Ковалентный в химии: Ковалентная химическая связь в химических веществах

Содержание

Ковалентная связь. Химия, 8–9 класс: уроки, тесты, задания.











1.

Характеристика ковалентной связи


Сложность:
лёгкое

1


2.

Образование ковалентной неполярной связи


Сложность:
лёгкое

1


3.

Образование ковалентной полярной связи


Сложность:
лёгкое

1


4.

Неспаренные электроны


Сложность:
среднее

2


5.

Число общих электронных пар


Сложность:
среднее

2


6.

Формулы веществ с ковалентной связью


Сложность:
среднее

3


7.

Длина ковалентной связи


Сложность:
среднее

3


8.

Изменение длины связи


Сложность:
сложное

4


9.

Прочность связи


Сложность:
сложное

4

Ковалентные неполярные и полярные связи — урок. Химия, 8–9 класс.

Общие электронные пары, образующиеся в простых веществах  h3,O2,Cl2,F2,N2, в одинаковой степени принадлежат обоим атомам. Такая ковалентная связь называется неполярной.

Ковалентная неполярная связь соединяет атомы в простых веществах-неметаллах.

Если ковалентная связь образуется между разными атомами, то общая электронная пара смещается к тому из них, который имеет более высокую электроотрицательность (ЭО). Он получает частичный отрицательный заряд. Атом, имеющий меньшую ЭО, становится заряжённым положительно. В этом случае образуется полярная ковалентная связь.

Ковалентная полярная связь образуется между атомами неметаллов в сложных веществах.

Рассмотрим образование ковалентных связей в сложных веществах.

 

1. Образование молекулы хлороводорода.

 

У атома водорода на внешнем уровне — один электрон. У хлора на внешнем уровне — семь электронов, один из которых неспаренный.

 

Образуется одна общая электронная пара, которая смещена к атому хлора. В результате

появляются частичные заряды: на атоме хлора — отрицательный, а на атоме водорода — положительный. Сдвиг электронной плотности принято обозначать греческой буквой дельта δ:

 

Рис. \(1\). Образование молекулы хлороводорода

 

Структурная формула хлороводорода H−Cl

 

Подобным образом соединяются атомы в молекулах других галогеноводородов:

 

H−F,H−Br,H−I.

 

2. Образование молекулы воды.

  

На внешнем уровне атома кислорода — шесть электронов, два из которых неспаренные.

 

Атом кислорода образует две общие электронные пары с двумя атомами водорода.

 

Электронная плотность этих общих пар сдвинута к более электроотрицательному кислороду. Атом кислорода имеет отрицательный заряд, а атомы водорода — положительный.

 

Рис. \(2\). Образование молекулы воды

 

Сходное строение имеет молекула сероводорода. Структурные формулы воды и сероводорода:

 

H−OH−S||HH

 

3. Образование молекулы аммиака.

  

У атома азота — пять внешних электронов, три из которых неспаренные.

 

Атом азота присоединяет к себе три атома водорода.

 

Азот — более электроотрицательный элемент, поэтому на его атоме будет отрицательный заряд, а на атомах водорода — положительные заряды.

 

Рис. \(3\). Образование молекулы аммиака

 

Структурная формула аммиака:

 

H−N−H|H

 

 

Для того чтобы определить знаки частичных зарядов на атомах в веществе, надо сравнить ЭО неметаллов.

Пример:

определим частичные заряды атомов в соединении CCl4.

 

Вспомним положение углерода и хлора в ряду ЭО:

По положению элементов в этом ряду видно, что более электроотрицательный элемент в этой паре — хлор. Его атом оттягивает к себе общие электронные пары от атома углерода. Значит, на атоме хлора будет частичный отрицательный заряд, а на атоме углерода — частичный положительный:

 

 C+δCl4−δ.

Полярную ковалентную связь часто изображают стрелкой:  H→Cl.  Стрелка показывает направление смещения общей электронной плотности.

Источники:

Рис. 1. Образование молекулы хлороводорода © ЯКласс

Рис. 2. Образование молекулы воды © ЯКласс

Рис. 3. Образование молекулы аммиака © ЯКласс

Урок химии «Ковалентная связь» — химия, уроки


Тема: Ковалентная связь


 


Цель


Свойства веществ зависят не только от качественного и количественного состава, но и от того как атомы удерживаются в молекулах и кристаллах. 


  • узнаете, что такое химическая связь;

  • познакомитесь с одним из ее видов — ковалентной связью;


научитесь составлять электронные и графические формулы веществ с ковалентной связью.


Задачи урока:


Образовательные:


• изучить виды ковалентной связи (полярная и неполярная)


  • изучить механизм образования ковалентной химической связи


• научиться составлять электронные формулы молекул бинарных соединений.


Развивающие:


• формировать умения определять вид ковалентной связи


  • формировать умения написания электронных формул бинарных соединений;


• развивать навыки аналитического мышления;


• развитие самостоятельности, памяти, внимания, логического мышления, умения анализировать и систематизировать, самостоятельно делать выводы посредством обобщений.


Воспитательные:


  • создание условий для воспитания активности и самостоятельности, убежденности в познаваемости мира.

  • воспитывать культуру научного труда; повышать интерес к проблемам современной науки.


 


Ход урока


 


Изучение нового материала


Химическая связь


В природе не существуют одиночные атомы. Все они находятся в составе простых и сложных соединений, где их объединение в молекулы обеспечивается образованием химических связей друг с другом.


В образовании связей участвуют   неспаренные электроны, находящиеся на внешних атомных орбиталях (или готовые электронные пары) – валентные электроны. 


Химическая связь — это взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами.


В образовании химической связи участвуют только валентные электроны. У элементов главных подгрупп это электроны внешнего энергетического уровня. Они расположены  дальше от ядра и менее прочно связаны с ним. В зависимости от способа образования завершённых электронных структур атомов различают несколько видов химической связи. 


 


Ковалентная связь


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


В образовании ковалентной связи принимают участие неспаренные валентные электроны атома, которые располагаются на внешнем уровне по одному.


