У якому поєднанні ковалентна. Ковалентний хімічний зв'язок

Утворення хімічних сполук зумовлене виникненням хімічного зв'язкуміж атомами в молекулах та кристалах.

Хімічний зв'язок - це взаємне зчеплення атомів у молекулі та кристалічній решітці внаслідок дії між атомами електричних сил тяжіння.

КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ'ЯЗОК.

Ковалентна зв'язок утворюється рахунок загальних електронних пар, що у оболонках зв'язуваних атомів. Вона може бути утворена атомами одного всього ж елемента і тоді вона неполярна; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує в молекулах одноелементних газів H2, O2, N2, Cl2 та ін.

Ковалентний зв'язок може бути утворений атомами різних елементів, подібних за хімічним характером, і тоді він полярна; наприклад, такий ковалентний зв'язок існує у молекулах H2O, NF3, CO2. Ковалентний зв'язок утворюється між атомами елементів,

Кількісні властивості хімічних зв'язків. Енергія зв'язку. Довжина зв'язку. Полярність хімічного зв'язку. Валентний кут. Ефективні заряди на атомах у молекулах. Дипольний момент хімічного зв'язку. Дипольний момент багатоатомної молекули. Чинники, що визначають величину дипольного моменту багатоатомної молекули.

Характеристики ковалентного зв'язку . Важливими кількісними характеристиками ковалентного зв'язку є енергія зв'язку, його довжина та дипольний момент.

Енергія зв'язку- Енергія, що виділяється при її утворенні, або необхідна для роз'єднання двох зв'язаних атомів. Енергія зв'язку характеризує її міцність.

Довжина зв'язку- Відстань між центрами зв'язаних атомів. Чим менше довжинатим міцніший хімічний зв'язок.

Дипольний момент зв'язку(m) - Векторна величина, Що характеризує полярність зв'язку

Довжина вектора дорівнює добутку довжини зв'язку l на ефективний заряд q, який набувають атоми при зміщенні електронної густини: | m | = lЧ q. Вектор дипольного моменту спрямований від позитивного заряду негативного. При векторному додаванні дипольних моментів всіх зв'язків отримують дипольний момент молекули.

На характеристики зв'язків впливає їх кратність:

Енергія зв'язку збільшується до ряду;

Довжина зв'язку зростає у зворотному порядку.

Енергія зв'язку(Для даного стану системи) - різниця між енергією стану, в якому складові системи нескінченно віддалені один від одного і знаходяться в стані активного спокою і повною енергією пов'язаного стану системи: ,

де E - енергія зв'язку компонентів у системі з N компонентів (часток), Еi - повна енергія i-го компонента в незв'язаному стані (нескінченно віддаленої частинки, що відпочиває) і E - повна енергія зв'язаної системи. Для системи, що складається з нескінченно віддалених частинок, що відпочивають, енергію зв'язку прийнято вважати рівною нулю, тобто при утворенні зв'язаного стану енергія виділяється. Енергія зв'язку дорівнює мінімальній роботі, яку необхідно витратити, щоб розкласти систему на її частинки.

Вона характеризує стабільність системи: що вища енергія зв'язку, тим система стабільніше. Для валентних електронів (електронів зовнішніх електронних оболонок) нейтральних атомів переважно стані енергія зв'язку збігається з енергією іонізації, для негативних іонів — із спорідненістю електрону. Енергії хімічного зв'язку двоатомної молекули відповідає енергія її термічної дисоціації, що становить близько сотень кДж/моль. Енергія зв'язку адронів атомного ядра визначається переважно сильною взаємодією. Для легких ядер вона становить ~0,8 МеВ на нуклон.

Довжина хімічного зв'язку- Відстань між ядрами хімічно пов'язаних атомів. Довжина хімічного зв'язку фізична величина, Яка визначає геометричні розміри хімічного зв'язку, її протяжність у просторі. Для визначення довжини хімічного зв'язку використовують різноманітні методи. Газову електронографію, мікрохвильову спектроскопію, спектри комбінаційного розсіювання та ІЧ спектри високого дозволузастосовують для оцінки довжини хімічних зв'язків ізольованих молекул у паровій (газовій) фазі. Вважається, що довжина хімічного зв'язку є адитивною величиною, яка визначається сумою ковалентних радіусів атомів, що становлять хімічний зв'язок.

Полярність хімічних зв'язків- Характеристика хімічного зв'язку, що показує зміну розподілу електронної щільності в просторі навколо ядер у порівнянні з розподілом електронної щільності у нейтральних атомах, що утворюють дану зв'язок. Можна кількісно оцінити полярність зв'язку у молекулі. Трудність точної кількісної оцінкиполягає в тому, що полярність зв'язку залежить від декількох факторів: від розмірів атомів та іонів молекул, що з'єднуються; від числа і характеру зв'язку вже наявних у атомів, що з'єднуються, до їх даної взаємодії; від типу структури і навіть особливостей дефектів їх кристалічних ґрат. Такі розрахунки проводяться різними методами, які загалом дають приблизно однакові результати (величини).

Наприклад, для HCl встановлено, що у кожному з атомів у цій молекулі є заряд, рівний 0,17 заряду цілого електрона. На водневому атомі +0,17, але в атомі хлору −0,17. Як кількісної міри полярності зв'язку найчастіше використовуються звані ефективні заряди на атомах. Ефективний заряд визначається як різницю між зарядом електронів, що знаходяться в деякій області простору поблизу ядра, і зарядом ядра. Однак цей захід має лише умовний і приблизний [відносний] зміст, оскільки неможливо однозначно виділити в молекулі область, що відноситься виключно до окремого атома, а за кількох зв'язків — до конкретного зв'язку.

