Кое съединение е ковалентно. ковалентна химична връзка

Образуването на химични съединения се дължи на възникването химическа връзкамежду атомите в молекулите и кристалите.

Химическата връзка е взаимното сцепление на атомите в молекулата и кристалната решетка в резултат на действието на електрическите сили на привличане между атомите.

КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА.

Ковалентната връзка се образува поради общи електронни двойки, които възникват в обвивките на свързаните атоми. Тя може да бъде образувана от атоми на един и същи елемент, а след това от него неполярен; например такава ковалентна връзка съществува в молекулите на едноелементните газове H2, O2, N2, Cl2 и др.

Ковалентна връзка може да се образува от атоми на различни елементи, които са сходни по химична природа, и след това от нея полярен; например такава ковалентна връзка съществува в молекулите H2O, NF3, CO2. Между атомите на елементите се образува ковалентна връзка,

Количествени характеристики на химичните връзки. Комуникационна енергия. Дължина на връзката. Полярността на химическата връзка. Валентен ъгъл. Ефективни заряди на атомите в молекулите. Диполен момент на химична връзка. Диполен момент на многоатомна молекула. Фактори, които определят големината на диполния момент на многоатомна молекула.

Характеристики на ковалентната връзка . Важни количествени характеристики на ковалентната връзка са енергията на връзката, нейната дължина и диполният момент.

Енергия на връзката- енергията, освободена по време на образуването му или необходима за разделяне на два свързани атома. Енергията на връзката характеризира нейната сила.

Дължина на връзкатае разстоянието между центровете на свързаните атоми. как по-малка дължинатолкова по-силна е химичната връзка.

Диполен момент на връзката(м)- векторно количествохарактеризираща полярността на връзката.

Дължината на вектора е равна на произведението от дължината на връзката l и ефективния заряд q, който атомите придобиват при изместване на електронната плътност: | м | = lh q. Векторът на диполния момент е насочен от положителен към отрицателен заряд. С векторното добавяне на диполните моменти на всички връзки се получава диполният момент на молекулата.

Характеристиките на облигациите се влияят от тяхната множественост:

Енергията на връзката нараства последователно;

Дължината на връзката нараства в обратен ред.

Енергия на връзката(за дадено състояние на системата) е разликата между енергията на състоянието, в което съставните части на системата са безкрайно отдалечени една от друга и са в състояние на активен покой, и общата енергия на свързаното състояние на система:

където E е енергията на свързване на компонентите в система от N компоненти (частици), Еi е общата енергия на i-тия компонент в несвързано състояние (безкрайно отдалечена покойна частица), а E е пълната енергия на свързаната система . За система, състояща се от частици в покой в ​​безкрайност, енергията на свързване се счита за равна на нула, т.е. когато се образува свързано състояние, се освобождава енергия. Енергията на свързване е равна на минималната работа, която трябва да бъде изразходвана за разлагане на системата на нейните съставни частици.

Той характеризира стабилността на системата: колкото по-висока е енергията на свързване, толкова по-стабилна е системата. За валентните електрони (електроните на външните електронни обвивки) на неутралните атоми в основното състояние енергията на свързване съвпада с йонизационната енергия, за отрицателните йони - с електронен афинитет. Енергията на химичната връзка на двуатомна молекула съответства на енергията на нейната топлинна дисоциация, която е от порядъка на стотици kJ/mol. Енергията на свързване на адроните на атомното ядро ​​се определя главно от силното взаимодействие. За леките ядра е ~0,8 MeV на нуклон.

Дължина на химичната връзкае разстоянието между ядрата на химически свързани атоми. Дължината на химичната връзка е важна физическо количество, което определя геометричните размери на химичната връзка, нейната степен в пространството. Използват се различни методи за определяне на дължината на химичната връзка. Газова електронна дифракция, микровълнова спектроскопия, Раманови спектри и ИЧ спектри висока резолюцияизползвани за оценка на дължината на химичните връзки на изолирани молекули в парна (газова) фаза. Смята се, че дължината на химическата връзка е адитивна величина, определена от сумата на ковалентните радиуси на атомите, които изграждат химическата връзка.

Полярност на химичните връзки- характеристика на химическа връзка, показваща промяна в разпределението на електронната плътност в пространството около ядрата в сравнение с разпределението на електронната плътност в неутралните атоми, образуващи тази връзка. Възможно е да се определи количествено полярността на връзката в една молекула. Трудност точен количествено определянесе състои в това, че полярността на връзката зависи от няколко фактора: от размера на атомите и йоните на свързващите молекули; от броя и природата на връзката, която свързващите атоми вече са имали преди даденото им взаимодействие; върху вида на структурата и дори върху характеристиките на дефектите в техните кристални решетки. Правят се такива изчисления различни методи, които като цяло дават приблизително еднакви резултати (стойности).

Например за HCl беше установено, че всеки от атомите в тази молекула има заряд, равен на 0,17 от заряда на цял електрон. На водородния атом +0,17, а на хлорния атом -0,17. Така наречените ефективни заряди на атомите най-често се използват като количествена мярка за полярността на връзката. Ефективният заряд се определя като разликата между заряда на електроните, разположени в някаква област на пространството близо до ядрото, и заряда на ядрото. Тази мярка обаче има само условно и приблизително [относително] значение, тъй като е невъзможно недвусмислено да се отдели област в молекула, която принадлежи изключително на един атом, а в случай на няколко връзки - на конкретна връзка.

Валентен ъгъл- ъгълът, образуван от посоките на химичните (ковалентни) връзки, произтичащи от един атом. Познаването на ъглите на свързване е необходимо за определяне на геометрията на молекулите. Валентните ъгли зависят и от двете индивидуални характеристикиприкрепени атоми и от хибридизацията на атомните орбитали на централния атом. За прости молекули ъгълът на свързване, както и други геометрични параметри на молекулата, могат да бъдат изчислени чрез методите на квантовата химия. Експериментално те се определят от стойностите на инерционните моменти на молекулите, получени чрез анализ на техните ротационни спектри. Ъгълът на връзката на сложните молекули се определя чрез методите на дифракционния структурен анализ.