Например: у серы число неспаренных электронов равно 8-6=2.


 


Вопрос: Атомы химических элементов в простых и сложных веществах удерживаются электростатическим притяжением между ядрами притяжением между электронными облаками химическими связями


(химическими связями)


 


Алгоритм составления ковалентной связи


1. Определить валентные электроны.


2. Определить количество неспаренных электронов.


3. Записать электронную и структурную формулы получившейся молекулы.


Например:


1. Валентные электроны у серы  2s22p4


у хлора  2s22p6


2. Количество неспаренных электронов 


 


3.


 


 


 


Ковалентная неполярная и полярная связи


 


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


а) Ковалентная неполярная связь (КНС) связь между атомами неметалла с одинаковой ЭО, когда общие электронные пары находятся на одинаковом расстоянии от обоих взаимодействующих атомов и в равной степени принадлежат им обоим. (Например, H2, O2, О3).


Механизм образования связи:


Например, образование молекул водорода Н2 и хлора F2:


 


 


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


 


Связь между двумя атомами образуется тогда, когда они приближаются друг к другу на расстояние, достаточное для того, чтобы электроны каждого из них оказались в пределах взаимодействия с ядром другого атома.


Электронную пару можно обозначить черточкой:


F2       F – F          одинарная


О2     О = О         двойная


N2      N         тройная  


Электронная формула – валентные электроны изображены точками.


Структурная формула – общие электронные пары изображаются чёрточкой.


 


б) Ковалентная полярная связь (КПС)  образуют атомы разных неметаллов и общие электронные пары смещены в сторону более ЭО химического элемента (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


Механизм образования связи


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


 


 


 


Закрепление


 


1. Химическую связь, образованную общими электронными парами, называют


(Ковалентной)


 


2. Порядок построения молекул


Задания:


 


 


1. Составьте формулу вещества с ковалентной полярной связью.


2. Составьте формулу вещества с ионной связью.


3. Составьте формулу вещества с ковалентной неполярной связью.


4. Укажите наиболее электроотрицательный элемент.


5. Укажите наименее электроотрицательный элемент.


Самопроверка


 


 


3. Найдите соответствие между формулой вещества и ее названием


O=C=O


H2O


O::O


Выберите…


 электронная


 молекулярная


 графическая


 


4. Выполнение тестовых заданий


1. В каком ряду находятся вещества только с ковалентной связью – назвать выбранные вещества, указать полярная или неполярная связь:


А) K2O, Na2S, LiCl Б) MgO, h3O, h3S В) h3SO4, CO2, Cl2


2. Найти соответствие между количеством не спаренных электронов и химическим элементом (в основном состоянии):


1) N а) 1


2) S б) 3


3) F в) 2


3. Напишите схему образования химической связи в молекуле Н2S


 


 


Выводы


 


— Химическая связь — это сила, которая удерживает атомы в соединении.


— Химическая связь, образованная общими электронными парами, называется ковалентной.


— Общие электронные пары образуются при объединении неспаренных валентных электронов атомов неметаллов.


— При образовании химической связи атомы получают завершенный внешний электронный слой.


 


— Атомы образуют химические связи, чтобы приобрести устойчивую 8-электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня.


— Состав вещества можно выражать в виде:


 


 


 


 


 


 

Ковалентная связь. Разбираем задачи, закрепляем тему

История


С момента открытия атомов и молекул исследователи долгое время задумывались над вопросом, какие силы объединяют микрочастицы в молекуле.


В 1897 году Джозеф Джон Томсон выдвинул теорию, что атомы удерживаются рядом благодаря переносу электронов от одного атома к другому и образованию электронных связей. И был прав. Вклад Томсона в науку был отмечен Нобелевской премией в 1906 году за «изучение прохождения электрического тока через газы».


Исследования продолжились, и в 1916 году американский физико-химик Гильберт Ньютон Льюис объяснил это явление, предложив теорию электронной химической связи. В своих опытах ученый заметил, что наиболее устойчивы при взаимодействии электронные оболочки атомов благородных газов. А атомы других веществ стремятся сделать свою энергетическую оболочку похожей на оболочку благородного газа, расположенного в том же периоде. И для этого присоединяют или отдают электроны. Познакомиться с биографией ученого можно в учебнике
Химия 8 класс под редакцией В.В. Еремина на странице 218.


Исследователь предложил графическую модель структуры молекулы, в которой электроны обозначены точками, а связи черточками.


Правило октета


Льюис сформулировал принцип «октета». Согласно этому правилу, при создании молекулы атомы стараются достигнуть восьмиэлектронной валентной оболочки, попарно объединяя электроны, находящиеся на внешней орбитали. По важности это открытие сопоставимо с открытием периодического закона Д.И. Менделеевым.


Заглянем в Периодическую таблицу. В первом периоде находятся водород и гелий. Общее у этих двух газов — одна орбиталь. А вот количество электронов различно: у водорода один, у гелия два. Как мы помним, на первой орбитали у любого элемента могут поместиться всего лишь два электрона. И поскольку орбиталь гелия максимально заполнена — это инертный газ, который не вступает в химические реакции. А вот водород ищет себе пару и объединяется в двухатомные молекулы H2 или образует соединения с другими элементами. В остальных периодах на внешней орбитали могут разместиться восемь электронов.


Химия. 8 класс. Задачник



Задачник включает как типовые расчетные задачи, так и нестандартные задачи повышенной сложности; задания и упражнения, развивающие учебные умения, творческие и аналитические способности учащихся. Задачи сгруппированы по темам, изучаемым в 8 классе основной школы, в порядке возрастания их сложности: от простых расчетных до поисковых олимпиадных.

Купить

Механизмы образования связи


Взаимодействие, возникающее при образовании общих электронных пар, называется ковалентная химическая связь. При образовании химической связи выделяется энергия в количестве, необходимом для разъединения атомов на расстояние, при котором взаимодействие стало бы невозможным. Такой тип связи характерен для большинства соединений.


Взаимодействие между атомами различных веществ может происходить двумя способами.