Валентний кут- Кут, утворений напрямками хімічних (ковалентних) зв'язків, що виходять з одного атома. Знання валентних кутів необхідне визначення геометрії молекул. Валентні кути залежать як від індивідуальних особливостейприєднаних атомів, і від гібридизації атомних орбіталей центрального атома. Для простих молекул валентний кут, як інші геометричні параметри молекули, можна розрахувати методами квантової хімії. Експериментально їх визначають із значень моментів інерції молекул, одержаних шляхом аналізу їх обертальних спектрів. Валентний кут складних молекул визначають методами дифракційного структурного аналізу.

ЕФЕКТИВНИЙ ЗАРЯД АТОМА, характеризує різницю між числом електронів, що належать даному атому в хім. з'єдн., та числом електронів вільн. атома. Для оцінок Е. з. а. використовують моделі, в яких брало експериментально обумовлені величини представляють як функції точкових неполяризованих зарядів, локалізованих на атомах; напр., дипольний момент двоатомної молекули розглядають як добуток Е. з. а. на міжатомну відстань. У рамках подібних моделей Е. з. а. можна розрахувати, використовуючи дані оптич. чи рентгенівської спектроскопії.

Дипольні моменти молекул.

Ідеальний ковалентний зв'язок існує лише у частках, що складаються з однакових атомів (Н2, N2 тощо). Якщо утворюється зв'язок між різними атомами, то електронна щільність зміщується одного з ядер атомів, тобто відбувається поляризація зв'язку. Характеристикою полярності зв'язку є її дипольний момент.

Дипольний момент молекули дорівнює векторній сумі дипольних моментів її хімічних зв'язків. Якщо полярні зв'язки розташовані в молекулі симетрично, то позитивні та негативні заряди компенсують один одного і молекула в цілому є неполярною. Так відбувається, наприклад, з молекулою діоксиду вуглецю. Багатоатомні молекули з несиметричним розташуванням полярних зв'язків є загалом полярними. Це стосується, зокрема, молекули води.

На результуюче значення дипольного моменту молекули може вплинути неподілена пара електронів. Так, молекули NH3 та NF3 мають тетраедричну геометрію (з урахуванням неподіленої пари електронів). Ступені іонності зв'язків азот – водень та азот – фтор складають 15 та 19%, відповідно, а їх довжини – 101 та 137 пм, відповідно. Виходячи з цього, можна було б зробити висновок про більший дипольний момент NF3. Проте експеримент показує протилежне. При більш точному передбаченні дипольного моменту слід враховувати напрямок дипольного моменту неподіленої пари (рис. 29).

Концепція гібридизації атомних орбіталей та просторова будова молекул та іонів. Особливості розподілу електронної густини гібридних орбіталей. Основні типи гібридизації: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Гібридизація за участю неподілених електронних пар.

ГІБРИДИЗАЦІЯ АТОМНИХ ОРБІТАЛІВ.

Для пояснення будови деяких молекул у методі ЗС застосовується модель гібридизації атомних орбіталей (АТ). У деяких елементів (берилій, бор, вуглець) в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь як s-, так і p-електрони. Ці електрони розташовані на АТ, що розрізняються за формою та енергією. Незважаючи на це зв'язки, утворені за їх участю, виявляються рівноцінними та розташовані симетрично.

У молекулах ВеС12, ВС13 і СС14, наприклад, валентний кут С1-Е-С1 дорівнює 180, 120 і 109.28 о. Значення та енергії довжин зв'язків Е-С1 мають для кожної з цих молекул однакове значення. Принцип гібридизації орбіталей у тому, що вихідні АТ різної формита енергії при змішуванні дають нові орбіталі однакової форми та енергії. Тип гібридизації центрального атома визначає геометричну форму молекули чи іона, утвореного ним.

Розглянемо з позицій гібридизації атомних орбіталей будову молекули.

Просторова форма молекул.

Формули Льюїса багато говорять про електронну будову і стійкість молекул, але поки що нічого не можуть сказати про їхню просторову будову. У теорії хімічного зв'язку існують два добрі підходи до пояснення та передбачення геометрії молекул. Вони добре узгоджуються між собою. Перший підхід називається теорією відштовхування валентних електронних пар (ОВЕП). Незважаючи на "страшну" назву, суть цього підходу дуже проста і зрозуміла: хімічні зв'язки та неподілені електронні пари в молекулах прагнуть розташуватися якнайдалі один від одного. Пояснимо на конкретних прикладах. У молекулі BeCl2 є два зв'язки Be-Cl. Форма цієї молекули повинна бути такою, щоб обидві ці зв'язки та атоми хлору на їх кінцях розташовувалися якнайдалі один від одного:

Це можливо лише за лінійної форми молекули, коли кут між зв'язками (кут ClBeCl) дорівнює 180о.

Інший приклад: у молекулі BF3 є 3 зв'язку B-F. Вони розташовуються якнайдалі один від одного і молекула має форму плоского трикутника, де всі кути між зв'язками (кути FBF) рівні 120 про:

Гібридизація атомних орбіталей.

У гібридизації беруть участь як зв'язувальні електрони, а й неподілені електронні пари . Наприклад, молекула води містить два ковалентні хімічні зв'язки між атомом кисню та рисунок 21 двома атомами водню (рис. 21).

Крім двох пар електронів, спільних з атомами водню, атом кисню має дві пари зовнішніх електронів, що не беруть участі в утворенні зв'язку ( неподілені електронні пари). Усі чотири пари електронів займають певні області у просторі навколо атома кисню. Оскільки електрони відштовхуються один від одного, електронні хмари розташовуються на більшій відстані один від одного. При цьому в результаті гібридизації змінюється форма атомних орбіталей, вони витягнуті та спрямовані до вершин тетраедра. Тому молекула води має кутову форму, а кут між зв'язками кисень-водень дорівнює 104,5 o.

