Ковалентная химическая связь примеры. Ковалентная связь — полярная и неполярная, механизмы образования

Атомы большинства элементов не суще­ствуют отдельно, так как могут взаимодействовать между собой. При этом взаимодействии образуются более сложные части­цы.

Природа химической связи состоит в действии электростатических сил, которые являются силами взаимодействия между электричес­кими зарядами. Такие заряды имеют электроны и ядра атомов.

Электроны, расположенные на внешних электронных уровнях (валентные электроны) находясь дальше всех от ядра, слабее всего с ним взаимодействуют, а значит способны отрываться от ядра. Именно они отвечают за связывание атомов друг с другом.

Типы взаимодействия в химии

Типы химической связи можно представить в виде следующей таблицы:

Характеристика ионной связи

Химическое взаимодействие, которое образуется из-за притяжения ионов , имеющих разные заряды, называется ионным. Такое происходит, если связываемые атомы имеют существенную разницу в электроотрицательности (то есть способности притягивать электроны) и электронная пара переходит к более электроотрицательному элементу. Результатом такого перехода электронов от одного атома к другому является образование заряженных частиц - ионов. Между ними и возникает притяжение.

Наименьшими показателями электроотрицательности обладают типичные металлы , а наибольшими - типичные неметаллы. Ионы, таким образом, образуются при взаимодействии между типичными металлами и типичными неметаллами.

Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая электроны внешних электронных уровней, а неметаллы принимают электроны, превращаясь таким образом в отрицательно заряженные ионы (анионы).

Атомы переходят в более устойчивое энергетическое состояние, завершая свои электронные конфигурации.

Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая, так как электростатическое взаимодействие происходит во все стороны, соответственно ион может притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях.

Расположение ионов таково, что вокруг каждого находится определённое число противоположно заряженных ионов. Понятие «молекула» для ионных соединений смысла не имеет .

Примеры образования

Образование связи в хлориде натрия (nacl) обусловлено передачей электрона от атома Na к атому Cl с образованием соответствующих ионов:

Na 0 - 1 е = Na + (катион)

Cl 0 + 1 е = Cl — (анион)

В хлориде натрия вокруг катионов натрия расположено шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.

При образовании взаимодействия между атомами в сульфиде бария происходят следующие процессы:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Ва отдаёт свои два электрона сере в результате чего образуются анионы серы S 2- и катионы бария Ba 2+ .

Металлическая химическая связь

Число электронов внешних энергетических уровней металлов невелико, они легко отрываются от ядра. В результате такого отрыва образуются ионы металла и свобод­ные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются по объёму металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.

Строение вещества металла таково: кристаллическая решётка является остовом вещества, а между её узлами электроны могут свободно перемещаться.

Можно привести следующие примеры:

Mg - 2е <-> Mg 2+

Cs - e <-> Cs +

Ca - 2e <-> Ca 2+

Fe - 3e <-> Fe 3+

Ковалентная: полярная и неполярная

Наиболее распространённым видом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, отличаются не резко, в связи с этим происходит только смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ковалентное взаимодействие может образовываться по обменному механизму или по донорно-акцепторному.

Обменный механизм реализуется, если у каждого из атомов есть неспаренные электроны на внешних электронных уровнях и перекрывание атомных орбиталей приводит к возникновению пары электронов, принадлежащей уже обоим атомам. Когда же у одного из атомов есть пара электронов на внешнем электронном уровне, а у другого — свободная орбиталь, то при перекрывании атомных орбиталей происходит обобществление электронной пары и взаимодействие по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные разделяются по кратности на:

• простые или одинарные;
• двойные;
• тройные.

Двойные обеспечивают обобществление сразу двух пар электронов, а тройные — трёх.

По распределению электронной плотности (полярности) между связываемыми атомами ковалентная связь делится на:

• неполярную;
• полярную.

Неполярную связь образуют одинаковые атомы, а полярную - разные по электроотрицательности.

Взаимодействие близких по электроотрицательности атомов называют неполярной связью. Общая пара электронов в такой молекуле не притянута ни к одному из атомов, а принадлежит в равной мере обоим.

Взаимодействие различающихся по электроотрицательности элементов приводит к образованию полярных связей. Общие электронные пары при таком типе взаимодействия притягиваются более электроотрицательным элементом, но полностью к нему не переходят (то есть образования ионов не происходит). В результате такого смещения электронной плотности на атомах появляются частичные заряды: на более электроотрицательном — отрицательный заряд, а на менее — положительный.