ЕФЕКТИВЕН ЗАРЯД НА АТОМА, характеризира разликата между броя на електроните, принадлежащи на даден атом в химикал. Comm. и броя на свободните електрони. атом. За оценки E. z. а. използват се модели, при които експериментално определените величини се представят като функции на точкови неполяризуеми заряди, локализирани върху атоми; например, диполният момент на двуатомна молекула се разглежда като продукт на E. z. а. до междуатомно разстояние. В рамките на подобни модели E. z. а. може да се изчисли с помощта на оптични данни. или рентгенова спектроскопия.

Диполни моменти на молекулите.

Идеална ковалентна връзка съществува само в частици, състоящи се от еднакви атоми (H2, N2 и др.). Ако се образува връзка между различни атоми, тогава електронната плътност се измества към едно от ядрата на атомите, т.е. връзката се поляризира. Полярността на връзката се характеризира с нейния диполен момент.

Диполният момент на една молекула е равен на векторната сума на диполните моменти на нейните химични връзки. Ако полярните връзки са разположени симетрично в молекулата, тогава положителните и отрицателните заряди се компенсират взаимно и молекулата като цяло е неполярна. Това се случва например с молекулата на въглеродния диоксид. Многоатомните молекули с асиметрично разположение на полярните връзки обикновено са полярни. Това се отнася по-специално за водната молекула.

Получената стойност на диполния момент на молекулата може да бъде повлияна от несподелената двойка електрони. По този начин молекулите NH3 и NF3 имат тетраедрична геометрия (като се вземе предвид несподелената двойка електрони). Степените на йонност на връзките азот-водород и азот-флуор са съответно 15 и 19%, а дължините им са съответно 101 и 137 pm. Въз основа на това може да се заключи, че диполният момент на NF3 е по-голям. Експериментът обаче показва обратното. При по-точно предсказване на диполния момент трябва да се вземе предвид посоката на диполния момент на несподелената двойка (фиг. 29).

Концепцията за хибридизация на атомните орбитали и пространствената структура на молекулите и йоните. Особености на разпределението на електронната плътност на хибридните орбитали. Основните видове хибридизация: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Хибридизация, включваща несподелени електронни двойки.

ХИБРИДИЗАЦИЯ НА АТОМНИ ОРБИТАЛИ.

За обяснение на структурата на някои молекули в VS метода се използва моделът на хибридизация на атомните орбитали (AO). За някои елементи (берилий, бор, въглерод) както s-, така и p-електроните участват в образуването на ковалентни връзки. Тези електрони са разположени на АО, които се различават по форма и енергия. Въпреки това връзките, образувани с тяхно участие, се оказват еквивалентни и са разположени симетрично.

В молекулите на BeC12, BC13 и CC14, например, ъгълът на връзката C1-E-C1 е 180, 120 и 109,28 o. Стойностите и енергиите на дължините на връзката E-C1 са еднакви за всяка от тези молекули. Принципът на хибридизация на орбиталите е, че оригиналните AO различни формии енергиите, когато се смесят, дават нови орбитали със същата форма и енергия. Видът на хибридизацията на централния атом определя геометричната форма на образуваната от него молекула или йон.

Нека разгледаме структурата на молекулата от гледна точка на хибридизацията на атомните орбитали.

Пространствена форма на молекулите.

Формулите на Луис казват много за електронната структура и стабилността на молекулите, но засега не могат да кажат нищо за тяхната пространствена структура. В теорията на химическата връзка има два добри подхода за обяснение и прогнозиране на геометрията на молекулите. Те са в добро съгласие помежду си. Първият подход се нарича теория на отблъскването на двойки валентни електрони (OVEP). Въпреки „ужасното“ име, същността на този подход е много проста и разбираема: химичните връзки и самотните електронни двойки в молекулите са склонни да бъдат разположени възможно най-далеч една от друга. Нека обясним с конкретни примери. В молекулата на BeCl2 има две връзки Be-Cl. Формата на тази молекула трябва да бъде такава, че двете връзки и хлорните атоми в техните краища да са разположени възможно най-отдалечени един от друг:

Това е възможно само при линейна форма на молекулата, когато ъгълът между връзките (ClBeCl ъгъл) е равен на 180o.

Друг пример: молекулата BF3 има 3 връзки B-F. Те са разположени възможно най-далеч една от друга и молекулата има формата на плосък триъгълник, където всички ъгли между връзките (ъгли FBF) са равни на 120 o:

Хибридизация на атомни орбитали.

Хибридизацията включва не само свързване на електрони, но и несподелени електронни двойки . Например една водна молекула съдържа две ковалентни химични връзки между кислороден атом и Фигура 21 два водородни атома (Фигура 21).

В допълнение към две двойки електрони, общи за водородните атоми, кислородният атом има две двойки външни електрони, които не участват в образуването на връзка ( несподелени електронни двойки). И четирите двойки електрони заемат определени области в пространството около кислородния атом. Тъй като електроните се отблъскват взаимно, електронните облаци са разположени възможно най-далеч един от друг. В този случай в резултат на хибридизацията формата на атомните орбитали се променя, те се удължават и се насочват към върховете на тетраедъра. Следователно водната молекула има ъглова форма, а ъгълът между кислородно-водородните връзки е 104,5 o.

Формата на молекули и йони като AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO участва в образуването на σ-връзки в равнинни квадратни молекули, в октаедрични молекули и в молекули, изградени под формата на тригонална бипирамида. Влияние на отблъскването на електронните двойки върху пространствената конфигурация на молекулите (концепцията за участие на несподелени електронни двойки на KNEP).

Формата на молекули и йони като AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Всеки тип АО хибридизация съответства на строго определена геометрична форма, потвърдена експериментално. Основата му е създадена от σ-връзки, образувани от хибридни орбитали; в тяхното електростатично поле се движат делокализирани двойки π-електрони (в случай на множествени връзки) (Таблица 5.3). sp хибридизация. Подобен тип хибридизация възниква, когато един атом образува две връзки поради електрони, разположени в s- и p-орбитали и имащи подобни енергии. Този тип хибридизация е характерен за молекулите от типа АВ2 (фиг. 5.4). Примери за такива молекули и йони са дадени в табл. 5.3 (фиг. 5.4).

