Ковалентная связь образуется за счет чего: Образование ковалентной связи — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

Образование ковалентной связи — урок. Химия, 8–9 класс.

Ковалентная связь образуется при взаимодействии неметаллов. Атомы неметаллов имеют высокую электроотрицательность и стремятся заполнить внешний электронный слой за счёт чужих электронов. Два таких атома могут перейти в устойчивое состояние, если объединят свои электроны.

 

Ковалентная связь — это связь между атомами неметаллов, образованная за счёт общих электронных пар.

Рассмотрим возникновение ковалентной связи в простых  веществах.

  

1. Образование молекулы водорода.

 

Каждый атом водорода имеет один электрон. Для перехода в устойчивое состояние ему необходим ещё один электрон.

 

При сближении двух атомов электронные облака перекрываются. Образуется общая электронная пара, которая связывает атомы водорода в молекулу.

 

В пространстве между двумя ядрами общие электроны бывают чаще, чем в других местах. Там формируется область с повышенной электронной плотностью и отрицательным зарядом. Положительно заряженные ядра притягиваются к ней, и образуется молекула.

 

При этом каждый атом получает завершённый двухэлектронный внешний уровень и переходит в устойчивое состояние.

 

Ковалентная связь за счёт образования одной общей электронной пары называется одинарной.

 

Общие электронные пары (ковалентные связи) образуются за счёт неспаренных электронов, расположенных на внешних энергетических уровнях взаимодействующих атомов. 

 

У водорода — один неспаренный электрон. Для других элементов их число равно  8 – № группы.

Неметаллы VIIА группы (галогены) имеют на внешнем слое один неспаренный электрон.

У неметаллов VIА группы (кислород, сера) таких электронов два.

У неметаллов VА группы (азот, фосфор) — три неспаренных электрона.

  

2. Образование молекулы фтора.

 

Атом фтора на внешнем уровне имеет семь электронов. Шесть из них образуют пары, а седьмой неспаренный.

 

При соединении атомов образуется одна общая электронная пара, то есть возникает одна ковалентная связь.  Каждый атом получает завершённый восьмиэлектронный внешний слой. Связь в молекуле фтора тоже одинарная. Такие же одинарные связи существуют в молекулах хлора, брома и иода.

 

Если атомы имеют несколько неспаренных электронов, то образуются две или три общие пары.

  

3. Образование молекулы кислорода.

  

У атома кислорода на внешнем уровне — два неспаренных электрона.

 

При взаимодействии двух атомов кислорода возникают две общие электронные пары. Каждый атом  заполняет свой внешний уровень до восьми электронов. Связь в молекуле кислорода двойная.

 

 

  

4. Образование молекулы азота.

 

Атом азота имеет три неспаренных электрона на внешнем уровне.

В молекуле образуются три общие электронные пары. Связь в молекуле азота тройная.

 

Образование ковалентных связей показывают структурные (графические) формулы, в которых общая электронная пара обозначается чертой. Одна черта между атомами обозначает одинарную связь, две черты — двойную, три черты — тройную:

 

H−H,F−F,Cl−Cl; 

 

O=O,N≡N.

Источники:

Габриелян О. С. Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.: Дрофа, 2013. — 66 с.   

 

Урок №64. Ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентные связи

Сущность и виды химической связи

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ — это связь, возникающая между атомами за счет
образования общих электронных пар (Например,
H2, HCl, H2O, O2).

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими
атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

А) КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КНС) — образуют
атомы одного и того же химического элемента — неметалла
(Например, H2, O2, О3).

 

Механизм образования связи.

      Каждый атом неметалла отдает
в общее пользование другому атому наружные не спаренные электроны. Образуются
общие электронные пары. Электронная пара принадлежит в равной мере обоим
атомам.

Рассмотрим механизм образования
молекулы хлора:

Cl2 – кнс.

Электронная схема образования молекулы Cl2:

  

Структурная формула молекулы Cl2:

   
 
σ

Cl Cl ,  σ (p p) — одинарная связь

 

Демонстрация образования молекулы водорода

Рассмотрим механизм образования
молекулы кислорода:

О2 – кнс.

Электронная схема образования молекулы О2:


Структурная формула молекулы О2:

   
 
σ

О = О   

    π

В молекуле кратная, двойная связь:

Одна σ (p p)

 и одна
 π (р – р)


Б) КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КПС) — образуют атомы разных
неметаллов, отличающихся по значениям электроотрицательности
(Например,
HCl, H2O)

 

Встречаются
исключения, когда ковалентную связь образуют атом неметалла и металла
!

Например, AlCl3, разница в
электроотрицательности 
∆ Э.О.<1.7,  т.е. ∆ Э.О.= 3,16 (Cl) – 1,61(Al) = 1,55

 

Электроотрицательность (ЭО) — это
свойство атомов одного элемента притягивать к себе электроны от атомов других
элементов.

    
Самый электроотрицательный элемент – фтор F

Электроотрицательность можно
выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее
часто используют ряд электроотрицательности элементов, предложенный
американским химиком Л. Полингом.
 

Таблица. Электроотрицательности (ЭО) некоторых
элементов (приведены в порядке
возрастания
ЭО).

Элемент

K

Na

Ca

Al

H

Br

N

Cl

O

F

ЭО  

0. 82

0.93

1

1.61

2.2

2.96

3.04

3.16

3.44

4.0

Механизм
образования связи.

Каждый атом
неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружные не спаренные
электроны. Образуются общие электронные пары. Общая электронная пара смещена к
более электроотрицательному элементу.

Рассмотрим механизм образования
молекулы хлороводорода:

НCl – кпс.

Электронная схема образования молекулы НCl:

Структурная формула молекулы НCl:

   
 
σ

Н Cl ,

 σ (s p)

 —
одинарная связь
σ, смещение электронной плотности в сторону более
электроотрицательного атома хлора (
)

Свойства
ковалентной связи

1)  Длина 
межъядерное расстояние

2) Энергия 
энергия, выделяющаяся при образовании или поглощающаяся при разрыве химической
связи.

С увеличением кратности связи
энергия увеличивается, длина связи уменьшается и химическая активность падает:

F – F

O = O

N ≡ N

C ≡ O

Одна из трёх связей О→С

по донорно-акцепторному механизму

155 кДж/моль

498 кДж/моль

946 кДж/моль

1065 кДж/моль

3) Насыщаемость –
определяется способностью атомов образовывать ограниченное число связей:

Например, водород всегда
одновалентен;

азот может быть трехвалентен в
молекуле аммиака 
NH3 и четырёхвалентен в ионе
аммония 
NH4+ (валентные возможности
расширяются за счёт участия неподелённой электронной пары атома азота в
образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).

4) Направленность* 
обуславливает форму молекулы в пространстве.

* — подробнее будет изучено в старших классах. Ковалентная связь образуется в
направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих
атомов при образовании σ – связей. (см. «гибридизация»)

Закрепление

№1. Выпишите отдельно формулы веществ с ковалентной полярной и неполярной связями:
H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, O3, CO2, SO3, CCl4, F2.
№2. Напишите
механизм образования молекул с ковалентным типом связи, определите тип
перекрывания электронных облаков (π или σ), а так же механизм
образования (обменный или донорно-акцепторный): H2S, KCl, O2, Na2S, Na2O, N2, NH3, CH4, BaF2, LiCl, CCl4, F2

Ковалентная связь

Как образуется ковалентная связь

Ковалентная химическая связь образуется между атомами с близкими или равными значениями электроотрицательностей.

Предположим, что хлор и водород стремятся отнять друг у друга электроны и принять структуру ближайшего благородного газа. Но ни один из них не отдаст электрон другому, т.к. значения их электроотрицательностей близки.

Каким же способом они все таки соединяются? Все просто – они поделятся электронами друг с другом, образуется общая электронная пара.

При взаимодействии атомов с равными значениями электроотрицательности образуется ковалентная неполярная связь.

В этом случае общая электронная пара будет находится на одинаковом расстоянии от обоих атомов и в равной степени принадлежать обоим атомам. Такая связь не имеет полярности , т.е электронная плотность распределяется симметрично. Ковалентная неполярная связь реализуется, например, в простых веществах-неметаллах: H2, О2, N2, Cl2 и др. Связи могут быть как одинарными, так и двойными, тройными.

Механизм образования ковалентной неполярной связи

ковалентная неполярная связь

При взаимодействии атомов, с различными значениями электроотрицательностей образуется ковалентная полярная связь

Если электроотрицательности атомов различаются, то при их соединении электронная плотность распределяется между атомами неравномерно. Электронная пара смещается в сторону атома, имеющего большее значение электроотрицательности. Образуется ковалентная полярная связь (HCl, H2O, CO), кратность которой также может быть различной.

Механизм образования ковалентной полярной связи

ковалентная полярная химическая связь

При образовании данного типа связи, более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд (δ- и δ+). Образуется электрический диполь, в котором заряды, противоположные по знаку, расположены на неком расстоянии друг от друга. В качестве меры полярности связи используют дипольный момент:

где, δ — величина заряда, l – расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов.

Полярность соединения тем более выражена, чем больше дипольный момент. Молекулы будут иметь неполярный характер, если дипольный момент равен нулю.

Теперь рассмотрим отличительные черты ковалентной связи.

Характеристики ковалентной связи

  • В отличие от ионных соединений, молекулы ковалентных соединений удерживаются вместе за счет «межмолекулярных сил», которые намного слабее химических связей. В связи с этим, ковалентной связи характерна насыщаемость – образование ограниченного числа связей.
  • Известно, что атомные орбитали ориентированы в пространстве определенным образом, поэтому при образовании связи, перекрывание электронных облаков происходит в определенном направлении. Т.е. реализуется такое свойство ковалентной связи как направленность.
  • Для ковалентной связи характерна полярность, которая возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью.
  • Электрическое поле частиц, образуемых ковалентную связь способно смещать электроны и характеризуется понятием поляризуемости связи. При удалении электрона от ядра, т.е. с увеличением длины связи ослабевает его притяжение к ядру и он становится более подвижен. Чем больше длина связи, тем более поляризуема связь.

Физические свойства соединений с ковалентной связью

В связи с вышеперечисленными особенностями, можно заключить, что:

  • Ковалентные соединения летучи
  • Имеют низкие температуры плавления и кипения.
  • Электрический ток не может проходить через эти соединения, следовательно, они плохие проводники и хорошие изоляторы.
  • При подводе тепла, многие соединения с ковалентной связью, загораются. В большей части это углеводороды, а также оксиды, сульфиды, галогениды неметаллов и переходных металлов.

Ковалентная связь — полярная и неполярная, механизмы образования » HimEge.ru

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

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

В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

H          1s1     — один электрон

Cl           1s2 2s22p6 3s23p5       — семь электронов на внешнем уровне

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

Образование ковалентной связи

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

Неполярная ковалентная связь

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

Образование ковалентной неполярной связи

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

Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О2 или азота N2. Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

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

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

Полярная ковалентная связь

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

Типы химической связи

В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:

Типы химической связи

 Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

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

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

 

ковалентная неполярная связь, отличие от полярной. Донорно-акцепторный механизм
образования связи

7.11. Строение веществ с ковалентной
связью

Вещества, в которых из всех типов химической
связи присутствует только ковалентная, делятся
на две неравные группы: молекулярные (очень
много) и немолекулярные (значительно меньше).
Кристаллы твердых молекулярных веществ состоят
из слабо связанных между собой силами
межмолекулярного взаимодействия молекул. Такие
кристаллы не обладают высокой прочностью и
твердостью (вспомните лед или сахар). Невысоки у
них также температуры плавления и кипения (см.
таблицу 22).

Таблица 22. Температуры плавления и
кипения некоторых молекулярных веществ

Вещество

Вещество

H 2 – 259 – 253 Br 2 – 7 58
N 2 – 210 – 196 H 2 O 0 100
HCl – 112 – 85 P 4 44 257
NH 3 – 78 – 33 C 10 H 8 (нафталин) 80 218
SO 2 – 75 – 10 S 8 119

В отличие от своих молекулярных
собратьев немолекулярные вещества с ковалентной
связью образуют очень твердые кристаллы.
Кристаллы алмаза (самого твердого вещества)
относятся именно к этому типу.
В кристалле алмаза (рис. 7.5) каждый атом углерода
связан с четырьмя другими атомами углерода
простыми ковалентными связями (sр 3 -гибридизация).
Атомы углерода образуют трехмерный каркас. По
существу весь кристалл алмаза представляет
собой одну огромную и очень прочную молекулу.
Такое же строение имеют и кристаллы кремния,
широко применяемые в радиоэлектронике и
электронной технике.
Если заменить половину атомов углерода в алмазе
на атомы кремния, не нарушая каркасную структуру
кристалла, то получится кристалл карбида кремния
SiC – также очень твердого вещества,
используемого как абразивный материал. Обычный
кварцевый песок (диоксид кремния) тоже относится
к этому типу кристаллических веществ. Кварц –
очень твердое вещество; под названием »
наждак» он также используется как абразивный
материал. Структуру кварца легко получить, если в
кристалле кремния между каждыми двумя атомами
кремния вставит атомы кислорода. При этом каждый
атом кремния окажется связанным с четырьмя
атомами кислорода, а каждый атом кислорода – с
двумя атомами кремния.