  • В первом варианте два атома, у которых на внешнем энергетическом уровне находится по одному свободному электрону, образуют общую пару. Такой механизм взаимодействия называют обменным.
  • В некоторых случаях у одного атома есть пара электронов, а у другого свободная орбиталь, которую он предоставляет для взаимодействия. Такой механизм называют донорно-акцепторным.


От электроотрицательности атомов и их способности притягивать электроны зависит, какая ковалентная связь образуется в молекуле.


В месте перекрывания электронных облаков создается зона повышенной электронной плотности. Если электроотрицательность элементов равна, электронное облако находится на одинаковом расстоянии от центров атомов, входящих в электронную пару, и образуется ковалентная неполярная связь.


Если электроотрицательность различна, происходит сдвиг электронного облака в сторону центра с большей электроотрицательностью, то есть образуются молекула с двумя полюсами (диполь). Самый простой пример диполя — молекула воды. Данный тип связи и есть ковалентная полярная связь.


Ионная связь — вариант крайне полярной ковалентной связи.



Помимо полярности, ковалентная связь соединения характеризуется и другими параметрами:

  • Длиной связи — чем меньше длина, тем прочнее связь.
  • Энергией связи — чем больше выделяется энергии при образовании молекулы, тем стабильнее молекула.
  • Кратностью связи — число общих электронных пар между атомами. Кратность связи такова, что обеспечивает заполнение внешней электронной оболочки до 8 электронов у обоих атомов. Чем больше кратность связи, тем прочнее ковалентная связь молекулы.


Что еще почитать?

Примеры и задачи


Чтобы закрепить тему, разберем задачу из учебника
Химия 8 класс под редакцией В.В. Еремина.


Даны три электронные формулы:


.


Какие из перечисленных ниже формул веществ соответствуют каждой из них: NH3, HCl, O2, F2, N2, H2, HBr, Cl2?


Начнем с задания под буквой а.


Поскольку буквенные обозначения элементов разные, следовательно, и вещества в состав молекулы входят разные. Значит, можем вычеркнуть O2, F2, N2, H2 и Cl2.


В состав молекулы входят два атома различных веществ, соответственно, NH3, в молекулу которого входит 4 атома, также вычеркиваем.


У нас остаются HCl и HBr.


И Cl и Br являются элементами VII группы Периодической таблицы, и на внешнем энергетическом слое у них 7 электронов. Значит, оба вещества подходят.


С остальными двумя примерами попробуйте справиться сами.

#ADVERTISING_INSERT#

Виды химической связи. Ковалентная связь — полярная, неполярная. Характеристики, механизмы образования и виды ковалентной связи. Ионная связь. Степень окисления. Металлическая связь. Водородная связь.

































Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении заряда ядра атома объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.

Ковалентная связь в химии:

  • Ковалентная связь: это химическая связь, обусловленная созданием общих электронных пар.

  • Одинарная (двойная, тройная) ковалентная связь — это ковалентная связь, образованная одной (двумя, тремя соответственно) общими электронными парами.

При образовании общих электронных пар происходит перекрывание электронных орбиталей.


  • σ — связь образуется при перекрывании электронных орбиталей, идущих по линии, соединяющей центры атомов

  • π- связь образуется при перекрывании электронных орбиталей, вне линии, соединяющей центры атомов

  • Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении заряда ядра атома объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.

  • Валентность атома химического элемента в соединении с ковалентными связями равна числу общих электронных пар

Ковалентная неполярная связь:


Ковалентная полярная связь:


  • Ковалентная полярная связь — это связь между атомами, электроотрицательность которых отличается незначительно

  • Общие электронные пары смещены в сторону атома более электроотрицательного элемента

Характеристики ковалентной связи:

  • Длина связи — это расстояние между ядрами связанных атомов
  • Валентный угол  — это угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.

Механизмы образования ковалентной связи:


  • Обменный механизм образования ковалентной связи: это когда при образовании общей электронной пары каждый из атомов предоставляет в совместное пользование по одному электрону

  • Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи: это когда при образовании общей электронной один из атомов (донор) дает в общее пользование электронную пару, а другой (акцептор) предоставляет свободную орбиталь

Ионная связь в химии:

  • Ионы: это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.
  • Катионы (+): это положительно заряженные ионы
  • Анионы (-): это отрицательно заряженные ионы

  • Ионная связь: это связь между катионом и анионом, обусловленная их электростатическим взаимодействием.

  • Ионная связь возникает между атомами с резко отличающейся электроотрицательностью.

  • Ионные соединения: это вещества, состоящие из ионов.  Ионные соединения образованы типичными металлами и неметаллами.

Степень окисления. Окисление. Восстановление. Степень окисления :


  • Окисление: процесс отдачи частицей электронов
  • Восстановление: процесс присоединения частицей электронов
  • Степень окисления: заряд ионов в ионных соединениях или условный заряд на атомах в соединениях с ковалентной связью

  • Положительная степень окисления:  равна числу электронов, отданных данным атомом
  • Отрицательная степень окисления:  равна числу электронов, принятых данным атомом
  • Степень окисления в простом веществе равно 0.
  • Сумма степеней окисления: всех атомов в соединении равна 0.
  • Максимальная степень окисления элемента главной подгруппы в периодической системе равна номеру группы
  • Минимальная степень окисления элемента главных подгрупп IV-VII групп равна = 8 минус (-) номер группы

Металлическая связь в химии:


  • Металлическая связь: это связь в металлах и сплавах. Это связь между положительными ионами металла и свободными электронами (Mo-ne=Mn+).
  • При этом электроны обобществляются и представляют собой так называемый «электронный газ».

Водородная связь в химии:


  • Водородная связь: это форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. Может быть внутримолекулярная водородная связь и межмолекулярная водородная связь.

Открытый урок по химии на тему: «Ковалентная связь»

Открытый урок по химии на тему: «Ковалентная связь»

Цели: изучить механизм образования ковалентной полярной  химической связи.

Задачи:

Тип урока: комбинированный.

Оборудование:

  • Презентация в  PowerPoint.

