Химическая связь - электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул.
Химическую связь образуют валентные электроны. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, у d-элементов - s-электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего слоя. При образовании химической связи атомы достраивают свою внешнюю электронную оболочку до оболочки соответствующего благородного газа.
Длина связи - среднее расстояние между ядрами двух химически связанных между собой атомов.
Энергия химической связи - количество энергии, необходимое для того, чтобы разорвать связь и отбросить фрагменты молекулы на бесконечно большое расстояние.
Валентный угол - угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.
Известны следующие основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная .
Ковалентной называют химическую связь, образованную за счёт образования общей электронной пары.
Если связь образует пара общих электронов, в равной мере принадлежащая обоим соединяющимся атомам, то её называют ковалентной неполярной связью . Эта связь существует, например, в молекулах H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 . Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами, а связующее их электронное облако равномерно распределено между ними.
В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей (например, одна в молекулах галогенов F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , три - в молекуле азота N 2).
Ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью. Образующая её электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, но остаётся связанной с обоими ядрами. Примеры соединений с ковалентной полярной связью: HBr, HI, H 2 S, N 2 O и т. д.
Ионной называют предельный случай полярной связи, при которой электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и связанные частицы превращаются в ионы.
Строго говоря, к соединениям с ионной связью можно отнести лишь соединения, для которых разность в электроотрицательности больше 3, но таких соединений известно очень мало. К ним относят фториды щелочных и щёлочноземельных металлов. Условно считают, что ионная связь возникает между атомами элементов, разность электроотрицательности которых составляет величину больше 1,7 по шкале Полинга . Примеры соединений с ионной связью: NaCl, KBr, Na 2 O. Подробнее о шкале Полинга будет рассказано в следующем уроке.
Металлической называют химическую связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется в результате притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу металла.
Атомы металлов превращаются в катионы, формируя металлическую кристаллическую решётку. В этой решётке их удерживают общие для всего металла электроны (электронный газ).
Тренировочные задания
1. Ковалентной неполярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых
1) O 2 , H 2 , N 2
2) Al, O 3 , H 2 SO 4
3) Na, H 2 , NaBr
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4
2. Ковалентной полярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых
1) O 2 , H 2 SO 4 , N 2
2) H 2 SO 4 , H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H 3 PO 4 , HCl
4) H 2 O, O 3 , Li 2 SO 4
3. Только ионной связью образовано каждое из веществ, формулы которых
1) CaO, H 2 SO 4 , N 2
2) BaSO 4 , BaCl 2 , BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4 , HCl
4) RbCl, Na 2 S, LiF
4. Металлическая связь характерна для элементов списка
1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs
5. Соединениями только с ионной и только с ковалентной полярной связью являются соответственно
1) HCl и Na 2 S
2) Cr и Al(OH) 3
3) NaBr и P 2 O 5
4) P 2 O 5 и CO 2
6. Ионная связь образуется между элементами
1) хлором и бромом
2) бромом и серой
3) цезием и бромом
4) фосфором и кислородом
7. Ковалентная полярная связь образуется между элементами
1) кислородом и калием
2) серой и фтором
3) бромом и кальцием
4) рубидием и хлором
8. В летучих водородных соединениях элементов VA группы 3-го периода химическая связь
1) ковалентная полярная
2) ковалентная неполярная
3) ионная
4) металлическая
9. В высших оксидах элементов 3-го периода вид химической связи с увеличением порядкового номера элемента изменяется
1) от ионной связи к ковалентной полярной связи
2) от металлической к ковалентной неполярной
3) от ковалентной полярной связи до ионной связи