Таблица 5.3

Геометрични форми на молекулите

E е несподелена електронна двойка.

Структура на молекулата BeCl2. Атомът на берилий в нормално състояние има два сдвоени s-електрона във външния слой. В резултат на възбуждане един от s електроните преминава в p-състояние - появяват се два несдвоени електрона, които се различават по формата на орбитала и енергия. Когато се образува химическа връзка, те се превръщат в две еднакви sp-хибридни орбитали, насочени под ъгъл от 180 градуса една спрямо друга.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - възбудено състояние на атома

Ориз. 5.4. Пространствено разположение на sp-хибридни облаци

Основните видове междумолекулни взаимодействия. Материя в кондензирано състояние. Фактори, които определят енергията на междумолекулните взаимодействия. Водородна връзка. Природата на водородната връзка. Количествени характеристики на водородната връзка. Между- и вътрешномолекулни водородни връзки.

МЕЖДУМОЛЕКУЛНИ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ- взаимодействие. молекули помежду си, без да води до разкъсване или образуване на нов химикал. връзки. М. в. определя разликата между реални газове и идеални газове, съществуването на течности и те казват. кристали. От М. до. много зависят. структурни, спектрални, термодинамични. и т.н. св-ва в-в. Появата на концепцията за М. век. свързано с името на Ван дер Ваалс, който, за да обясни St. в реални газове и течности, предложи през 1873 г. уравнение на състоянието, което взема предвид M. v. Поради това силите на М. в. често наричан Ван дер Ваалс.

Основата на М. век.представляват кулоновите сили на взаимодействие. между електроните и ядрата на една молекула и ядрата и електроните на друга. В експериментално определените St.-vahs in-va се проявява средно взаимодействие, което зависи от разстоянието R между молекулите, тяхната взаимна ориентация, структура и физ. характеристики (диполен момент, поляризуемост и др.). При големи R, които значително надвишават линейните размери на самите молекули, в резултат на което електронните обвивки на молекулите не се припокриват, силите на M. v. могат основателно да се подразделят на три вида - електростатични, поляризационни (индукционни) и дисперсионни. Електростатичните сили понякога се наричат ​​ориентационни, но това е неточно, тъй като взаимната ориентация на молекулите може да се определи и от поляризацията. сили, ако молекулите са анизотропни.

При малки разстояния между молекулите (R ~ l) за разграничаване на отделните видове М. век. е възможно само приблизително, докато в допълнение към споменатите три типа се разграничават още два, свързани с припокриването на електронните обвивки - обменно взаимодействие и взаимодействия, дължащи се на пренос на електронен заряд. Въпреки известна условност, такова разделение във всеки конкретен случай ни позволява да обясним природата на М. век. и изчислете енергията му.

Структурата на материята в кондензирано състояние.

В зависимост от разстоянието между частиците, които изграждат веществото, и от природата и енергията на взаимодействие между тях, веществото може да бъде в едно от трите агрегатни състояния: в твърдо, течно и газообразно състояние.

При достатъчно ниска температура веществото е в твърдо състояние. Разстоянията между частиците на кристалното вещество са от порядъка на размера на самите частици. Средната потенциална енергия на частиците е по-голяма от тяхната средна кинетична енергия. Движението на частиците, които изграждат кристалите, е много ограничено. Силите, действащи между частиците, ги държат близо до техните равновесни позиции. Това обяснява наличието на кристални тела със собствена форма и обем и висока устойчивост на срязване.

При топене твърди веществапревръщат в течност. По отношение на структурата течното вещество се различава от кристалното по това, че не всички частици са разположени на еднакви разстояния една от друга, както в кристалите, някои от молекулите са разделени една от друга на големи разстояния. Средната кинетична енергия на частиците за веществата в течно състояние е приблизително равна на тяхната средна потенциална енергия.

Твърди и течно състояниечесто е обичайно да се комбинира общият термин - кондензирано състояние.

Видове междумолекулни взаимодействия вътрешномолекулна водородна връзка.Наричат ​​се връзки, по време на образуването на които не настъпва пренареждане на електронни обвивки взаимодействие между молекулите . Основните типове молекулярни взаимодействия включват ван дер ваалсови сили, водородни връзки и донорно-акцепторно взаимодействие.

Когато молекулите се приближават една към друга, се появява привличане, което причинява появата на кондензирано състояние на материята (течно, твърдо с молекулярно кристална решетка). Силите, които допринасят за привличането на молекулите, се наричат ​​сили на Ван дер Ваалс.

Те се характеризират с три вида междумолекулно взаимодействие :

а) ориентационното взаимодействие, което се проявява между полярните молекули, стремящи се да заемат позиция, в която техните диполи биха били обърнати един към друг с противоположни полюси, а векторите на моментите на тези диполи биха били ориентирани по една права линия (с други думи, нарича се дипол-диполно взаимодействие);

б) индукция, която възниква между индуцирани диполи, причината за образуването на които е взаимната поляризация на атомите на две приближаващи се молекули;

в) дисперсивен, който възниква в резултат на взаимодействието на микродиполи, образувани поради моментни измествания на положителни и отрицателни заряди в молекулите по време на движението на електрони и вибрации на ядра.

Между всякакви частици действат дисперсионни сили. Ориентация и индукционно взаимодействие за частици от много вещества, например: He, Ar, H2, N2, CH4, не се извършва. За молекулите на NH3 дисперсионното взаимодействие представлява 50%, ориентационното взаимодействие 44,6%, а индукционното взаимодействие 5,4%. Полярната енергия на ван дер Ваалсовите сили на привличане се характеризира с ниски стойности. Така за лед е 11 kJ/mol, т.е. 2,4% ковалентна енергия H-O връзки(456 kJ/mol). Силите на привличане на Ван дер Ваалс са физически взаимодействия.

водородна връзка- Това е физикохимична връзка между водорода на една молекула и елемента EO на друга молекула. Образуването на водородни връзки се обяснява с факта, че в полярни молекули или групи поляризиран водороден атом има уникални свойства: липса на вътрешни електронни обвивки, значително изместване на електронна двойка към атом с висок EO и много малък размер. Следователно водородът може да проникне дълбоко в електронната обвивка на съседен отрицателно поляризиран атом. Както показват спектралните данни, донорно-акцепторното взаимодействие на EO атома като донор и водородния атом като акцептор също играе важна роля при образуването на водородна връзка. Водородната връзка може да бъде междумолекулен или вътрешномолекулен.

