Ковалентний хімічний зв'язок приклади. Ковалентний зв'язок — полярний та неполярний, механізми освіти

Атоми більшості елементів немає окремо, оскільки можуть взаємодіяти між собою. При цьому взаємодії утворюються складніші частинки.

Природа хімічного зв'язку полягає у дії електростатичних сил, які є силами взаємодії між електричними зарядами. Такі заряди мають електрони та ядра атомів.

Електрони, розташовані на зовнішніх електронних рівнях (валентні електрони) перебуваючи далі від ядра, найслабше з ним взаємодіють, а значить здатні відриватися від ядра. Саме вони відповідають за зв'язування атомів один з одним.

Типи взаємодії у хімії

Типи хімічного зв'язку можна подати у вигляді наступної таблиці:

Характеристика іонного зв'язку

Хімічна взаємодія, що утворюється через тяжіння іонів, що мають різні заряди, називається іонним. Таке відбувається, якщо зв'язуються атоми мають суттєву різницю в електронегативності (тобто здатності притягувати електрони) і електронна пара переходить до електронегативнішого елементу. Результатом такого переходу електронів від одного атома до іншого є утворення заряджених частинок – іонів. Між ними і виникає тяжіння.

Найменшими показниками електронегативності мають типові метали, а найбільшими – типові неметали. Іони, таким чином, утворюються при взаємодії між типовими металами та типовими неметалами.

Атоми металу стають позитивно зарядженими іонами (катіонами), віддаючи електрони зовнішніх електронних рівнів, а неметали приймають електрони, перетворюючись таким чином на негативно зарядженііони (аніони).

Атоми переходять у більш стійкий енергетичний стан, завершуючи свої електронні конфігурації.

Іонна зв'язок ненаправлена ​​і насичувана, оскільки електростатична взаємодія відбувається на всі боки, відповідно іон може притягувати іони протилежного знака у всіх напрямах.

Розташування іонів таке, що довкола кожного знаходиться певна кількістьпротилежно заряджених іонів. Поняття «молекула» для іонних сполук сенсу не має.

Приклади освіти

Утворення зв'язку в хлориді натрію (nacl) обумовлено передачею електрона від атома Na атом Cl з утворенням відповідних іонів:

Na 0 - 1 е = Na + (катіон)

Cl 0 + 1 е = Cl - (аніон)

У хлориді натрію довкола катіонів натрію розташовано шість аніонів хлору, а навколо кожного іону хлору - шість іонів натрію.

При утворенні взаємодії між атомами в сульфіді барію відбуваються такі процеси:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Віддає свої два електрони сірці в результаті чого утворюються аніони сірки S 2- і катіони барію Ba 2+ .

Металевий хімічний зв'язок

Число електронів зовнішніх енергетичних рівнів металів невелике, вони легко відриваються від ядра. В результаті такого відриву утворюються іони металу та вільні електрони. Ці електрони називаються "електронним газом". Електрони вільно переміщаються за обсягом металу і постійно зв'язуються та відриваються від атомів.

Будова речовини металу така: кристалічна решітка є кістяком речовини, а між її вузлами електрони можуть вільно переміщатися.

Можна навести такі приклади:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs - e<->Cs +

Ca - 2e<->Ca 2+

Fe - 3e<->Fe 3+

Ковалентна: полярна та неполярна

Найбільш поширеним видом хімічної взаємодії є ковалентний зв'язок. Значення електронегативності елементів, що вступають у взаємодію, відрізняються не різко, у зв'язку з цим відбувається лише зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.

Ковалентна взаємодія може утворюватися за обмінним механізмом або за донорно-акцепторним.

Обмінний механізм реалізується, якщо у кожного з атомів є неспарені електрони на зовнішніх електронних рівнях і перекриття атомних орбіталей призводить до виникнення пари електронів, що вже належать обом атомам. Коли ж у одного з атомів є пара електронів на зовнішньому електронному рівні, а в іншого — вільна орбіталь, то при перекриванні атомних орбіталей відбувається узагальнення електронної пари та взаємодія щодо донорно-акцепторного механізму.

Ковалентні поділяються за кратністю на:

• прості чи одинарні;
• подвійні;
• потрійні.

Подвійні забезпечують узагальнення одразу двох пар електронів, а потрійні – трьох.

За розподілом електронної щільності (полярності) між атомами, що зв'язуються, ковалентний зв'язок ділиться на:

• неполярну;
• полярну.

Неполярний зв'язок утворюють однакові атоми, а полярний - різні за електронегативністю.

Взаємодія близьких по електронегативності атомів називають неполярним зв'язком. Загальна пара електронів у такій молекулі не притягнута до жодного з атомів, а належить однаково обом.

Взаємодія елементів, що розрізняються по електронегативності, призводить до утворення полярних зв'язків. Загальні електронні пари при такому типі взаємодії притягуються електронегативнішим елементом, але повністю до нього не переходять (тобто утворення іонів не відбувається). Через війну такого зміщення електронної щільності на атомах з'являються часткові заряди: більш електронегативному — негативний заряд, але в менш — позитивний.