Кристаллы алмаза, кремния, кварца и подобные им
по структуре называют атомными кристаллами.
Атомный кристалл – кристалл, состоящий из атомов
одного или нескольких элементов, связанных
химическими связями.
Химическая связь в атомном кристалле может быть
ковалентной или металлической.
Как вы уже знаете, любой атомный кристалл, как и
ионный, представляет собой огромную »
супермолекулу» . Структурную формулу такой »
супермолекулы» записать нельзя – можно только
показать ее фрагмент, например:

В отличие от молекулярных веществ, вещества,
образующие атомные кристаллы, – одни из самых
тугоплавких (см. таблицу 23.).

Таблица 23. Температуры плавления и
кипения некоторых немолекулярных веществ
с ковалентными
связями

Такие высокие температуры плавления вполне
понятны, если вспомнить, что при плавлении этих
веществ рвутся не слабые межмолекулярные, а
прочные химические связи. По этой же причине
многие вещества, образующие атомные кристаллы,
при нагревании не плавятся, а разлагаются или
сразу переходят в парообразное состояние
(возгоняются), например, графит возгоняется при
3700 o С.

Кремний – Si.
Очень
твердые, хрупкие кристаллы кремния по виду
похожи на металлические, тем не менее он –
неметалл. По типу электропроводности это
вещество относится к полупроводникам, что и
определяет его громадное значение в современном
мире. Кремний – важнейший полупроводниковый
материал. Радиоприемники, телевизоры,
компьютеры, современные телефоны, электронные
часы, солнечные батареи и многие другие бытовые и
промышленные приборы содержат в качестве
важнейших элементов конструкции транзисторы,
микросхемы и фотоэлементы, изготовленные из
монокристаллов особочистого кремния.
Технический кремний используется в производстве
сталей и в цветной металлургии. По химическим
свойствам кремний – довольно инертное вещество,
вступает в реакции только при высокой
температуре

Диоксид кремния – SiO 2 .

Другое название этого вещества – кремнезем.
Диоксид кремния встречается в природе в двух
видах: кристаллическом и аморфном. Многие
полудрагоценные и поделочные камни являются
разновидностями кристаллического диоксида
кремния (кварца): горный хрусталь, яшма, халцедон,
агат. а опал – аморфная форма кремнезема. Кварц
очень широко распространен в природе, ведь и
барханы в пустынях, и песчаные отмели рек и морей
– все это кварцевый песок. Кварц – бесцветное
кристаллическое очень твердое и тугоплавкое
вещество. По твердости он уступает алмазу и
корунду, но, тем не менее, широко используется как
абразивный материал. Кварцевый песок широко
применяется в строительстве и промышленности
стройматериалов. Кварцевое стекло используется
для изготовления лабораторной посуды и научных
приборов, так как оно не растрескивается при
резком изменении температуры. По своим
химическим свойствам диоксид кремния –
кислотный оксид, но со щелочами реагирует только
при сплавлении. При высоких температурах из
диоксида кремния и графита получают карбид
кремния – карборунд. Карборунд – второе по
твердости после алмаза вещество, его тоже
используют для изготовления шлифовальных кругов
и » наждачной» бумаги.

7.12. Полярность ковалентной связи.
Электроотрицательность

Вспомним, что изолированные атомы разных
элементов имеют разную склонность как отдавать,
так и принимать электроны. Эти различия
сохраняется и после образования ковалентной
связи. То есть, атомы одних элементов стремятся
притянуть к себе электронную пару ковалентной
связи сильнее, чем атомы других элементов.

Рассмотрим молекулу HCl.

На этом примере посмотрим, как можно оценить
смещение электронного облака связи, используя
молярные энергии ионизации и средства к
электрону. 1312 кДж/моль, а 1251 кДж/моль – различие
незначительно, примерно 5%. 73 кДж/моль, а 349 кДж/моль – здесь
различие куда больше: энергия сродства к
электрону атома хлора почти в пять раз больше
таковой для атома водорода. Отсюда можно сделать
вывод, что электронная пара ковалентной связи в
молекуле хлороводорода в значительной степени
смещена в сторону атома хлора. Иными словами,
электроны связи больше времени проводят вблизи
атома хлора, чем вблизи атома водорода. Такая
неравномерность распределения электронной
плотности приводит к перераспределению
электрических зарядов внутри молекулы.На атомах
возникают частичные (избыточные) заряды; на атоме
водорода – положительный, а на атоме хлора –
отрицательный.

В этом случае говорят, что связь поляризуется, а
сама связь называется полярной ковалентной
связью.
Если же электронная пара ковалентной связи не
смещена ни к какому из связываемых атомов, то
есть, электроны связи в равной степени
принадлежат связываемым атомам, то такая связь
называется неполярной ковалентной связью.
Понятие » формальный заряд» в случае
ковалентной связи также применимо. Только в
определении речь должна идти не об ионах, а об
атомах. В общем случае может быть дано следующее
определение.

В молекулах, ковалентные связи в которых
образовались только по обменному механизму,
формальные заряды атомов равны нулю. Так, в
молекуле HCl формальные заряды на атомах как
хлора, так и водорода равны нулю. Следовательно, в
этой молекуле реальные (эффективные) заряды на
атомах хлора и водорода равны частичным
(избыточным) зарядам.
Далеко не всегда по молярным энергиям ионизации
и сродства к электрод легко определить знак
частичного заряда на атоме того или другого
элемента в молекуле, то есть оценить, в какую
сторону смещены электронные пары связей. Обычно
для этих целей используют еще одну
энергетическую характеристику атома –
электроотрицательность.

В настоящее время единого, общепринятого
обозначения для электроотрицательности нет.
Можно обозначать ее буквами Э/О. Также пока нет и
единого, общепринятого метода расчета
электроотрицательности. Упрощенно ее можно
представить как полусумму молярных энергий
ионизации и сродства к электрону – таким и был
один из первых способов ее расчета.
Абсолютные значения электроотрицательностей
атомов различных элементов используются очень
редко. Чаще используют относительную
электроотрицательность, обозначаемую буквой c .
Первоначально эта величина определялась как
отношение электроотрицательности атома данного
элемента к электроотрицательности атома лития. В
дальнейшем методы ее расчета несколько
изменились.
Относительная электроотрицательность –
величина безразмерная. Ее значения приведены в
приложении 10.

Так как относительная электроотрицательность
зависит прежде всего от энергии ионизации атома
(энергия сродства к электрону всегда намного
меньше), то в системе химических элементов она
изменяется примерно также, как и энергия
ионизации, то есть возрастает по диагонали от
цезия (0,86) ко фтору (4,10). Приведенные в таблице
значения относительной электроотрицательности
гелия и неона не имеют практического значения,
так как эти элементы не образуют соединений.

Используя таблицу электроотрицательности,
можно легко определить в сторону какого из двух
атомов смещены электроны, связывающие эти атомы,
и, следовательно, знаки частичных зарядов,
возникающих на этих атомах.

H 2 O Связь полярная
H 2 Атомы одинаковые H—H Связь неполярная
CO 2 Связь полярная
Cl 2 Атомы одинаковые Cl—Cl Связь неполярная
H 2 S Связь полярная

Таким образом, в случае образования
ковалентной связи между атомами разных
элементов такая связь всегда будет полярной, а в
случае образования ковалентной связи между
атомами одного элемента (в простых веществах)
связь в большинстве случаев неполярна.

Чем больше разность электроотрицательностей
связываемых атомов, тем более полярной
оказывается ковалентная связь между этими
атомами.

Сероводород H 2 S

бесцветный газ с характерным запахом, присущим
тухлым яйцам; ядовит. Он термически неустойчив,
при нагревании разлагается. Сероводород мало
растворим в воде, его водный раствор называют
сероводородной кислотой. Сероводород
провоцирует (катализирует) коррозию металлов,
именно этот газ » повинен» в потемнении
серебра.
В природе он содержится в некоторых минеральных
водах. В процессе жизнедеятельности его образуют
некоторые бактерии. Сероводород губителен для
всего живого. Сероводородный слой обнаружен в
глубинах Черного моря и внушает опасения ученым:
жизнь морских обитателей там находится под
постоянной угрозой.

ПОЛЯРНАЯ
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ,НЕПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ,
АБСОЛЮТНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ,
ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ.

1.Эксперименты
и последующие расчеты показали, что эффективный
заряд кремния в тетрафториде кремния равен +1,64 е,
а ксенона в гексафториде ксенона +2,3 е. Определите
значения частичных зарядов на атомах фтора в
этих соединениях. 2. Составьте структурные
формулы следующих веществ и, используя
обозначения » » и » » ,
охарактеризуйте полярность ковалентных связей в
молекулах этих соединений: а) CH 4 , CCl 4 ,
SiCl 4 ; б) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te;
в) NH 3 , NF 3 , NCl 3 ; г) SO 2 , Cl 2 O,
OF 2 .
3.Пользуясь таблицей электроотрицательностей,
укажите, в каком из соединений связь более
полярна: а) CCl 4 или SiCl 4 ; б) H 2 S или H 2 O;
в) NF 3 или NCl 3 ; г) Cl 2 O или OF 2 .

7.13. Донорно-акцепторный механизм
образования связи

В предыдущих параграфах вы подробно
познакомились с двумя типами связи: ионной и
ковалентной. Вспомним, что ионная связь
образуется при полной передаче электрона от
одного атома другому. Ковалентная – при
обобществлении неспаренных электронов
связываемых атомов.

Кроме этого, существует еще один механизм
образования связи. Рассмотрим его на примере
взаимодействия молекулы аммиака с молекулой
трифторида бора:

В результате между атомами азота и бора
возникает и ковалентная, и ионная связь. При этом
атом азота является донором
электронной пары
(» дает» ее для образования связи), а атом
бора – акцептором
(» принимает» ее при
образовании связи). Отсюда и название механизма
образования такой связи – » донорно-акцепторный»
.

При образовании связи по донорно-акцепторному
механизму образуются одновременно и ковалентная
связь, и ионная.
Конечно, после образования связи за счет разницы
в электроотрицательности связываемых атомов
происходит поляризация связи, возникают
частичные заряды, снижающие эффективные
(реальные) заряды атомов.

Рассмотрим другие примеры.

Если рядом с молекулой аммиака окажется сильно
полярная молекула хлороводорода, в которой на
атоме водорода имеется значительный частичный
заряд , то в этом случае роль акцептора
электронной пары будет выполнять атом водорода.
Его 1s
-АО хоть и не совсем пустая, как у атома
бора в предыдущем примере, но электронная
плотность в облаке этой орбитали существенно
понижена.

Пространственное строение получившегося
катиона, иона аммония
NH 4 , подобно строению
молекулы метана, то есть все четыре связи N-H
совершенно одинаковы.
Образование ионных кристаллов хлорида аммония NH 4 Cl
можно наблюдать, смешав газообразный аммиак с
газообразным хлороводородом:

NH 3(г) + HCl (г) = NH 4 Cl (кр)

Донором электронной пары может быть не только
атом азота. Им может быть, например, атом
кислорода молекулы воды. С тем же хлороводородом
молекула воды будет взаимодействовать следующим
образом:

Образующийся катион H 3 O называется ионом
оксония
и, как вы скоро узнаете, имеет огромное
значение в химии.
В заключение рассмотрим электронное строение
молекулы угарного газа (монооксида углерода) СО:

В ней, кроме трех ковалентных связей (тройной
связи), есть еще и ионная связь.
Условия образования связи по
донорно-акцепторному механизму:
1) наличие у одного из атомов неподеленной пары
валентных электронов;
2) наличие у другого атома свободной орбитали на
валентном подуровне.
Донорно-акцепторный механизм образования связи
распространен довольно широко. Особенно часто он
встречается при образовании соединений d
-элементов.
Атомы почти всех d
-элементов имеют много
свободных валентных орбиталей. Поэтому они
являются активными акцепторами электронных пар.

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ
МЕХАНИЗМ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ, ИОН АММОНИЯ,
ИОН ОКСОНИЯ, УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СВЯЗИ ПО
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНОМУ МЕХАНИЗМУ.

1.Составьте
уравнения реакций и схемы образования
а) бромида аммония NH 4 Br из аммиака и
бромоводорода;
б) сульфата аммония (NH 4) 2 SO 4 из
аммиака и серной кислоты.
2.Составьте уравнения реакций и схемы
взаимодействия а) воды с бромоводородом; б) воды с
серной кислотой.
3.Какие атомы в четырех предыдущих реакциях
являются донорами электронной пары, а какие
акцепторами? Почему? Ответ поясните диаграммами
валентных подуровней.
4.Структурная формула азотной кислоты Углы
между связями O– N– O близки к 120 o .
Определите:
а) тип гибридизации атома азота;
б) какая АО атома азота принимает участие в
образовании -связи;
в) какая АО атома азота принимает участие в
образовании -связи по
донорно-акцепторному механизму.
Как вы думаете, чему примерно равен угол между
связями H– O– N в этой молекуле? 5.Составьте
структурную формулу цианид-иона CN (отрицательный
заряд – на атоме углерода). Известно, что цианиды
(соединения, содержащие такой ион) и угарный газ
СО – сильные яды, и биологическое действие их
очень близко. Предложите свое объяснение
близости их биологического действия.

7.14. Металлическая связь. Металлы

Ковалентная связь образуется между атомами,
близкими по склонности к отдаче и присоединению
электронов, только тогда, когда размеры
связываемых атомов невелики. В этом случае
электронная плотность в области перекрывания
электронных облаков значительна, и атомы
оказываются прочно связанными, как, например, в
молекуле HF. Если хотя бы один из связываемых
атомов имеет большой радиус, образование
ковалентной связи становится менее выгодным, так
как электронная плотность в области
перекрывания электронных облаков у больших
атомов значительно меньше, чем у маленьких.
Пример такой молекулы с менее прочной связью –
молекула HI (пользуясь таблицей 21, сравните
энергии атомизации молекул HF и HI).