Свойства и характеристика ковалентности

Основные характеристики ковалентной связи:

• Длина определяется расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов.
• Полярность определяется смещением электронного облака к одному из атомов.
• Направленность - свойство образовывать ориентированные в пространстве связи и, соответственно, молекулы, имеющие определённые геометрические формы.
• Насыщаемость определяется способностью образовывать ограниченное число связей.
• Поляризуемость определяется способностью изменять полярность под действием внешнего электрического поля.
• Энергия необходимая для разрушения связи, определяющая её прочность.

Примером ковалентного неполярного взаимодействия могут быть молекулы водорода (H2) , хлора (Cl2), кислорода (O2), азота (N2) и многие другие.

H· + ·H → H-H молекула имеет одинарную неполярную связь,

O: + :O → O=O молекула имеет двойную неполярную,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула имеет тройную неполярную.

В качестве примеров ковалентной связи химических элементов можно привести молекулы углекислого (CO2) и угарного (CO) газа, сероводорода (H2S), соляной кислоты (HCL), воды (H2O), метана (CH4) , оксида серы (SO2) и многих других.

В молекуле CO2 взаимосвязь между углеродом и атомами кислорода ковалентная полярная, так как более электроотрицательный водород притягивает к себе электронную плотность. Кислород имеет два неспаренных электрона на внешнем уровне, а углерод может предоставить для образования взаимодействия четыре валентных электрона. В результате образуются двойные связи и молекула выглядит так: O=C=O.

Для того чтобы определиться с типом связи в той или иной молекуле, достаточно рассмотреть составляющие её атомы. Простые вещества металлы образуют металлическую, металлы с неметаллами — ионную, простые вещества неметаллы — ковалентную неполярную, а молекулы, состоящие из разных неметаллов, образуются посредством ковалентной полярной связью.

Ковалентная, ионная и металлическая – три основных типа химических связей.

Познакомимся подробнее с ковалентной химической связью . Рассмотрим механизм ее возникновения. В качестве примера возьмем образование молекулы водорода:

Сферически симметричное облако, образованное 1s-электроном, окружает ядро свободного атома водорода. Когда атомы сближаются до определенного расстояния, происходит частичное перекрывание их орбиталей (см. рис.), в результате чего появляется молекулярное двухэлектронное облако между центрами обоих ядер, которое обладает максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. При увеличении же плотности отрицательного заряда происходит сильное возрастание сил притяжения между молекулярным облаком и ядрами.

Итак, мы видим, что ковалентная связь образуется путем перекрывания электронных облаков атомов, которое сопровождается выделением энергии. Если расстояние между ядрами у сблизившихся до касания атомов составляет 0,106 нм, тогда после перекрывания электронных облаков оно составит 0,074 нм. Чем больше перекрывание электронных орбиталей, тем прочнее химическая связь.

Ковалентной называется химическая связь, осуществляемая электронными парами . Соединения с ковалентной связью называют гомеополярными или атомными .

Существуют две разновидности ковалентной связи : полярная и неполярная .

При неполярной ковалентной связи образованное общей парой электронов электронное облако распределяется симметрично относительно ядер обоих атомов. В качестве примера могут выступать двухатомне молекулы, которые состоят из одного элемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 и другие, электронная пара в которых в принадлежит обоим атомам в одинаковой мере.

При полярной ковалентной связи электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Например молекулы летучих неорганических соединений таких как H 2 S, HCl, H 2 O и другие.

Образование молекулы HCl можно представить в следущем виде:

Т.к. относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1), электронная пара смещается к атому хлора.

Помимо обменного механизма образования ковалентной связи – за счет перекрывания, также существует донорно-акцепторный механизм ее образования. Это механизм, при котором образование ковалентной связи происходит за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Давайте рассмотрим пример механизма образования аммония NH 4 + .В молекуле аммиака у атома азота есть двухэлектронное облако:

Ион водорода имеет свободную 1s-орбиталь, обозначим это как .

В процессе образования иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, это значит оно преобразуется в молекулярное электронное облако. Следовательно, появляется четвертая ковалентная связь. Можно представить процесс образования аммония такой схемой:

Заряд иона водорода рассредоточен между всеми атомами, а двухэлектронное облако, которое принадлежит азоту, становится общим с водородом.

Остались вопросы? Не знаете, как сделать домашнее задание?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Ковалентная связь — самый распространенный тип химической связи, осуществляемой при взаимодействии с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности.

Ковалентная связь — это связь атомов с помощью общих электронных пар.