Властивості та характеристика ковалентності

Основні характеристики ковалентного зв'язку:

• Довжина визначається відстанню між ядрами атомів, що взаємодіють.
• Полярність визначається зміщенням електронної хмари одного з атомів.
• Спрямованість - властивість утворювати орієнтовані просторі зв'язку і, відповідно, молекули, мають певні геометричні форми.
• Насичуваність визначається здатністю утворювати обмежену кількість зв'язків.
• Поляризуемість визначається здатністю змінювати полярність під дією зовнішнього електричного поля.
• Енергія необхідна руйнування зв'язку, що визначає її міцність.

Прикладом ковалентної неполярної взаємодії можуть бути молекули водню (H2), хлору (Cl2), кисню (O2), азоту (N2) та багато інших.

H · + · H → H-H молекуламає одинарний неполярний зв'язок,

O: + :O → O=O молекула має подвійну неполярну,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула має потрійну неполярну.

Як приклади ковалентного зв'язку хімічних елементів можна навести молекули вуглекислого (CO2) і чадного (CO) газу, сірководню (H2S), соляної кислоти(HCL), води (H2O), метану (CH4), оксиду сірки (SO2) та багатьох інших.

У молекулі CO2 взаємозв'язок між вуглецем і атомами кисню ковалентна полярна, оскільки більш негативний водень притягує до себе електронну щільність. Кисень має два неспарені електрони на зовнішньому рівніа вуглець може надати для утворення взаємодії чотири валентні електрони. В результаті утворюються подвійні зв'язки та молекула виглядає так: O = C = O.

Щоб визначитися з типом зв'язку у тій чи іншій молекулі, досить розглянути складові її атоми. Прості речовини метали утворюють металеву, метали з неметалами - іонну, прості речовининеметали - ковалентну неполярну, а молекули, що складаються з різних неметалів, утворюються за допомогою ковалентного полярного зв'язку.

Ковалентна, іонна та металева – три основні типи хімічних зв'язків.

Познайомимося докладніше з ковалентним хімічним зв'язком. Розглянемо механізм її виникнення. Як приклад візьмемо освіту молекули водню:

Сферично симетрична хмара, утворена 1s-електроном, оточує ядро ​​вільного атома водню. Коли атоми зближуються до певної відстані, відбувається часткове перекривання їх орбіталей (див. рис.), внаслідок чого з'являється молекулярна двоелектронна хмара між центрами обох ядер, яка має максимальну електронну щільність у просторі між ядрами. При збільшенні щільності негативного заряду відбувається сильне зростання сил тяжіння між молекулярною хмарою і ядрами.

Отже, бачимо, що ковалентний зв'язок утворюється шляхом перекриття електронних хмар атомів, що супроводжується виділенням енергії. Якщо відстань між ядрами у атомів, що зблизилися до торкання, становить 0,106 нм, тоді після перекривання електронних хмар воно становитиме 0,074 нм. Чим більше перекривання електронних орбіталей, тим міцніше хімічний зв'язок.

Ковалентноїназивається хімічний зв'язок, що здійснюється електронними парами. З'єднання з ковалентним зв'язком називають гомеополярнимиабо атомними.

Існують два різновиди ковалентного зв'язку: полярнаі неполярна.

При неполярній ковалентного зв'язку утворена загальною парою електронів електронна хмара розподіляється симетрично щодо ядер обох атомів. Як приклад можуть виступати двоатомні молекули, які складаються з одного елемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 та інші, електронна пара в яких належить обом атомам в однаковій мірі.

При полярній ковалентного зв'язку електронна хмара зміщена до атома з більшою відносною електронегативністю. Наприклад молекули летких неорганічних сполук, таких як H 2 S, HCl, H 2 O та інші.

Утворення молекули HCl можна у наступному вигляді:

Т.к. відносна електронегативність атома хлору (2,83) більша, ніж атома водню (2,1), електронна пара зміщується до атома хлору.

Крім обмінного механізму утворення ковалентного зв'язку – за рахунок перекривання також існує донорно-акцепторниймеханізм її утворення. Це механізм, при якому утворення ковалентного зв'язку відбувається за рахунок двоелектронної хмари одного атома (донора) та вільної орбіталі іншого атома (акцептора). Давайте розглянемо приклад механізму утворення амонію NH 4 +. У молекулі аміаку атом атома має двоелектронну хмару:

Іон водню має вільну 1s-орбіталь, позначимо це як .

У процесі утворення іону амонію двоелектронна хмара азоту стає загальною для атомів азоту і водню, тобто вона перетворюється на молекулярну електронну хмару. Отже, з'являється четвертий ковалентний зв'язок. Можна уявити процес утворення амонію такою схемою:

Заряд іона водню розосереджений між усіма атомами, а двоелектронна хмара, що належить азоту, стає спільною з воднем.

Залишились питання? Чи не знаєте, як зробити домашнє завдання?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Ковалентний зв'язок - найпоширеніший тип хімічного зв'язку, що здійснюється при взаємодії з однаковими або близькими значеннями електронегативності.

Ковалентний зв'язок – це зв'язок атомів за допомогою загальних електронних пар.

Після відкриття електрона було багато спроб розробити електронну теорію хімічного зв'язку. Найбільш вдалими стали роботи Льюїса (1916), який запропонував розглядати утворення зв'язку як наслідок виникнення спільних для двох атомів електронних пар. Для цього кожен атом надає однакову кількість електронів і намагається оточити себе октетом або дублетом електронів, характерним для зовнішньої електронної конфігураціїінертних газів. Графічно утворення ковалентних зв'язків за рахунок неспарених електронів методом Льюїса зображують за допомогою точок, що позначають зовнішні електрони атома.