4) от ковалентной полярной связи до металлической связи
10. Длина химической связи Э–Н увеличивается в ряду веществ
1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H 2 S
4) HCl – H 2 S – PH 3
11. Длина химической связи Э–Н уменьшается в ряду веществ
1) NH 3 – H 2 O – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H 2 O – HCl
4) HCl – H 2 S – HBr
12. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле хлороводорода, -
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
13. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле P 2 O 5 , -
1) 4
2) 20
3) 6
4) 12
14. В хлориде фосфора (V) химическая связь
1) ионная
2) ковалентная полярная
3) ковалентная неполярная
4) металлическая
15. Наиболее полярная химическая связь в молекуле
1) фтороводорода
2) хлороводорода
3) воды
4) сероводорода
16. Наименее полярная химическая связь в молекуле
1) хлороводорода
2) бромоводорода
3) воды
4) сероводорода
17. За счёт общей электронной пары образована связь в веществе
1) Mg
2) H 2
3) NaCl
4) CaCl 2
18. Ковалентная связь образуется между элементами, порядковые номера которых
1) 3 и 9
2) 11 и 35
3) 16 и 17
4) 20 и 9
19. Ионная связь образуется между элементами, порядковые номера которых
1) 13 и 9
2) 18 и 8
3) 6 и 8
4) 7 и 17
20. В перечне веществ, формулы которых соединения только с ионной связью, это
1) NaF, CaF 2
2) NaNO 3 , N 2
3) O 2 , SO 3
4) Ca(NO 3) 2 , AlCl 3
Данные по энергии ионизации (ЭИ), ПЭИ и составу стабильных молекул - их настоящие значения и сравнения - как свободных атомов, так и атомов, связанных в молекулы, позволяют нам понять как атомы образуют молекулы посредством механизма ковалентной связи.
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ - (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) (гомеополярная связь), химическая связь между двумя атомами, возникающая при обобществлении электронов, принадлежавших этим атомам. Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов. Связь, при которой имеется одна общая пара электронов, называется одинарной; существуют также двойные и тройные связи.
Рассмотрим несколько примеров, чтобы увидеть, как мы можем использовать наши правила для определения количества ковалентных химических связей, которые может образовать атом, если мы знаем количество электронов на внешней оболочке данного атома и заряд его ядра. Заряд ядра и количество электронов на внешней оболочке определяются экспериментальным путем и включены в таблицу элементов.
Расчет возможного числа ковалентных связей
Для примера, подсчитаем количество ковалентных связей, которые могут образовать натрий (Na), алюминий (Al), фосфор (P), и хлор (Cl) . Натрий (Na) и алюминий (Al) имеют, соответственно 1 и 3 электрона на внешней оболочке, и, по первому правилу (для механизма образования ковалентной связи используется один электрон на внешней оболочке), они могут образовать:натрий (Na) - 1 и алюминий (Al) - 3 ковалентных связи. После образования связей количество электронов на внешних оболочках натрия (Na) и алюминия (Al) равно, соответственно, 2 и 6; т.е., менее максимального количества (8) для этих атомов. Фосфор (P) и хлор (Cl) имеют, соответственно, 5 и 7 электронов на внешней оболочке и, согласно второй из вышеназванных закономерностей, они могли бы образовать 5 и 7 ковалентных связей. В соответствии с четвертой закономерностью образование ковалентной связи, число электронов на внешней оболочке этих атомов увеличивается на 1. Согласно шестой закономерности, когда образуется ковалентная связь, число электронов на внешней оболочке связываемых атомов не может быть более 8. То есть, фосфор (P) может образовать только 3 связи (8-5 = 3), в то время как хлор (Cl) может образовать только одну (8-7 = 1).
Пример:
на основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов натрия (Na)
и хлора (Cl)
. Зная закономерности механизма образования ковалентных связей, мы можем сказать, что натрий (Na
) может образовать только 1 ковалентную связь. Таким образом, мы можем предположить, что каждый атом натрия (Na)
связан с атомом хлора (Cl)
посредством ковалентной связи в этом веществе, и что это вещество состоит из молекул атома NaCl
. Формула строения для этой молекулы: Na - Cl.
Здесь тире (-) означает ковалентную связь. Электронную формулу этой молекулы можно показать следующим образом:
. .
Na: Cl:
. .