После открытия электрона проводилось много попыток разработать электронную теорию химической связи. Наиболее удачными стали работы Льюиса (1916 г.), который предложил рассматривать образование связи как следствие возникновения общих для двух атомов электронных пар. Для этого каждый атом предоставляет одинаковое количество электронов и пытается окружить себя октетом или дублетом электронов, характерным для внешней электронной конфигурации инертных газов. Графически образования ковалентных связей за счет неспаренных электронов по методу Льюиса изображают с помощью точек, обозначающих внешние электроны атома.

Образование ковалентной связи согласно теории Льюиса

Механизм образования ковалентной связи

Основным признаком ковалентной связи является наличие общей электронной пары, принадлежащей обоим химически соединенным атомам, поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле своего ядра. Возникновение общей электронной пары связи может проходить по разным механизмам, чаще — по обменному, а иногда — по донорно-акцепторных.

по принципу обменного механизма образования ковалентной связи каждый из взаимодействующих атомов поставляет на образование связи одинаковое количество электронов с антипараллельными спинами. К примеру:

Общая схема образования ковалентной связи: а) по обменному механизму; б) по донорно-акцепторному механизму

по донорно-акцепторному механизму двухэлектронная связь возникает при взаимодействии различных частиц. Одна из них — донор А: имеет неразделенную пару электронов (то есть такую, что принадлежит только одному атому), а другая — акцептор В — имеет вакантную орбиталь.

Частица, которая предоставляет для связи двухэлектронное (неразделенную пару электронов), называется донором, а частица со свободной орбиталью, которая принимает эту электронную пару, — акцептором.

Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и вакантной орбитали другого называется донорно-акцепторным механизмом.

Донорно-акцепторный связь иначе называется семиполярной, поскольку на атоме-доноре возникает частичный эффективный положительный заряд δ+ (за счет того, что его неразделенная пара электронов отклонилась от него), а на атоме-акцепторе — частичный эффективный отрицательный заряд δ- (благодаря тому, что происходит смещение в его сторону неразделенной электронной пары донора).

В качестве примера простого донора электронной пары можно привести ион Н — , который имеет неразделенную электронную пару. В результате присоединения негативного гидрид-иона к молекуле, центральный атом которой имеет свободную орбиталь (на схеме обозначена как пустая квантовая ячейка), например ВН 3 , образуется сложный комплексный ион ВН 4 — с отрицательным зарядом (Н — + ВН 3 ⟶⟶ [ВН 4 ] —) :

Акцептор электронной пары — ион водорода, или просто протон Н + . Его присоединение к молекуле, центральный атом которой имеет неразделенную электронную пару, например к NH 3 , тоже приводит к образованию комплексного иона NH 4 + , но уже с положительным зарядом:

Метод валентных связей

Первая квантово-механическая теория ковалентной связи была создана Гейтлером и Лондоном (в 1927 г.) для описания молекулы водорода, а затем была применена Полингом к многоатомным молекулам. Эта теория называется методом валентных связей , основные положения которого кратко можно изложить так:

• каждая пара атомов в молекуле содержится вместе с помощью одной или нескольких общих электронных пар, при этом электронные орбитали взаимодействующих атомов перекрываются;
• прочность связи зависит от степени перекрывания электронных орбиталей;
• условием образования ковалентной связи является антинаправленность спинов электронов; благодаря этому возникает обобщенная электронная орбиталь с наибольшей электронной плотностью в межъядерном пространстве, которая обеспечивает притяжение положительно заряженных ядер друг к другу и сопровождается уменьшением общей энергии системы.

Гибридизация атомных орбиталей

Несмотря на то, что в образовании ковалентных связей участвуют электроны s-, p- или d-орбиталей, имеющие различные форму и различную ориентацию в пространстве, во многих соединениях эти связи оказываются равноценными. Для объяснения этого явления было введено понятие «гибридизация».

Гибридизация — это процесс смешивания и выравнивания орбиталей по форме и энергии, при котором происходит перераспределение электронных плотностей близких по энергии орбиталей, в результате чего они становятся равноценными.