Освіта ковалентного зв'язку відповідно до теорії Льюїса

Механізм утворення ковалентного зв'язку

Основною ознакою ковалентного зв'язку є наявність загальної електронної пари, що належить обом хімічно з'єднаним атомам, оскільки перебування двох електронів у полі дії двох ядер енергетично вигідніше ніж знаходження кожного електрона в полі свого ядра. Виникнення загальної електронної пари зв'язку може відбуватися за різними механізмами, частіше — обмінним, а іноді — донорно-акцепторним.

за принципом обмінного механізму утворення ковалентного зв'язку кожен із атомів, що взаємодіють, поставляє на утворення зв'язку однакову кількість електронів з антипаралельними спинами. Наприклад:

Загальна схема утворення ковалентного зв'язку: а) за обмінним механізмом; б) за донорно-акцепторним механізмом

за донорно-акцепторним механізмом двоелектронний зв'язок виникає при взаємодії різних частинок. Одна з них – донор А:має нерозділену пару електронів (тобто таку, що належить лише одному атому), а інша – акцептор У- має вакантну орбіталь.

Частка, що надає для зв'язку двоелектронне (нерозділене пару електронів), називається донором, а частка з вільною орбіталлю, яка приймає цю електронну пару, - акцептором.

Механізм утворення ковалентного зв'язку за рахунок двоелектронної хмари одного атома та вакантної орбіталі іншої називається донорно-акцепторним механізмом.

Донорно-акцепторний зв'язок інакше називається семиполярним, оскільки на атомі-донорі виникає частковий ефективний позитивний заряд δ+ (за рахунок того, що його нерозділена пара електронів відхилилася від нього), а на атомі-акцепторі - частковий ефективний негативний заряд δ- (завдяки тому , що відбувається зміщення у його бік нерозділеної електронної пари донора).

Як приклад простого донора електронної пари можна навести іон Н — що має нерозділену електронну пару. В результаті приєднання негативного гідрид-іону до молекули, центральний атом якої має вільну орбіталь (на схемі позначена як порожній квантовий осередок), наприклад ВН 3 утворюється складний комплексний іон ВН 4 — з негативним зарядом (Н — + ВН 3 ⟶⟶ [ВН 4 ] —) :

Акцептор електронної пари - іон водню, або просто протон Н+. Його приєднання до молекули, центральний атом якої має нерозділену електронну пару, наприклад до NH 3 теж призводить до утворення комплексного іона NH 4 + , але вже з позитивним зарядом:

Метод валентних зв'язків

Перша квантово-механічна теорія ковалентного зв'язкубула створена Гейтлером і Лондоном (1927 р.) для опису молекули водню, а потім була застосована Полінг до багатоатомних молекул. Ця теорія називається методом валентних зв'язків, основні положення якого коротко можна викласти так:

• кожна пара атомів у молекулі міститься разом за допомогою однієї або декількох загальних електронних пар, при цьому електронні орбіталі атомів, що взаємодіють, перекриваються;
• міцність зв'язку залежить від ступеня перекривання електронних орбіталей;
• умовою утворення ковалентного зв'язку є антиспрямованість спинів електронів; завдяки цьому виникає узагальнена електронна орбіталь з найбільшою електронною щільністю в міжядерному просторі, що забезпечує тяжіння позитивно заряджених ядер один до одного та супроводжується зменшенням загальної енергії системи.

Гібридизація атомних орбіталей

Незважаючи на те, що в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь електрони s-, p- або d-орбіталей, що мають різні форми та різну орієнтацію у просторі, у багатьох сполуках ці зв'язки виявляються рівноцінними. Для пояснення цього явища було запроваджено поняття «гібридизація».

Гібридизація - це процес змішування та вирівнювання орбіталей за формою та енергії, при якому відбувається перерозподіл електронних щільностей близьких по енергії орбіталей, внаслідок чого вони стають рівноцінними.

Основні положення теорії гібридизації:

1. При гібридизації початкова форма та орбіталей взаємно змінюються, при цьому утворюються нові, гібридизовані орбіталі, але вже з однаковою енергією та однаковою формою, що нагадує неправильну вісімку.
2. Число гібридизованих орбіталей дорівнює числу вихідних орбіталей, що беруть участь у гібридизації.
3. У гібридизації можуть брати участь орбіталі з близькими за значеннями енергіями (s- та p-орбіталі зовнішнього енергетичного рівня та d-орбіталі зовнішнього або попереднього рівнів).
4. Гібридизовані орбіталі більш витягнуті у напрямі утворення хімічних зв'язків і тому забезпечують краще перекриття з орбіталями сусіднього атома, внаслідок цього стає міцнішим, ніж утворений за рахунок електронів окремих негібридних орбіталей.
5. Завдяки утворенню більш міцних зв'язків та більш симетричному розподілу електронної щільності в молекулі виходить енергетичний виграш, який із запасом компенсує витрату енергії, необхідної для процесу гібридизації.
6. Гібридизовані орбіталі повинні орієнтуватися в просторі таким чином, щоб забезпечити максимальне взаємне віддалення один від одного; у цьому випадку енергія відштовхування найменша.
7. Тип гібридизації визначається типом і кількістю вихідних орбіталей та змінює розмір валентного кута, а також просторову конфігурацію молекул.