Форма молекул та іонів типу АВ2, АВ3, АВ4, АВ5, АВ6. d-АТ, що беруть участь у освіті σ-зв'язків у плоских квадратних молекулах, в октаедричних молекулах і молекулах, побудованих у формі тригональної біпіраміди. Вплив відштовхування електронних пар на просторову конфігурацію молекул (концепція участі неподілених електронних пар КНЕП).

Форма молекул та іонів типу АВ2, АВ3, АВ4, АВ5, АВ6. Кожному виду гібридизації АТ відповідає певна геометрична форма, підтверджена експериментально. Її основу створюють σ-зв'язки, утворені гібридними орбіталями, в їхньому електростатичному полі рухаються справакалізовані пари π-електронів (у разі кратних зв'язків) (табл. 5.3). sp-гібридизація. Подібний тип гібридизації виникає при утворенні атомом двох зв'язків за рахунок електронів, що знаходяться на s-і p-орбіталях і мають близьку енергію. Цей тип гібридизації характерний для молекул типу АВ2 (рис. 5.4). Приклади таких молекул та іонів наведені в табл. 5.3 (рис. 5.4).

Таблиця 5.3

Геометричні форми молекул

Е – неподілена електронна пара.

Структура молекули BeCl2. Атом берилію має в нормальному стані в зовнішньому шарі два спарених s-електрона. В результаті збудження один з s електронів переходить у p-стан - з'являються два неспарені електрони, що відрізняються формою орбіталі та енергією. При утворенні хімічного зв'язку вони перетворюються на дві однакові sp-гібридні орбіталі, спрямовані під кутом 180 градусів один до одного.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - збуджений стан атома

Рис. 5.4. Просторове розташування sp-гібридних хмар

Основні види міжмолекулярних взаємодій. Речовина у конденсованому стані. Чинники, що визначають енергію міжмолекулярних взаємодій. Водневий зв'язок. Природа водневого зв'язку. Кількісні характеристики водневого зв'язку. Між- та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.

МІЖМОЛЕКУЛЯРНІ ВЗАЄМОДІЇ- Взаємод. молекул між собою, що не призводить до розриву чи утворення нових хім. зв'язків. М. в. визначає відмінність реальних газів від ідеальних, існування рідин та мовляв. кристалів. Від М. ст. залежать багато. структурні, спектральні, термодинамічні. та ін. св-ва в-в. Поява поняття М. в. пов'язано з ім'ям Ван-дер-Ваальса, який для пояснення св-в реальних газів і рідин запропонував в 1873 ур-ня стану, що враховує М. в. Тому сили М. в. часто називають ван-дер-ваальсовими.

Основу М. в.становлять кулонівські сили взаємодій. між електронами та ядрами однієї молекули та ядрами та електронами іншої. В експериментально визначених св-вах в-ва проявляється усереднене взаємод., яке залежить від відстані R між молекулами, їх взаємної орієнтації, будови та фіз. характеристик (дипольного моменту, поляризуемості та ін). При великих R значно перевершують лінійні розміри самих молекул, внаслідок чого електронні оболонки молекул не перекриваються, сили М. ст. можна досить обґрунтовано поділити на три види-електростатичні, поляризаційні (індукційні) та дисперсійні. Електростатичні сили іноді називають орієнтаційними, проте це неточно, оскільки взаємна орієнтація молекул може зумовлюватися також і поляризація. силами, якщо молекули анізотропні.

При малих відстанях між молекулами (R ~ l) розрізняти окремі види М. в. можна лише приблизно, причому, крім названих трьох видів, виділяють ще два, пов'язані з перекриттям електронних оболонок, - обмінна взаємодія та взаємодії, зобов'язані перенесення електронного заряду. Незважаючи на нек-ру умовність, такий поділ у кожному конкретному випадку дозволяє пояснювати природу М. в. та розрахувати його енергію.

Будова речовини у конденсованому стані.

Залежно від відстані між частинками, що становлять речовину, і від характеру та енергії взаємодії між ними речовина може перебувати в одному з трьох агрегатних станів: у твердому, рідкому та газоподібному.

При досить низькій температурі речовина знаходиться у твердому стані. Відстані між частинками кристалічної речовини становлять близько розміру самих частинок. Середня потенційна енергія частинок більша за їх середню кінетичну енергію. Рух частинок, що становлять кристали, дуже обмежений. Сили, що діють між частинками, утримують їх поблизу рівноважних положень. Цим пояснюється наявність у кристалічних тіл власних форм і обсягу і великий опір зсуву.

При плавленні тверді речовинипереходять у рідину. По структурі рідка речовина відрізняється від кристалічного тим, що не всі частинки знаходяться один від одного на тих же відстанях, що і в кристалах, частина молекул віддалена одна від одної на великі відстані. Середня кінетична енергія частинок для речовин у рідкому стані приблизно дорівнює їхній середній потенційній енергії.

Тверде та рідкий станчасто прийнято поєднувати загальним терміном - конденсований стан.

Типи міжмолекулярних взаємодій внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.Зв'язки, при утворенні яких перебудова електронних оболонок не відбувається, називаються взаємодією між молекулами . До основних видів взаємодії молекул слід віднести ван-дер-ваальсові сили, водневі зв'язки та донорно-акцепторну взаємодію.

При зближенні молекул з'являється тяжіння, що зумовлює виникнення конденсованого стану речовини (рідкого, твердого з молекулярною) кристалічною решіткою). Сили, які сприяють тяжінню молекул, отримали назву ван-дер-ваальсових.