И все-таки между большими атомами (r
o
> 1,1) возникает химическая связь, но в этом
случае она образуется за счет обобществления
всех (или части) валентных электронов всех
связываемых атомов. Например, в случае атомов
натрия обобществляются все 3s
-электроны этих
атомов, при этом образуется единое электронное
облако:

Атомы образуют кристалл с металлической

связью.
Так могут связываться между собой как атомы
одного элемента, так и атомы разных элементов. В
первом случае образуются простые вещества,
называемые металлами
, а во втором – сложные
вещества, называемые интерметаллическими
соединениями
.

Из всех веществ с металлической связью между
атомами в школе вы будете издать только металлы.
Каково же пространственное строение металлов?
Металлический кристалл состоит из атомных
остовов
, оставшихся после обобществления
валентных электронов, и электронного облака
обобществленных электронов. Атомные остовы
обычно образуют плотнейшую упаковку, а
электронное облако занимает весь оставшийся
свободным объем кристалла.

Основными видами плотнейших упаковок являются кубическая
плотнейшая упаковка
(КПУ) и гексагональная
плотнейшая упаковка
(ГПУ). Названия этих
упаковок связаны с симметрией кристаллов, в
которых они реализуются. Некоторые металлы
образуют кристаллы с неплотнейшей упаковкой – объемноцентрированной
кубической
(ОЦК). Объемные и шаростержневые
модели этих упаковок показаны на рисунке 7.6.
Кубическую плотнейшую упаковку образуют атомы Cu,
Al, Pb, Au и некоторых других элементов.
Гексагональную плотнейшую упаковку – атомы Be, Zn,
Cd, Sc и ряд других. Объемноцентрированная
кубическая упаковка атомов присутствует в
кристаллах щелочных металлов, элементов VB и VIB
групп. Некоторые металлы при разных температурах
могут иметь разную структуру. Причины таких
отличий и особенностей строения металлов до сих
пор до конца не выяснены.
При плавлении металлические кристаллы
превращаются в металлические жидкости
. Тип
химической связи между атомами при этом не
изменяется.
Металлическая связь не обладает направленностью
и насыщаемостью. В этом отношении она похожа на
ионную связь.
В случае интерметаллических соединений можно
говорить и о поляризуемости металлической связи.
Характерные физические свойства металлов:
1) высокая электропроводность;
2) высокая теплопроводность;
3) высокая пластичность.

Температуры плавления разных металлов очень
сильно отличаются друг от друга: наименьшая
температура плавления у ртути (- 39 o С), а
наибольшая — у вольфрама (3410 o С).

Бериллий Be
— светло-серый
легкий достаточно твердый, но обычно хрупкий
металл. Температура плавления 1287 o С. На
воздухе он покрывается оксидной пленкой.
Бериллий — достаточно редкий металл, живые
организмы в процессе своей эволюции практически
не контактировали с ним, поэтому и неудивительно,
что он ядовит для животного мира. Применяется он
в ядерной технике.

Цинк Zn — белый с
голубоватым оттенком мягкий металл. Температура
плавления 420 o С. На воздухе и в воде
покрывается тонкой плотной пленкой оксида цинка,
препятствующей дальнейшему окислению. В
производстве используется для оцинковки листов,
труб, проволоки, защищая железо от коррозии.
Цинк входит в состав многих сплавов, например,
мельхиора и нейзильбера; из его сплавов чеканят
монеты. Цинк — составная часть латуней, широко
используемых в машиностроении. Сплавы,
содержащие цинк, применяют для отливки
типографских шрифтов.

Вольфрам W.
Это самый тугоплавкий из всех
металлов: температура плавления вольфрама 3387 o С.
Обычно вольфрам довольно хрупкий, но после
тщательной очистки становится пластичным, что
позволяет вытягивать из него тонкую проволоку,
из которой делают нити электрических лампочек.
Однако большая часть получаемого вольфрама идет
на производство твердых и износостойких сплавов,
способных сохранять эти свойства при нагревании
даже до 1000 o С.

МЕТАЛЛ,
ИНТЕРМЕТАЛЛИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ, МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ
СВЯЗЬ, ПЛОТНЕЙШАЯ УПАКОВКА.

1.Для
характеристики различных упаковок используется
понятие » коэффициент заполнения
пространства» , то есть отношение объема
атомов к объему кристалла

где V a —
объем атома,
Z — число атомов в элементарной ячейке,
V я
— объём элементарной ячейки.
Атомы в этом случае представляются жесткими
шарами радиуса R
, соприкасающимися друг с
другом. Объем шара V
ш = (4/3)R
3 .
Определяйте коэффициент заполнения
пространства для КПУ и ОЦК упаковки.
2.Используя значения металлических радиусов
(приложение 9), рассчитайте размер элементарной
ячейки а) меди (КПУ), б) алюминия (КПУ) и в) цезия
(ОЦК).

Ковалентная связь осуществляется за счёт обобществления электронов, принадлежащих обоим участвующим во взаимодействии атомам. Электроотрицательности неметаллов достаточно велики, поэтому передачи электронов не происходит.

Электроны, находящиеся на перекрывающихся электронных орбиталях, поступают в общее пользование. При этом создаётся ситуация, при которой внешние электронные уровни атомов оказываются заполненными, то есть образуется 8-ми или 2-х электронная внешняя оболочка.

Вконтакте

Одноклассники

Состояние, при котором электронная оболочка заполнена полностью, характеризуется наименьшей энергией, а соответственно, и максимальной устойчивостью.

Механизмов образования два:

  1. донорно-акцепторный;
  2. обменный.

В первом случае один из атомов предоставляет свою пару электронов, а второй — свободную электронную орбиталь.

Во втором — в общую пару приходит по одному электрону от каждого участника взаимодействия.

В зависимости от того, к какому типу относятся
— атомному или молекулярному, соединения с подобным видом связи могут значительно различаться по физико-химическим характеристикам.

Молекулярные вещества
чаще всего газы, жидкость или твёрдые вещества с низкими температурами плавления и кипения, неэлектропроводные, обладающие малой прочностью. К ним можно отнести: водород (H 2), кислород (O 2), азот (N 2), хлор (Cl 2), бром (Br 2), ромбическую серу (S 8), белый фосфор (P 4) и другие простые вещества; диоксид углерода (CO 2), диоксид серы (SO 2), оксид азота V (N 2 O 5), воду (H 2 O), хлороводород (HCl), фтороводород (HF), аммиак (NH 3), метан (CH 4), этиловый спирт (C 2 H 5 OH), органические полимеры и другие.

Вещества атомные
существуют в виде прочных кристаллов, имеющих высокие температуры кипения и плавления, не растворимы в воде и прочих растворителях, многие не проводят электрический ток. Как пример можно привести алмаз, который обладает исключительной прочностью. Это объясняется тем, что алмаз представляет собой кристалл, состоящий из атомов углерода, соединённых ковалентными связями. В алмазе нет отдельных молекул. Также атомным строением обладают такие вещества, как графит, кремний (Si), диоксид кремния (SiO 2), карбид кремния (SiC) и другие.

Ковалентные связи могут быть не только одинарными (как в молекуле хлора Cl2), но также двойные, как в молекуле кислорода О2, или тройные, как, например, в молекуле азота N2. При этом тройные имеют большую энергию и более прочны, чем двойные и одинарные.

Ковалентная связь может быть
образована как между двумя атомами одного элемента (неполярная), так и между атомами различных химических элементов (полярная).

Указать формулу соединения с ковалентной полярной связью не представляет труда, если сравнить значения электроотрицательностей, входящих в состав молекул атомов. Отсутствие разницы в электроотрицательности определит неполярность. Если же разница есть, то молекула будет полярна.

Не пропустите: механизм образования , конкретные примеры.

Ковалентная неполярная химическая связь

Характерна для простых веществ неметаллов
. Электроны принадлежат атомам в равной степени, и смещения электронной плотности не происходит.

Примером могут служить следующие молекулы:

h3, O2, О3, N2, F2, Cl2.

Исключением являются инертные газы
. Их внешний энергетический уровень заполнен полностью, и образование молекул им энергетически не выгодно, в связи с чем они существуют в виде отдельных атомов.

Также примером веществ с неполярной ковалентной связью будет, например, РН3. Несмотря на то, что вещество состоит из различных элементов, значения электроотрицательностей элементов фактически не различаются, а значит, смещения электронной пары происходить не будет.

Ковалентная полярная химическая связь

Рассматривая ковалентную полярную связь, примеров можно привести множество: HCl, h3O, h3S, Nh4, Ch5, CO2, SO3, CCl4, SiO2, СО.

образуется между атомами неметаллов
с различной электроотрицательностью. При этом ядро элемента с большей электроотрицательностью притягивает общие электроны ближе к себе.

Схема образования ковалентной полярной связи

В зависимости от механизма образования общими могут становиться электроны одного из атомов или обоих
.

На картинке наглядно представлено взаимодействие в молекуле соляной кислоты.

Пара электронов принадлежит и одному атому, и второму, у обоих, таким образом, внешние уровни заполнены. Но более электроотрицательный хлор притягивает пару электронов чуть ближе к себе (при этом она остаётся общей). Разница в электроотрицательности недостаточно большая, чтобы пара электронов перешла к одному из атомов полностью. В результате возникает частичный отрицательный заряд у хлора и частичный положительный у водорода. Молекула HCl является полярной молекулой.

Физико-химические свойства связи

Связь можно охарактеризовать следующими свойствами
: направленность, полярность, поляризуемость и насыщаемость.

Химической связью называют взаимодействие частиц (ионов или атомов), которое осуществляется в процессе обмена электронами, находящимися на последнем электронном уровне. Существует несколько видов такой связи: ковалентная (она делится на неполярную и полярную) и ионная. В этой статье мы подробнее остановимся именно на первом виде химических связей — ковалентных. А если быть точнее, то на полярном ее виде.

Ковалентная полярная связь — это химическая связь между валентными электронными облаками соседних атомов. Приставка «ко-» — означает в данном случае «совместно», а основа «валента» переводится как сила или способность. Те два электрона, которые связываются между собой, называют электронной парой.

История

Впервые этот термин употребил в научном контексте лауреат Нобелевской премии химик Ирвинг Леннгрюм. Произошло это в 1919 году. В своей работе ученый объяснял, что связь, в которой наблюдаются общие для двух атомов электроны, отличается от металлической или ионной. А значит, требует отдельного названия.

Позже, уже в 1927 году, Ф. Лондон и В. Гайтлер, взяв в качестве примера молекулу водорода как химически и физически наиболее простую модель, описали ковалентную связь. Они взялись за дело с другого конца, и свои наблюдения обосновывали, используя квантовую механику.

Суть реакции

Процесс преобразования атомарного водорода в молекулярный является типичной химической реакцией, качественным признаком которой служит большое выделение теплоты при объединении двух электронов. Выглядит это примерно так: два атома гелия приближаются друг к другу, имея по одному электрону на своей орбите. Затем эти два облака сближаются и образуют новое, похожее на оболочку гелия, в котором вращаются уже два электрона.

Завершенные электронные оболочки устойчивее, чем незавершенные, поэтому их энергия существенно ниже, чем у двух отдельных атомов. При образовании молекулы излишек тепла рассеивается в окружающей среде.

Классификация

В химии выделяют два вида ковалентной связи:

  1. Ковалентная неполярная связь, образующаяся между двумя атомами одного неметаллического элемента, например кислород, водород, азот, углерод.
  2. Ковалентная полярная связь, возникает между атомами разных неметаллов. Хорошим примером может служить молекула хлороводорода. Когда атомы двух элементов соединяются друг с другом, то неспаренный электрон от водорода частично переходит на последний электронный уровень атома хлора. Таким образом, на атоме водорода образуется положительный заряд, а на атоме хлора — отрицательный.

Донорно-акцепторная связь
также является видом ковалентной связи. Она заключается в том, что один атом из пары предоставляет оба электрона, становясь донором, а принимающий их атом, соответственно, считается акцептором. При образовании связи между атомами, заряд донора увеличивает на единицу, а заряд акцептора снижается.

Семиполярная связь — е
е можно считать подвидом донорно-акцепторной. Только в этом случае объединяются атомы, один из которых имеет законченную электронную орбиталь (галогены, фосфор, азот), а второй — два неспаренных электрона (кислород). Образование связи проходит в два этапа:

  • сначала от неподеленной пары отрывает один электрон и присоединяется к неспаренным;
  • объединение оставшихся неспаренных электродов, то есть формируется ковалентная полярная связь.

Свойства

Полярная ковалентная связь имеет свои физико-химические свойства, такие как направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость. Именно они определяют характеристики образующихся молекул.

Направленность связи зависит от будущего молекулярного строения образующегося вещества, а именно от геометрической формы, которую формируют два атома при присоединении.

Насыщаемость показывает, сколько ковалентных связей способен образовать один атом вещества. Это число ограничено количеством внешних атомных орбиталей.

Полярность молекулы возникает потому, что электронное облако, образующееся из двух разных электронов, неравномерно по всей своей окружности. Это возникает из-за разницы отрицательного заряда в каждом из них. Именно это свойство и определяет, полярная связь или неполярная. Когда объединяются два атома одного элемента, электронное облако симметрично, значит, связь ковалентная неполярная. А если объединяются атомы разных элементов, то формируется асимметричное электронное облако, так называемый дипольный момент молекулы.

Поляризуемость отражает то, насколько активно электроны в молекуле смещаются под действием внешних физических или химических агентов, например электрического или магнитного поля, других частиц.