Основные положения теории гибридизации:

1. При гибридизации начальная форма и орбиталей взаимно меняются, при этом образуются новые, гибридизованные орбитали, но уже с одинаковой энергией и одинаковой формы, напоминающей неправильную восьмерку.
2. Число гибридизованных орбиталей равно числу выходных орбиталей, участвующих в гибридизации.
3. В гибридизации могут участвовать орбитали с близкими по значениям энергиями (s- и p-орбитали внешнего энергетического уровня и d-орбитали внешнего или предварительного уровней).
4. Гибридизованные орбитали более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обеспечивают лучшее перекрытие с орбиталями соседнего атома, вследствие этого становится более прочным, чем образованный за счет электронов отдельных негибридных орбиталей.
5. Благодаря образованию более прочных связей и более симметричном распределения электронной плотности в молекуле получается энергетический выигрыш, который с запасом компенсирует расход энергии, необходимой для процесса гибридизации.
6. Гибридизованные орбитали должны ориентироваться в пространстве таким образом, чтобы обеспечить взаимное максимальное отдаление друг от друга; в этом случае энергия отталкивания наименьшая.
7. Тип гибридизации определяется типом и количеством выходных орбиталей и меняет размер валентного угла, а также пространственную конфигурацию молекул.

Форма гибридизованных орбиталей и валентных углы (геометрические углы между осями симметрии орбиталей) в зависимости от типа гибридизации: а) sp-гибридизация; б) sp 2 -гибридизация; в) sp 3 -гибридизация

При образовании молекул (или отдельных фрагментов молекул) чаще всего встречаются такие типы гибридизации:

Общая схема sp-гибридизации

Связи, которые образуются с участием электронов sp-гибридизованнных орбиталей, также размещаются под углом 180 0 , что приводит к линейной форме молекулы. Такой тип гибридизации наблюдается в галогенидах элементов второй группы (Be, Zn, Cd, Hg), атомы которых в валентном состоянии имеют неспаренные s- и р-электроны. Линейная форма характерна и для молекул других элементов (0=C=0,HC≡CH), в которых связи образуются sp-гибридизованными атомами.

Схема sp 2 -гибридизации атомных орбиталей и плоская треугольная форма молекулы, которая обусловлена sp 2 -гибридизацией атомных орбиталей

Этот тип гибридизации наиболее характерен для молекул р-элементов третьей группы, атомы которых в возбужденном состоянии имеют внешнюю электронную структуру ns 1 np 2 , где n — номер периода, в котором находится элемент. Так, в молекулах ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 и в других связи образованы за счет sp 2 -гибридизованных орбиталей центрального атома.

Схема sp 3 -гибридизации атомных орбиталей

Размещение гибридизованных орбиталей центрального атома под углом 109 0 28` вызывает тетраэдрическую форму молекул. Это очень характерно для насыщенных соединений четырехвалентного углерода СН 4 , СCl 4 , C 2 H 6 и других алканов. Примерами соединений других элементов с тетраэдрической строением вследствие sp 3 -гибридизации валентных орбиталей центрального атома является ионы: BН 4 — , BF 4 — , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 — .

Общая схема sp 3d -гибридизации

Этот тип гибридизации чаще всего встречается в галогенидах неметаллов. В качестве примера можно привести строение хлорида фосфора PCl 5 , при образовании которого атом фосфора (P … 3s 2 3p 3) сначала переходит в возбужденное состояние (P … 3s 1 3p 3 3d 1), а затем подвергается s 1 p 3 d- гибридизации — пять одноэлектронных орбиталей становятся равноценными и ориентируются вытянутыми концами к углам мысленной тригональной бипирамиды. Это и определяет форму молекулы PCl 5 , которая образуется при перекрытии пяти s 1 p 3 d- гибридизованных орбиталей с 3р-орбиталями пяти атомов хлора.

1. sp — Гибридизация. При комбинации одной s- i одной р-орбиталей возникают две sp-гибридизованные орбитали, расположенные симметрично под углом 180 0 .
2. sp 2 — Гибридизация. Комбинация одной s- и двух р-орбиталей приводит к образованию sp 2 -гибридизованных связей, расположенных под углом 120 0 , поэтому молекула приобретает форму правильного треугольника.
3. sp 3 — Гибридизация. Комбинация четырех орбиталей — одной s- и трех р приводит к sp 3 — гибридизации, при которой четыре гибридизованные орбитали симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, то есть под углом 109 0 28 `.
4. sp 3 d — Гибридизация. Комбинация одной s-, трех р- и одной d- орбиталей дает sp 3 d- гибридизацию, что определяет пространственную ориентацию пяти sp 3 d-гибридизованных орбиталей к вершинам тригональной бипирамиды.
5. Другие типы гибридизации. В случае sp 3 d 2 -гибридизации шесть sp 3 d 2 -гибридизованных орбиталей направлены к вершинам октаэдра. Ориентация семи орбиталей к вершинам пентагональной бипирамиды соответствует sp 3 d 3 -гибридизации (или иногда sp 3 d 2 f) валентных орбиталей центрального атома молекулы или комплекса.