Вони характеризуються трьома видами міжмолекулярної взаємодії :

а) орієнтаційна взаємодія, яка проявляється між полярними молекулами, які прагнуть зайняти таке положення, при якому їх диполі були б звернені один до одного різноіменними полюсами, а вектори моментів цих диполів були б орієнтовані по одній прямій (по-іншому воно називається диполь-дипольною взаємодією );

б) індукційне, що виникає між індукованими диполями, причина утворення яких є взаємна поляризація атомів двох молекул, що зближуються;

в) дисперсійне, що виникає в результаті взаємодії мікродиполів, що утворюються за рахунок миттєвих зсувів позитивних та негативних зарядів у молекулах під час руху електронів та коливань ядер.

Дисперсійні сили діють між будь-якими частинками. Орієнтаційна та індукційна взаємодія для часток багатьох речовин, наприклад: He, Ar, H2, N2, CH4, не здійснюється. Для молекул NH3 на дисперсійну взаємодію припадає 50 %, на орієнтаційну – 44,6 % та на індукційну – 5,4 %. Полярна енергія вандерваальсових сил тяжіння характеризується невисокими значеннями. Так, для льоду вона становить 11 кДж/моль, тобто. 2,4% енергії ковалентної зв'язку H-O(456 кДж/моль). Вандерваальсові сили тяжіння – це фізичні взаємодії.

Водневий зв'язок- це фізико-хімічний зв'язок між воднем однієї молекули та ЕО елементом іншої молекули. Утворення водневих зв'язків пояснюється тим, що в полярних молекулах або групах поляризований атом водню має унікальні властивості: відсутність внутрішніх електронних оболонок, значний зсув електронної пари до атома з високою ЕО і дуже малим розміром. Тому водень здатний глибоко впроваджуватись в електронну оболонку сусіднього негативно поляризованого атома. Як показують спектральні дані, у освіті водневого зв'язку істотну роль відіграє також і донорно-акцепторна взаємодія ЕО атома як донора та атома водню як акцептора. Водневий зв'язок може бути міжмолекулярної або внутрішньомолекулярний.

Водневі зв'язки можуть виникати між різними молекулами, так і всередині молекули, якщо в цій молекулі є групи з донорною і акцепторною здібностями. Так, саме внутрішньомолекулярні водневі зв'язки відіграють основну роль у освіті пептидних ланцюгів, що визначають будову білків. Одним з найбільш відомих прикладівВплив внутрішньомолекулярного водневого зв'язку на структуру є дезоксирибонуклеїнова кислота (ДНК). Молекула ДНК згорнута як подвійний спіралі. Дві нитки цієї подвійної спіралі пов'язані одна з одною водневими зв'язками. Водневий зв'язок має проміжний характер між валентною та міжмолекулярною взаємодією. Вона пов'язана з унікальними властивостями поляризованого атома водню, його малими розмірами та відсутністю електронних шарів.

Міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.

Водневі зв'язки виявлені у багатьох хімічних сполуках. Вони виникають, як правило, між атомами фтору, азоту та кисню (найбільш електронегативні елементи), рідше – за участю атомів хлору, сірки та інших неметалів. Міцні водневі зв'язки утворюються в таких рідких речовинах, як вода, фтороводород, кисневмісні неорганічні кислоти, карбонові кислоти, феноли, спирти, аміак, аміни. При кристалізації водневі зв'язки у цих речовинах зазвичай зберігаються. Тому їх кристалічні структури мають вигляд ланцюгів (метанол), плоских двовимірних шарів (борна кислота), просторових тривимірних сіток (лід).

Якщо водневий зв'язок поєднує частини однієї молекули, то говорять про внутрішньомолекулярної водневий зв'язок. Це особливо притаманно багатьох органічних сполук (рис. 42). Якщо ж водневий зв'язок утворюється між атомом водню однієї молекули та атомом неметалу іншої молекули (міжмолекулярний водневий зв'язок), то молекули утворюють досить міцні пари, ланцюжки, кільця. Так, мурашина кислота і в рідкому і газоподібному стані існує у вигляді димерів:

а газоподібний фтороводород містять полімерні молекули, що включають до чотирьох HF частинок. Міцні зв'язки між молекулами можна знайти у воді, рідкому аміаку, спиртах. Необхідні для утворення водневих зв'язків атоми кисню та азоту містять усі вуглеводи, білки, нуклеїнові кислоти. Відомо, наприклад, що глюкоза, фруктоза та сахароза чудово розчиняються у воді. Не останню роль у цьому відіграють водневі зв'язки, що утворюються у розчині між молекулами води та численними OH-групами вуглеводів.

періодичний закон. Сучасне формулювання періодичного закону. Періодична система хімічних елементів- графічна ілюстрація періодичного закону. Сучасний варіант періодичної системи. Особливості заповнення електронами атомних орбіталей та формування періодів. s-, p-, d-, f- Елементи та їх розташування в періодичній системі. Групи, періоди. Головні та побічні підгрупи. Межі періодичної системи.

Відкриття періодичного закону.

Основний закон хімії – Періодичний закон був відкритий Д.І. Менделєєвим у 1869 році в той час, коли атом вважався неподільним і про його внутрішній будовінічого не було відомо. В основу Періодичного законуД.І. Менделєєв поклав атомні маси (раніше – атомні ваги) та хімічні властивості елементів.

Розташувавши 63 відомих на той час елемента в порядку зростання їх атомних мас, Д.І. Менделєєв отримав природний ряд хімічних елементів, в якому він виявив періодичну повторюваність хімічних властивостей.

Наприклад, властивості типового металу літій Li повторювалися у елементів натрій Na і калій K, властивості типового неметалу фтор F - у елементів хлор Cl, бром Br, йод I.

У деяких елементів Д.І. Менделєєв не виявив хімічних аналогів (наприклад, алюміній Al і кремнію Si), оскільки такі аналоги на той час були ще невідомі. Він залишив у природному ряду порожні місця і з урахуванням періодичної повторюваності передбачив їх хімічні властивості. Після відкриття відповідних елементів (аналогу алюмінію – галію Ga, аналогу кремнію – германію Ge та ін) передбачення Д.І. Менделєєва повністю підтвердились.