Два последних свойства образующейся молекулы определяют ее способность реагировать с другими полярными реагентами.

Сигма-связь и пи-связь

Формирование этих связей зависит от плотности распределения электронов в электронном облаке в процессе формирования молекулы.

Для сигма-связи характерно наличие плотного скопления электронов вдоль оси, соединяющей ядра атомов, то есть в горизонтальной плоскости.

Пи-связь характеризуется уплотнение электронных облаков в месте их пересечения, то есть над и под ядром атома.

Визуализация связи в записи формулы

Для примера можем взять атом хлора. На ее внешнем электронном уровне содержится семь электронов. В формуле их располагают тремя парами и одним неспаренным электроном вокруг обозначения элемента в виде точек.

Если таким же образом записывать молекулу хлора, то будет видно, что два неспаренных электрона образовали пару, общую для двух атомов, она называется поделенной. При этом каждый из них получил по восемь электронов.

Правило октета-дублета

Химик Льюис, который предположил, как образуется ковалентная полярная связь, первым из своих коллег сформулировал правило, объясняющее устойчивость атомов при их объединении в молекулы. Суть его заключается в том, что химические связи между атомами образуются в том случае, когда обобществляется достаточное количество электронов, чтобы получилась электронная конфигурация, повторяющая подобная атомам благородных элементов.

То есть при образовании молекул для их стабилизации необходимо, чтобы все атомы имели законченный внешний электронный уровень. Например, атомы водорода, объединяясь в молекулу, повторяют электронную оболочку гелия, атомы хлора, приобретают схожесть на электронном уровне с атомом аргона.

Длина связи

Ковалентная полярная связь, кроме всего прочего, характеризуется определенным расстоянием между ядрами атомов, образующих молекулу. Они находятся на таком расстоянии друг от друга, при котором энергия молекулы минимальна. Для того чтобы этого достичь, необходимо, чтобы электронные облака атомов максимально перекрывали друг друга. Существует прямо пропорциональная закономерность между размером атомов и длинной связи. Чем больше атом, тем длиннее связь между ядрами.

Возможен вариант, когда атом образует не одну, а несколько ковалентных полярных связей. Тогда между ядрами формируются так называемые валентные углы. Они могут быть от девяноста до ста восьмидесяти градусов. Они и определяют геометрическую формулу молекулы.

Рис.
2.1.
Образование
молекул из атомов сопровождается
перераспределением
электронов валентных орбиталей

и приводит к выигрышу
в энергии,

так как энергия молекул оказывается
меньше энергии невзаимодействующих
атомов. На рисунке представлена схема
образования неполярной ковалентной
химической связи между атомами водорода.

В обычных
условиях молекулярное состояние
устойчивее, чем атомное

(рис.2.1).Образование молекул из атомов
сопровождается перераспределением
электронов валентных орбиталей и
приводит к выигрышу в энергии, так как
энергия молекул оказывается меньше
энергии невзаимодействующих атомов
(приложение 3). Силы, удерживающие атомы
в молекулах, получили обобщенное названиехимической связи
.

Химическая
связь между атомами осуществляется
валентными электронами и имеет
электрическую природу

. При этом
различают четыре основных типа химической
связи:ковалентную
,ионную,
металлическую
иводородную
.

1 Ковалентная связь

Химическая
связь, осуществляемая электронными
парами, называется атомной, или
ковалентной

.
Соединения с
ковалентными связями называются
атомными, или ковалентными

.

При возникновении
ковалентной связи происходит
сопровождающееся выделением энергии
перекрытие электронных облаков
взаимодействующих атомов (рис.2.1). При
этом между положительно заряженными
атомными ядрами возникает облако с
повышенной плотностью отрицательного
заряда. Благодаря действию кулоновских
сил притяжения между разноименными
зарядами увеличение плотности
отрицательного заряда благоприятствует
сближению ядер.

Ковалентная
связь образуется за счет непарных
электронов внешних оболочек атомов

.
При этом электроны с противоположными
спинами образуютэлектронную пару
(рис.2.2), общую для взаимодействующих
атомов. Если между атомами возникла
одна ковалентная связь (одна общая
электронная пара), то она называется
одинарной, две- двойной и т.д.

Мерой прочности
химической связи служит энергия E
св,
затрачиваемая на разрушение связи
(выигрыш в энергии при образовании
соединения из отдельных атомов). Обычно
эту энергию измеряют в расчете на 1 мольвещества
и выражают в килоджоулях
на моль (кДж∙моль –1). Энергия
одинарной ковалентной связи лежит в
пределах 200–2000 кДжмоль –1 .

Рис.
2.2.
Ковалентная
связь – наиболее общий вид химической
связи, возникающей за счет обобществления
электронной пары посредством обменного
механизма (а)
,
когда каждый из взаимодействующих
атомов поставляет по одному электрону,
или посредством донорно-акцепторного
механизма (б)
,
когда электронная пара передается в
общее пользование одним атомом (донором)
другому атому (акцептору).

Ковалентная
связь обладает свойствами

насыщаемости
и

направленности

.
Под насыщаемостью ковалентной связи
понимается способность атомов образовывать
с соседями ограниченное число связей,
определяемое числом их неспаренных
ва­лентных электронов. Направленность
ковалентной связи отражает тот факт,
что силы,удерживающие
атомы друг возле друга, направлены вдоль
прямой, соединяющей атомные ядра. Кроме
того, ковалентная
связь может быть полярной или неполярной

.

В случае неполярной
ковалентной связи электронное облако,
образованное общей парой электронов,
распределяется в пространстве симметрично
относительно ядер обоих атомов. Неполярная
ковалентная связь образуется между
атомами простых веществ, например, между
одинаковыми атомами газов, образующих
двухатомные молекулы (О 2 , Н 2 ,
N 2 ,Cl 2 и т.д.).

В случае полярной
ковалентной связи электронное облако
связи смещено к одному из атомов.
Образование полярной ковалентной связи
между атомами характерно для сложных
веществ. Примером могут служить молекулы
летучих неорганических соединений:
HCl, H 2 O, NH 3 и др.

Степень смещения
общего электронного облака к одному из
атомов при образовании ковалентной
связи

(степень полярности
связи

)
определяется, главным
образом, зарядом атомных ядер и радиусом
взаимодействующих атомов

.

Чем больше заряд
атомного ядра, тем сильнее оно притягивает
к себе облако электронов. В то же время
чем больше радиус атома, тем слабее
внешние электроны удерживаются вблизи
атомного ядра. Совокупное действие двух
этих факторов и выражается в различной
способности разных атомов «оттягивать»
к себе облако ковалентной связи.

Способность
атома в молекуле притягивать к себе
электроны получила название
электроотрицательности

. Таким
образом, электроотрицательность
характеризует способность атома к
поляризации ковалентной связи:чем
больше электроотрицательность атома,
тем сильнее смещено к нему электронное
облако ковалентной связи

.

Для количественной
оценки электроотрицательности предложен
ряд методов. При этом наиболее ясный
физический смысл имеет метод, предложенный
американским химиком Робертом С.
Малликеном, который определил
электроотрицательность
атома как полусумму его энергииE
e
сродства к электрону и энергииE
i
ионизации атома:

.
(2.1)

Энергией ионизации
атома называется та энергия, которую
нужно затратить, чтобы «оторвать» от
него электрон и удалить его на бесконечное
расстояние. Энергию ионизации определяют
при помощи фотоионизации атомов или
путем бомбардировки атомов электронами,
ускоренными в электрическом поле. То
наименьшее значение энергии фотонов
или электронов, которое становится
достаточным для ионизации атомов, и
называют их энергией ионизацииE
i
.
Обычно эта энергия выражается в
электрон-вольтах (эВ): 1 эВ = 1,610 –19 Дж.

Охотнее всего
отдают внешние электроны атомы металлов
,
которые содержат на внешней оболочке
небольшое число непарных электронов
(1, 2 или 3). Эти атомы обладают наименьшей
энергией ионизации. Таким образом,
величина энергии ионизации может служить
мерой большей или меньшей «металличности»
элемента: чем меньше энергия ионизации,
тем сильнее должны быть выраженыметаллические
свойства
элемента.

В одной и той же
подгруппе периодической системы
элементов Д.И.Менделе­ева с увеличением
порядкового номера элемента его энергия
ионизации уменьшается (табл.2.1), что
связано с увеличением атомного радиуса
(табл.1.2), а, следовательно, с ослаблением
связи внешних электронов с ядром. У
элементов одного периода энергия
ионизации возрастает с увеличением
порядкового номера. Это
связано с уменьшением атомного радиуса
и увеличением заряда ядра.

Энергия E
e
,
которая выделяется при присоединении
электрона к свободному атому, называетсясродством к электрону
(выражается
также в эВ). Выделение (а не поглощение)
энергии при присоединении заряженного
электрона к некоторым нейтральным
атомам объясняется тем, что наиболее
устойчивыми в природе являются атомы
с заполненными внешними оболочками.
Поэтому тем атомам, у которых эти оболочки
«немного не заполнены» (т.е. до заполнения
не хватает 1, 2 или 3 электронов),
энергетически выгодно присоединять к
себе электроны, превращаясь в отрицательно
заряженные ионы 1 .
К таким атомам относятся, например,
атомы галогенов (табл.2.1) – элементов
седьмой группы (главной подгруппы)
периодической системы Д.И.Менделеева.
Сродство к электрону атомов металла,
как правило, равно нулю или отрицательно,
т.е. им энергетически невыгодно
присоединение дополнительных электронов,
требуется дополнительная энергия, чтобы
удержать их внутри атомов. Сродство к
электрону атомов неметаллов всегда
положительно и тем больше, чем ближе к
благородному (инертному) газу расположен
неметалл в периодической системе. Это
свидетельствует об усилениинеметаллических
свойств
по мере приближения к концу
периода.

Из всего сказанного
ясно, что электроотрицательность (2.1)
атомов возрастает в направлении слева
направо для элементов каждого периода
и уменьшается в направлении сверху вниз
для элементов одной и той же группы
периодической системы Менделеева.
Нетрудно, однако, понять, что для
характеристики степени полярности
ковалентной связи между атомами важным
является не абсолютное значение
электроотрицательности, а отношение
электроотрицательностей атомов,
образующих связь. Поэтому на практике
пользуются относительными значениями
электроотрицательности
(табл.2.1),принимая за единицу электроотрицательность
лития.

Для характеристики
полярности ковалентной химической
связи используют разность относительных
электроотрицательностей атомов
.
Обычно связь между атомами А и В считается
чисто ковалентной, если |
A

B
|0.5.

Типы ковалентной связи

Ковалентная химическая связь возникает в молекулах между атомами за счет образования общих электронных пар. Под типом ковалентной связи может пониматься как механизм ее образования, так и полярность связи. Вообще ковалентные связи можно классифицировать так:

  • По механизму образования ковалентная связь может образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.
  • По полярности ковалентная связь может быть неполярной или полярной.
  • По кратности ковалентная связь может быть одинарной, двойной или тройной.

Это значит, что ковалентная связь в молекуле обладает тремя характеристиками. Например, в молекуле хлороводорода (HCl) ковалентная связь образуется по обменному механизму, она полярная и одинарная. В катионе аммония (NH4+) ковалентная связь между аммиаком (NH3) и катионом водорода (H+) образуется по донорно-акцепторному механизму, кроме того эта связь полярна, является одинарной. В молекуле азота (N2) ковалентная связь образована по обменному механизму, она неполярна, является тройной.

При обменном механизме образования ковалентной связи у каждого атома есть свободный электрон (или несколько электронов). Свободные электроны разных атомов образуют пары в виде общего электронного облака.

При донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи у одного атома есть свободная электронная пара, а у другого есть пустая орбиталь. Первый (донор) отдает пару в общее пользование со вторым (акцептор). Так в катионе аммония у азота есть неподеленная пара, а у иона водорода есть свободная орбиталь.

Неполярная ковалентная связь образуется между атомами одного химического элемента. Так в молекулах водорода (H2), кислорода (O2) и др. связь неполярна. Это значит, что общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, т. к. у них одинаковая электроотрицательность.

Полярная ковалентная связь образуется между атомами разных химических элементов. Более электроотрицательный атом смещает к себе электронную пару. Чем больше различие электроотрицательностей атомов, тем сильнее будут смещены электроны, и связь будет более полярной. Так в CH4 смещение общих электронных пар от атомов водорода к атому углерода не столь велико, т. к. углерод не намного электроотрицательней водорода. Однако во фтороводороде HF связь сильно полярная, т. к. разница в электроотрицательности между водородом и фтором значительна.

Одинарная ковалентная связь образуется, если атомы делят одну электронную пару, двойная — если две, тройная — если три. Примером одинарной ковалентной связи могут быть молекулы водорода (H2), хлороводорода (HCl). Пример двойной ковалентной связи — молекула кислорода (O2), где каждый атом кислорода имеет два неспаренных электрона. Пример тройной ковалентной связи — молекула азота (N2).