Водородните връзки могат да възникнат както между различни молекули, така и в рамките на една молекула, ако тази молекула съдържа групи с донорни и акцепторни способности. По този начин вътремолекулните водородни връзки играят основна роля в образуването на пептидни вериги, които определят структурата на протеините. Един от най известни примеривлиянието на вътремолекулната водородна връзка върху структурата е дезоксирибонуклеинова киселина (ДНК). Молекулата на ДНК е сгъната в двойна спирала. Двете нишки на тази двойна спирала са свързани една с друга чрез водородни връзки. Водородната връзка има междинен характер между валентните и междумолекулните взаимодействия. Свързва се с уникалните свойства на поляризирания водороден атом, неговия малък размер и липсата на електронни слоеве.

Междумолекулна и вътрешномолекулна водородна връзка.

Водородните връзки се срещат в много химични съединения. Те възникват, като правило, между атомите на флуор, азот и кислород (най-електроотрицателните елементи), по-рядко - с участието на атоми на хлор, сяра и други неметали. Силни водородни връзки се образуват в такива течни вещества като вода, флуороводород, кислородсъдържащи неорганични киселини, карбоксилни киселини, феноли, алкохоли, амоняк, амини. По време на кристализацията водородните връзки в тези вещества обикновено се запазват. Поради това техните кристални структури имат формата на вериги (метанол), плоски двумерни слоеве (борна киселина), триизмерни пространствени решетки (лед).

Ако водородна връзка обединява части от една молекула, тогава те говорят за вътрешномолекулен водородна връзка. Това е особено характерно за много органични съединения (фиг. 42). Ако се образува водородна връзка между водороден атом на една молекула и неметален атом на друга молекула (междумолекулна водородна връзка), тогава молекулите образуват доста силни двойки, вериги, пръстени. Така мравчената киселина съществува както в течно, така и в газообразно състояние под формата на димери:

и газообразен флуороводород съдържат полимерни молекули, включително до четири частици HF. Силни връзки между молекулите могат да бъдат намерени във вода, течен амоняк, алкохоли. Кислородните и азотните атоми, необходими за образуването на водородни връзки, съдържат всички въглехидрати, протеини, нуклеинови киселини. Известно е например, че глюкозата, фруктозата и захарозата са идеално разтворими във вода. Важна роля в това играят водородните връзки, образувани в разтвора между водните молекули и множество ОН групи въглехидрати.

Периодичен закон. Съвременната формулировка на периодичния закон. Периодична система химически елементи- графична илюстрация на периодичния закон. Съвременна версия на периодичната система. Характеристики на запълването на атомните орбитали с електрони и образуването на периоди. s-, p-, d-, f- Елементи и тяхното разположение в периодичната система. Групи, периоди. Основни и вторични подгрупи. Граници на периодичната система.

Откриване на периодичния закон.

Основният закон на химията - Периодичният закон е открит от D.I. Менделеев през 1869 г. във време, когато атомът се смяташе за неделим и около него вътрешна структуранищо не се знаеше. Основата Периодичен закон DI. Менделеев поставя атомни маси (по-рано - атомни тегла) и химични свойства на елементите.

Подреждайки 63 известни по това време елемента във възходящ ред на техните атомни маси, D.I. Менделеев получава естествена (естествена) поредица от химични елементи, в които открива периодичното повторение на химичните свойства.

Например, свойствата на типичен метален литий Li бяха повторени за елементите натрий Na и калий K, свойствата на типичен неметален флуор F бяха повторени за елементите хлор Cl, бром Br, йод I.

Някои елементи на D.I. Менделеев не намери химически аналози (например алуминий Al и силиций Si), тъй като такива аналози все още не бяха известни по това време. За тях той остави празни места в естествената серия и на базата на периодична повторяемост предсказа химичните им свойства. След откриването на съответните елементи (аналог на алуминия - галий Ga, аналог на силиция - германий Ge и др.), прогнозите на D.I. Менделеев бяха напълно потвърдени.

Веществата с молекулярна структура се образуват чрез специален тип връзка. Ковалентна връзка в молекула, както полярна, така и неполярна, се нарича още атомна връзка. Това име идва от латинското "co" - "заедно" и "vales" - "имащ сила". При този метод на образуване на съединения двойка електрони се разделя между два атома.

Какво е ковалентна полярна и неполярна връзка? Ако по този начин се образува ново съединение, тогавасоциализация на електронни двойки.Обикновено такива вещества имат молекулярна структура: H 2, O 3, HCl, HF, CH 4.

Има и немолекулни вещества, в които атомите са свързани по този начин. Това са така наречените атомни кристали: диамант, силициев диоксид, силициев карбид. В тях всяка частица е свързана с четири други, което води до много силен кристал. Кристалите с молекулярна структура обикновено нямат висока якост.

Свойства на този метод за образуване на съединения:

• множественост;
• ориентация;
• степен на полярност;
• поляризуемост;
• спрежение.

Множеството е броят на споделените електронни двойки. Те могат да бъдат от един до три. На кислорода липсват два електрона, преди обвивката да се запълни, така че ще бъде двойна. За азота в молекулата на N 2 той е троен.

Поляризуемост - възможността за образуване на ковалентен полярна връзкаи неполярни. Освен това, тя може да бъде повече или по-малко полярна, по-близо до йонна или обратно - това е свойството на степента на полярност.

Насочеността означава, че атомите са склонни да се свързват по такъв начин, че да има възможно най-голяма електронна плътност между тях. Има смисъл да се говори за насоченост, когато p или d орбиталите се свързват. S-орбиталите са сферично симетрични, за тях всички посоки са еквивалентни. Р-орбиталите имат неполярна или полярна ковалентна връзка, насочена по тяхната ос, така че двете "осмици" се припокриват във върховете. Това е σ-връзка. Има и по-малко силни π-връзки. При р-орбиталите "осмиците" се припокриват със страните си извън оста на молекулата. В двойния или тройния случай p-орбиталите образуват една σ-връзка, а останалите ще бъдат от тип π.