Речовини молекулярної будови утворюються за допомогою особливого виду взаємозв'язку. Ковалентний зв'язок у молекулі, полярний та неполярний, також називається атомним. Ця назва походить від латинського "co" - "спільно" і "vales" - "має силу". При такому способі утворення з'єднань пара електронів ділиться між двома атомами.

Що таке ковалентний полярний та неполярний зв'язок? Якщо нове з'єднання утворюється таким чином, відбуваєтьсяузагальнення електронних пар.Зазвичай такі речовини мають молекулярну будову: Н 2 , 3 , HCl, HF, CH 4 .

Є й немолекулярні речовини, у яких атоми пов'язані в такий спосіб. Це звані атомні кристали: алмаз, діоксид кремнію, карбід кремнію. Вони кожна частка пов'язані з чотирма іншими, у результаті виходить дуже міцний кристал. Кристали з молекулярною структурою зазвичай не відрізняються високою міцністю.

Властивості такого способу утворення сполук:

• кратність;
• спрямованість;
• ступінь полярності;
• поляризованість;
• сполучення.

Кратність – це кількість поділених електронних пар. Їх може бути від однієї до трьох. У кисню до заповнення оболонки двох електронів не вистачає, тому вона буде подвійною. У азоту молекулі N 2 вона потрійна.

Поляризованість - можливість утворення ковалентної полярного зв'язкута неполярною. При цьому вона може бути більш менш полярна, ближче до іонної або навпаки - в цьому полягає властивість ступеня полярності.

Спрямованість означає, що атоми прагнуть з'єднатися таким чином, щоб між ними залишилася якомога більша електронна щільність. Про спрямованість є сенс говорити тоді, коли з'єднуються p або d-орбіталі. S-орбіталі сферично симетричні, їм усі напрями рівноцінні. У p-орбіталей неполярний або полярний ковалентний зв'язок спрямований уздовж їхньої осі, так що дві «вісімки» перекриваються вершинами. Це σ-зв'язок. Існують і менш міцні π-зв'язки. У разі p-орбіталей "вісімки" перекриваються бічними сторонами поза осі молекули. У подвійному чи потрійному випадку p-орбіталі утворюють один σ-зв'язок, а інші будуть типу π.

Поєднання - це чергування простих і кратних, що робить молекулу стабільнішою. Така властивість характерна для складних органічних сполук.

Види та способи утворення хімічних зв'язків

Полярність

Важливо!Як визначити, речовини з неполярним ковалентним чи полярним зв'язком перед нами? Це дуже просто: перша завжди виникає між однаковими атомами, а друга - між різними, що мають неоднакову електронегативність.

Приклади ковалентного неполярного зв'язку - прості речовини:

• водень Н 2;
• азот N 2;
• кисень Про 2;
• хлор Cl 2 .

Схема утворення ковалентного неполярного зв'язку показує, що за допомогою поєднання електронної пари атоми прагнуть доповнити зовнішню оболонку до 8 або 2 електронів. Наприклад, фтору не вистачає одного електрона до восьмиелектронної оболонки. Після утворення поділеної електронної пари вона заповниться. Поширена формула речовини з ковалентним неполярним зв'язком - двоатомна молекула.

Полярно зазвичай зв'язуються тільки:

• Н 2 Про;
• CH 4 .

Але бувають і винятки, такі як AlCl 3 . Алюміній має властивість амфотерності, тобто в одних з'єднаннях він поводиться як метал, а в інших - як неметал. Різниця в електронегативності в цій сполукі невелика, тому алюміній з'єднується з хлором саме так, а не за іонним типом.

У цьому випадку молекулу утворюють різні елементи, але різниця в електронегативності не така велика, щоб електрон повністю перейшов від одного атома до іншого, як у речовинах іонної будови.

Схеми утворення ковалентної структури цього показують, що електронна щільність зміщується до більш електронегативного атома, тобто поділена електронна пара знаходиться до одного з них ближче, ніж до другого. Частини молекули набувають заряду, який позначається грецькою буквою дельта. У хлороводні, наприклад, хлор стає заряджений більш негативно, а водень - більш позитивно. Заряд буде частковим, а не цілим, як у іонів.

Важливо!Не слід плутати полярність зв'язку та полярність молекули. У метані СН4, наприклад, атоми пов'язані полярно, а сама молекула неполярна.

Корисне відео: полярний та неполярний ковалентний зв'язок

Механізм освіти

Утворення нових речовин може проходити обмінним або донорно-акцепторним механізмом.У цьому об'єднуються атомні орбіталі. Виникає одна чи кілька молекулярних орбіталей. Вони відрізняються тим, що охоплюють обидва атоми. Як і на атомній, на ній може бути не більше двох електронів, причому їх спини теж повинні бути різноспрямованими.

Як визначити, який механізм задіяний? Це можна зробити за кількістю електронів на зовнішніх орбіталях.

Обмінний

І тут електронна пара на молекулярної орбіталі утворюється із двох неспарених електронів, кожен із яких належить своєму атому. Кожен із них прагне заповнити свою зовнішню електронну оболонку, зробити її стійкою восьми- або двоелектронною. Так зазвичай утворюються речовини із неполярною структурою.

Наприклад розглянемо соляну кислоту HCl. У водню на зовнішньому рівніодин електрон. У хлору – сім. Намалювавши схеми освіти ковалентної структури йому, побачимо, що з заповнення зовнішньої оболонки кожному їх бракує по одному електрону. Розподіливши між собою електронну пару, вони зможуть завершити зовнішню оболонку. За таким же принципом утворюються двоатомні молекули простих речовин, наприклад, водню, кисню, хлору, азоту та інших неметалів.