Связи ковалентные Связи — Справочник химика 21





    Кратность химической связи. Кратные связи — ковалентные связи, осуществляемые более чем одной парой электронов. В [c.110]

    Типы химической связи. Ковалентная связь, ее образование. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Электронные формулы молекул. [c.41]

    Сигма-связь (сг-связь)—ковалентная связь, образующаяся при перекрывании орбиталей вдоль линии, связывающей центры соединяющихся атомов. [c.441]








    Необходимо отметить, что наиболее распространенным типом химической связи является полярная связь. Ковалентная связь встречается значительно реже, в основном в молекулах простых веществ (Нг, С , О2 и т. д.). Точно так же и ионная связь встречается только в соединениях активных металлов с типичными неметаллами. [c.84]

    Ковалентная связь. Ковалентная связь между двумя одинаковыми атомами, например в молекуле Нг, образуется за счет перекрывания двух атомных 15-состояний при сближении ядер на расстояние порядка [c.50]

    У идеального ионного раствора связи между атомами чисто ионные. В расплавах силикатов существуют не только гетерогенные (ионные), но и гомеополярные (ковалентные) связи. Ковалентная связь в отличие от ионной является направленной, а ее энергия сильно меняется с расстоянием, благодаря чему эта связь более жесткая. Величина отклонения силикатных расплавов от идеальных растворов зависит от температуры. С повышением температуры степень отклонения уменьшается. [c.185]

    Существует много различных путей объяснения строения молекулы. Стереохимический метод, описываемый в гл. 6, отличается от излагаемого здесь, но использование понятия локализованных атомных орбиталей в теории валентных связей оказалось настолько удачным, что есть смысл это обсудить. Согласно теории валентных связей, ковалентную связь можно представить как результат спаривания двух электронов на атомных орбиталях двух разных атомов. Затем связь должна расположиться в направлении перекрывания атомных орбиталей. Наиболее прочная связь образуется в том месте, где возможно наибольшее перекрывание двух орбиталей. [c.166]

    Ковалентная связь. Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Идея об образовании химической связи при помощи пары электронов, принадлежащих обоим связывающим атомам, была высказана в 1916 г. американским физико-химиком Дж. Льюисом. [c.39]

    При обычных условиях элементарные вещества этой группы весьма инертны, но при нагревании реагируют с водородом, кислородом, галогенами, серой и другими элементами. Углерод, кремний, германий образуют соединения преимущественно с ковалентной связью. Ковалентность связей в соединениях олова и особенно свинца выражена слабее. Оксиды углерода (IV) и кремния (IV) — кислотные, германия, олова, свинца —амфотерные. [c.231]

    Характерные особенности ковалентной связи. Ковалентная связь обладает некоторыми свойствами, оказывающими влияние на свойства молекул, построенных на основе этой связи. Рассмотрим важнейшие из них. [c.75]

    Одним из важных разделов теоретической химии является учение о химической связи. Ковалентная связь осуществляется общей электронной парой, облако которой по-разному может распределяться в пространстве относительно ядер атомов Если электронное облако располагается симметрично между ядрами обоих атомов, то такая связь является неполярной ковалентной связью. Если электронное облако смещается в сторону более электроотрицательного атома, то происходит поляризация связи. Такая ковалентная связь называется полярной. Другой разновидностью химической связи является ионная связь, которую следует рассматривать как результат полного переноса электрона от одного атома к другому. Здесь допускается, что связь обусловлена силами электростатического притяжения между частицами противоположного заряда, В металлах между атомами осуществляется металлическая связь, характерной особенностью которой является обобществление валентных электронов множеством атомов в кристалле (делокализация). [c.87]

    Ковалентная связь. Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющимся атомам, была высказана в 1916 г. американским физико-химиком Дж. Льюисом. Идея Льюиса в дальнейшем была использована при разработке теории ковалентной связи. [c.33]

    Формирование двухэлектронных связей (ковалентные связи) происходит при образовании молекулы водорода и взаимодействии водорода с неметаллами. Молекула водорода состоит из 2 атомов, связанных прочной ковалентной связью .  [c.159]

    Молекулы простых веществ, образуемых галогенами, состоят из двух атомов, которые связаны ковалентной связью. [c.168]

    Пи-связь (и-связь) — ковалентная связь, формирующаяся при боко- [c.375]

    Характерной особенностью я-комплекса является то, что электрофильная частица не связана ковалентной связью с каким-то конкретным углеродным атомом бензольного ядра. Образование л-комплекса можно представить как результат слабого электростатического взаимодействия между электрофильной [c.349]

    Пи-связь (я-связь) —ковалентная связь, формирующаяся при боковом перекрывании негибридизованных р-орбиталей по обе стороны от линии, связывающей центры соединяющихся атомов. [c.441]

    Поскольку атомы углерода могут образовывать до четырех связей, они способны создавать разветвленные и сшитые цепи. Изображецный на рис. 21-1 изобутан имеет разветвленную цепь и является изомером линейной молекулы С4Ню- На рис. 21-2 показаны молекулы натурального шелка и его синтетического аналога, найлона. Обе молекулы построены из параллельных, ковалентно связанных цепей, соединенных между собой водородными связями в листовую структуру. Бакелит и мелмак представляют собой твердые, негибкие пластинки, поскольку их мономеры связаны ковалентными связями во всех трех измерениях, образуя сшитую структуру. [c.267]

    Во всех элементах, кристаллическое строение которых подчиняется вышеуказанному правилу Юм-Розери, атомы, расположенные на ближайшем расстоянии друг от друга, связаны ковалентной связью, а [c.168]

    Почти все реакции в органической химии сопровождаются разрывом или образованием ковалентных связей. Умение хорошо разобраться в том, каким образом могут осуществляться эти процессы, является основой для понимания механизмов реакций. Если два атома связаны ковалентной связью, например А—В, и во время реакции эта связь рвется, то имеются три возможных пути осуществления этого процесса, отличающихся друг от друга судьбой электронов, связывающих атомы А и В. [c.27]

    Химическому соединению присуще только ему свойственное химическое или кристаллохимическое строение. В химическом или кристаллохимическом строении главное — это химическая связь, ее природа. Именно химические соединения характеризуются наличием химической связи. С этой точки зрения молекулы и кристаллы, построенные из одинаковых атомов, являются химическими соединениями. Атомы в молекуле водорода связаны ковалентной связью. [c.29]

    В зависимости от способа образования устойчивых (завершенных) электронных структур атомов различают два основных вида химической связи — ковалентную связь и ионную (электровалентную) связь. [c.93]

    Совершенно верно. В молекуле хлора осуществляется ковалентная связь. Ковалентная связь всегда возникает в тех случаях, когда связывающая [c.96]

    Теоретические основы (II). Атомы и молекулы-химические уравнения-двухатомные газы-валентность-структурные формулы-ионы-ионная связь-ковалентная связь [c.468]

    Таким образом, ковалентная связь осуществляется электронной парой, находящейся в общем владейте двух атомов, образующих химическую связь. Ковалентную связь между одинаковыми атомами (например, в Нг, N2) называют также атомной или гомеополярной . Молекулы или соединения, образованные на ос- [c.65]

    Ионные молекулы. С ионными-молекулами химику приходится встречаться значительно реже, чем с частицами, в которых атомы связаны ковалентной связью. Как будет показано ниже, в ионных кристаллах пет отдельных молекул. В большинстве растворов ионных соедпненпй также нет их молекул, поскольку при растворсиин в полярных растворителях (во да, спирты и т. п.) ионные соединения полностью диссоциируют, а в иепо.тарных (ССЦ, СеНб и т. п.) они обычно нерастворимы. [c.110]

    Соединения бора. Бор относится к промежуточным элементам, н из его соединений резко враделяются две группы 1) соединения с окислительными элементами, атомы когорых связаны ковалентными связями с атомом бора в степени окисления +3, и 2) соединения с метялличсскнми элементами — бориды, в которых действуют свя )и металлического характера. Особое место занимают соедипення бора с водородом н углеродом. [c.347]

    Простые соединения кремния. Кремний относится к промежуточным элементам, и его простые соединения резко подразделяются на две группы 1) соединения с окислительными и другими неметаллическими элементами, атомы которых связаны ковалентными связями с атомом кремния в степени окисления -ь4 2) соединения с металлическими элементами — силиды, в которых действуют связи металлического характера. [c.357]

    Лекция 4. Химическая связб. Метод валентных связей. Ковалентная связь, механизм ее образования. Характеристика ковалентной связи длина связи между атомами, энергия связи. Свойства ковалентной связи направленность и насьвденность. Валентные углы. [c.179]

    Противоположное явление наблюдается при адсорбции на неполярных адсорбентах (активные угли, сажи). Активированный уголь независимо от природы исходного органического вещества и способа получения имеет структуру, подобную структуре графита [63, 64] углеродные атомы связаны ковалентными связями в гексагональные кольца, спаянные в плоские ячейки наподобие сот. Несколько слоев подобных ячеистых п-тгастинок, расположенных друг над другом и связанных между собой дисперсионными силами взаимодействия атомов С, лежащих в различных пластинках, составляют микрокристаллик — кристаллит. угля. [c.235]

    Важнейшим видом химической связи в молекулах является так называемая коваугентная, нли гомеополярная, связь. Ковалентная связь образуется между двумя атомами, обладающими неспаренными электронами. При сближении атомов из двух атомных орбит, занимаемых неспаренными электронами, в результате взаимного возмущающего действия атомов образуются две молекулярные орбиты. Если неспаренные электроны сближающихся атомов имеют противоположно ориентированные (антипараллельные) спины, то они оба могут, согласно принципу Паули, попасть на низшую, энергетически более выгодную молекулярную орбиту (так называемую связывающую орбиту), что приводит к возникновению устойчивой связи между атомами. [c.10]

    Известно несколько видов химической связи. Например, в кристаллах МаС1 связь ионная. В растворе кристаллы разрушаются и появляются свободные ионы На+ и С1 . Следовательно, под влиянием полярных молекул воды происходит разрыв ионной связи. Ковалентная связь [Возникает за счет обших электронных пар. Каждый из соединяющихся атомов для образования одной общей пары предоставляет один электрон, например  [c.81]

    Векторность ковалентной связи. Ковалентная связь и обусловливаемый ею дипольный момент молекулы —величины векторные. Это значит, что она характеризуется не только определенными числовыми значениями, но и направлением своего действия. [c.76]

    Квантовая теория ковалентной связи. Ковалентная связь возникает за счет образования общей пары из холостых электронов с противоположными спинамр[, принадлежащих в простейшем случае двум атомам. При образовании ковалентной связи выделяется энергия, называемая энергией связи. Возможность возникновения молекулы водорода из двух атомов с параллельными и антипараллельными спинами электронов представлена на рис. 57. В случае параллельных спинов электронов кривая энергии лежит в области отталкивания атомов последние не соединяются. Если в, точках О и Р находятся два атома водорода с антипараллельными спинами электронов и расстояние ОР велико, то взаимодействия между атомами нет. По мере приближения атома из точки Р к точке [c.111]

    Металлоподобные силициды образуются переходными металлами. В этих соединениях атомы кремния связаны ковалентной связью, а атомы (ионы) металла и кремния — ионной, т. е. собственно обычной металлической. Доля этого типа связи тем больше, чем менее заполнены -орбитали металла. Здесь опять, как в случае с щелочноземельными металлами, относительный избыток металла ведет к изоляции атомов кремния (например, Мез51), а повышение доли атомов кремния приводит сначала к появлению отдельных пар 51—51, затем цепей, плоскостей и пространственных трехмерных каркасов, построенных из атомов неметалла. [c.292]

    Вещества с молекулярными кристаллическими решетками. Их свойства. Энергия решеток. Молекулярные кристаллы состоят из индивидуальных молекул ( I2, 12. I4, СО2, СдНв, Sg и т. д.). В большинстве органических веществ молекулярные решетки. Межмолекулярные силы в таких решетках малы (дисперсионные, междипольные, индукционные и иногда силы водородных связей). Дисперсионные силы обладают шаровой симметрией воздействия. Поэтому, когда действуют только они, образуется плотнейшая упаковка молекул в кристалле. Так, кристаллы, образованные из одноатомных молекул благородных газов, имеют гранецентрированную кубическую элементарную ячейку, не искаженную каким-либо взаимодействием направленного характера. Другие вещества с более сложными молекулами, в которых атомы связаны ковалентными связями, образуют кристаллы более [c.130]

    В нормальных условиях простые вещества углерод и кремний — твердые вещества с высокой температурой плааления. Структурной единицей кристаллической решетки являются атомы, образующие пространственную трехмерную каркасную решетку, в которой атомы связаны ковалентными связями за счет орбиталей в sp -гибридном состоянии. Аллотропическое видоизменение углерода — графит, имеет слоистую структуру, в которой атомы углерода находятся в sp- — гибридном состоянии. [c.62]

    Таким образом, ковалентная связь осуществляется электронной парой, находящейся в общем владении двух атомов, образующих химическую связь. Кратность связи (одинарная, двойная и тройная) соответствует числу пар электронов, ответственных за ковалентную связь. Ковалентную связь между одинаковыми атомами (например, в Нг и N2) называют также атомной или гомеополяр-ной Молекулы или соединения, образованные на основе этих связей, называются нeлoля DH6iЛi или г0iie0rt0ляpнbiлtu. Их электрический момент диполя равен нулю. Ковалентная связь возникает и при химическом взаимодействии атомов разных химических элементов. Тогда обобществленная электронная пара (или электронные пары) несколько смещается в сторону более электроотрицательного партнера. Несмотря на такое смещение, электронная пара продолжает быть коллективной собственностью обоих взаимодействующих атомов. Такая ковалентная связь называется полярной и показана на примере образования молекулы НР  [c.87]