Конюгацията е редуване на прости и кратни числа, което прави молекулата по-стабилна. Това свойство е характерно за сложните органични съединения.

Видове и методи за образуване на химични връзки

Полярност

важно!Как да определим дали пред нас са вещества с неполярна ковалентна или полярна връзка? Много е просто: първото винаги възниква между еднакви атоми, а второто - между различни, имащи неравна електроотрицателност.

Примери за ковалентна неполярна връзка - прости вещества:

• водород Н2;
• азот N2;
• кислород О2;
• хлор Cl 2 .

Схемата за образуване на ковалентна неполярна връзка показва, че чрез комбиниране на електронна двойка атомите се стремят да завършат външната обвивка до 8 или 2 електрона. Например, флуорът е с един електрон по-малко от осемелектронна обвивка. След образуването на споделена електронна двойка, тя ще бъде запълнена. Обща формула за вещество с ковалентна неполярна връзка е двуатомна молекула.

Полярността обикновено се свързва само с:

• Н20;
• CH4.

Но има изключения, като AlCl3. Алуминият има свойството да бъде амфотерен, тоест в някои съединения той се държи като метал, а в други се държи като неметал. Разликата в електроотрицателността в това съединение е малка, така че алуминият се свързва с хлора по този начин, а не според йонния тип.

В този случай молекулата се образува от различни елементи, но разликата в електроотрицателността не е толкова голяма, че електронът напълно преминава от един атом в друг, както при веществата с йонна структура.

Схемите за образуване на ковалентна структура от този тип показват, че електронната плътност се измества към по-електроотрицателен атом, тоест общата електронна двойка е по-близо до един от тях, отколкото до втория. Частите на молекулата придобиват заряд, който се обозначава с гръцката буква делта. В хлороводорода, например, хлорът става по-отрицателно зареден, а водородът - по-положително. Зарядът ще бъде частичен, а не цял, като йоните.

важно!Полярността на връзката и полярността на молекулата не трябва да се бъркат. В метана CH4, например, атомите са полярно свързани, докато самата молекула е неполярна.

Полезно видео: полярна и неполярна ковалентна връзка

Механизъм на образование

Образуването на нови вещества може да стане по обменен или донорно-акцепторен механизъм.Това комбинира атомни орбитали. Образуват се една или повече молекулни орбитали. Те се различават по това, че обхващат и двата атома. Както на атомната, така и на нея не могат да бъдат повече от два електрона и техните завъртания също трябва да са в различни посоки.

Как да определите кой механизъм е включен? Това може да стане чрез броя на електроните във външните орбитали.

Размяна

В този случай електронна двойка в молекулна орбитала се образува от два несдвоени електрона, всеки от които принадлежи на своя атом. Всяка от тях се стреми да запълни външната си електронна обвивка, за да я направи стабилна осем- или двуелектронна. По този начин обикновено се образуват вещества с неполярна структура.

Например, помислете солна киселинаНС1. При водорода външно нивоедин електрон. Хлорът има седем. След като начертахме схемите за образуване на ковалентна структура за него, ще видим, че на всеки от тях липсва по един електрон, за да запълни външната обвивка. Като споделят електронна двойка един с друг, те могат да завършат външната обвивка. По същия принцип се образуват двуатомни молекули на прости вещества, например водород, кислород, хлор, азот и други неметали.

Механизъм на образование

Донор-акцептор

Във втория случай и двата електрона са несподелена двойка и принадлежат на един и същ атом (донор). Другият (акцептор) има свободна орбитала.

Формулата на вещество с ковалентна полярна връзка, образувана по този начин, например амониевият йон NH 4 +. Образува се от водороден йон, който има свободна орбитала, и амоняк NH3, който съдържа един "допълнителен" електрон. Електронната двойка от амоняка се социализира.

Хибридизация

Когато една електронна двойка е споделена между орбитали различни форми, например s и p, се образува хибриден електронен облак sp. Такива орбитали се припокриват повече, така че се свързват по-силно.

Така са подредени молекулите на метана и амоняка. В метановата молекула CH 4 трябва да се образуват три връзки в p-орбиталите и една в s. Вместо това, орбиталата се хибридизира с три p орбитали, което води до три хибридни sp3 орбитали под формата на удължени капчици. Това е така, защото 2s и 2p електроните имат сходни енергии, те взаимодействат един с друг, когато се комбинират с друг атом. Тогава можете да образувате хибридна орбитала. Получената молекула има формата на тетраедър, водородът е разположен на върховете му.

Други примери за вещества с хибридизация:

• ацетилен;
• бензен;
• диамант;
• вода.

Въглеродът се характеризира с sp3 хибридизация, така че често се среща в органични съединения.

Полезно видео: ковалентна полярна връзка

Заключение

Ковалентна връзка, полярна или неполярна, е характерна за веществата с молекулна структура. Атомите на един и същ елемент са неполярно свързани, а полярно свързаните са различни, но с малко по-различна електроотрицателност. Обикновено по този начин се свързват неметални елементи, но има и изключения, като алуминия.

Рядко химически веществасе състоят от отделни, несвързани атоми на химични елементи. При нормални условия само малък брой газове, наречени благородни газове, имат такава структура: хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Най-често химическите вещества не се състоят от различни атоми, а от техните комбинации в различни групи. Такива комбинации от атоми могат да включват няколко единици, стотици, хиляди или дори повече атоми. Силата, която поддържа тези атоми в такива групи, се нарича химическа връзка.

С други думи, можем да кажем, че химичната връзка е взаимодействие, което осигурява свързването на отделни атоми в по-сложни структури (молекули, йони, радикали, кристали и др.).

Причината за образуването на химична връзка е, че енергията на по-сложните структури е по-малка от общата енергия на отделните атоми, които я образуват.

Така че, по-специално, ако по време на взаимодействието на атомите X и Y се образува молекула XY, това означава, че вътрешната енергия на молекулите на това вещество е по-ниска от вътрешната енергия на отделните атоми, от които е образувана:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Поради тази причина, когато се образуват химични връзки между отделните атоми, се освобождава енергия.