Механізм освіти

Донорно-акцепторний

У другому випадку обидва електрони є неподіленою парою і належать одному атому (донору). Інший (акцептор) має вільну орбіталь.

Формула речовини з ковалентним полярним зв'язком, утвореним таким чином, наприклад, іон амонію NH 4 +. Він утворюється з іону водню, в якому є вільна орбіталь, та аміаку NH3, що містить один «зайвий» електрон. Електронна пара з аміаку узагальнюється.

Гібридизація

Коли електронна пара узагальнюється між орбіталями різної форми, наприклад, s і р, утворюється гібридна електронна хмара sp. Такі орбіталі сильніше перекриваються, тому зв'язуються міцніше.

Так влаштовані молекули метану та аміаку. У молекулі метану СН 4 повинні були утворитися три зв'язки по p-орбітал і один по s. Натомість орбіталь гібридизується з трьома р-орбіталями, виходять три гібридні sp3-орбіталі у формі витягнутих крапель. Це тому, що електрони 2s і 2p мають близьку енергію, вони взаємодіють друг з одним при з'єднанні з іншим атомом. Тоді можна утворити гібридну орбіталь. молекула, що вийшла, має форму тетраедра, водень розташовується в його вершинах.

Інші приклади речовин із гібридизацією:

• ацетилен;
• бензол;
• алмаз;
• вода.

Для вуглецю характерна spЗ-гібридизація, тому часто зустрічається в органічних сполуках.

Корисне відео: ковалентний полярний зв'язок

Висновок

Ковалентний зв'язок, полярний чи неполярний, характерний для речовин молекулярної будови. Неполярно пов'язані атоми одного елемента, а полярно - різних, але з відмінною електронегативністю. Зазвичай у такий спосіб з'єднуються елементи-неметали, але бувають і винятки, такі як алюміній.

Дуже рідко хімічні речовинискладаються з окремих, не пов'язаних між собою атомів хімічних елементів. Такою будовою у звичайних умовах має лише невеликий ряд газів, які називають благородними: гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і радон. Найчастіше ж хімічні речовини складаються з розрізнених атомів, та якщо з їх об'єднань у різні угруповання. Такі об'єднання атомів можуть налічувати кілька одиниць, сотень, тисяч і навіть більше атомів. Сила, яка утримує ці атоми у складі таких угруповань, називається хімічний зв'язок.

Іншими словами, можна сказати, що хімічним зв'язком називають взаємодію, яка забезпечує зв'язок окремих атомів у більш складні структури (молекули, іони, радикали, кристали та ін.).

Причиною утворення хімічного зв'язку є те, що енергія складніших структур менша за сумарну енергію окремих, що утворюють її атомів.

Так, зокрема, якщо при взаємодії атомів X та Y утворюється молекула XY, це означає, що внутрішня енергія молекул цієї речовини нижча, ніж внутрішня енергія окремих атомів, з яких вона утворилася:

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

Тому при утворенні хімічних зв'язків між окремими атомами виділяється енергія.

В утворенні хімічних зв'язків беруть участь електрони зовнішнього електронного шару з найменшою енергією зв'язку з ядром валентними. Наприклад, у бору такими є електрони 2 енергетичного рівня – 2 електрони на 2 s-орбіталі та 1 на 2 p-орбіталі:

При освіті хімічного зв'язку кожен атом прагне одержати електронну конфігурацію атомів шляхетних газів, тобто. щоб у зовнішньому електронному шарі було 8 електронів (2 для елементів першого періоду). Це явище отримало назву правила октету.

Досягнення атомами електронної конфігураціїшляхетного газу можливо, якщо спочатку одиночні атоми зроблять частину своїх валентних електронів загальними для інших атомів. У цьому утворюються загальні електронні пари.

Залежно від ступеня усуспільнення електронів можна виділити ковалентний, іонний та металевий зв'язок.

Ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок виникає найчастіше між атомами елементів неметалів. Якщо атоми неметалів, що утворюють ковалентний зв'язок, відносяться до різних хімічних елементів, такий зв'язок називають ковалентним полярним. Причина такої назви полягає в тому, що атоми різних елементів мають різну здатність притягати до себе загальну електронну пару. Очевидно, що це призводить до усунення загальної електронної пари у бік одного з атомів, внаслідок чого на ньому формується частковий негативний заряд. Натомість, на іншому атомі формується частковий позитивний заряд. Наприклад, у молекулі хлороводню електронна пара зміщена від атома водню до атома хлору:

Приклади речовин з ковалентним полярним зв'язком:

СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 і т.д.

Ковалентний неполярний зв'язок утворюється між атомами неметалів одного хімічного елемента. Оскільки атоми ідентичні, однакова та його здатність відтягувати він загальні електрони. У зв'язку з цим усунення електронної пари не спостерігається:

Вищеописаний механізм утворення ковалентного зв'язку, коли обидва атоми надають електрони для утворення загальних електронних пар, називається обмінним.

Також існує донорно-акцепторний механізм.

При утворенні ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом загальна електронна пара утворюється за рахунок заповненої орбіталі одного атома (з двома електронами) та порожньої орбіталі іншого атома. Атом, який надає неподілену електронну пару, називають донором, а атом із вільною орбіталлю – акцептором. Як донори електронних пар виступають атоми, що мають спарені електрони, наприклад N, O, P, S.

Наприклад, за донорно-акцепторним механізмом відбувається утворення четвертої ковалентної. зв'язку N-Hв катіоні амонію NH 4 + :

Крім полярності, ковалентні зв'язки також характеризуються енергією. Енергією зв'язку називають мінімальну енергію, необхідну розриву зв'язку між атомами.