    Поляризация химической связи. Ковалентная связь гомео-полярна только для молекул и соединений, состоящих из одинаковых атомов . А таких веществ не может быть больше (с учетом аллотропии) количества элементов в Периодической системе. В настоящее время металлов и металлидов (соединений с преимущественно металлической связью) насчитывается свыше 10 000. Все остальные миллионы химических соединений характеризуются полярной ковалентной связью. Это происходит потому, что абсолютное большинство молекул и соединений образуется сочетанием неодинаковых атомов. При этом происходит смещение связующего электронного облака под влиянием второго атома—поляризация, результатом чего является полярная связь. Смещение связующего электронного облака происходит в сторону более электроотрицательного атома. И потенциал ионизации, и срс Дство к электрону порознь не могут служить достаточной мерой элсжтро-отрицательности элемента. Малликен предложил количественную меру электроотрицательности атома в виде полусуммы первого ионизационного потенциала и сродства к электрону  [c.99]

    Одним из основных современных научных направлений использования рентгеновской спектроскопии является экспериментальное изучение степени ионности ковалентной связи. Ковалентная связь между неодинаковыми атомами поляризована (см. гл. IV), в результате чего связывающее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Последний приобретает отрицательный эффективный заряд и функционирует как аннонообра-зователь. Отрицательный эффективный заряд уменьшает заряд атомного ядра, и все энергетические уровни, в том числе уровни внутренних электронов (которым обязаны своим происхождением рентгеновские спектры), сдвигаются в сторону меньших энергий, т. е. в длинноволновую сторону. С партнером по связи (катиоыооб-разователем) происходит все наоборот. Благодаря его положительному эффективному заряду положительный заряд ядра увеличивается, в результате чего электронные оболочки стягиваются к ядру и энергетические уровни атома сдвигаются в коротковолновую сторону, т. е. их энергии возрастают. Поведение валентных электронов, [c.182]

    Причиной адсорбции веществ на поверхности твердых и жидких тел является неполная насыщенность химических или вандерваальсовых сил у молекул и атомов (ионов), находящихся в поверхностном слое, так как число соседей всегда меньше, чем у тех, что находятся в объеме. Например, поверхностные атомы кристаллов германия или кремния в лучшем случае связаны ковалентными связями с тремя другими, а не с четырьмя, как в объеме, и поэтому имеют по крайней мере одну ненасыщенную валентность. Во всех случаях средняя энергия связи в расчете на одну молекулу, один атом или ион поверхностного слоя меньше, чем у частиц, находящихся в объеме тела запас же их свободной энергии больше, чем у частиц внутри объема. Частицы конденсированных тел стремятся расположиться так, чтобы суммарная энергия химической связи между ними стала макримальной, а О [c.168]

    Характер связи между частицами кристалла Силы меж-мо екуляр-ного взаимодействия (в т. ч. водородные СВ 1 1И) Электростатические ионные связи Ковалентные связи Металлическаи связь между ионами метал лов и свобод ными электронами [c.687]

    Химическая связь между двумя атомами, образованная парой электронов, которые являются общими для обоих атомов, называется ковалентной (или гомеополяр-ной) связью. Ковалентная связь наиболее распространена в органических соединениях. Она обычно изображается черточкой. [c.17]

    Химическому соединению присуще только ему свойственное химическое или кристаллохимическое строение, В химическом или кристаллохимическом строении главное — это химическая связь, ее природа. Именно химические соединения характеризуются наличием химической связи. С этой точки зрения молекулы и кристаллы, построенные из одинаковых атомов, являются химическими соединениями, Атомы в молекуле водорода связаны ковалентной связью. Все свойства (физические, химические, спектральные и т,п,) молекулярного водорода отличны от атомарного , А по Менделееву, в результате химического взаимодействия образуется тело, отличное от взаимодействующих веществ. Еще большее различие в свойствах, например, металлической меди (атомы связаны металлической связью) от свойств составляющих атомов меди, Вообпд,е кажется странным, почему классическая химия считает, что в результате процесса Н + Г —> Н Р образуется химическое соединение, а в процессе И + Н —+ Н Н или Г + Р —> —> р—Р оно не возникает. Это по меньшей мере не логично. Естественно признание как гетероатомных (например, НР), так и гомоатомных химических соединений (Н2, р2, металлы и т,п,). [c.22]


Ковалентная связь — обзор

1.1 Определения

Координационные соединения — это соединения, содержащие одну или несколько координационных ковалентных связей.

Координатные ковалентные связи — это ковалентные связи, в которых оба связывающих электрона вносятся одним из партнеров по связи. На рисунке 2 ковалентные связи отличаются от координационных ковалентных связей в NH 3 BF 3 . В то время как три ковалентные связи BF образуются из-за совместного использования электронных пар в результате вкладов как атомов бора, так и атомов фтора, связь NB ​​образуется из-за передачи неподеленной пары электронов из азота на пустые орбитали бора.Координатная ковалентная связь показана стрелкой с головкой, указывающей в направлении передачи пары электронов, как показано на рисунке 2.

Рисунок 2. Связывание в NH 3 BF 3 .

Комплекс представляет собой молекулу / ион, содержащую центральный атом / ион металла, окруженный определенным числом лигандов, удерживаемых вторичными валентностями или координационными ковалентными связями.

Первичная валентность относится к заряду над ионом металла e.грамм. Co (III) имеет заряд +3, который можно уравновесить -3 зарядообразующими соединениями, такими как CoCl 3 . Первичная валентность является ионной и выполняется во второй координационной сфере, как показано на рисунке 3.

Рисунок 3. Первая и вторая координационные сферы в [Co (NH 3 ) 6 ] Cl 3 .

Вторичная валентность — это количество пустых валентных орбиталей, как показано на рисунке для [Co (NH 3 ) 6 ] Cl 3 .Ион Co (III) имеет шесть пустых валентных орбиталей. Следовательно, его вторичная валентность равна шести. Вторичная валентность — это координатная ковалентная валентность, и она выполняется в первой координационной сфере иона металла, как показано на рисунке 4.

Рисунок 4. Вторичная валентность Co (III) в [Co (NH 3 ) 6 ] Cl 3 .

Координационное число — это свойство иона металла, представляющее общее количество донорных атомов, непосредственно связанных с центральным атомом.В приведенном выше случае координационное число Co (III) равно шести, поскольку шесть донорных атомов азота напрямую связаны с центральным ионом металла (кобальтом (III)).

Лиганд представляет собой любой атом, ион или нейтральную молекулу, способную отдавать электронную пару и связанную с центральным ионом или атомом металла посредством вторичной валентности.

Зубчатый знак — это свойство лиганда, представляющего ряд координирующих атомов.

В случае [Co (NH 3 ) 6 ] Cl 3 , аммиак, NH 3 лиганд содержит один донорный атом (N).Следовательно, его зубчатый характер является единым и классифицируется как монодентатный лиганд. Точно так же хлор (Cl ) представляет собой анионный, одноатомный и монодентатный лиганд, а гидроксо (OH ) представляет собой двухатомный, монодентатный и анионный лиганд. Aquo (OH 2 ) представляет собой нейтральный трехатомный монодентатный лиганд. Несколько популярных лигандов и их характеристики показаны на рисунке 5.

Рисунок 5. Структуры и характеристики нескольких важных лигандов.

Из-за большей зубчатости лигандов иногда также образуются различные комплексы, известные как хелаты. Хелат представляет собой соединение, образующееся, когда полидентатный лиганд использует более одного из своих координирующих атомов для образования замкнутой кольцевой структуры, которая включает центральный ион металла. Известно, что пяти- и шестичленные кольца придают хелатам дополнительную стабильность. Процесс образования хелатов известен как хелатирование. Полидентатный лиганд, участвующий в образовании хелата, также известен как хелатирующий лиганд. Хелаты обычно обладают более высокой стабильностью, чем аналогичные комплексы.

Полидентатный лиганд может быть присоединен к центральному иону металла через функциональные группы более чем одного типа.Таким образом, количество и вид связей, с помощью которых ион металла присоединяется к лигандам, могут стать критерием для классификации хелатов. Ковалентные связи образуются за счет замены одного или нескольких H-атомов, в то время как координационные ковалентные связи образуются за счет передачи электронной пары от лигандов. Некоторые хелаты, включающие множество полидентатных лигандов и связей, показаны на фиг. 6. Координатные ковалентные связи показаны тонкими нитевидными связями.

Рисунок 6.Структуры и характеристики некоторых хелатов.

Полиядерный комплекс представляет собой комплекс с более чем одним атомом / ионом металла. Эти ионы металлов иногда соединяются мостиковыми связями через соответствующие лиганды, что приводит к образованию мостиковых полиядерных комплексов.

Ковалентное соединение | Химия для майоров

Результаты обучения

  • Опишите образование ковалентных связей
  • Определить электроотрицательность и оценить полярность ковалентных связей

Ионная связь возникает в результате электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, которое обычно возникает при переносе электронов между металлическими и неметаллическими атомами.Другой тип связи является результатом взаимного притяжения атомов для «общей» пары электронов. Такие связи называются ковалентными связями . Ковалентные связи образуются между двумя атомами, когда оба имеют схожие тенденции притягивать электроны к себе (то есть, когда оба атома имеют одинаковые или довольно близкие энергии ионизации и сродство к электрону). Например, два атома водорода ковалентно связываются с образованием молекулы H 2 ; каждый атом водорода в молекуле H 2 имеет два стабилизирующих его электрона, давая каждому атому такое же количество валентных электронов, как и благородный газ He.

Соединения, содержащие ковалентные связи, обладают физическими свойствами, отличными от ионных соединений. Поскольку притяжение между молекулами, которые являются электрически нейтральными, слабее, чем притяжение между электрически заряженными ионами, ковалентные соединения обычно имеют гораздо более низкие температуры плавления и кипения, чем ионные соединения. Фактически, многие ковалентные соединения представляют собой жидкости или газы при комнатной температуре, и в твердом состоянии они обычно намного мягче, чем ионные твердые вещества. Кроме того, в то время как ионные соединения являются хорошими проводниками электричества при растворении в воде, большинство ковалентных соединений нерастворимы в воде; поскольку они электрически нейтральны, они плохо проводят электричество в любом состоянии.

Образование ковалентных связей

Атомы неметаллов часто образуют ковалентные связи с другими атомами неметаллов. Например, молекула водорода H 2 содержит ковалентную связь между двумя атомами водорода. На рисунке 1 показано, почему образуется эта связь. Начиная с крайнего правого угла, у нас есть два отдельных атома водорода с определенной потенциальной энергией, обозначенные красной линией. По оси x — расстояние между двумя атомами. Когда два атома приближаются друг к другу (движутся влево по оси x ), их валентные орбитали (1 s ) начинают перекрываться.Отдельные электроны на каждом атоме водорода затем взаимодействуют с обоими атомными ядрами, занимая пространство вокруг обоих атомов. Сильное притяжение каждого общего электрона к обоим ядрам стабилизирует систему, и потенциальная энергия уменьшается с уменьшением расстояния связи. Если атомы продолжают приближаться друг к другу, положительные заряды в двух ядрах начинают отталкиваться друг от друга, и потенциальная энергия увеличивается. Длина связи определяется расстоянием, на котором достигается самая низкая потенциальная энергия.

Рис. 1. Потенциальная энергия двух отдельных атомов водорода (справа) уменьшается по мере их приближения друг к другу, и отдельные электроны на каждом атоме разделяются, образуя ковалентную связь. Длина связи — это межъядерное расстояние, при котором достигается самая низкая потенциальная энергия.

Важно помнить, что для разрыва химических связей необходимо добавлять энергию (эндотермический процесс), тогда как при образовании химических связей выделяется энергия (экзотермический процесс). В случае H 2 ковалентная связь очень прочная; необходимо добавить большое количество энергии, 436 кДж, чтобы разорвать связи в одном моль молекул водорода и вызвать разделение атомов:

[латекс] {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightarrow 2 \ text {H} \ left (g \ right) \ qquad \ Delta H = 436 \ text {кДж} [ / латекс]

И наоборот, такое же количество энергии выделяется, когда один моль молекул H 2 образуется из двух молей атомов H:

[латекс] \ text {2H} \ left (g \ right) \ rightarrow {\ text {H}} _ {\ text {2}} \ left (g \ right) \ qquad \ Delta H = -436 \ text {кДж} [/ латекс]

Pure vs.Полярные ковалентные связи

Если атомы, образующие ковалентную связь, идентичны, как в H 2 , Cl 2 , и других двухатомных молекулах, то электроны в связи должны быть разделены поровну. Мы называем это чистой ковалентной связью . Электроны, связанные чистыми ковалентными связями, имеют равную вероятность нахождения рядом с каждым ядром.

В случае Cl 2 каждый атом начинается с семи валентных электронов, и каждый Cl разделяет один электрон с другим, образуя одну ковалентную связь:

[латекс] \ text {Cl} + \ text {Cl} \ rightarrow {\ text {Cl}} _ {2} [/ latex]

Общее количество электронов вокруг каждого отдельного атома состоит из шести несвязывающих электронов и двух общих (т.е., связывая) электронов для восьми полных электронов, что соответствует количеству валентных электронов в благородном газе аргоне. Поскольку связывающие атомы идентичны, Cl 2 также имеет чистую ковалентную связь.

Рис. 2. (a) Распределение электронной плотности в молекуле HCl неравномерно. Электронная плотность больше вокруг ядра хлора. Маленькие черные точки указывают расположение ядер водорода и хлора в молекуле. (б) Символы Δ + и Δ– указывают полярность связи H – Cl.