При образуването на химични връзки електроните на външния електронен слой с най-ниска енергия на свързване с ядрото, т.нар. валентност. Например в бора това са електрони от 2-ро енергийно ниво - 2 електрона на 2 с-орбитали и 1 по 2 стр-орбитали:

Когато се образува химическа връзка, всеки атом има тенденция да получи електронна конфигурация от атоми на благороден газ, т.е. така че във външния му електронен слой има 8 електрона (2 за елементи от първия период). Това явление се нарича октетно правило.

Посягане към атомите електронна конфигурацияблагороден газ е възможен, ако първоначално единични атоми споделят някои от своите валентни електрони с други атоми. В този случай се образуват общи електронни двойки.

В зависимост от степента на социализация на електроните могат да се разграничат ковалентни, йонни и метални връзки.

ковалентна връзка

Ковалентната връзка възниква най-често между атомите на неметалните елементи. Ако атомите на неметалите, образуващи ковалентна връзка, принадлежат към различни химични елементи, такава връзка се нарича ковалентна полярна връзка. Причината за това име се крие във факта, че атомите на различните елементи също имат различна способност да привличат обща електронна двойка към себе си. Очевидно това води до изместване на общата електронна двойка към един от атомите, в резултат на което върху него се образува частичен отрицателен заряд. На свой ред върху другия атом се образува частичен положителен заряд. Например, в молекула на хлороводород, електронната двойка се измества от водородния атом към хлорния атом:

Примери за вещества с ковалентна полярна връзка:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и др.

Между неметалните атоми на един и същи химичен елемент се образува ковалентна неполярна връзка. Тъй като атомите са идентични, способността им да изтеглят споделени електрони е еднаква. В тази връзка не се наблюдава изместване на електронната двойка:

Горният механизъм за образуване на ковалентна връзка, когато и двата атома осигуряват електрони за образуването на общи електронни двойки, се нарича обмен.

Съществува и донорно-акцепторен механизъм.

Когато се образува ковалентна връзка по донорно-акцепторния механизъм, се образува обща електронна двойка поради запълнената орбитала на един атом (с два електрона) и празната орбитала на друг атом. Атом, който осигурява неподелена електронна двойка, се нарича донор, а атом със свободна орбитала се нарича акцептор. Донорите на електронни двойки са атоми, които имат сдвоени електрони, например N, O, P, S.

Например, според донорно-акцепторния механизъм, образуването на четвъртия ковалентен N-H връзкив амониевия катион NH 4 +:

Освен с полярност, ковалентните връзки се характеризират и с енергия. Енергията на връзката е минималната енергия, необходима за прекъсване на връзката между атомите.

Енергията на свързване намалява с увеличаване на радиусите на свързаните атоми. Тъй като знаем, че атомните радиуси се увеличават надолу по подгрупите, можем например да заключим, че силата на връзката халоген-водород нараства в серията:

здрасти< HBr < HCl < HF

Също така енергията на връзката зависи от нейната множественост - колкото по-голяма е множествеността на връзката, толкова по-голяма е нейната енергия. Множеството на връзката е броят на общите електронни двойки между два атома.

Йонна връзка

Йонната връзка може да се разглежда като граничен случай на ковалентна полярна връзка. Ако в ковалентно-полярната връзка общата електронна двойка е частично изместена към един от двойката атоми, тогава в йонната тя е почти напълно „отдадена“ на един от атомите. Атомът, който е дал електрон(и), придобива положителен заряд и става катион, а атомът, който е взел електрони от него, придобива отрицателен заряд и става анион.

По този начин йонната връзка е връзка, образувана поради електростатичното привличане на катиони към аниони.

Образуването на този тип връзка е характерно за взаимодействието на атомите на типичните метали и типичните неметали.

Например, калиев флуорид. Калиевият катион се получава в резултат на отделянето на един електрон от неутрален атом, а флуорен йон се образува чрез прикрепване на един електрон към флуорен атом:

Между получените йони възниква сила на електростатично привличане, в резултат на което се образува йонно съединение.

При образуването на химична връзка електроните от натриевия атом преминават към хлорния атом и се образуват противоположно заредени йони, които имат завършено външно енергийно ниво.

Установено е, че електроните не се отделят напълно от металния атом, а само се изместват към хлорния атом, както при ковалентна връзка.

Повечето бинарни съединения, които съдържат метални атоми, са йонни. Например оксиди, халогениди, сулфиди, нитриди.

Йонна връзка възниква и между прости катиони и прости аниони (F -, Cl -, S 2-), както и между прости катиони и сложни аниони (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . Следователно йонните съединения включват соли и основи (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

метална връзка

Този тип връзка се образува в металите.

Атомите на всички метали имат електрони във външния електронен слой, които имат ниска енергия на свързване с атомното ядро. За повечето метали загубата на външни електрони е енергийно благоприятна.

С оглед на такова слабо взаимодействие с ядрото, тези електрони в металите са много подвижни и във всеки метален кристал непрекъснато протича следният процес:

M 0 - ne - \u003d M n +,

където M 0 е неутрален метален атом и M n + катион на същия метал. Фигурата по-долу показва илюстрация на текущите процеси.

Тоест, електроните „бързат“ по металния кристал, отделят се от един метален атом, образувайки катион от него, присъединявайки се към друг катион, образувайки неутрален атом. Това явление беше наречено „електронен вятър“, а наборът от свободни електрони в кристала на неметален атом беше наречен „електронен газ“. Този тип взаимодействие между металните атоми се нарича метална връзка.

водородна връзка

Ако водороден атом във всяко вещество е свързан с елемент с висока електроотрицателност (азот, кислород или флуор), такова вещество се характеризира с такова явление като водородна връзка.

Тъй като водородният атом е свързан с електроотрицателен атом, върху водородния атом се образува частичен положителен заряд, а върху електроотрицателния атом - частичен отрицателен заряд. В това отношение става възможно електростатично привличане между частично положително заредения водороден атом на една молекула и електроотрицателния атом на друга. Например, водородна връзка се наблюдава за водни молекули:

Именно водородната връзка обяснява необичайно високата точка на топене на водата. Освен във водата силни водородни връзки се образуват и във вещества като флуороводород, амоняк, кислородсъдържащи киселини, феноли, алкохоли, амини.