Енергія зв'язку зменшується зі зростанням радіусів атомів, що зв'язуються. Так, як ми знаємо, атомні радіуси збільшуються вниз підгрупами, можна, наприклад, зробити висновок про те, що міцність зв'язку галоген-водень збільшується в ряду:

HI< HBr < HCl < HF

Також енергія зв'язку залежить від її кратності – чим більша кратність зв'язку, тим більша її енергія. Під кратністю зв'язку розуміється кількість загальних електронних пар між двома атомами.

Іонний зв'язок

Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Якщо в ковалентно-полярному зв'язку загальна електронна пара зміщена частково до одного з пар атомів, то в іонному вона практично повністю «віддана» одному з атомів. Атом, що віддав електрон(и), набуває позитивного заряду і стає катіоном, А атом, що забрав у нього електрони, набуває негативного заряду і стає аніоном.

Таким чином, іонний зв'язок - це зв'язок, утворений за рахунок електростатичного тяжіння катіонів до аніонів.

Утворення такого типу зв'язку характерне при взаємодії атомів типових металів та типових неметалів.

Наприклад, фторид калію. Катіон калію утворюється в результаті відриву від нейтрального атома одного електрона, а іон фтору утворюється при приєднанні до атома фтору одного електрона:

Між іонами, що виходять, виникає сила електростатичного тяжіння, в результаті чого утворюється іонне з'єднання.

При утворенні хімічного зв'язку електрони від атома натрію перейшли до атома хлору та утворилися протилежно заряджені іони, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Встановлено, що електрони від атома металу не відриваються повністю, лише зміщуються убік атома хлору, як і ковалентного зв'язку.

Більшість бінарних сполук, що містять атоми металів, є іонними. Наприклад, оксиди, галогеніди, сульфіди, нітриди.

Іонний зв'язок виникає також між простими катіонами та простими аніонами (F − , Cl − , S 2-), а також між простими катіонами та складними аніонами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Тому до іонних сполук відносять солі та основи (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH)

Металевий зв'язок

Цей тип зв'язку утворюється в металах.

У атомів всіх металів на зовнішньому електронному шарі є електрони, що мають низьку енергію зв'язку з ядром атома. Для більшості металів енергетично вигідним є процес втрати зовнішніх електронів.

Зважаючи на таку слабку взаємодію з ядром ці електрони в металах дуже рухливі і в кожному кристалі металу безперервно відбувається наступний процес:

М 0 - ne − = M n + ,

де М 0 - нейтральний атом металу, а M n + катіон цього ж металу. На малюнку нижче представлена ​​ілюстрація процесів, що відбуваються.

Тобто кристалом металу «носяться» електрони, від'єднуючись від одного атома металу, утворюючи з нього катіон, приєднуючись до іншого катіону, утворюючи нейтральний атом. Таке явище отримало назву "електронний вітер", а сукупність вільних електронів у кристалі атома неметалу назвали "електронний газ". Подібний тип взаємодії між атомами металів назвали металевим зв'язком.

Водневий зв'язок

Якщо атом водню у будь-якій речовині пов'язаний з елементом з високою електронегативністю (азотом, киснем або фтором), для такої речовини характерне таке явище, як водневий зв'язок.

Оскільки атом водню пов'язані з електронегативним атомом, атомі водню утворюється частковий позитивний заряд, але в атомі електронегативного елемента — частковий негативний. У зв'язку з цим стає можливим електростатичне тяжіння між частково позитивно зарядженим атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом іншої. Наприклад водневий зв'язок спостерігається для молекул води:

Саме водневим зв'язком пояснюється аномально висока температура плавлення води. Крім води, також міцні водневі зв'язки утворюються в таких речовинах, як фтороводород, аміак, кислоти, що містять кисень, феноли, спирти, аміни.

У якій один із атомів віддавав електрон і ставав катіоном, а інший атом приймав електрон і ставав аніоном.

Характерні властивостіковалентного зв'язку - спрямованість, насичуваність, полярність, поляризацію - визначають хімічні та Фізичні властивостіз'єднань.

Спрямованість зв'язку зумовлена ​​молекулярною будовою речовини та геометричної форми їх молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежена його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язку зумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні (неполярні - двоатомна молекула складається з однакових атомів (H 2 , Cl 2 , N 2) та електронні хмари кожного атома розподіляються симетрично щодо цих атомів; полярні - двоатомна молекула складається з атомів різних хімічних елементів , і загальна електронна хмара зміщується у бік одного з атомів, утворюючи тим самим асиметрію розподілу електричного заряду в молекулі, породжуючи дипольний момент молекули).

Поляризованість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризуемість визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Однак двічі лауреат Нобелівської преміїЛ. Полінг вказував, що «у деяких молекулах є ковалентні зв'язки, обумовлені одним або трьома електронами замість загальної пари» . Одноелектронний хімічний зв'язок реалізується в молекулярному іоні водню H 2 + .

Молекулярний іон водню H 2 + містить два протони та один електрон. Єдиний електрон молекулярної системи компенсує електростатичне відштовхування двох протонів і утримує їх на відстані 1,06 Å (довжина хімічного зв'язку H 2 +). Центр електронної щільності електронної хмари молекулярної системи рівновіддалений від обох протонів на борівський радіус α 0 =0,53 А і є центром симетрії молекулярного іона водню H 2 + .

Енциклопедичний YouTube

• 1 / 5

  Ковалентний зв'язок утворюється парою електронів, поділеної між двома атомами, причому ці електрони повинні займати дві стійкі орбіталі, по одній від кожного атома.

  A · + · В → А: В

  В результаті усуспільнення електрони утворюють заповнений енергетичний рівень. Зв'язок утворюється, якщо їх сумарна енергія на цьому рівні буде меншою, ніж у початковому стані (а різниця в енергії буде ні чим іншим, як енергією зв'язку).