  • Периодическая система химический элементов  Д.И.Менделеева.

  • Учебник: О.С.Габриелян, Химия,  8 класс.

ХОД УРОКА

1. Организационный момент

Учитель: Добрый день! В начале урока давайте вспомним с вами тот материал, который изучался нами на предыдущем уроке.

2. Актуализация знаний

Слайд 1. Дается задание конкретному ученику и всему классу.

Слайд 2.

Учитель: Мы условно разделили элементы на металлы и неметаллы. Рассмотрели, как образуются связи между атомами металлов и неметаллов (как называется такой вид связи?), между атомами одного и того же элемента неметалла (как называется такой вид связи?)

Ученики (вставляют пропущенные фразы): ионная связь, ковалентная неполярная.

Слайд 3.

Учитель: А какой тип связи мы можем ожидать при образовании соединений между атомами разных неметаллов?

Ученики: Вероятно, тоже ковалентную, но, какую?

Слайд 4.

Учитель: Да, очевидно, опять ковалентную связь – за счет образования общих электронных пар. 
Но ведь элементы – то разные!!! 
Наверное, следует ожидать, что такая ковалентная связь будет отличаться от рассмотренной ранее ковалентной связи.

Слайд 5.

Учитель: Атомы разных элементов по-разному относятся к общим электронным парам: те неметаллы, что сильнее, будут сильнее оттягивать к себе общие электронные пары, совсем как у Крылова: «У сильного всегда бессильный виноват…»

3. Изучение нового материала

Слайд 6.

Учитель: Давайте запишем с вами сегодняшнее число и тему урока: «Ковалентная полярная связь».

Слайд 7.

Учитель: Цель нашего урока:

1. Продолжить формирование понятия о ковалентной химической связи. 
2. Познакомить учащихся с полярной ковалентной химической связью и электроотрицательностью (ЭО) как мерой неметалличности элементов.
3. Продолжить формирование умения записывать схемы образования молекул бинарных соединений элементов – неметаллов.

Слайд 8.

Учитель: Что же такое электроотрицательность? Запишите это определение к себе в тетрадь. Способность атомов химических элементов оттягивать к себе общие электронные пары, называется электроотрицательностью (ЭО).

Слайд 9.

Учитель: Посмотрите на данный слайд. На нем расположен ряд электроотрицательности элементов в порядке возрастания. Значит, самым электроотрицательным элементом будет…

Ученики: Фтор.

Учитель: Правильно. Такой же ряд есть в ваших учебниках. Найдите его. Он располагается на последней странице, где расположена таблица растворимости кислот, оснований и солей (учитель показывает место нахождения этого ряда в учебнике).
Ответьте мне на вопрос: Какой из элементов будет более электроотрицательным – углерод или азот?

Ученики: Азот, т.к. он располагается правее углерода и ближе к самому электроотрицательному элементу – фтору.
 
Учитель: Правильно.

Слайд 10.

Учитель: Запишите в тетрадь как изменяется ЭО в периоде и подгруппе Слайд 11.

Учитель: Ряд электроотрицательности элементов поможет вам определить, в сторону атомов какого химического элемента будут смещены общие электронные пары, а, следовательно, на каком из атомов будет избыточный отрицательный заряд (он будет обозначаться буквой «δ» – греч. дельта), а, значит, где будет отрицательный полюс молекулы.

Слайд 12.

Учитель: Разумеется, атомы менее электроотрицательного элемента будут иметь избыточный положительный заряд, т.е. будут представлять собой как бы положительный полюс молекулы с зарядом δ+.
Вот вам и стало понятно название этой разновидности ковалентной связи – полярная.

Слайд 13.

Учитель: Между атомами одного и того же элемента неметалла, т.е. с одинаковой электроотрицательностью, общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов, поэтому они не имеют заряда – полюса и это неполярная ковалентная связь.

Слайд 14.

Учитель: Теперь давайте с вами запишем алгоритм образования молекулы SCl2.

Слайд 15.

Учитель:

1. Определить число внешних электронов у атомов неметаллов и  по формуле 8 – N число неспаренных электронов (где N номер группы, в которой расположен химический элемент). Записать электронные формулы атомов:

 

Слайд 16.

2. Записать символ элемента – неметалла, который представлен одним атомом (S), в центр и знаком «плюс» – два атома другого элемента (Сl):

Слайд 17.

3. Записать электронную и структурную формулы получившейся молекулы:

     →

   →

Сl – S – Cl

Слайд 18.

4. Определить по ряду электроотрицательности, к атомам какого из элементов смещены общие электронные пары, и заменить черточки маленькими стрелками, обозначить полюса:

Clδ–     ←     Sδ+   →      Clδ–

Слайд 19.

Учитель: Давайте теперь с вами закрепим изученный материал. Для этого выполним упражнение 2 на странице 66.

Учитель: Подведем итог сегодняшнего урока, выставим оценки.

 

4. Домашнее задание

Учитель: Домашним заданием вам будет следующее –

  • §11, закончить 2, стр. 66

  • Повторить все виды химической связи: определения, механизм образования.

  Всем спасибо!!!

 

Характеристики химических связей. Зависимость свойств веществ от их состава и строения | ЕГЭ по химии

Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристика ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Учение о химической связи составляет основу всей теоретической химии.

Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.

Различают четыре типа химических связей: ионную, ковалентную, металлическую и водородную.

Деление химических связей на типы носит условный характер, по скольку все они характеризуются определенным единством.

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.

Металлическая связь совмещает ковалентное взаимодействие атомов с помощью обобществленных электронов и электростатическое притяжение между этими электронами и ионами металлов.

В веществах часто отсутствуют предельные случаи химической связи (или чистые химические связи).

Например, фторид лития $LiF$ относят к ионным соединениям. Фактически же в нем связь на $80%$ ионная и на $20%$ ковалентная. Правильнее поэтому, очевидно, говорить о степени полярности (ионности) химической связи.

В ряду галогеноводородов $HF—HCl—HBr—HI—HАt$ степень полярности связи уменьшается, ибо уменьшается разность в значениях электроотрицательности атомов галогена и водорода, и в астатоводороде связь становится почти неполярной $(ЭО(Н) = 2.1; ЭО(At) = 2.2)$.