В соответствии с электронной формулой, на внешней оболочке атома натрия (Na)
в NaCl
имеется 2 электрона, а на внешней оболочке атома хлора (Cl)
находится 8 электронов. В данной формуле электроны (точки) между атомами натрия (Na)
и
хлора (Cl)
являются связующими электронами. Поскольку ПЭИ у хлора (Cl)
равен 13 эВ, а у натрия (Na)
он равен 5,14 эВ, связующая пара электронов находится гораздо ближе к атому Cl
, чем к атому Na
. Если энергии ионизации атомов, образующих молекулу сильно различаются, то образовавшаяся связь будет полярной
ковалентной связью.
Рассмотрим другой случай. На основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов алюминия (Al) и атомов хлора (Cl) . У алюминия (Al) имеется 3 электрона на внешней оболочке; таким образом, он может образовать 3 ковалентные химические связи, в то время хлор (Cl) , как и в предыдущем случае, может образовать только 1 связь. Это вещество представлено как AlCl 3 , а его электронную формулу можно проиллюстрировать следующим образом:
Рисунок 3.1. Электронная формула AlCl 3
чья формула строения:
Cl - Al - Cl
Cl
Эта электронная формула показывает, что у AlCl 3 на внешней оболочке атомов хлора (Cl ) имеется 8 электронов, в то время, как на внешней оболочке атома алюминия (Al) их 6. По механизму образования ковалентной связи, оба связующих электрона (по одному от каждого атома) поступают на внешние оболочки связываемых атомов.
Кратные ковалентные связи
Атомы, имеющие более одного электрона на внешней оболочке, могут образовывать не одну, а несколько ковалентных связей между собой. Такие связи называются многократными (чаще кратными ) связями. Примерами таких связей служат связи молекул азота (N = N ) и кислорода (O = O ).
Связь, образующаяся при объединении одинарных атомов называется гомоатомной ковалентной связью,е сли атомы разные, то связь называется гетероатомнной ковалентной связью [греческие префексы "гомо" и "гетеро" соответственно означают одинаковые и разные].
Представим, как в действительности выглядит молекула со спаренными атомами. Самая простая молекула со спаренными атомами - это молекула водорода.
В которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом , а другой атом принимал электрон и становился анионом .
Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные - двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , Cl 2 , N 2) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные - двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов . Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
Однако, дважды лауреат Нобелевской премии Л. Полинг указывал, что «в некоторых молекулах имеются ковалентные связи, обусловленные одним или тремя электронами вместо общей пары» . Одноэлектронная химическая связь реализуется в молекулярном ионе водорода H 2 + .
Молекулярный ион водорода H 2 + содержит два протона и один электрон. Единственный электрон молекулярной системы компенсирует электростатическое отталкивание двух протонов и удерживает их на расстоянии 1,06 Å (длина химической связи H 2 +). Центр электронной плотности электронного облака молекулярной системы равноудалён от обоих протонов на боровский радиус α 0 =0,53 А и является центром симметрии молекулярного иона водорода H 2 + .
Энциклопедичный YouTube
-
1 / 5
Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома .
A· + ·В → А: В
В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).
Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО . Обобществлённые электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.
Образование связи при рекомбинации атомов
Однако, механизм межатомного взаимодействия долгое время оставался неизвестным. Лишь в 1930 г. Ф. Лондон ввёл понятие дисперсионное притяжение - взаимодействие между мгновенным и наведённым (индуцированными) диполями. В настоящее время силы притяжения, обусловленные взаимодействием между флуктуирующими электрическими диполями атомов и молекул носят название «Лондоновские силы ».
Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени .
Образование связи по донорно-акцепторному механизму
Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм - взаимодействие разноименно заряженных ионов - протона H + и отрицательного иона водорода H - , называемого гидрид-ионом :
H + + H - → H 2
При сближении ионов двухэлектронное облако (электронная пара) гидрид-иона притягивается к протону и в конечном счёте становится общим для обоих ядер водорода, то есть превращается в связывающую электронную пару. Частица, поставляющая электронную пару, называется донором, а частица, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным .
H + + H 2 O → H 3 O +
Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот .
Аналогично происходит присоединение протона к молекуле аммиака с образованием комплексного катиона аммония :
NH 3 + H + → NH 4 +
Таким путём (по донорно-акцепторному механизму образования ковалентной связи) получают большой класс ониевых соединений , в состав которого входят аммониевые , оксониевые, фосфониевые, сульфониевые и другие соединения .