При което един от атомите отдаде електрон и стана катион, а другият атом прие електрон и стана анион.

Характерни свойстваковалентна връзка - насоченост, наситеност, полярност, поляризуемост - определят химичното и физични свойствавръзки.

Посоката на връзката се дължи на молекулярната структура на веществото и геометричната форма на тяхната молекула. Ъглите между две връзки се наричат ​​ъгли на връзката.

Насищане - способността на атомите да образуват ограничен брой ковалентни връзки. Броят на връзките, образувани от един атом, е ограничен от броя на неговите външни атомни орбитали.

Полярността на връзката се дължи на неравномерното разпределение на електронната плътност поради разликите в електроотрицателността на атомите. На тази основа ковалентните връзки се разделят на неполярни и полярни (неполярни - двуатомната молекула се състои от еднакви атоми (H 2, Cl 2, N 2) и електронните облаци на всеки атом са разпределени симетрично по отношение на тези атоми; полярна - двуатомната молекула се състои от атоми на различни химични елементи и общият електронен облак се измества към един от атомите, като по този начин образува асиметрия в разпределението на електрическия заряд в молекулата, генерирайки диполен момент на молекулата) .

Поляризуемостта на връзката се изразява в изместването на електроните на връзката под въздействието на външно електрическо поле, включително и на друга реагираща частица. Поляризуемостта се определя от подвижността на електроните. Полярността и поляризуемостта на ковалентните връзки определят реактивността на молекулите по отношение на полярните реагенти.

Въпреки това два пъти победител Нобелова наградаЛ. Полинг посочи, че "в някои молекули има ковалентни връзки, дължащи се на един или три електрона вместо обща двойка." Едноелектронна химическа връзка се осъществява в молекулния йон водород H 2 +.

Молекулярният водороден йон H 2 + съдържа два протона и един електрон. Единичният електрон на молекулярната система компенсира електростатичното отблъскване на два протона и ги държи на разстояние от 1,06 Å (дължината на химичната връзка H 2 +). Центърът на електронната плътност на електронния облак на молекулярната система е на еднакво разстояние от двата протона с радиуса на Бор α 0 =0,53 A и е центърът на симетрия на молекулния водороден йон H 2 + .

Енциклопедичен YouTube

• 1 / 5

  Ковалентната връзка се образува от двойка електрони, споделени между два атома, и тези електрони трябва да заемат две стабилни орбитали, по една от всеки атом.

  A + B → A: B

  В резултат на социализацията електроните образуват запълнено енергийно ниво. Връзка се образува, ако тяхната обща енергия на това ниво е по-малка, отколкото в първоначалното състояние (и разликата в енергията не е нищо повече от енергията на връзката).

  Според теорията на молекулярните орбитали, припокриването на две атомни орбитали води в най-простия случай до образуването на две молекулярни орбитали (МО): задължителен МОи антислепване (разхлабване) MO. Споделените електрони са разположени на MO с по-ниска енергия на свързване.

  Образуване на връзка при рекомбинация на атоми

  Механизмът на междуатомното взаимодействие обаче остава неизвестен дълго време. Едва през 1930 г. Ф. Лондон въвежда концепцията за дисперсионно привличане - взаимодействието между мигновени и индуцирани (индуцирани) диполи. Понастоящем силите на привличане, дължащи се на взаимодействието между флуктуиращи електрически диполи на атоми и молекули, се наричат ​​"сили на Лондон".

  Енергията на такова взаимодействие е право пропорционална на квадрата на електронната поляризуемост α и обратно пропорционална на шестата степен на разстоянието между два атома или молекули.

  Образуване на връзка по донорно-акцепторния механизъм

  В допълнение към хомогенния механизъм за образуване на ковалентна връзка, описан в предишния раздел, съществува хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - протонът Н + и отрицателният водороден йон Н -, наречен хидриден йон:

  H + + H - → H 2

  Когато йоните се приближат, двуелектронният облак (електронна двойка) на хидридния йон се привлича от протона и в крайна сметка става общ за двете водородни ядра, тоест се превръща в свързваща електронна двойка. Частицата, която доставя електронна двойка, се нарича донор, а частицата, която приема тази електронна двойка, се нарича акцептор. Такъв механизъм за образуване на ковалентна връзка се нарича донорно-акцепторен.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Протонът атакува несподелената електронна двойка на водна молекула и образува стабилен катион, който съществува във водни разтвори на киселини.

  По същия начин протонът е прикрепен към молекула на амоняк с образуването на сложен амониев катион:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  По този начин (според донорно-акцепторния механизъм за образуване на ковалентна връзка) се получава голям клас ониеви съединения, който включва амониеви, оксониеви, фосфониеви, сулфониеви и други съединения.

  Водородната молекула може да действа като донор на електронна двойка, което при контакт с протон води до образуването на молекулярен водороден йон H 3 +:

  H 2 + H + → H 3 +

  Свързващата електронна двойка на молекулния водороден йон H 3 + принадлежи едновременно на три протона.

  Видове ковалентна връзка

  Има три типа ковалентни химични връзки, които се различават по механизма на образуване:

  1. Проста ковалентна връзка. За образуването му всеки от атомите осигурява по един несдвоен електрон. Когато се образува проста ковалентна връзка, формалните заряди на атомите остават непроменени.

  • Ако атомите, които образуват проста ковалентна връзка, са еднакви, тогава истинските заряди на атомите в молекулата също са еднакви, тъй като атомите, които образуват връзката, еднакво притежават споделена електронна двойка. Такава връзка се нарича неполярна ковалентна връзка. Простите вещества имат такава връзка, например: 2, 2, 2. Но не само неметалите от същия тип могат да образуват ковалентна неполярна връзка. Неметалните елементи, чиято електроотрицателност е с еднаква стойност, също могат да образуват ковалентна неполярна връзка, например в молекулата PH 3 връзката е ковалентна неполярна, тъй като EO на водорода е равен на EO на фосфора.
  • Ако атомите са различни, тогава степента на собственост върху социализирана двойка електрони се определя от разликата в електроотрицателността на атомите. Атом с по-голяма електроотрицателност привлича по-силно двойка свързващи електрони към себе си и истинският му заряд става отрицателен. Атом с по-малка електроотрицателност придобива съответно същия положителен заряд. Ако се образува съединение между два различни неметала, тогава такова съединение се нарича полярна ковалентна връзка.