Различные типы связей могут содержаться в одних и тех же веществах, например:

  1. в основаниях: между атомами кислорода и водорода в гидроксогруппах связь полярная ковалентная, а между металлом и гидроксогруппой — ионная;
  2. в солях кислородсодержащих кислот: между атомом неметалла и кислородом кислотного остатка — ковалентная полярная, а между металлом и кислотным остатком — ионная;
  3. в солях аммония, метиламмония и т. д.: между атомами азота и водорода — ковалентная полярная, а между ионами аммония или метиламмония и кислотным остатком — ионная;
  4. в пероксидах металлов (например, $Na_2O_2$) связь между атомами кислорода ковалентная неполярная, а между металлом и кислородом — ионная и т.д.

Различные типы связей могут переходить одна в другую:

— при электролитической диссоциации в воде ковалентных соединений ковалентная полярная связь переходит в ионную;

— при испарении металлов металлическая связь превращается в ковалентную неполярную и т.д.

Причиной единства всех типов и видов химических связей служит их одинаковая химическая природа — электронно-ядерное взаимодействие. Образование химической связи в любом случае представляет собой результат электронно-ядерного взаимодействия атомов, сопровождающегося выделением энергии.

Способы образования ковалентной связи. Характеристики ковалентной связи: длина и энергия связи

Ковалентная химическая связь — это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.+$.

 

Донор имеет электронную пару, акцептор — свободную орбиталь, которую эта пара может занять. В ионе аммония все четыре связи с атомами водорода ковалентные: три образовались благодаря созданию общих электронных пар атомом азота и атомами водорода по обменному механизму, одна — по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные связи можно классифицировать по способу перекрывания электронных орбиталей, а также по смещению их к одному из связанных атомов.

Химические связи, образующиеся в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии связи, называются $σ$-связями (сигма-связями). Сигма-связь очень прочная.

$p-$Орбитали могут перекрываться в двух областях, образуя ковалентную связь за счет бокового перекрывания:

Химические связи, образующиеся в результате «бокового» перекрывания электронных орбиталей вне линии связи, т.е. в двух областях, называются $π$-связями (пи-связями).

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

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной. Электронные пары не смещены ни к одному из атомов, т.к. атомы имеют одинаковую ЭО — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов. Например:

т.е. посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов. Ковалентную химическую связь между атомами элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

Длина и энергия ковалентной связи.

Характерные свойства ковалентной связи — ее длина и энергия. Длина связи — это расстояние между ядрами атомов. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Однако мерой прочности связи является энергия связи, которая определяется количеством энергии, необходимой для разрыва связи. Обычно она измеряется в кДж/моль. Так, согласно опытным данным, длины связи молекул $H_2, Cl_2$ и $N_2$ соответственно составляют $0.074, 0.198$ и $0.109$ нм, а энергии связи соответственно равны $436, 242$ и $946$ кДж/моль.

Ионы. Ионная связь

Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла I группы и атом неметалла VII группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершенным.

Первый атом легко отдаст второму свой далекий от ядра и слабо связанный с ним электрон, а второй предоставит ему свободное место на своем внешнем электронном уровне.

Тогда атом, лишенный одного своего отрицательного заряда, станет положительно заряженной частицей, а второй превратится в отрицательно заряженную частицу благодаря полученному электрону. Такие частицы называются ионами.

Химическая связь, возникающая между ионами, называется ионной.

Рассмотрим образование этой связи на примере хорошо всем знакомого соединения хлорида натрия (поваренная соль):

Процесс превращения атомов в ионы изображен на схеме:

Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.{-}↙{ион}$.

  • Сначала найдем наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно $2 (2 · 1)$. Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона, т.е. надо взять один атом $Са$, и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять два электрона, т.е. нужно взять два атома $Cl$.
  • Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:
  • Цифры, показывающие число атомов или молекул, называются коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов или ионов в молекуле, называют индексами.

    Металлическая связь

    Ознакомимся с тем, как взаимодействуют между собой атомы элементов-металлов. Металлы обычно существуют не в виде изолированных атомов, а в форме куска, слитка или металлического изделия. Что удерживает атомы металла в едином объеме?

    Атомы большинства металлов на внешнем уровне содержат небольшое число электронов — $1, 2, 3$. Эти электроны легко отрываются, и атомы при этом превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому, связывая их в единое целое. Соединяясь с ионами, эти электроны образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другим ионом и т.д. Следовательно, в объеме металла атомы непрерывно превращаются в ионы и наоборот.

    Связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов называется металлической.

    На рисунке схематически изображено строение фрагмента металла натрия.

    При этом небольшое число обобществленных электронов связывает большое число ионов и атомов.

    Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, поскольку основана на обобществлении внеш них электронов. Однако при ковалентной связи обобществлены внешние непарные электроны только двух соседних атомов, в то время как при металлической связи в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск.

    Металлическая связь характерна как для чистых металлов, так и для смесей различных металлов — сплавов, находящихся в твердом и жидком состояниях.

    Водородная связь

    Химическую связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары ($F, O, N$ и реже $S$ и $Cl$), другой молекулы (или ее части) называют водородной.

    Механизм образования водородной связи имеет частично электростатический, частично донорно- акцепторный характер.

    Примеры межмолекулярной водородной связи:

    При наличии такой связи даже низкомолекулярные вещества могут быть при обычных условиях жидкостями (спирт, вода) или легко сжижающимися газами (аммиак, фтороводород).

    Вещества с водородной связью имеют молекулярные кристаллические решетки.

    Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения

    Молекулярное и немолекулярное строение веществ

    В химические взаимодействия вступают не отдельные атомы или молекулы, а вещества. Вещество при заданных условиях может находиться в одном из трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном. Свойства вещества зависят также от характера химической связи между образующими его частицами — молекулами, атомами или ионами. По типу связи различают вещества молекулярного и немолекулярного строения.