Форма гібридизованих орбіталей та валентних кути (геометричні кути між осями симетрії орбіталей) залежно від типу гібридизації: а) sp-гібридизація; б) sp 2 -гібридизація; в) sp 3 -гібридизація

При утворенні молекул (або окремих фрагментів молекул) найчастіше зустрічаються такі типи гібридизації:

Загальна схема sp-гібридизації

Зв'язки, які утворюються за участю електронів sp-гібридизованих орбіталей, також розміщуються під кутом 180 0 що призводить до лінійної форми молекули. Такий тип гібридизації спостерігається в галогеніда елементів другої групи (Be, Zn, Cd, Hg), атоми яких у валентному стані мають неспарені s-і р-електрони. Лінійна форма характерна і молекул інших елементів (0=C=0,HC≡CH), у яких зв'язки утворюються sp-гибридизованными атомами.

Схема sp 2 -гібридизації атомних орбіталей і плоска трикутна форма молекули, яка обумовлена ​​sp 2 -гібридизацією атомних орбіталей

Цей тип гібридизації найбільш характерний для молекул р-елементів третьої групи, атоми яких у збудженому стані мають зовнішню електронну структуру ns 1 np 2 де n - номер періоду, в якому знаходиться елемент. Так, в молекулах ВF 3 BCl 3 AlF 3 і в інших зв'язку утворені за рахунок sp 2 -гібридизованих орбіталей центрального атома.

Схема sp 3 -гібридизації атомних орбіталей

Розміщення гібридизованих орбіталей центрального атома під кутом 109028` викликає тетраедричну форму молекул. Це дуже характерно для насичених сполук чотиривалентного вуглецю СН 4 , СCl 4 , C 2 H 6 та інших алканів. Прикладами сполук інших елементів з тетраедричною будовою внаслідок sp 3 -гібридизації валентних орбіталей центрального атома є іони: BН 4 - , BF 4 - , PO 4 3 - , SO 4 2 - FeCl 4 - .

Загальна схема sp 3d -гібридизації

Цей тип гібридизації найчастіше зустрічається в галогеніда неметалів. Як приклад можна навести будову хлориду фосфору PCl 5 , при утворенні якого атом фосфору (P … 3s 2 3p 3) спочатку переходить у збуджений стан (P … 3s 1 3p 3 3d 1), а потім піддається s 1 p 3 d-гібридизації - п'ять одноелектронних орбіталей стають рівноцінними і орієнтуються витягнутими кінцями до кутів уявної тригональної біпіраміди. Це визначає форму молекули PCl 5 , яка утворюється при перекритті п'яти s 1 p 3 d-гібридизованих орбіталей з 3р-орбіталями п'яти атомів хлору.

1. sp - Гібридизація. При комбінації однієї s-i однієї р-орбіталей виникають дві sp-гібридизовані орбіталі, розташовані симетрично під кутом 1800.
2. sp 2 - Гібридизація. Комбінація однієї s-і двох р-орбіталей призводить до утворення sp 2 -гібридизованих зв'язків, розташованих під кутом 120 0 тому молекула набуває форми правильного трикутника.
3. sp 3 - Гібридизація. Комбінація чотирьох орбіталей - однієї s-і трьох р призводить до sp 3 - гібридизації, при якій чотири гібридизовані орбіталі симетрично орієнтовані в просторі до чотирьох вершин тетраедра, тобто під кутом 109028 `.
4. sp 3 d - Гібридизація. Комбінація однієї s-, трьох р- та однієї d-орбіталей дає sp 3 d-гібридизацію, що визначає просторову орієнтацію п'яти sp 3 d-гібридизованих орбіталей до вершин тригональної біпіраміди.
5. Інші типи гібридизації. У разі sp 3 d 2 -гібридизації шість sp 3 d 2 -гібридизованих орбіталей направлені до вершин октаедра. Орієнтація семи орбіталей до вершин пентагональної біпіраміди відповідає sp 3 d 3 -гібридизації (або іноді sp 3 d 2 f) валентних орбіталей центрального атома молекули або комплексу.

Метод гібридизації атомних орбіталей пояснює геометричну структуру великої кількості молекул, проте згідно з досвідченими даними частіше спостерігаються молекули з дещо іншими значеннями валентних кутів. Наприклад, в молекулах СН 4 , NH 3 і Н 2 Про центральні атоми знаходяться в sp 3 -гібридизованому стані, тому можна було б очікувати, що валентні кути в них дорівнюють тетраедричного (~ 109,5 0). Експериментально встановлено, що валентний кут молекули СН 4 насправді становить 109,5 0 . Однак у молекулах NH 3 і Н 2 O значення валентного кута відхиляється від тетраедричного: він дорівнює 107,3 ​​0 молекули NH 3 і 104,5 0 в молекулі Н 2 О. Такі відхилення пояснюється наявністю нерозділеної електронної пари в атомів азоту і кисню. Двоелектронна орбіталь, що містить нерозділену пару електронів, завдяки підвищеній щільності відштовхує одноелектронні валентні орбіталі, що призводить до зменшення валентного кута. У атома азоту в молекулі NH 3 з чотирьох sp 3 -гібридизованих орбіталі три одноелектронні орбіталі утворюють зв'язки з трьома атомами Н, а на четвертій орбіталі міститься нерозділена пара електронів.