Метод гибридизации атомных орбиталей объясняет геометрическую структуру большого количества молекул, однако согласно опытным данным чаще наблюдаются молекулы с несколько другими значениями валентных углов. Например, в молекулах СН 4 , NH 3 и Н 2 О центральные атомы находятся в sp 3 -гибридизованном состоянии, поэтому можно было бы ожидать, что валентные углы в них равны тетраэдрическим (~ 109,5 0). Экспериментально установлено, что валентный угол в молекуле СН 4 на самом деле составляет 109,5 0 . Однако в молекулах NH 3 и Н 2 O значение валентного угла отклоняется от тетраэдрического: он равен 107,3 0 в молекуле NH 3 и 104,5 0 в молекуле Н 2 О. Такие отклонения объясняется наличием неразделенной электронной пары у атомов азота и кислорода. Двухэлектронная орбиталь, которая содержит неразделенную пару электронов, благодаря повышенной плотности отталкивает одноэлектронные валентные орбитали, что приводит к уменьшению валентного угла. У атома азота в молекуле NH 3 из четырех sp 3 -гибридизованных орбиталей три одноэлектронные орбитали образуют связи с тремя атомами Н, а на четвертой орбитали содержится неразделенная пара электронов.

Несвязанная электронная пара, которая занимает одну из sp 3 -гибридизованных орбиталей, направленных к вершинам тетраэдра, отталкивая одноэлектронные орбитали, вызывает асимметричное распределение электронной плотности, окружающей атом азота, и как следствие сжимает валентный угол до 107,3 0 . Аналогичная картина уменьшения валентного угла от 109,5 0 до 107 0 в результате воздействия неразделенной электронной пары атома N наблюдается и в молекуле NCl 3 .

Отклонение валентного угла от тетраэдрического (109,5 0) в молекуле: а) NН3 ; б) NCl3

У атома кислорода в молекуле Н 2 О на четыре sp 3 -гибридизованные орбитали приходится по две одноэлектронные и две двухэлектронные орбитали. Одноэлектронные гибридизованные орбитали участвуют в образовании двух связей с двумя атомами Н, а две двухэлектронные пары остаются неразделенными, то есть принадлежащими только атому H. Это увеличивает асимметричность распределения электронной плотности вокруг атома О и уменьшает валентный угол по сравнению с тетраэдрическим до 104.5 0 .

Следовательно, число несвязанных электронных пар центрального атома и их размещения на гибридизованных орбиталях влияет на геометрическую конфигурацию молекул.

Характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь имеет набор определенных свойств, которые определяют ее специфические особенности, или характеристики. К ним, кроме уже рассмотренных характеристик «энергия связи» и «длина связи», относятся: валентный угол, насыщенность, направленность, полярность и тому подобное.

1. Валентный угол — это угол между соседними осями связей (то есть условными линиями, проведенными через ядра химически соединенных атомов в молекуле). Величина валентного угла зависит от природы орбиталей, типа гибридизации центрального атома, влияния неразделенных электронных пар, которые не участвуют в образовании связей.

2. Насыщенность . Атомы имеют возможности для образования ковалентных связей, которые могут формироваться, во-первых, по обменному механизму за счет неспаренных электронов невозбуждённого атома и за счет тех неспаренных электронов, которые возникают в результате его возбуждения, а во-вторых, по донорно акцепторному механизму. Однако общее количество связей, которые может образовывать атом, ограничено.

Насыщенность — это способность атома элемента образовывать с другими атомами определенное, ограниченное количество ковалентных связей.

Так, второго периода, которые имеют на внешнем энергетическом уровне четыре орбитали (одну s- и три р-), образуют связи, число которых не превышает четырех. Атомы элементов других периодов с большим числом орбиталей на внешнем уровне могут формировать больше связей.

3. Направленность . В соответствии с методом, химическая связь между атомами обусловлена перекрытием орбиталей, которые, за исключением s-орбиталей, имеют определенную ориентацию в пространстве, что и приводит к направленности ковалентной связи.

Направленность ковалентной связи — это такое размещение электронной плотности между атомами, которое определяется пространственной ориентацией валентных орбиталей и обеспечивает их максимальное перекрытие.

Поскольку электронные орбитали имеют различные формы и различную ориентацию в пространстве, то их взаимное перекрытие может реализоваться различными способами. В зависимости от этого различают σ-, π- и δ- связи.