Когда атомы, связанные ковалентной связью, различны, связывающие электроны разделяются, но уже не поровну. Вместо этого связывающие электроны больше притягиваются к одному атому, чем к другому, что приводит к смещению электронной плотности в сторону этого атома. Это неравномерное распределение электронов известно как полярная ковалентная связь , характеризующаяся частичным положительным зарядом на одном атоме и частичным отрицательным зарядом на другом. Атом, который сильнее притягивает электроны, приобретает частичный отрицательный заряд и наоборот.Например, электроны в связи H – Cl в молекуле хлористого водорода проводят больше времени около атома хлора, чем около атома водорода. Таким образом, в молекуле HCl атом хлора несет частичный отрицательный заряд, а атом водорода имеет частичный положительный заряд. На рис. 2 показано распределение электронов в связи H – Cl. Обратите внимание, что заштрихованная область вокруг Cl намного больше, чем вокруг H. Сравните это с рисунком 1, который показывает равномерное распределение электронов в неполярной связи H 2 .

Иногда мы обозначаем положительные и отрицательные атомы в полярной ковалентной связи, используя строчную греческую букву «дельта», [латекс] \ дельта [/ латекс], со знаком плюс или минус, чтобы указать, имеет ли атом частичный положительный заряд. ([латекс] \ delta {+} [/ latex]) или частичный отрицательный заряд ([латекс] \ delta {-} [/ latex]). Этот символизм показан для молекулы H – Cl на рисунке 2.

Электроотрицательность

Является ли связь неполярной или полярной ковалентной, определяется свойством связывающих атомов, называемым электроотрицательностью .Электроотрицательность — это мера тенденции атома притягивать электроны (или электронную плотность) к себе. Он определяет, как общие электроны распределяются между двумя атомами в связи. Чем сильнее атом притягивает электроны в своих связях, тем больше его электроотрицательность. Электроны в полярной ковалентной связи смещаются в сторону более электроотрицательного атома; таким образом, более электроотрицательный атом имеет частичный отрицательный заряд. Чем больше разница в электроотрицательности, тем более поляризовано распределение электронов и больше парциальные заряды атомов.

На рис. 3 показаны значения электроотрицательности элементов, предложенные одним из самых известных химиков двадцатого века: Линусом Полингом (рис. 4). В общем, электроотрицательность увеличивается слева направо за период в периодической таблице и уменьшается вниз по группе. Таким образом, неметаллы, которые расположены в правом верхнем углу, имеют тенденцию иметь самые высокие электроотрицательность, а фтор — самый электроотрицательный элемент из всех (EN = 4,0). Металлы имеют тенденцию быть менее электроотрицательными элементами, а металлы группы 1 имеют самые низкие электроотрицательность.Обратите внимание, что благородные газы исключены из этого рисунка, потому что эти атомы обычно не разделяют электроны с другими атомами, поскольку они имеют полную валентную оболочку. (Хотя соединения благородных газов, такие как XeO 2 , действительно существуют, они могут образоваться только в экстремальных условиях, и поэтому они не полностью вписываются в общую модель электроотрицательности.)

Рис. 3. Значения электроотрицательности, полученные Полингом, следуют предсказуемым периодическим тенденциям с более высокими значениями электроотрицательности по направлению к верхнему правому углу таблицы Менделеева.

Электроотрицательность в зависимости от сродства к электрону

Мы должны быть осторожны, чтобы не путать электроотрицательность и сродство к электрону. Сродство элемента к электрону — это измеримая физическая величина, а именно энергия, выделяемая или поглощаемая, когда изолированный атом газовой фазы приобретает электрон, измеряется в кДж / моль. Электроотрицательность, с другой стороны, описывает, насколько сильно атом притягивает электроны в связи. Это безразмерная величина, которая рассчитывается, а не измеряется. Полинг получил первые значения электроотрицательности, сравнив количество энергии, необходимое для разрыва различных типов связей.Он выбрал произвольную относительную шкалу от 0 до 4.

Портрет химика: Линус Полинг

Линус Полинг, показанный на рисунке 4, — единственный человек, получивший две неразделенные (индивидуальные) Нобелевские премии: одну по химии в 1954 году за работу о природе химических связей и одну за мир в 1962 году за его сопротивление оружию массовое уничтожение. Он разработал многие теории и концепции, лежащие в основе нашего нынешнего понимания химии, включая электроотрицательность и резонансные структуры.

Рис. 4. Линус Полинг (1901–1994) внес важный вклад в область химии. Он также был известным активистом, освещающим вопросы, связанные со здоровьем и ядерным оружием.

Полинг также внес вклад во многие другие области помимо химии. Его исследование серповидно-клеточной анемии выявило причину заболевания — наличие генетически унаследованного аномального белка в крови — и проложило путь для области молекулярной генетики. Его работа также сыграла решающую роль в сдерживании испытаний ядерного оружия; он доказал, что радиоактивные осадки в результате ядерных испытаний представляют опасность для здоровья населения.

Электроотрицательность и тип связи

Абсолютное значение разницы в электроотрицательности (ΔEN) двух связанных атомов дает приблизительную меру ожидаемой полярности в связи и, следовательно, типа связи. Когда разница очень мала или равна нулю, связь ковалентная и неполярная. Когда он большой, связь полярная ковалентная или ионная. Абсолютные значения разности электроотрицательностей между атомами в связях H – H, H – Cl и Na – Cl равны 0 (неполярный), 0.9 (полярный ковалентный) и 2.1 (ионный) соответственно. Степень, в которой электроны распределяются между атомами, варьируется от полностью равной (чистая ковалентная связь) до нулевой (ионная связь). На рисунке 5 показана взаимосвязь между разностью электроотрицательностей и типом связи.

Рис. 5. По мере увеличения разницы электроотрицательностей между двумя атомами связь становится более ионной.

Грубое приближение различий электроотрицательности, связанных с ковалентными, полярными ковалентными и ионными связями, показано на рисунке 5.Однако эта таблица является лишь общим руководством, за множеством исключений. Например, атомы H и F в HF имеют разность электроотрицательностей 1,9, а атомы N и H в NH 3 разность 0,9, однако оба этих соединения образуют связи, которые считаются полярными ковалентными. Аналогично, атомы Na и Cl в NaCl имеют разность электроотрицательностей 2,1, а атомы Mn и I в MnI 2 имеют разность 1,0, но оба эти вещества образуют ионные соединения.

Лучшим руководством к ковалентному или ионному характеру связи является рассмотрение типов задействованных атомов и их относительного положения в периодической таблице.{-}[/латекс].

Пример 1: Электроотрицательность и полярность связи

Полярность связей играет важную роль в определении структуры белков. Используя значения электроотрицательности на рис. 7.6, расположите следующие ковалентные связи — все они обычно встречаются в аминокислотах — в порядке возрастания полярности. Затем обозначьте положительный и отрицательный атомы, используя символы [latex] \ delta {+} [/ latex] и [latex] \ delta {-} [/ latex]:

C – H, C – N, C – O, N – H, O – H, S – H

Показать решение

Полярность этих связей увеличивается с увеличением абсолютного значения разности электроотрицательностей.Атом с обозначением [латекс] \ delta {-} [/ latex] является более электроотрицательным из двух. В таблице 1 эти связи показаны в порядке возрастания полярности.

Таблица 1. Полярность связей и разница электроотрицательностей
Облигация ΔEN Полярность
C – H 0,4 [латекс] \ stackrel {\ delta -} {\ text {C}} — \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {H}} [/ latex]
S – H 0.4 [латекс] \ stackrel {\ delta -} {\ text {S}} — \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {H}} [/ latex]
C – N 0,5 [латекс] \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {C}} — \ stackrel {\ delta -} {\ text {N}} [/ latex]
N – H 0,9 [латекс] \ stackrel {\ delta -} {\ text {N}} — \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {H}} [/ latex]
C – O 1,0 [латекс] \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {C}} — \ stackrel {\ delta -} {\ text {O}} [/ latex]
O – H 1.4 [латекс] \ stackrel {\ delta -} {\ text {O}} — \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {H}} [/ latex]

Проверьте свои знания

Силиконы — это полимерные соединения, содержащие, среди прочего, следующие типы ковалентных связей: Si – O, Si – C, C – H и C – C. Используя значения электроотрицательности на рисунке 3, расположите связи в порядке возрастания полярности и обозначьте положительные и отрицательные атомы, используя символы [латекс] \ delta {+} [/ latex] и [latex] \ delta {-} [/ latex ].

Показать решение

Облигация Разница электроотрицательностей Полярность
C – C 0,0 неполярный
C – H 0,4 [латекс] \ stackrel {\ delta -} {\ text {C}} — \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {H}} [/ latex]
Si – C 0,7 [латекс] \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {Si}} — \ stackrel {\ delta -} {\ text {C}} [/ latex]
Si – O 1.7 [латекс] \ stackrel {\ delta \ text {+}} {\ text {Si}} — \ stackrel {\ delta -} {\ text {O}} [/ latex]

Ключевые концепции и резюме

Ковалентные связи образуются, когда электроны распределяются между атомами и притягиваются ядрами обоих атомов. В чистых ковалентных связях электроны распределяются поровну. В полярных ковалентных связях электроны распределяются неравномерно, поскольку один атом оказывает на электроны более сильную силу притяжения, чем другой. Способность атома притягивать пару электронов химической связью называется его электроотрицательностью.Разница в электроотрицательности между двумя атомами определяет полярность связи. В двухатомной молекуле с двумя идентичными атомами нет разницы в электроотрицательности, поэтому связь неполярная или чисто ковалентная. Когда разница электроотрицательностей очень велика, как в случае между металлами и неметаллами, связь характеризуется как ионная.

Попробуйте

  1. Почему неправильно говорить о молекуле твердого NaCl?
  2. Какую информацию вы можете использовать, чтобы предсказать, является ли связь между двумя атомами ковалентной или ионной?
  3. Предскажите, какие из следующих соединений являются ионными, а какие ковалентными, основываясь на расположении составляющих их атомов в периодической таблице:
    1. Класс 2 CO
    2. MnO
    3. NCl 3
    4. CoBr 2
    5. К 2 S
    6. CO
    7. CaF 2
    8. HI
    9. CaO
    10. IBr
    11. CO 2
  4. Объясните разницу между неполярной ковалентной связью, полярной ковалентной связью и ионной связью.
  5. По его положению в периодической таблице определите, какой атом в каждой паре более электроотрицателен:
    1. Br или Cl
    2. N или O
    3. S или O
    4. P или S
    5. Si или N
    6. Ba или P
    7. N или K
  6. По его положению в периодической таблице определите, какой атом в каждой паре более электроотрицателен:
    1. N или P
    2. N или Ge
    3. S или F
    4. Cl или S
    5. H или C
    6. Se или P
    7. C или Si
  7. Из их позиций в периодической таблице расположите атомы в каждом из следующих рядов в порядке увеличения электроотрицательности:
    1. C, F, H, N, O
    2. Br, Cl, F, H, I
    3. F, H, O, P, S
    4. Al, H, Na, O, P
    5. Ba, H, N, O, As
  8. Из их позиций в периодической таблице расположите атомы в каждом из следующих рядов в порядке увеличения электроотрицательности:
    1. As, H, N, P, Sb
    2. Cl, H, P, S, Si
    3. Br, Cl, Ge, H, Sr
    4. Ca, H, K, N, Si
    5. Cl, Cs, Ge, H, Sr
  9. Какие атомы могут связываться с серой, создавая положительный частичный заряд на атоме серы?
  10. Какая связь самая полярная?
    1. C – C
    2. C – H
    3. N – H
    4. O – H
    5. Se – H
  11. Укажите более полярную связь в каждой из следующих пар связей:
    1. HF или HCl
    2. NO или CO
    3. SH или OH
    4. PCl или SCl
    5. CH или NH
    6. SO или PO
    7. CN или NN
  12. Какие из следующих молекул или ионов содержат полярные связи?
    1. O 3
    2. S 8
    3. [латекс] {\ text {O}} _ {2} ^ {2 -} [/ латекс]
    4. [латекс] {\ text {NO}} _ {3} ^ {-} [/ latex] (e) CO 2 (f) H 2 S (g) [латекс] {\ text {BH} } _ {4} ^ {-} [/ латекс]

Избранные ответы

1.NaCl состоит из дискретных ионов, расположенных в кристаллической решетке, а не из ковалентно связанных молекул.

3. Варианты (b), (d), (e), (g) и (i) являются ионными; Варианты (a), (c), (f), (h), (j) и (k) ковалентны.

5. Больше электроотрицательных атомов составляют:

  1. Класс
  2. O
  3. O
  4. S
  5. N
  6. -п.
  7. N

7. Правильная организация атомов в порядке возрастания электроотрицательности следующая:

  1. H, C, N, O, F
  2. H, I, Br, Cl, F
  3. H, P, S, O, F
  4. Na, Al, H, P, O
  5. Ba, H, As, N, O

9.N, O, F и Cl

11. Наиболее полярные связи следующие:

  1. HF
  2. CO
  3. OH
  4. PCl
  5. NH
  6. PO
  7. CN

Глоссарий

длина связи: расстояние между ядрами двух связанных атомов, при котором достигается наименьшая потенциальная энергия

ковалентная связь: связь, образующаяся при распределении электронов между атомами

электроотрицательность: тенденция атома притягивать электроны в связи с самим собой

полярная ковалентная связь: ковалентная связь между атомами разной электроотрицательности; ковалентная связь с положительным концом и отрицательным концом

чистая ковалентная связь: (также неполярная ковалентная связь) ковалентная связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью

Ковалентных облигаций против Ионных облигаций

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  1. Участники и авторства

Есть два типа атомных связей — ионные связи и ковалентные связи.Они различаются по своей структуре и свойствам. Ковалентные связи состоят из пар электронов, общих для двух атомов, и связывают атомы в фиксированной ориентации. Для их расщепления требуется относительно высокая энергия (50 — 200 ккал / моль). Могут ли два атома образовывать ковалентную связь, зависит от их электроотрицательности, то есть способности атома в молекуле притягивать электроны к себе. Если два атома значительно различаются по своей электроотрицательности — как натрий и хлорид, — тогда один из атомов потеряет свой электрон в пользу другого атома.В результате образуются положительно заряженный ион (катион) и отрицательно заряженный ион (анион). Связь между этими двумя ионами называется ионной связью.