Незв'язана електронна пара, яка займає одну з sp 3 -гібридизованих орбіталей, спрямованих до вершин тетраедра, відштовхуючи одноелектронні орбіталі, викликає асиметричний розподіл електронної щільності, що оточує атом азоту, і як наслідок стискає валентний кут до 107,3 ​​0 . Аналогічна картина зменшення валентного кута від 109,5 0 до 107 0 внаслідок впливу нерозділеної електронної пари атома N спостерігається і в молекулі NCl 3 .

Відхилення валентного кута від тетраедричного (109,5 0) у молекулі: а) NН3; б) NCl3

У атома кисню в молекулі Н 2 Про чотири sp 3 -гібридизовані орбіталі припадає по дві одноелектронні і дві двоелектронні орбіталі. Одноелектронні гібридизовані орбіталі беруть участь в утворенні двох зв'язків з двома атомами Н, а дві двоелектронні пари залишаються нерозділеними, тобто належать тільки атому H. Це збільшує асиметричність розподілу електронної щільності навколо атома і зменшує валентний кут порівняно з тетраедрическим до 1045.

Отже, число незв'язаних електронних пар центрального атома та його розміщення на гібридизованих орбіталях впливає геометричну конфігурацію молекул.

Характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок має набір певних властивостей, що визначають його специфічні особливості, або характеристики. До них, крім уже розглянутих характеристик «енергія зв'язку» та «довжина зв'язку», належать: валентний кут, насиченість, спрямованість, полярність тощо.

1. Валентний кут- Це кут між сусідніми осями зв'язків (тобто умовними лініями, проведеними через ядра хімічно з'єднаних атомів у молекулі). Розмір валентного кута залежить від природи орбіталей, типу гібридизації центрального атома, впливу нерозділених електронних пар, які беруть участь у освіті зв'язків.

2. Насиченість. Атоми мають можливості для утворення ковалентних зв'язків, які можуть формуватися, по-перше, за обмінним механізмом за рахунок неспарених електронів незбудженого атома і за рахунок тих неспарених електронів, які виникають в результаті його збудження, а по-друге, за донорно-акцепторним механізмом. Проте загальна кількість зв'язків, які може утворювати атом, обмежена.

Насиченість - це здатність атома елемента утворювати з іншими атомами певну, обмежену кількість ковалентних зв'язків.

Так, другого періоду, які мають на зовнішньому енергетичному рівні чотири орбіталі (одну s- та три р-), утворюють зв'язки, кількість яких не перевищує чотирьох. Атоми елементів інших періодів з більшим числоморбіталі на зовнішньому рівні можуть формувати більше зв'язків.

3. Спрямованість. Відповідно до методу, хімічний зв'язок між атомами обумовлений перекриттям орбіталей, які, за винятком s-орбіталей, мають певну орієнтацію в просторі, що призводить до спрямованості ковалентного зв'язку.

Спрямованість ковалентного зв'язку - це таке розміщення електронної щільності між атомами, яке визначається просторовою орієнтацією валентних орбіталей та забезпечує їх максимальне перекриття.

Оскільки електронні орбіталі мають різні формиі різну орієнтацію у просторі, їх взаємне перекриття може реалізуватися у різний спосіб. Залежно від цього розрізняють σ-, π- та δ- зв'язки.

Сигма-зв'язок (σ-зв'язок) - це таке перекриття електронних орбіталей, при якому максимальна електронна щільність концентрується вздовж уявної лінії, що з'єднує два ядра.

Сигма-зв'язок може утворюватися за рахунок двох s-електронів, одного s- та одного р-електрона, двох р-електронів або двох d-електронів. Такий σ-зв'язок характеризується наявністю однієї області перекриття електронних орбіталей, вона завжди одинарна, тобто утворюється лише однією електронною парою.

Різноманітність форм просторової орієнтації «чистих» орбіталей і гібридизованих орбіталей який завжди допускають можливість перекриття орбіталей на осі зв'язку. Перекривання валентних орбіталей може відбуватися по обидва боки від осі зв'язку — так зване «бічне» перекривання, яке найчастіше здійснюється під час утворення π-зв'язків.

Пі-зв'язок (π-зв'язок) - це перекриття електронних орбіталей, при якому максимальна електронна щільність концентрується по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів (тобто від осі зв'язку).

Пі-зв'язок може утворитися при взаємодії двох паралельних р-орбіталей, двох d-орбіталей або інших комбінацій орбіталей, осі яких не збігаються з віссю зв'язку.

Схеми утворення π-зв'язків між умовними А і В атомами при бічному перекритті електронних орбіталей

4. Кратність.Ця характеристика визначається кількістю загальних електронних пар, що зв'язують атоми. Ковалентний зв'язок за кратністю може бути одинарним (простим), подвійним і потрійним. Зв'язок між двома атомами за допомогою однієї загальної електронної пари називається одинарним зв'язком (простий), двох електронних пар - подвійним зв'язком, трьох електронних пар - потрійним зв'язком. Так, у молекулі водню Н 2 атоми з'єднані одинарним зв'язком (Н-Н), у молекулі кисню О 2 - подвійним (В = О), у молекулі азоту N 2 - потрійним (N N). Особливого значення кратність зв'язків набуває в органічних сполуках - вуглеводнях та їх похідних: в етані С 2 Н 6 між атомами С здійснюється одинарний зв'язок (С-С), в етилені С 2 Н 4 - подвійний (С = С) в ацетилені С 2 Н 2 - потрійна (C ≡ C) (C ≡C).