  Відповідно до теорії молекулярних орбіталей, перекриття двох атомних орбіталей призводить в найпростішому випадку до утворення двох молекулярних орбіталей (МО): сполучною МОі антизв'язуючою (розпушуючою) МО. Узагальнені електрони розташовуються на нижчій за енергією зв'язуючої МО.

  Утворення зв'язку при рекомбінації атомів

  Проте механізм міжатомної взаємодії тривалий час залишався невідомим. Лише 1930 р. Ф. Лондон увів поняття дисперсійне тяжіння - взаємодія між миттєвим і наведеним (індукованими) диполями. В даний час сили тяжіння, зумовлені взаємодією між флуктуюючими електричними диполями атомів і молекул звуться «Лондонівські сили».

  Енергія такої взаємодії прямо пропорційна квадрату електронної  поляризованості α і обернено пропорційна відстані між двома атомами або молекулами в шостому ступені.

  Утворення зв'язку з донорно-акцепторним механізмом

  Крім викладеного в попередньому розділі гомогенного механізму утворення ковалентного зв'язку, існує гетерогенний механізм - взаємодія різноіменно заряджених іонів - протона H + і негативного іона водню H - , що називається гідрид-іоном:

  H + + H - → H 2

  При зближенні іонів двоелектронна хмара (електронна пара) гідрид-іона притягується до протону і в кінцевому рахунку стає загальним для обох ядер водню, тобто перетворюється на електронну пару. Частка, що постачає електронну пару, називається донором, а частка, яка приймає цю електронну пару, називається акцептором. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Протон атакує неподілену електронну пару молекули води та утворює стійкий катіон, що існує у водних розчинах кислот.

  Аналогічно відбувається приєднання протона до молекули аміаку з утворенням комплексного катіону амонію.

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Таким шляхом (за донорно-акцепторним механізмом утворення ковалентного зв'язку) отримують великий клас онієвих сполук, до складу якого входять амонієві, оксонієві, фосфонієві, сульфонієві та інші сполуки.

  Як донора електронної пари може виступати молекула водню, яка при контакті з протоном призводить до утворення молекулярного іону водню H 3 + :

  H 2 + H + → H 3 +

  Зв'язувальна електронна пара молекулярного іона водню H 3 + одночасно належить трьом протонам.

  Види ковалентного зв'язку

  Існують три види ковалентного хімічного зв'язку, що відрізняються механізмом освіти:

  1. Простий ковалентний зв'язок. Для її утворення кожен із атомів надає по одному неспареному електрону. При утворенні простого ковалентного зв'язку формальні заряди атомів залишаються незмінними.

  • Якщо атоми, що утворюють простий ковалентний зв'язок, однакові, то справжні заряди атомів у молекулі також однакові, оскільки атоми, що утворюють зв'язок, однаково мають узагальнену електронну пару. Такий зв'язок називається неполярним ковалентним зв'язком. Такий зв'язок мають прості речовини, наприклад: 2, 2, 2. Але не тільки неметали одного типу можуть утворювати ковалентний неполярний зв'язок. Ковалентний неполярний зв'язок можуть утворювати також елементи-неметали, електронегативність яких має рівне значення, наприклад, в молекулі PH 3 зв'язок є ковалентною неполярною, оскільки ЕО водню дорівнює ЕО фосфору.
  • Якщо атоми різні, то ступінь володіння узагальненою парою електронів визначається різницею в електронегативності атомів. Атом з більшою електронегативністю сильніше притягує до себе пару електронів зв'язку, та його справжній заряд стає негативним. Атом з меншою електронегативністю набуває, відповідно, такий самий за величиною позитивний заряд. Якщо з'єднання утворюється між двома різними неметалами, то така сполука називається ковалентним полярним зв'язком.

  У молекулі етилену С 2 Н 4 є подвійний зв'язок СН 2 =СН 2 його електронна формула: Н:С::С:Н. Ядра всіх атомів етилену розташовані в одній площині. Три електронні хмари кожного атома вуглецю утворюють три ковалентні зв'язки з іншими атомами в одній площині (з кутами між ними приблизно 120 °). Хмара четвертого валентного електрона атома вуглецю знаходиться над і під площиною молекули. Такі електронні хмари обох атомів вуглецю, частково перекриваючись вище і нижче за площину молекули, утворюють другий зв'язок між атомами вуглецю. Першу, міцнішу ковалентну зв'язок між атомами вуглецю називають σ-зв'язком; другий, менш міцний ковалентний зв'язок називають π (\displaystyle \pi )-зв'язком.

  У лінійній молекулі ацетилену

  Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

  є σ-зв'язки між атомами вуглецю та водню, одна σ-зв'язок між двома атомами вуглецю та дві π (\displaystyle \pi )-зв'язки між тими самими атомами вуглецю. Дві π (\displaystyle \pi )-зв'язки розташовані над сферою дії σ-зв'язку у двох взаємно перпендикулярних площинах

  Всі шість атомів вуглецю циклічної молекули бензолу 6 H 6 лежать в одній площині. Між атомами вуглецю в площині кільця діють зв'язку; такі ж зв'язки є у кожного атома вуглецю з атомами водню. На здійснення цих зв'язків атоми вуглецю витрачають по три електрони. Хмари четвертих валентних електронів атомів вуглецю, що мають форму вісімок, розташовані перпендикулярно площині молекули бензолу. Кожна така хмара перекривається однаково з електронними хмарами сусідніх атомів вуглецю. У молекулі бензолу утворюються не три окремі π (\displaystyle \pi )-зв'язку, а єдина π (\displaystyle \pi) діелектрики або напівпровідники. Типовими прикладами атомних кристалів (атоми в яких з'єднані між собою ковалентними (атомними) зв'язками) можуть бути

  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: 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 – часткового позитивного заряду. 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 зростає, 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, утвореним першим способом, тому термін "донорно-акцепторний" позначає не якийсь особливий вид зв'язку, А лише спосіб її утворення.