектор, презентация (Приложение 3);
  штатив для пробирок, пробирки, стекляная
палочка.

Вещества и реактивы: вода, этиловый спирт,
уксусная кислота, глицерин, азотная кислота,
  р-р сульфата меди, водный раствор куриного
белка.

Методы и методические приемы: словесный,
наглядный, демонстрационный.

Информационные источники: (Приложение
2)

Ход урока

I.Организация.

II.Проверка домашнего задания

Проверка домашенего задания проводится в форме
беседы по вопросам и выполнения отдельными
учащимися индивидуальных заданий.

Беседа по вопросам.

1. Какими особенностями характеризуется строение
   атомов металлов?
2. Что такое металлическая связь?
3. Что представляет собой металлическая
   кристаллическая решетка?
4. Как особенности строения металлов – простых
   веществ сказываются на их физических свойствах?

Индивидуальные задания.

№1. Составить схему строения и записать
электронную конфигурацию атома индия.
Определить, к какому семейству химических
элементов принадлежит индий.

№2.Какой объем водорода выделится при
взаимодействии 0,7 моль цинка с соляной кислотой ?

№3.Найти массу 0,75 моль железа.

III.Изучение нового материала.

По ходу изучения материала учащиеся формируют
опорный конспект (Приложение 1).

– Мы продолжаем изучать типы химических
связей. Какие типы химических связей вы уже
знаете?

Предполагаемый ответ ученика.

– Ковалентная полярная, ковалентная
неполярная, ионная, металлическая.

– На сегодняшнем уроке мы рассмотрим еще один
вид химической связи – водородную связь.
Запишите тему урока (слайд №1). Сегодня мы
выясним, какие вещества образуют водородную
связь, определим виды водородной связи,
установим, как водородная связь влияет на
свойства веществ и каково её биологическое
значение, а также установим факторы, разрушающе
действующие на водородную связь.

Впервые с водородной связью вы познакомились,
когда изучали аммиак. При изучении этилового
спирта, уксусной и муравьиной кислот тоже
говорили о водородной связи. Дадим определение
водородной связи (слайд №2).

Задание.

Запишите в тетрадь определение водородной
связи.

– Какие виды водородной связи существуют?
Почему они так называются? (Слайд №3)

Задание.

Запишите в тетрадь виды водородной связи в виде
схемы. Лист разделите на две половины.

– Рассмотрим более подробно межмолекулярную
водородную связь. Она характерна для следующих
веществ: воды, спиртов, карбоновых кислот,
аммиака, фтороводорода.

(Слайды № №4-8)

Задание.

Запишите в левой колонке вещества, между
молекулами которых образуется водородная связь.

– При изучении других типов химической связи
мы говорили, какими характерными свойствами
обладают вещества, образованные той или иной
химической связью. Для веществ с межмолекулярной
связью также присущи особые свойства.

1. Наличием водородной связи объясняется тот факт,
   что даже вещества с небольшими относительными
   молекулярными массами при обычных условиях
   представляют собой жидкости (вода, спирты –
   метанол, этанол, пропанол, карбоновые кислоты –
   мураьиная, уксусная) или легко сжижаемые газы
   (фтороводород, аммиак). (Слайд №9)
2. Некоторые спирты – метанол, этанол, глицерин,
   этиленгликоль, уксусная и муравьиная кислоты
   неограничеснно растворяются в воде. (Слайд №10)
   (Демонстрация растворения в воде глицерина,
   уксусной кислоты и этилового спирта).
3. Образованием водородных связей объясняется
   аномально высокие температуры кипения (1000)
   и температуры плавления (00) воды и других
   веществ. (Слайд №11)
4. Водородные связи в немалой степени
   способствуют образованию кристаллов в виде
   снежинок и измороси. (Слайд №12)

Задание.

Запишите в тетрадь особенные свойства веществ,
образованных водородной связью.

– Теперь рассмотрим вещества с
внутримолекулярной водородной связью. Заполняем
правую колонку опорного конспекта.

К веществам с внутримолекулярной водородной
связью относятся природные биополимеры –
пептиды и нуклеиновые кислоты.

1. В молекулах белков водородная связь определяет
   вторичную структуру. (Слайд № 13)
   Полипептидная цепь закручена в спираль, витки
   которой удерживаются от раскручивания за счет
   образования водородных связей между пептидными
   фрагментами участков белковой молекулы.
2. Двойная спираль ДНК построена по принципу
   комплементарности. (Слайд №14)

Напротив аденинового нуклеотида (А) одной
полунуклеотидной цепи всегда располагается
только тиминовый нуклеотид (Т) другой
полинуклеотидной цепи, а напротив гуанинового (Г)
нуклеотида – цитозиновый (Ц) нуклеотид. Между
этими нуклеотидами возникают водородные связи:
между А и Т – две водородные связи, между Ц и Г –
три.

Задание.

Запишите названия веществ с
внутримолекулярной водородной связью.

– Каково значение внутримолекулярной
водородной связи? (Слайд №15)

1. Внутримолекулярная водородная связь имеет
   большое значение в организации структур
   белковых молекул.
2. Внутримолекулярная водородная связь
   определяет функционирование нуклеиновых кислот:
   хранение и передача наследственной информации
   (репликация, транскрипция, трансляция).

Задание.

Запишите во второй колонке значение
внутримолекулярной водородной связи.

– Каков механизм образования водородной связи?

Механизм образования водородной связи имеет
двойную природу. (Слайд №16)

С одной стороны, он состоит в
электростатическом притяжении атома водорода,
имеющего частично положительный заряд, и атома
кислорода (фтора или азота), имеющего частично
отрицательный заряд. С другой стороны, в
образование водородной связи вносит свой вклад и
донорно-акцепторное взаимодействие между почти
свободной орбиталью атома водорода и
неподеленной электронной парой атома кислорода
(фтора или азота).

Задание.

Запишите соответствующую схему в тетрадь.

– Водородная связь непрочная. Она легко может
разрушаться в белковых молекулах. Белки
денатурируют. Денатурация бывает обратимой и
необратимой. Обратимая денатурация белков имеет
социальное значение. Денатурирующими факторами
белков человеческого организма могут служить
вибрации, высокие температуры, электромагнитное
излучение, химические вещества. (Слайд №17)

Демонстрация опыта: денатурация куриного белка
под действием азотной кислоты и под действием
сульфата меди.

Задание.

Запишите факторы, которые оказывают на белок
человеческого организма денатурирующее
воздействие.

IV.Закрепление.

Беседа по вопросам.

– Используя составленный опорный конспект,
ответьте на вопросы.

1. Какая химическая связь называется водородной?
2. Какие виды водородной связи существуют?
3. Для каких веществ характерна межмолекулярная
   водородная связь?
4. Какие особые свойства присущи веществам с
   межмолекулрной водородной связью?
5. Для каких веществ характерна
   внутримолекулярная водородная связь?
6. Каково значение внутримолекулярной связи?
7. Каков механизм образования водородной связи?

V.Домашнее задание.

Выучить опорный конспект, ответить на вопросы
№№1, 2, 3, 4, 5, 6 параграфа 6.

Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

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 способность 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 Льюиса 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.

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.

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 появляются 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 взаимодействий 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 ?