    Вещества, состоящие из молекул, называются молекулярными веществами. Связи между молекулами в таких веществах очень слабые, намного слабее, чем между атомами внутри молекулы, и уже при сравнительно низких температурах они разрываются — вещество превращается в жидкость и далее в газ (возгонка йода). Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы.

    К молекулярным веществам относятся вещества с атомной структурой ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), среди них есть металлы и неметаллы.

    Рассмотрим физические свойства щелочных металлов. Относительно малая прочность связи между атомами обуславливает низкую механическую прочность: щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом.

    Большие размеры атомов приводят к малой плотности щелочных металлов: литий, натрий и калий даже легче воды. В группе щелочных металлов температуры кипения и плавления понижаются с увеличением порядкового номера элемента, т.к. размеры атомов увеличиваются, и ослабевают связи.

    К веществам немолекулярного строения относятся ионные соединения. Таким строением обладает большинство соединений металлов с неметаллами: все соли ($NaCl, K_2SO_4$), некоторые гидриды ($LiH$) и оксиды ($CaO, MgO, FeO$), основания ($NaOH, KOH$). Ионные (немолекулярные) вещества имеют высокие температуры плавления и кипения.

    Кристаллические решетки

    Вещество, как известно, может существовать в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом.

    Твердые вещества: аморфные и кристаллические.

    Рассмотрим, как влияют особенности химических связей на свойства твердых веществ. Твердые вещества делятся на кристаллические и аморфные.

    Аморфные вещества не имеют четкой температуры плавления — при нагревании они постепенно размягчаются и переходят в текучее состояние. В аморфном состоянии, например, находятся пластилин и различные смолы.

    Кристаллические вещества характеризуются правильным расположением тех частиц, из которых они состоят: атомов, молекул и ионов — в строго определенных точках пространства. При соединении этих точек прямыми линиями образуется пространственный каркас, называемый кристаллической решеткой. Точки, в которых размещены частицы кристалла, называют узлами решетки.

    В зависимости от типа частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.–$, образующих решетку в форме куба. Связи между ионами в таком кристалле очень устойчивы. Поэтому вещества с ионной решеткой отличаются сравнительно высокой твердостью и прочностью, они тугоплавки и нелетучи.

    Атомные кристаллические решетки.

    Атомными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы. В таких решетках атомы соединены между собой очень прочными ковалентными связями. Примером веществ с таким типом кристаллических решеток может служить алмаз — одно из аллотропных видоизменений углерода.

    Большинство веществ с атомной кристаллической решеткой имеют очень высокие температуры плавления (например, у алмаза она выше $3500°С$), они прочны и тверды, практически нерастворимы.

    Молекулярные кристаллические решетки.

    Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы. Химические связи в этих молекулах могут быть и полярными ($HCl, H_2O$), и неполярными ($N_2, O_2$). Несмотря на то, что атомы внутри молекул связаны очень прочными ковалентными связями, между самими молекулами действуют слабые силы межмолекулярного притяжения. Поэтому вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют малую твердость, низкие температуры плавления, летучи. Большинство твердых органических соединений имеют молекулярные кристаллические решетки (нафталин, глюкоза, сахар).

    Металлические кристаллические решетки.

    Вещества с металлической связью имеют металлические кристаллические решетки. В узлах таких решеток находятся атомы и ионы (то атомы, то ионы, в которые легко превращаются атомы металла, отдавая свои внешние электроны «в общее пользование»). Такое внутреннее строение металлов определяет их характерные физические свойства: ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность, характерный металлический блеск.

    Ирвинг Ленгмюр | Американский химик


    Полная статья

    Ирвинг Ленгмюр , (родился 31 января 1881 года, Бруклин, штат Нью-Йорк, США — умер 16 августа 1957 года, Фалмут, штат Массачусетс), американский физик-химик, удостоенный Нобелевской премии по химии 1932 года «за свои открытия. и исследования в области химии поверхности ». Он был вторым американцем и первым химиком-промышленником, удостоенным этой чести. Помимо химии поверхности, его научные исследования, продолжавшиеся более 50 лет, включали химические реакции, тепловые эффекты и электрические разряды в газах; атомная структура; поверхностные явления в вакууме; и атмосферная наука.

    Ранняя жизнь и образование

    Лэнгмюр был третьим из четырех сыновей Чарльза Лэнгмюра, страхового управляющего, и Сэди Комингс. Оба его родителя были заядлыми хранителями документов, и он сам развил эту привычку, когда был еще молод. Он посещал школы в Бруклине и Филадельфии, а также в Париже во время трехлетней работы отца в Европе. С юности интересовавшийся химией, физикой и математикой, Ленгмюр выбрал специальность металлургическая инженерия в Колумбийском университете в Нью-Йорке, потому что эта программа, как он позже сказал, «была сильна по химии… содержала больше физики, чем химический курс, и по математике больше, чем по физике — а я хотел все три.”

    После окончания Колумбийской горной школы в 1903 году Ленгмюр учился у физико-химика Вальтера Нернста в Геттингенском университете в Германии. Его диссертация была посвящена диссоциации газов вблизи горячей платиновой проволоки, за что он получил докторскую степень в 1906 году. Будучи студентом, на него повлиял не только Нернст, который часто искал практическое применение его фундаментальных исследований, но и математик. Феликс Кляйн, который выступал за использование математики в качестве инструмента и продвигал взаимодействие между теоретической наукой и ее практическими приложениями.Во время своего пребывания в Германии Ленгмюр часто бывал в горах, чтобы кататься на лыжах зимой и лазать летом. Такие занятия на свежем воздухе оставались для него интересами на всю жизнь.

    Поиск карьеры

    После возвращения в Соединенные Штаты Ленгмюр стал инструктором в Технологическом институте Стивенса в Хобокене, штат Нью-Джерси, но его три года, проведенные там, не были для него особенно удовлетворительными. Его преподавательские обязанности оставляли ему мало времени для исследований, и ему не платили столько, сколько он думал.Он быстро понял, что это не путь к научной репутации и финансовой безопасности, к которым он стремился.