Сигма-связь (σ-связь) — это такое перекрытие электронных орбиталей, при котором максимальная электронная плотность концентрируется вдоль воображаемой линии, соединяющей два ядра.

Сигма-связь может образовываться за счет двух s-электронов, одного s- и одного р электрона, двух р-электронов или двух d-электронов. Такая σ-связь характеризуется наличием одной области перекрытия электронных орбиталей, она всегда одинарная, то есть образуется только одной электронной парой.

Разнообразие форм пространственной ориентации «чистых» орбиталей и гибридизованных орбиталей не всегда допускают возможность перекрывания орбиталей на оси связи. Перекрывания валентных орбиталей может происходить по обе стороны от оси связи — так называемое «боковое» перекрывания, которое чаще всего осуществляется при образовании π-связей.

Пи-связь (π-связь) — это перекрытие электронных орбиталей, при котором максимальная электронная плотность концентрируется по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (т.е. от оси связи).

Пи-связь может образоваться при взаимодействии двух параллельных р-орбиталей, двух d-орбиталей или других комбинаций орбиталей, оси которых не совпадают с осью связи.

Схемы образования π-связей между условными А и В атомами при боковом перекрытии электронных орбиталей

4. Кратность. Эта характеристика определяется числом общих электронных пар, связывающих атомы. Ковалентная связь по кратности может быть одинарной (простой), двойной и тройной. Связь между двумя атомами с помощью одной общей электронной пары называется одинарной связью (простой), двух электронных пар — двойной связью, трех электронных пар — тройной связью. Так, в молекуле водорода Н 2 атомы соединены одинарной связью (Н-Н), в молекуле кислорода О 2 — двойным (В = О), в молекуле азота N 2 — тройным (N≡N). Особое значение кратность связей приобретает в органических соединениях — углеводородах и их производных: в этане С 2 Н 6 между атомами С осуществляется одинарная связь (С-С), в этилене С 2 Н 4 — двойная (С = С) в ацетилене С 2 Н 2 — тройная (C ≡ C)(C≡C).

Кратность связи влияет на энергию: с повышением кратности растет ее прочность. Повышение кратности приводит к уменьшению межъядерного расстояния (длины связи) и увеличению энергии связи.

Кратность связи между атомами углерода: а) одинарная σ-связь в этане Н3С-СН3 ; б) двойная σ+π-связь в этилене Н2С = СН2 ; в) тройная σ+π+π-связь в ацетилене HC≡CH

5. Полярность и поляризуемость . Электронная плотность ковалентной связи может по-разному располагаться в межъядерном пространстве.

Полярность — это свойство ковалентной связи, которое определяется областью расположения электронной плотности в межъядерном пространстве относительно соединенных атомов.

В зависимости от размещения электронной плотности в межъядерном пространстве различают полярная и неполярная ковалентные связи. Неполярной связью называется такая связь, при которой общее электронное облако размещается симметрично относительно ядер соединенных атомов и одинаково принадлежит обоим атомам.

Молекулы с таким типом связи называются неполярными или гомоядерными (то есть такими, в состав которых входят атомы одного элемента). Неполярная связь проявляется как правило в гомоядерных молекулах (Н 2 , Cl 2 , N 2 и т.д.) или — реже — в соединениях, образованных атомами элементов с близкими значениями электроотрицательности, например, карборунд SiC. Полярной, (или гетерополярной) называется связь, при которой общее электронное облако несимметричное и смещено к одному из атомов.

Молекулы с полярной связью называются полярными, или гетероядерными. В молекулах с полярной связью обобщенная электронная пара смещается в сторону атома с большей электроотрицательностью. В результате на этом атоме возникает некоторый частичный отрицательный заряд (δ-), который называется эффективным, а у атома с меньшей электроотрицательностью — одинаковый по величине, но противоположный по знаку частичный положительный заряд (δ+). Например, экспериментально установлено, что эффективный заряд на атоме водорода в молекуле хлорида водорода HCl — δH=+0,17, а на атоме хлора δCl=-0,17 абсолютного заряда электрона.

Чтобы определить, в какую сторону будет смещаться электронная плотность полярной ковалентной связи, необходимо сравнить электроны обоих атомов. По возрастанию электроотрицательности наиболее распространенные химические элементы размещаются в такой последовательности:

Полярные молекулы называются диполями — системами, в которых центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают.

Диполь — это система, которая представляет собой совокупность двух точечных электрических зарядов, одинаковых по величине и противоположных по знаку, находящихся на некотором расстоянии друг от друга.