Кратність зв'язку впливає енергію: з підвищенням кратності зростає її міцність. Підвищення кратності призводить до зменшення між'ядерної відстані (довжини зв'язку) та збільшення енергії зв'язку.

Кратність зв'язку між атомами вуглецю: а) одинарний σ-зв'язок в етані Н3С-СН3; б) подвійний σ+π-зв'язок в етилені Н2С = СН2; в) потрійний σ+π+π-зв'язок в ацетилені HC≡CH

5. Полярність і поляризованість. Електронна густина ковалентного зв'язку може по-різному розташовуватися в міжядерному просторі.

Полярність — це властивість ковалентного зв'язку, що визначається областю розташування електронної щільності міжядерному просторі щодо з'єднаних атомів.

Залежно від розміщення електронної щільності у міжядерному просторі розрізняють полярний та неполярний ковалентні зв'язки. Неполярним зв'язком називається такий зв'язок, при якому загальна електронна хмара розміщується симетрично щодо ядер з'єднаних атомів і однаково належить обом атомам.

Молекули з таким типом зв'язку називають неполярними або гомоядерними (тобто такими, до складу яких входять атоми одного елемента). Неполярний зв'язокпроявляється зазвичай у гомоядерних молекулах (Н 2 , Cl 2 , N 2 тощо.) чи — рідше — у сполуках, утворених атомами елементів із близькими значеннями електронегативності, наприклад, карборунд SiC. Полярним (або гетерополярним) називається зв'язок, при якому загальна електронна хмара несиметрична і зміщена до одного з атомів.

Молекули з полярним зв'язком називаються полярними або гетероядерними. У молекулах з полярним зв'язком узагальнена електронна пара зміщується у бік атома з більшою електронегативністю. У результаті цьому атомі виникає деякий частковий негативний заряд (δ-), який називається ефективним, а й у атома з меншою електронегативністю — однаковий за величиною, але протилежний за знаком частковий позитивний заряд (δ+). Наприклад, експериментально встановлено, що ефективний заряд на атомі водню в молекулі хлориду водню HCl - δH=+0,17, а на атомі хлору δCl=-0,17 абсолютного заряду електрона.

Щоб визначити, в який бік зміщуватиметься електронна щільність полярного ковалентного зв'язку, необхідно порівняти електрони обох атомів. За зростанням електронегативності найбільш поширені хімічні елементи розміщуються в такій послідовності:

Полярні молекули називаються диполями — системами, у яких центри тяжкості позитивних зарядів ядер та негативних зарядів електронів не збігаються.

Диполь - це система, яка є сукупністю двох точкових електричних зарядів, однакових за величиною і протилежних за знаком, що знаходяться на деякій відстані один від одного.

Відстань між центрами тяжіння називаються довжина диполя та позначаються буквою l. Полярність молекули (або зв'язку) кількісно характеризується дипольним моментом μ, який у разі двоатомної молекули дорівнює добутку довжини диполя величину заряду електрона: μ=el.

В одиницях СІ дипольний момент вимірюється в [Кл × м] (Кулон-метри), але частіше користуються позасистемною одиницею [D] (дебай): 1D = 3,33 · 10 -30 Кл × м. Значення дипольних моментів ковалентних молекул змінюється в межах 0-4 D, а іонних - 4-11D. Чим більша довжина диполя, тим полярнішою є молекула.

Спільна електронна хмара в молекулі може зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля, у тому числі поля іншої молекули або іона.

Поляризованість - це зміна полярності зв'язку в результаті зміщення електронів, що утворюють зв'язок, під дією зовнішнього електричного поля, в тому числі силового поля іншої частинки.

Поляризуемість молекули залежить від рухливості електронів, яка є тим сильнішою, чим більша відстань від ядер. Крім того, поляризація залежить від спрямованості електричного поля і від здатності електронних хмар деформуватися. Під дією зовнішнього поля неполярні молекули стають полярними, а полярні ще полярнішими, тобто в молекулах індукується диполь, який називається наведеним, або індукованим диполем.

Схема утворення індукованого (наведеного) диполя з неполярної молекули під дією силового поля полярної частки - диполя

На відміну від постійних, індуковані диполі виникають лише за дії зовнішнього електричного поля. Поляризація може викликати як поляризуемость зв'язку, а й її розрив, у якому відбувається перехід сполучного електронної пари одного з атомів і утворюються негативно і позитивно заряджені іони.

Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Властивості з'єднань з ковалентним зв'язком

Речовини з ковалентними зв'язками поділяються на дві нерівні групи: молекулярні та атомні (або немолекулярні), яких значно менше, ніж молекулярних.

Молекулярні сполуки у звичайних умовах можуть перебувати у різних агрегатних станах: у вигляді газів (CO 2 , NH 3 , CH 4 , Cl 2 , O 2 , NH 3), легколетких рідин (Br 2 , H 2 O, C 2 H 5 OH) або твердих кристалічних речовин, більшість з яких навіть при дуже незначному нагріванні здатні швидко плавитися і легко сублімуватися (S 8 , P 4 , I 2 , цукор З 12 Н 22 Про 11 , «сухий лід» СО 2).