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

    Летом 1909 года, вместо альпинистского отпуска, Ленгмюр работал в исследовательской лаборатории General Electric Company в Скенектади, штат Нью-Йорк. Его привлекала приверженность компании фундаментальным исследованиям, свобода действий, предоставленная ученым, работающим там, и доступность оборудования. , Ленгмюр принял приглашение остаться.Сначала он явно намеревался найти другую академическую должность, но оставался в General Electric до конца своей карьеры, ушел на пенсию в 1950 году, но продолжал работать консультантом до самой смерти.

    Основные исследования

    Улучшение первых ламп накаливания с вольфрамовой нитью накаливания было одним из текущих проектов исследовательской лаборатории в 1909 году. У этих высоковакуумных ламп было несколько недостатков: их стеклянные колпачки со временем почернели, что уменьшало их освещенность, а вольфрамовые нити были относительно относительно низкими. недолговечный.В то время как другие сотрудники лаборатории полагали, что лучший вакуум продлит жизнь лампочек, Ленгмюр начал исследовать поведение газов рядом с горячей вольфрамовой нитью. Он обнаружил, что почернение колб является результатом осаждения вольфрама, испарившегося из горячей нити накала, и атмосфера инертного газа внутри колбы — смесь азота и аргона работала лучше всего — уменьшила проблему. Это, наряду с разработкой Ленгмюром улучшенной конструкции вольфрамовой нити накаливания, привело к созданию значительно улучшенной и коммерчески успешной лампы накаливания.

    Среди газов, изученных Ленгмюром, был водород. Горячая вольфрамовая нить быстро охлаждается в присутствии этого газа, и он предположил, что причиной является диссоциация молекул водорода на атомы. Когда он позже прочитал о нагреве, вызванном рекомбинацией атомов водорода в молекулы на твердых поверхностях, он объединил это со своей более ранней работой, чтобы разработать сварочную горелку на атомарном водороде, которая генерирует высокие температуры за счет диссоциации и последующей рекомбинации водорода.

    Изучение Ленгмюра газов вблизи горячих металлических поверхностей также привело его к изучению термоэлектронной эмиссии — выброса электронов с нагретой поверхности — и поведения поверхностей в вакууме. Эти исследования привели к теоретическим успехам в описании пространственного распределения заряда между парой электродов и практическим усовершенствованиям вакуумных ламп, а также к изобретению быстрого и эффективного вакуумного насоса.

    Самая большая часть работ Ленгмюра касалась поведения молекул на твердых и жидких поверхностях.Он заложил основу для своей отмеченной наградами работы по химии поверхности еще в 1916–1917 годах, выпустив важные публикации по адсорбции, конденсации и испарению молекул газа на твердых поверхностях и по расположению молекул в поверхностных слоях жидкостей. Эти исследования, как и большинство его исследований, показали его склонность к простым экспериментальным планам в сочетании с обширным математическим анализом. После 1932 года Ленгмюр вернулся к своему прежнему интересу к жидкостным поверхностям и вместе со своими сотрудниками Кэтрин Блоджетт и Винсентом Шефер исследовал мономолекулярные слои различных органических соединений на поверхности воды.Блоджетт разработал метод переноса такого монослоя на твердую поверхность, и последовательное наращивание монослоев стало известно как пленка Ленгмюра-Блоджетт. Этот метод оказался важным в более поздних биофизических исследованиях мембран живых клеток.

    Работая независимо от американского химика-атомщика Гилберта Н. Льюиса, Ленгмюр сформулировал теории атомной структуры и образования химических связей, известные как теория молекулярной структуры Льюиса-Ленгмюра, и ввел термин ковалентность .

    Метеорологические исследования

    Во время Второй мировой войны Ленгмюр работал над проблемой борьбы с обледенением самолетов на станции на вершине горы Вашингтон, штат Северная Каролина. Вместе с Шефер он также исследовал образование частиц различных размеров и их поведение в атмосфере и фильтрах. Эти исследования привели к усовершенствованным методам создания дымовых завес военными, а также к его последующему интересу к изменению погоды путем засеивания облаков мелкими частицами. Некоторые из его экспериментов по засеиванию облаков предшествовали сильному снегопаду в Скенектади зимой 1946 года и проливным дождям недалеко от Альбукерке, штат Нью-Йорк.М., в июльский день 1949 г., когда не прогнозировалось сильных дождей. Однако вопрос о том, была ли связь между посевом и последующими осадками, оставался спорным.

    Деятельность и награды

    Этот экскурс в экспериментальную метеорологию был частью интереса Ленгмюра к «науке за пределами дома», что включало его пристальное наблюдение и объяснение многих повседневных природных явлений. Заядлый любитель активного отдыха, он любил пешие прогулки, альпинизм, катание на лыжах, плавание и катание на лодках на протяжении большей части своей жизни.Он научился пилотировать самолет в 49 лет и был личным другом Чарльза Линдберга. Он также был другом музыкального дирижера Леопольда Стокски, с которым он работал над улучшением качества радиопередач оркестровой музыки.

    Ленгмюр был ярым защитником природы и сторонником контроля над атомной энергией, а также неудачным кандидатом в городской совет Скенектади и организатором бойскаутов в этом городе. В 1912 году он женился на Марион Мерсеро из Саут-Орандж, Н.J., и они усыновили двоих детей. Он вовлекал свою семью во многие из своих хобби и мероприятий на свежем воздухе. Он умер от сердечного приступа во время отпуска на Кейп-Коде, штат Массачусетс,

    .

    Помимо Нобелевской премии, Ленгмюр был удостоен множества наград и более десятка почетных степеней. Он был президентом Американского химического общества (1929 г.) и Американской ассоциации содействия развитию науки (1941 г.). После его смерти гора на Аляске, жилой колледж Государственного университета Нью-Йорка в Стоуни-Брук и журнал по химии поверхности, издаваемый Американским химическим обществом, были названы в его честь.Сам Ленгмюр, которого описывают как типичного исследователя в области промышленности, утверждал, что его достижения явились результатом его работы «для развлечения».