  В етиленовата молекула C 2 H 4 има двойна връзка CH 2 \u003d CH 2, нейната електронна формула: H: C :: C: H. Ядрата на всички етиленови атоми са разположени в една и съща равнина. Три електронни облака на всеки въглероден атом образуват три ковалентни връзки с други атоми в същата равнина (с ъгли между тях около 120°). Облакът на четвъртия валентен електрон на въглеродния атом е разположен над и под равнината на молекулата. Такива електронни облаци от двата въглеродни атома, частично припокриващи се над и под равнината на молекулата, образуват втора връзка между въглеродните атоми. Първата, по-силна ковалентна връзка между въглеродните атоми се нарича σ-връзка; втората, по-слаба ковалентна връзка се нарича π (\displaystyle \pi )-комуникация.

  В линейна ацетиленова молекула

  H-S≡S-N (N: S ::: S: N)

  има σ-връзки между въглеродни и водородни атоми, една σ-връзка между два въглеродни атома и два π (\displaystyle \pi )връзки между едни и същи въглеродни атоми. две π (\displaystyle \pi )-връзките са разположени над сферата на действие на σ-връзката в две взаимно перпендикулярни равнини.

  Всичките шест въглеродни атома на молекулата на цикличния бензен C 6 H 6 лежат в една и съща равнина. σ-връзките действат между въглеродните атоми в равнината на пръстена; същите връзки съществуват за всеки въглероден атом с водородни атоми. Всеки въглероден атом изразходва три електрона, за да създаде тези връзки. Облаците от четвъртите валентни електрони на въглеродните атоми, имащи формата на осмици, са разположени перпендикулярно на равнината на молекулата на бензена. Всеки такъв облак се припокрива еднакво с електронните облаци на съседните въглеродни атоми. В молекулата на бензена не три отделни π (\displaystyle \pi )-връзки, но единични π (\displaystyle \pi ) диелектрици или полупроводници. Типични примери за атомни кристали (атомите, в които са свързани помежду си чрез ковалентни (атомни) връзки) са

  Ковалентната връзка е свързването на атоми с помощта на общи (споделени между тях) електронни двойки.В думата "ковалентен" префиксът "ко-" означава "съвместно участие". И "валента" в превод на руски - сила, способност. В този случай имаме предвид способността на атомите да се свързват с други атоми.

  Когато се образува ковалентна връзка, атомите обединяват своите електрони, така да се каже, в обща "касичка" - молекулярна орбитала, която се образува от атомните обвивки на отделните атоми. Тази нова обвивка съдържа възможно най-много завършени електрони и замества атомите с техните собствени непълни атомни обвивки.

  Идеите за механизма на образуване на водородната молекула бяха разширени до по-сложни молекули. Теорията за химическата връзка, разработена на тази основа, беше наречена метод на валентната връзка (VS метод). Методът VS се основава на следните разпоредби:

  1) Ковалентната връзка се образува от два електрона с противоположно насочени спинове и тази електронна двойка принадлежи на два атома.

  2) Колкото по-силна е ковалентната връзка, толкова повече електронните облаци се припокриват.

  Комбинации от двуелектронни двуцентрови връзки, отразяващи електронната структура на молекулата, се наричат ​​валентни схеми. Примери за изграждане на валентни схеми:

  Във валентните схеми представянията са най-ясно въплътени Люисвърху образуването на химическа връзка чрез социализация на електрони с образуването на електронна обвивка на благороден газ: за водород- от два електрона (обвивка Той), за азот- от осем електрона (обвивка не).

  29. Неполярна и полярна ковалентна връзка.

  Ако двуатомната молекула се състои от атоми на един елемент, тогава електронният облак е разпределен в пространството симетрично по отношение на ядрата на атомите. Такава ковалентна връзка се нарича неполярна. Ако се образува ковалентна връзка между атоми на различни елементи, тогава общият електронен облак се измества към един от атомите. В този случай ковалентната връзка е полярна.

  В резултат на образуването на полярна ковалентна връзка по-електроотрицателният атом придобива частичен отрицателен заряд, а атом с по-ниска електроотрицателност - частично положителен заряд. Тези заряди обикновено се наричат ​​ефективните заряди на атомите в молекулата. Те могат да бъдат частични.

  30. Методи за изразяване на ковалентна връзка.

  Има два основни начина за създаване ковалентна връзка * .

  1) Електронна двойка, образуваща връзка, може да се образува поради несдвоени електрони, наличен в невъзбуден атоми. Увеличаването на броя на създадените ковалентни връзки е придружено от освобождаване на повече енергия, отколкото се изразходва за възбуждане на атома. Тъй като валентността на атома зависи от броя на несдвоените електрони, възбуждането води до увеличаване на валентността. При атомите на азота, кислорода, флуора броят на несдвоените електрони не се увеличава, т.к. в рамките на второто ниво няма безплатни орбитали*, а движението на електроните до третото квантово ниво изисква много повече енергия от тази, която би се освободила при образуването на допълнителни връзки. По този начин, когато атомът е възбуден, преходите на електрони към свободниорбитали възможно само в рамките на едно и също енергийно ниво.

  2) Ковалентните връзки могат да се образуват поради сдвоените електрони, присъстващи на външния електронен слой на атома. В този случай вторият атом трябва да има свободна орбитала на външния слой. Атом, който осигурява своята електронна двойка за образуване на ковалентна връзка * се нарича донор, а атом, който осигурява празна орбитала, се нарича акцептор. Ковалентната връзка, образувана по този начин, се нарича донорно-акцепторна връзка. В амониевия катион тази връзка е абсолютно идентична по своите свойства с другите три ковалентни връзки, образувани по първия метод, така че терминът „донор-акцептор“ не означава някакъв специален тип връзка, а само начин на формирането му.