Низькі температури плавлення, сублімації та кипіння молекулярних речовин пояснюються дуже слабкими силами міжмолекулярної взаємодії в кристалах. Саме тому для молекулярних кристалів не властива велика міцність, твердість та електрична провідність (лід чи цукор). При цьому речовини з полярними молекулами мають вищі температури плавлення та кипіння, ніж неполярні. Деякі їх розчинні в або інших полярних розчинниках. А речовини з неполярними молекулами, навпаки, краще розчиняються у неполярних розчинниках (бензол, тетрахлорметан). Так, йод, у якого молекули неполярні, не розчиняється у полярній воді, але розчиняється у неполярній CCl 4 та малополярному спирті.

Немолекулярні (атомні) речовини з ковалентними зв'язками (алмаз, графіт, кремній Si, кварц SiO 2 , карборунд SiC та інші) утворюють надзвичайно міцні кристали, за винятком графіту, якого має шарувату структуру. Наприклад, кристалічні грати алмазу — правильний тривимірний каркас, у якому кожен sр 3 -гібридизований атом вуглецю з'єднаний з чотирма сусідніми атомами С зв'язками. По суті, весь кристал алмазу — це одна величезна і дуже міцна молекула. Аналогічну будову мають і кристали кремнію Si, який широко застосовується у радіоелектроніці та електронній техніці. Якщо замінити половину атомів С в алмазі на атоми Si, не порушуючи каркасну структуру кристала, то отримаємо кристал карборунду — карбіду кремнію SiC — дуже твердої речовини, яка використовується як абразивний матеріал. А якщо в кристалічні гратикремнію між кожними двома атомами Si вставити по атому О, утворюється кристалічна структура кварцу SiO 2 - теж дуже твердої речовини, різновид якої також використовують як абразивний матеріал.

Кристали алмазу, кремнію, кварцу та подібні до них за структурою — це атомні кристали, вони є величезними «супермолекулами», тому їх структурні формули можна зобразити не повністю, а лише у вигляді окремого фрагмента, наприклад:

Кристали алмазу, кремнію, кварцу

Немолекулярні (атомні) кристали, що складаються із з'єднаних між собою хімічними зв'язками атомів одного або двох елементів, відносяться до тугоплавких речовин. Високі температури плавлення обумовлені необхідністю витрати великої кількості енергії для розриву міцних хімічних зв'язків при плавленні атомних кристалів, а не слабкої міжмолекулярної взаємодії, як у молекулярних речовин. З цієї ж причини багато атомних кристалів при нагріванні не плавляться, а розкладаються або відразу переходять у пароподібний стан (ліхтаря), наприклад, графіт сублімується при 3700 o С.

Немолекулярні речовини з ковалентними зв'язками нерозчинні у воді та інших розчинниках, більшість із них не проводить електричний струм(крім графіту, якому властива електропровідність, та напівпровідників - кремнію, германію та ін.).

Ковалентним зв'язком називається зв'язування атомів за допомогою загальних (поділених між ними) електронних пар. У слові "ковалентна" приставка "ко-" означає "спільну участь". А "валента" у перекладі російською – сила, здатність. У разі має на увазі здатність атомів зв'язуватися коїться з іншими атомами.

При утворенні ковалентного зв'язку атоми поєднують свої електрони як би в загальну "скарбничку" - молекулярну орбіталь, яка формується з атомних оболонок окремих атомів. Ця нова оболонка містить по можливості завершену кількість електронів і замінює атомам їх власні незавершені атомні оболонки.

Уявлення про механізм утворення молекули водню були поширені складніші молекули. Розроблена на цій основі теорія хімічного зв'язку отримала назву методу валентних зв'язків (Метод НД). В основі методу ЗС лежать такі положення:

1) Ковалентний зв'язок утворюється двома електронами із протилежно спрямованими спинами, причому ця електронна пара належить двом атомам.

2) Ковалентний зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари.

Комбінації двоелектронних двоцентрових зв'язків, що відбивають електронну структуру молекули, отримали назву валентних схем. Приклади побудови валентних схем:

У валентних схемах найбільш наочно втілені уявлення Льюїсапро утворення хімічного зв'язку шляхом усуспільнення електронів з формуванням електронної оболонки благородного газу: для водню– із двох електронів (оболонка He), для азоту– із восьми електронів (оболонка Ne).

29. Неполярний та полярний ковалентний зв'язок.

Якщо двоатомна молекула складається з атомів одного елемента, то електронна хмара розподіляється у просторі симетрично щодо ядер атомів. Такий ковалентний зв'язок називається неполярним. Якщо ковалентний зв'язок утворюється між атомами різних елементів, то загальна електронна хмара зміщена у бік одного з атомів. У цьому випадку ковалентний зв'язок є полярним.

В результаті утворення полярного ковалентного зв'язку більш електронегативний атом набуває часткового негативного заряду, а атом з меншою електронегативністю - частковий позитивний заряд. Ці заряди прийнято називати ефективними зарядами атомів у молекулі. Вони можуть мати дрібну величину.

30.Способи вираження ковалентного зв'язку.