В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H 3 + :
H 2 + H + → H 3 +
Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H 3 + принадлежит одновременно трём протонам.
Виды ковалентной связи
Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:
1. Простая ковалентная связь . Для её образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
- Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью . Такую связь имеют простые вещества , например: 2 , 2 , 2 . Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например, в молекуле PH 3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
- Если атомы различны, то степень владения обобществлённой парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами , то такое соединение называется ковалентной полярной связью .
В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π {\displaystyle \pi } -связью.
В линейной молекуле ацетилена
Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)
имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π {\displaystyle \pi } -связи между этими же атомами углерода. Две π {\displaystyle \pi } -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π {\displaystyle \pi } -связи, а единая π {\displaystyle \pi } диэлектрики или полупроводники . Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями) могут служить
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) - химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой .
Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные - двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , Cl 2 , N 2) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные - двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
Образование связи
Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома.
A· + ·В → А: В
В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).
Заполнение электронами атомных (по краям) и молекулярных (в центре) орбиталей в молекуле H 2 . Вертикальная ось соответствует энергетическому уровню, электроны обозначены стрелками, отражающими их спины.
Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО . Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.
Виды ковалентной связи
Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:
1. Простая ковалентная связь . Для её образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
· Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью . Такую связь имеют простые вещества, например: О 2 , N 2 , Cl 2 . Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH 3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
· Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называетсяковалентной полярной связью .
2. Донорно-акцепторная связь . Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов - донор . Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором . В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
3. Семиполярная связь . Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:
1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами - в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).
2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).
При образовании семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.
σ-связь и π-связь
Сигма (σ)-, пи (π)-связи - приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.
В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.
В линейной молекуле ацетилена
Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)
имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две -связи между этими же атомами углерода. Две -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные -связи, а единая -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.
Примеры веществ с ковалентной связью
Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н 2 , Cl 2 и др.) и соединений (Н 2 О, NH 3 , CH 4 , СО 2 , HCl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью -аммония NH 4 + , тетрафторборат анион BF 4 − и др. Соединения с семиполярной связью - закись азота N 2 O, O − -PCl 3 + .
Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями могут служить алмаз, германий и кремний.
Единственным известным человеку веществом с примером ковалентной связи между металлом и углеродом является цианокобаламин, известный как витамин B12.
Ионная связь - очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общаяэлектронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %. Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5. Это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. - l е -> Na+ ион натрия, устойчивая восьми электронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня. :Cl + 1е --> .Cl - ион хлора, устойчивая восьми электронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.
Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:
Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.
Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.
При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии.
Химическим элементарным частицам свойственно соединяться друг с другом посредством формирования специальных взаимосвязей. Они бывают полярными и неполярными. Каждая из них имеет определенный механизм формирования и условия возникновения.
Вконтакте
Что это
Ковалентная связь — это образование, возникающее у элементов с неметаллическими свойствами . Наличие приставки «ко» свидетельствует о совместном участии атомных электронов разных элементов.
Понятие «валенты» означает наличие определенной силы. Возникновение такой взаимосвязи происходит посредством обобществления атомных электронов, не имеющих «пары».
Указанные химические связи возникают за счет появления «копилки» электронов, являющейся общей для обеих взаимодействующих частиц. Появление пар электронов осуществляется вследствие накладывания друг на друга электронных орбиталей. Указанные виды взаимодействия возникают между электронными облаками обоих элементов .
Важно! Ковалентная взаимосвязь появляется в случае объединения пары орбиталей.
Веществами с описанной структурой являются:
- многочисленные газы;
- спирты;
- углеводы;
- белки;
- органические кислоты.
Ковалентная химическая связь образуется за счет формирования общественных пар электронов у простых веществ либо сложных соединений. Она бывает полярная и неполярная.
Как определить природу химической связи? Для этого необходимо посмотреть на атомную составляющую частиц
, присутствующих в формуле.Химические связи описанного вида формируются только между элементами, где преобладают неметаллические свойства.
Если в соединении присутствуют атомы одинаковых либо разных неметаллов, значит возникающие между ними взаимосвязи – «ковалентные».