Ковалентные облигации Ионные связи
Состояние при комнатной температуре: Жидкость или газ цельный
Полярность: Низкий Высокая
Формация: Ковалентная связь образуется между двумя неметаллами, имеющими схожую электроотрицательность.Ни один из атомов не является «достаточно сильным», чтобы притягивать электроны друг к другу. Для стабилизации они делятся своими электронами с внешней молекулярной орбиты с другими Ионная связь образуется между металлом и неметаллом. Неметаллы (-ve-ион) «сильнее» металла (+ ve-ион) и могут очень легко получать электроны из металла. Эти два противоположных иона притягиваются друг к другу и образуют ионную связь.
Форма: Определенная форма Нет определенной формы
Точка плавления: низкий Высокая
Что это такое ?: Ковалентная связь — это форма химической связи между двумя неметаллическими атомами, которая характеризуется разделением пар электронов между атомами и другими ковалентными связями. Ионная связь, также известная как электровалентная связь, представляет собой тип связи, образованный электростатическим притяжением между противоположно заряженными ионами в химическом соединении. Такие связи возникают в основном между металлическим и неметаллическим атомами.
Точка кипения: Низкий Высокая
Примеры: Метан (CH 4 ), соляная кислота (HCl) Хлорид натрия (NaCl), серная кислота (H 2 SO 4 )
Происходит между: Два неметалла Один металлический и один неметаллический

Авторы и указание авторства

Полярная ковалентная связь | Примеры полярных ковалентных связей

Полярная ковалентная связь.

Образование ковалентной связи:

При химической связи существуют разные типы связей между двумя или более атомами. Ковалентная связь образуется, когда электронные пары разделены между двумя атомами. Количество общих электронных пар может варьироваться от атома к атому. Если атомы разделяют одну пару электронов, тогда образуется одинарная связь, для атомов, разделяющих две пары электронов, образуется двойная связь, а между атомами, разделяющими три пары электронов, образуется тройная связь.

Запись электронной конфигурации атома:

Первым шагом к пониманию образования ковалентной связи является определение количества валентных электронов для данных атомов. Валентные электроны — это количество электронов на внешней орбите. Электронная конфигурация атомов написана для идентификации валентных электронов. По количеству валентных электронов образуется ковалентная связь.
Число валентных электронов на один атом кислорода равно 6.Следуйте диаграмме ниже:

Используя электронную конфигурацию, электроны могут быть расположены по орбитам. Для данного атома кислорода первая орбита n = 1, которая содержит 2 электрона, а вторая орбита n = 2, которая содержит 6 электронов. Последняя орбита определяет количество валентных электронов. Следуйте диаграмме кислорода, показанной ниже:

Следовательно, атом кислорода имеет 6 валентных электронов.
Ковалентная связь образуется так, что атомы достигают конфигурации стабильного состояния.Стабильное состояние обычно возникает, когда атомы имеют 8 электронов на внешней орбите. В периодической таблице есть несколько атомов, у которых уже есть октет. Это означает, что им не нужно образовывать какую-либо химическую связь для достижения стабильного состояния. К таким атомам относятся Ne, Ar, Kr и т. Д., Они называются благородными газами.
Электронная конфигурация Neon Ne с атомным номером 10 приведена ниже:

Определения полярной ковалентной связи:

Как уже упоминалось, ковалентная связь образуется в результате совместного использования пары электронов.Есть два типа ковалентных связей: полярная ковалентная связь и неполярная ковалентная связь. Полярная ковалентная связь образуется, когда атомы делят электроны между собой неравномерно. Это приводит к частичным положительным и отрицательным зарядам на каждом атоме. Неполярная ковалентная связь, однако, имеет равное распределение электронных пар друг с другом.
Ниже приведены примеры соединений, образованных за счет полярной ковалентной связи.
Образование соединения HF:
Соединение фтористого водорода HF образуется полярной ковалентной связью.
1. Электроны распределяются между атомами водорода и фтора.
2. Первый шаг — записать электронную конфигурацию каждого атома водорода и фтора.
3. Определите количество валентных электронов для каждого из атомов. Следуйте диаграмме ниже:

· У атома водорода один электрон на внешней орбите. Итак, количество валентных электронов равно одному. Водороду понадобится еще один электрон, чтобы достичь стабильного состояния.
· Атом фтора имеет 7 электронов во внешней оболочке, поэтому количество валентных электронов равно 7.Фтору нужен еще один электрон для завершения октета. (8 электронов во внешней оболочке.)
· Водород и фтор образуют полярную ковалентную связь, разделяя пару электронов.

· Общая электронная пара больше притягивается атомом фтора, из-за чего он получает на нем частичный отрицательный заряд.
· Атом водорода получает частичный положительный заряд из-за неравного распределения пары электронов.
· Эти заряды на атомах приводят к электроотрицательной разнице между двумя атомами во время образования полярной ковалентной связи.

Образование CO 2 :
Следуйте другому примеру для образования полярной ковалентной связи в CO 2 .
1. Есть два атома кислорода и один атом углерода, образующие одну молекулу диоксида углерода CO 2. .
2. Первый шаг — записать электронную конфигурацию каждого атома углерода и кислорода.
3. Затем определите количество валентных электронов для каждого из атомов. Следуйте диаграмме ниже:

· Атом углерода имеет 4 электрона на внешней орбите.Это означает, что атому углерода нужно еще четыре электрона, чтобы достичь стабильного состояния.
· Атом кислорода имеет 6 электронов на внешней орбите, это означает, что для достижения конфигурации стабильного состояния требуется еще 2 электрона. Следуйте диаграмме ниже, чтобы понять образование связи:

· Существует образование двойной связи между углеродом и атомом кислорода, что означает, что углерод разделяет две пары электронов от каждого атома кислорода.
· Поскольку имеется два атома кислорода, образуются четыре связи, и углерод может образовывать октет.
· Атомы кислорода обладают высокой электроотрицательностью, из-за чего углерод получает положительный заряд, а кислород — отрицательный.
· Из-за такого неравномерного распределения зарядов образующиеся связи являются полярными ковалентными связями.

Chemistry Study Guide -4.3 Ковалентная связь

PinkMonkey.com — Chemistry Study Guide -4.3 Ковалентная связь


4.3 Ковалентная связь

Ковалентная связь образуется из-за разделения электронов между двумя
атомы.

Когда у обоих атомов (одинаковых или разнородных), участвующих в химической комбинации, не хватает электронов для завершения ближайшей конфигурации инертного газа, комбинация между ними происходит за счет общих электронов. Каждый атом вносит один электрон, чтобы сформировать общую пару, которая затем используется обоими.

Связь, устанавливаемая между атомами в результате этого процесса разделения, известна как ковалентная связь .

Молекула хлора представлена ​​на рисунке 8.

Нажмите здесь, чтобы
увеличить

Ковалентная связь записывается тире (-)
формула.Эта система представления формулы вещества
известна как электронная точка (Льюис) и формула тире .

Другими примерами ковалентных соединений, в которых объединяются разнородные атомы, являются NH 3 и CH 4 . Их формирование иллюстрируется следующим образом:

Нажмите здесь, чтобы увеличить

[следующая страница]

Индекс

4.1
Введение
4.2 Ионные связи
4.3 Ковалентные связи
4.4 Полярные связи
4.5 Электроотрицательность
4.6 Другие связи

Глава 5

Подписаться на @Pinkmonkey_com

Авторские права на все содержание
Все права защищены.
Дальнейшее распространение строго запрещено.

Ковалентное связывание и электроотрицательность

Ковалентное связывание и электроотрицательность

Ковалентные связи образуются, когда атомы разделяют электроны.Это совместное использование позволяет каждому атому достичь своего октета электронов и большей стабильности. Метан, CH 4 , простейшее органическое соединение, содержит ковалентные связи. Углерод имеет четыре валентных электрона, а водород — один валентный электрон. Разделяя эти электроны внешней оболочки, углерод и водород завершают свои валентные оболочки и становятся более стабильными. Дуэт электронов на водороде изоэлектронен гелию и образует законченную оболочку.

Полярность облигаций. В чистой ковалентной связи общие электроны в равной степени доступны каждому из атомов. Такое расположение происходит только тогда, когда два атома одного и того же элемента связываются друг с другом. Таким образом, молекула водорода H 2 содержит хороший пример чистой ковалентной связи.

В большинстве случаев электроны в ковалентных связях не распределяются поровну. Обычно один атом притягивает связывающие электроны сильнее, чем другой. Это неравномерное притяжение приводит к тому, что эти электроны перемещаются ближе к атому с большей силой притяжения.Получающееся в результате асимметричное распределение электронов делает один конец молекулы более богатым электронами, и он приобретает частичный отрицательный заряд, в то время как конец, менее богатый электронами, приобретает частичный положительный заряд. Эта разница в электронной плотности приводит к тому, что молекула становится полярной , то есть имеет отрицательный и положительный конец.

Способность атома притягивать электроны химической связью называется электроотрицательностью атома. Электроотрицательность атома связана с его сродством к электрону и энергией ионизации. Сродство к электрону — это энергия, выделяемая атомом газа, когда к нему присоединяется электрон. Энергия ионизации — это минимальное количество энергии, необходимое для удаления наиболее слабосвязанного электрона из газового атома.

Уровень электроотрицательности обычно измеряется по шкале, созданной Линусом Полингом. В этом масштабе наиболее электроотрицательными элементами являются галогены, кислород, азот и сера. Фтор, галоген, является наиболее электроотрицательным со значением 4.0, что является наивысшим значением на шкале. Менее электроотрицательными элементами являются щелочные и щелочноземельные металлы. Из них цезий и франций являются наименее электроотрицательными при значениях 0,7.

Элементы с большой разницей в электроотрицательности имеют тенденцию к образованию ионных связей. Атомы элементов с подобной электроотрицательностью имеют тенденцию образовывать ковалентные связи. (Чистые ковалентные связи образуются, когда два атома имеют одну и ту же связь электроотрицательности.) Промежуточные различия в электроотрицательности между ковалентно связанными атомами приводят к полярности связи.Как правило, разница электроотрицательностей в 2 и более по шкале Полинга между атомами приводит к образованию ионной связи. Разница менее 2 между атомами приводит к образованию ковалентной связи. Чем ближе разница в электроотрицательности между атомами к нулю, тем чище становится ковалентная связь и тем меньше у нее полярности.

Углерод с электроотрицательностью 2,5 образует ковалентные связи как с низкой, так и с высокой полярностью. Значения электроотрицательности элементов, обычно встречающихся в органических молекулах, приведены в таблице.

ковалентная связь | Определение, свойства, примеры и факты

Ковалентная связь , в химии, межатомная связь, которая возникает в результате совместного использования пары электронов между двумя атомами. Связывание возникает из-за электростатического притяжения их ядер к одним и тем же электронам. Ковалентная связь образуется, когда связанные атомы имеют более низкую общую энергию, чем у широко разделенных атомов.

полярная ковалентная связь

В полярных ковалентных связях, например, между атомами водорода и кислорода, электроны не передаются от одного атома к другому, поскольку они находятся в ионной связи.Вместо этого некоторые внешние электроны просто проводят больше времени рядом с другим атомом. Эффект этого орбитального искажения — вызвать региональные сетчатые заряды, которые удерживают атомы вместе, например, в молекулах воды.

Британская энциклопедия, Inc.

Подробнее по этой теме

Кристалл

: ковалентные связи

Кремний, углерод, германий и некоторые другие элементы образуют твердые тела с ковалентными связями.В этих элементах есть четыре электрона во внешнем …

Далее следует краткое рассмотрение ковалентных связей. Для полной обработки, см. химическая связь: Ковалентные связи.

Молекулы с ковалентными связями включают неорганические вещества: водород, азот, хлор, воду и аммиак (H 2 , N 2 , Cl 2 , H 2 O, NH 3 ) вместе с все органические соединения. В структурных представлениях молекул ковалентные связи обозначены сплошными линиями, соединяющими пары атомов; e.г.,

Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту.
Подпишитесь сейчас

Одинарная линия указывает на связь между двумя атомами (, т. Е. с участием одной пары электронов), двойные линии (=) указывают на двойную связь между двумя атомами ( т. Е. с участием двух электронных пар), а тройные линии (≡) представляют собой тройную связь, обнаруженную, например, в монооксиде углерода (C≡O). Одинарные связи состоят из одной сигма (σ) связи, двойные связи имеют одну σ и одну пи (π) связь, а тройные связи имеют одну σ и две π связи.

Идея о том, что два электрона могут быть разделены между двумя атомами и служить связующим звеном между ними, была впервые введена в 1916 году американским химиком Г. Льюис, который описал образование таких связей как результат стремления определенных атомов объединяться друг с другом, чтобы оба имели электронную структуру соответствующего атома благородного газа.

Ковалентные связи являются направленными, что означает, что атомы, связанные таким образом, предпочитают определенные ориентации относительно друг друга; это, в свою очередь, придает молекулам определенные формы, как в угловой (изогнутой) структуре молекулы H 2 O.Ковалентные связи между идентичными атомами (как в H 2 ) неполярны — т. Е. электрически однородны — в то время как связи между разными атомами полярны — т. Е. один атом заряжен слегка отрицательно, а другой — слегка положительно.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.