Існують два головні способи освіти ковалентного зв'язку * .

1) Електронна пара, що утворює зв'язок, може утворитися за рахунок неспарених електронів, наявних у незбуджених атомах. Збільшення числа створюваних ковалентних зв'язків супроводжується виділенням більшої кількості енергії, ніж витрачається на збудження атома. Оскільки валентність атома залежить від числа неспарених електронів, збудження призводить до підвищення валентності. У атомів азоту, кисню, фтору кількість неспарених електронів не підвищується, т.к. в межах другого рівня немає вільних орбіталей*, а переміщення електронів на третій квантовий рівень потребує значно більшої енергії, ніж та, яка виділилася при утворенні додаткових зв'язків. Таким чином, при збудженні атома переходи електронів на вільніорбіталі можливі лише в межах одного енергетичного рівня.

2) Ковалентні зв'язки можуть утворюватися за рахунок спарених електронів, що є на зовнішньому електронному шарі атома. В цьому випадку другий атом повинен мати на зовнішньому шарі вільну орбіталь. Атом, який надає свою електронну пару для утворення ковалентного зв'язку *, називається донором, а атом, який надає порожню орбіталь, – акцептор. Ковалентний зв'язок, утворений таким способом, називається донорно-акцепторним зв'язком. У катіоні амонію цей зв'язок за своїми властивостями абсолютно ідентичний трьом іншим ковалентним зв'язкам, освіченим першимспособом, тому термін "донорно-акцепторна" означає не якийсь особливий вид зв'язку, А лише спосіб її утворення.

Ковалентний зв'язок(від латинського «зі» разом і «vales» має силу) здійснюється за рахунок електронної пари, що належить обом атомам. Утворюється між атомами неметалів.

Електронегативність неметалів досить велика, так що при хімічній взаємодії двох атомів неметалів повне перенесення електронів від одного до іншого (як у випадку) неможливе. І тут для виконання необхідне об'єднання електронів.

Як приклад обговоримо взаємодію атомів водню та хлору:

H 1s 1 - один електрон

Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 - сім електронів на зовнішньому рівні

Кожному з двох атомів бракує одного електрона для того, щоб мати завершену зовнішню електронну оболонку. І кожен із атомів виділяє „у спільне користування” по одному електрону. Тим самим правило октету виявляється виконаним. Найкраще зображати це за допомогою формул Льюїса:

Освіта ковалентного зв'язку

Узагальнені електрони тепер належать обом атомам. Атом водню має два електрони (свій власний та узагальнений електрон атома хлору), а атом хлору – вісім електронів (свої плюс узагальнений електрон атома водню). Ці два узагальнені електрони утворюють ковалентний зв'язок між атомами водню і хлору. Частка, що утворилася при зв'язуванні двох атомів, називається молекулою.

Неполярний ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок може утворитися і між двома однаковимиатомів. Наприклад:

Ця схема пояснює, чому водень та хлор існують у вигляді двоатомних молекул. Завдяки парування та узагальнення двох електронів вдається виконати правило октету для обох атомів.

Крім одинарних зв'язків може утворюватися подвійний або потрійний ковалентний зв'язок, як, наприклад, молекулах кисню Про 2 або азоту N 2 . Атоми азоту мають по п'ять валентних електронів, отже, для завершення оболонки потрібно ще три електрони. Це досягається усуспільненням трьох пар електронів, як показано нижче:

Ковалентні сполуки - зазвичай гази, рідини або порівняно низькоплавкі тверді речовини. Одним із рідкісних винятків є алмаз, який плавиться вище 3500 °С. Це пояснюється будовою алмазу, який є суцільними гратами ковалентно пов'язаних атомів вуглецю, а не сукупність окремих молекул. Фактично будь-який кристал алмазу, незалежно від його розміру, є однією величезною молекулою.

Ковалентний зв'язок виникає при об'єднанні електронів двох атомів неметалів. Виникла у своїй структура називається молекулою.

Полярний ковалентний зв'язок

У більшості випадків два ковалентно пов'язані атоми мають різнуелектронегативність та узагальнені електрони не належать двом атомам рівною мірою. Більшість часу вони знаходяться ближче до одного атома, ніж до іншого. У молекулі хлороводню, наприклад, електрони, що утворюють ковалентний зв'язок, розташовуються ближче до атома хлору, оскільки його електронегативність вище, ніж у водню. Однак різниця в здатності притягувати електрони не настільки велика, щоб відбулося повне перенесення електрона з атома водню на атом хлору. Тому зв'язок між атомами водню та хлору можна розглядати як щось середнє між іонним зв'язком (повне перенесення електрона) та неполярним ковалентним зв'язком (симетричне розташування пари електронів між двома атомами). Частковий заряд на атомах позначається грецькою літероюδ. Такий зв'язок називається полярної ковалентної зв'язком, а про молекулу хлороводню кажуть, що вона полярна, тобто має позитивно заряджений кінець (атом водню) та негативно заряджений кінець (атом хлору).

У таблиці нижче перераховані основні типи зв'язків та приклади речовин:

Обмінний та донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку

1) Обмінний механізм. Кожен атом дає по одному неспареним електроном у загальну електронну пару.

2) Донорно-акцепторний механізм. Один атом (донор) надає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає цій парі вільну орбіталь.