Расстояние между центрами притяжения называются длина диполя и обозначаются буквой l. Полярность молекулы (или связи) количественно характеризуется дипольным моментом μ, который в случае двухатомной молекулы равен произведению длины диполя на величину заряда электрона: μ=el.

В единицах СИ дипольный момент измеряется в [Кл × м] (Кулон-метры), но чаще пользуются внесистемной единицей [D] (дебай): 1D = 3,33 · 10 -30 Кл × м. Значение дипольных моментов ковалентных молекул меняется в пределах 0-4 D, а ионных — 4-11D. Чем больше длина диполя, тем более полярной является молекула.

Совместная электронное облако в молекуле может смещаться под действием внешнего электрического поля, в том числе и поля другой молекулы или иона.

Поляризуемость — это изменение полярности связи в результате смещения электронов, образующих связь, под действием внешнего электрического поля, в том числе и силового поля другой частицы.

Поляризуемость молекулы зависит от подвижности электронов, которая является тем сильнее, чем больше расстояние от ядер. Кроме того, поляризуемость зависит от направленности электрического поля и от способности электронных облаков деформироваться. Под действием внешнего поля неполярные молекулы становятся полярными, а полярные — еще более полярными, то есть в молекулах индуцируется диполь, который называется приведенным, или индуцированным диполем.

Схема образования индуцированного (приведенного) диполя из неполярной молекулы под действием силового поля полярной частицы — диполя

В отличие от постоянных, индуцированные диполи возникают лишь при действии внешнего электрического поля. Поляризация может вызывать не только поляризуемость связи, но и ее разрыв, при котором происходит переход связующего электронной пары к одному из атомов и образуются отрицательно и положительно заряженные ионы.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Свойства соединений с ковалентной связью

Вещества с ковалентными связями делятся на две неравные группы: молекулярные и атомные (или немолекулярные), которых значительно меньше, чем молекулярных.

Молекулярные соединения в обычных условиях могут находиться в различных агрегатных состояниях: в виде газов (CO 2 , NH 3 , CH 4 , Cl 2 , O 2 , NH 3), легколетучих жидкостей (Br 2 , H 2 O, C 2 H 5 OH) или твердых кристаллических веществ, большинство из которых даже при очень незначительном нагревании способны быстро плавиться и легко сублимироваться (S 8 , P 4 , I 2 , сахар С 12 Н 22 О 11 , «сухой лед» СО 2).

Низкие температуры плавления, возгонки и кипения молекулярных веществ объясняются очень слабыми силами межмолекулярного взаимодействия в кристаллах. Именно поэтому для молекулярных кристаллов не присуща большая прочность, твердость и электрическая проводимость (лед или сахар). При этом вещества с полярными молекулами имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем с неполярными. Некоторые из них растворимы в или других полярных растворителях. А вещества с неполярными молекулами, наоборот, лучше растворяются в неполярных растворителях (бензол, тетрахлорметан). Так, йод, у которого молекулы неполярные, не растворяется в полярной воде, но растворяется в неполярной CCl 4 и малополярном спирте.

Немолекулярные (атомные) вещества с ковалентными связями (алмаз, графит, кремний Si, кварц SiO 2 , карборунд SiC и другие) образуют чрезвычайно прочные кристаллы, за исключением графита, которого имеет слоистую структуру. Например, кристаллическая решетка алмаза — правильный трехмерный каркас, в котором каждый sр 3 -гибридизованный атом углерода соединен с четырьмя соседними атомами С σ-связями. По сути весь кристалл алмаза — это одна огромная и очень прочная молекула. Аналогичное строение имеют и кристаллы кремния Si, который широко применяется в радиоэлектронике и электронной технике. Если заменить половину атомов С в алмазе атомами Si, не нарушая каркасную структуру кристалла, то получим кристалл карборунда — карбида кремния SiC — очень твердого вещества, используемого в качестве абразивного материала. А если в кристаллической решетке кремния между каждыми двумя атомами Si вставить по атому О, то образуется кристаллическая структура кварца SiO 2 — тоже очень твердого вещества, разновидность которого также используют как абразивный материал.