Когда в соединении одновременно присутствуют металл и неметалл говорят об образовании взаимосвязи.
Структура с «полюсами»
Ковалентная полярная связь соединяет друг с другом атомы разных по природе неметаллов. Это могут быть атомы:
- фосфора и ;
- хлора и ;
- аммиака.
Есть и другое определение для указанных веществ. Оно говорит о том, что данная «цепочка» формируется между неметаллами с разными показателями электроотрицательности. В обоих случаях «подчеркивается» разновидность химических элементов-атомов, где возникла эта взаимосвязь.
Формула вещества с ковалентной полярной связью – это:
- NO и многие другие.
Представленные соединения в нормальных условиях могут иметь жидкие либо газообразные агрегатные состояния. Формула Льюиса помогает точнее понять механизм связывания атомных ядер.
Как появляется
Механизм образования ковалентной связи для атомных частиц с разными значениями электроотрицательности сводится к формированию общей плотности электронной природы.Обычно она смещается к элементу, имеющему наибольший показатель электроотрицательности. Его можно определить по специальной таблице.
Из-за смещения общей пары «электрончиков» в сторону элемента с большим значением электроотрицательности, на нем частично формируется отрицательный заряд.
Соответственно другой элемент получит частичный положительный заряд. Вследствие этого образуется соединение с двумя разнозаряженными полюсами.
Нередко при образовании полярной взаимосвязи используется акцепторный механизм или донорно-акцепторный механизм. Примером вещества, образованного по данному механизму, служит молекула аммиака. В нем азот наделен свободной орбиталью, а водород – свободным электроном. Образующая общая электронная пара занимает данную орбиталь азота, в результате чего один элемент становится донором, а другой акцептором.
Описанный механизм образования ковалентной связи , как вид взаимодействия, характерен не для всех соединений с полярным связыванием. Примерами могут служить вещества органического, а также неорганического происхождения.
О неполярной структуре
Ковалентная неполярная связь связывает между собой элементы с неметаллическими свойствами, имеющими одинаковые значения электроотрицательности. Другими словами, вещества с ковалентной неполярной связью — это соединения, состоящие из разного количества идентичных неметаллов.
Формула вещества с ковалентной неполярной взаимосвязью:
Примеры соединений, относящиеся к указанной категории являются веществами простого строения
. В формировании этого типа взаимодействия, как и других неметаллических взаимосвязей, задействуются «крайние» электроны.В некоторой литературе их именуют валентными. Под подразумевают количество электронов, необходимых для завершения внешней оболочки. Атом может отдавать или принимать отрицательно заряженные частицы.
Описанная взаимосвязь относится к категории двухэлектронных либо двухцентровых цепочек. При этом пара электронов занимает общее положение между двумя орбиталями элементов. В структурных формулах электронную пару записывают в виде горизонтальной черты или «-». Каждая такая черточка показывает количество общих электронных пар в молекуле.
Для разрыва веществ с указанным видом взаимосвязи требуется затратить максимальное количество энергии, поэтому эти вещества являются одними из прочных по шкале прочности.
Внимание! В данную категорию относят алмаз – одно из самых прочных соединений в природе.
Как появляется
По донорно-акцепторному механизму неполярные взаимосвязи практически не соединяются. Ковалентная неполярная связь — это структура, формирующаяся посредством возникновения общих пар электронов. Данные пары в одинаковой степени принадлежат обоих атомам. Кратное связывание по формуле Льюиса точнее дает представление о механизме соединения атомов в молекуле.
Сходством ковалентной полярной и неполярной связи является появление общей электронной плотности. Только во втором случае образующиеся электронные «копилки» в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, занимая центральное положение. В результате не образуются частичные положительные и отрицательные заряды, а значит образующиеся «цепи» являются неполярными.
Важно! Неполярная взаимосвязь приводит к образованию общей электронной пары, за счет чего последний электронный уровень атома становится завершенным.
Свойства веществ с описанными структурами существенно различаются от свойств веществ с металлической либо ионной взаимосвязью.
Что такое ковалентная полярная связь
Какие бывают виды химической связи