Кристаллы алмаза, кремния, кварца и подобные им по структуре — это атомные кристаллы, они представляют собой огромные «супермолекулы», поэтому их структурные формулы можно изобразить не полностью, а только в виде отдельного фрагмента, например:

Кристаллы алмаза, кремния, кварца

Немолекулярные (атомные) кристаллы, состоящие из соединенных между собой химическими связями атомов одного или двух элементов, относятся к тугоплавким веществам. Высокие температуры плавления обусловлены необходимостью затраты большого количества энергии для разрыва прочных химических связей при плавлении атомных кристаллов, а не слабого межмолекулярного взаимодействия, как в случае молекулярных веществ. По этой же причине многие атомные кристаллов при нагревании не плавятся, а разлагаются или сразу переходят в парообразное состояние (возгонка), например, графит сублимируется при 3700 o С.

Немолекулярные вещества с ковалентными связями нерастворимые в воде и других растворителях, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, которому присуща электропроводность, и полупроводников — кремния, германия и др.).

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.В слове "ковалентная" приставка "ко-" означает "совместное участие". А "валента" в переводе на русский – сила, способность. В данном случае имеется в виду способность атомов связываться с другими атомами.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую "копилку" – молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). В основе метода ВС лежат следующие положения:

1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Примеры построения валентных схем:

В валентных схемах наиболее наглядно воплощены представления Льюиса об образовании химической связи путем обобществления электронов с формированием электронной оболочки благородного газа: для водорода – из двух электронов (оболочка He ), для азота – из восьми электронов (оболочка Ne ).

29.Неполярная и полярная ковалентная связь.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной.

В результате образования полярной ковалентной связи более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Они могут иметь дробную величину.

30.Способы выражения ковалентной связи.

Существуют два главных способа образования ковалентной связи * .

1) Электронная пара, образующая связь, может образоваться за счет неспаренных электронов , имеющихся в невозбужденныхатомах . Увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на возбуждение атома. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, возбуждение приводит к повышению валентности. У атомов азота, кислорода, фтора количество неспаренных электронов не увеличивается, т.к. в пределах второго уровня нет свободных орбиталей *, а перемещение электронов на третий квантовый уровень требует значительно большей энергии, чем та, которая выделилась бы при образовании дополнительных связей. Таким образом, при возбуждении атома переходы электронов на свободные орбитали возможны только в пределах одного энергетического уровня .

2) Ковалентные связи могут образовываться за счет спаренных электронов, имеющихся на внешнем электронном слое атома. В этом случае второй атом должен иметь на внешнем слое свободную орбиталь. Атом, предоставляющий свою электронную пару для образования ковалентной связи *, называется донором, а атом, предоставляющий пустую орбиталь, – акцептором. Ковалентная связь, образованная таким способом, называется донорно-акцепторной связью. В катионе аммония эта связь по своим свойствам абсолютно идентична трем другим ковалентным связям, образованным первым способом, поэтому термин “донорно-акцепторная” обозначает не какой-то особый вид связи, а лишь способ ее образования.

Ковалентная связь (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Образуется между атомами неметаллов.

Электроотрицательность неметаллов довольно велика, так что при химическом взаимодействии двух атомов неметаллов полный перенос электронов от одного к другому (как в случае ) невозможен. В этом случае для выполнения необходимо объединение электронов.

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H 1s 1 — один электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку. И каждый из атомов выделяет „в общее пользование” по одному электрону. Тем самым правило октета оказывается выполненным. Лучше всего изобра­жать это с помощью формул Льюиса:

Образование ковалентной связи

Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора - восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хло­ра. Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.

Неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковы­ми атомами. Например:

Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух элек­тронов удается выполнить правило октета для обоих атомов.

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнитель­но низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений явля­ется алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фак­тически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представля­ет собой одну огромную молекулу.

Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой.

Полярная ковалентная связь

В большинстве случаев два ковалентно связанных атома имеют раз­ную электроотрицательность и обобществленные электроны не принад­лежат двум атомам в равной степени. Большую часть времени они нахо­дятся ближе к одному атому, чем к другому. В молекуле хлороводорода, например, электроны, образующие ковалентную связь, располагаются ближе к атому хлора, поскольку его электроотрицательность выше, чем у водорода. Однако разница в способности притягивать электроны не столь велика, чтобы произошел полный перенос электрона с атома водо­рода на атом хлора. Поэтому связь между атомами водорода и хлора можно рассматривать как нечто среднее между ионной связью (полный перенос электрона) и неполярной ковалентной связью (симмет­ричное расположение пары электронов между двумя атомами). Частич­ный заряд на атомах обозначается греческой буквой δ. Такая связь называется полярной ковалентной связью, а о молеку­ле хлороводорода говорят, что она полярна, т. е. имеет положительно заряженный конец (атом водорода) и отрицательно заряженный конец (атом хлора).

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.