    Ричард Э. Райс

    Узнайте больше в этих связанных статьях Britannica:

    Гилберт Н. Льюис | Американский химик


    Полная статья

    Гилберт Н. Льюис , полностью Гилберт Ньютон Льюис , (родился 23 октября 1875 года, Уэймут, штат Массачусетс, США, умер 23 марта 1946 года в Беркли, Калифорния.), Американский физик-химик, наиболее известный своим вкладом в химическую термодинамику, электронную парную модель ковалентной связи, электронную теорию кислот и оснований, разделение и изучение дейтерия и его соединений, а также его работы по фосфоресценции и триплету. состояние (в котором квантовое число для полного спинового углового момента равно 1).

    Образование и академическая карьера

    Льюис провел свою юность в Линкольне, Небраска. Первоначально получил домашнее образование у своих родителей, в 13 лет он поступил в подготовительную школу Университета Небраски в Линкольне.Он продолжил учебу в университете на втором курсе, прежде чем в 1893 году перешел в Гарвардский университет, где в 1896 году получил степень бакалавра химии. После года преподавания в Академии Филлипса в Андовере, штат Массачусетс, он вернулся в Гарвард, чтобы закончить университет. получил степень магистра в 1898 году, а в следующем году — докторскую степень под руководством Теодора Ричардса за диссертацию по электрохимии амальгам цинка и кадмия.

    После выпуска Льюис оставался в Гарварде преподавателем в течение года.Затем он работал в аспирантуре в лабораториях Вильгельма Оствальда и Вальтера Нернста в Германии, после чего вернулся еще на три года в качестве инструктора в Гарвард, а затем на год на Филиппинские острова в качестве суперинтенданта мер и весов. В 1905 году Льюис поступил на факультет Массачусетского технологического института в Кембридже, а в 1912 году он был назначен бессменным деканом химического колледжа и заведующим кафедрой химии Калифорнийского университета в Беркли, где он оставался до своей смерти. 70 лет от сердечного приступа во время работы в своей лаборатории.За 34 года работы в Беркли Льюису удалось превратить его химический факультет в один из лучших в Соединенных Штатах.

    Хотя его назначение на должность председателя в Беркли освободило его от всех обязанностей преподавателя, Льюис был хорошо известен своими проницательными и часто остроумными комментариями во время исследовательских семинаров для студентов и сотрудников. Блестящий собеседник, обладавший почти неограниченным запасом шуток и шуток, Льюис также пристрастился к использованию лимериков и каламбуров. Он предпочитал писать свои книги и статьи, диктуя их своим помощникам и сотрудникам, полностью составив свои тщательно продуманные предложения в своей голове.Когда он диктовал, он ходил взад и вперед по комнате, куря импортную сигару — привычка, приобретенная во время его пребывания на Филиппинах.

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

    В 1912 году Льюис женился на Мэри Хинкли Шелдон, от которой у него родилось трое детей, дочь и два сына.

    Химическая термодинамика

    Основным направлением исследований Льюиса была химическая термодинамика. В 1899 году все еще существовал большой разрыв между термодинамической теорией и практикой.Существовала полная теория химического равновесия, разработанная 20 годами ранее американским физиком Джозайей Уиллардом Гиббсом, которая показала, что химическое равновесие определяется свободной энергией реагирующих веществ. С другой стороны, существовало огромное количество неорганизованных данных об энтальпиях реакции химических веществ, собранных в начале века такими химиками, как Юлиус Томсен из Дании и Пьер-Эжен-Марселлен Бертело из Франции. Кроме того, был разработан ряд эмпирических законов, касающихся поведения идеальных газов и разбавленных растворов, которые легли в основу новой физической химии, которую отстаивали такие химики, как Оствальд, Сванте Аррениус в Швеции, Якобус ван’т Гофф в Нидерланды и Нернст.Льюис поставил перед собой задачу ликвидировать этот разрыв между теорией и практикой. Это потребовало, чтобы он либо непосредственно измерил недостающие значения свободной энергии химических веществ, либо дополнил существующие данные энтальпии значениями энтропии, которые позволили бы их вычислить. Во-вторых, также необходимо было найти способ расширить эмпирические законы, чтобы включить в них поведение реальных газов и концентрированных растворов.

    Преследуя первую из этих целей, Льюис инициировал энергичную экспериментальную программу, предназначенную для измерения недостающих значений свободной энергии и энтропии.Преследуя вторую цель, он последовательно вводил понятия летучести (1901), коэффициента активности (1907) и ионной силы (1921; мера среднего электростатического взаимодействия между ионами в растворе). Эти усилия завершились в 1923 году публикацией «Термодинамика и свободная энергия химических веществ », написанной в сотрудничестве с химиком Мерлом Рэндаллом.

    Что такое ковалентная связь в химии?

    Ковалентная связь в химии — это химическая связь между двумя атомами или ионами, в которой электронные пары разделены между ними.Ковалентная связь также может быть названа молекулярной связью. Ковалентные связи образуются между двумя атомами неметалла с одинаковыми или относительно близкими значениями электроотрицательности. Этот тип связи также может быть обнаружен в других химических соединениях, таких как радикалы и макромолекулы. Термин «ковалентная связь» впервые вошел в употребление в 1939 году, хотя Ирвинг Ленгмюр ввел термин «ковалентность» в 1919 году для описания количества электронных пар, общих для соседних атомов.

    Электронные пары, которые участвуют в ковалентной связи, называются парами связи или общими парами.Обычно совместное использование пар связей позволяет каждому атому создать стабильную внешнюю электронную оболочку, подобную той, что наблюдается в атомах благородных газов.

    Полярные и неполярные ковалентные связи

    Двумя важными типами ковалентных связей являются неполярные или чистые ковалентные связи и полярные ковалентные связи. Неполярные связи возникают, когда атомы в равной степени разделяют электронные пары. Поскольку только идентичные атомы (имеющие одинаковую электроотрицательность) действительно участвуют в равном распределении, определение расширено, чтобы включить ковалентную связь между любыми атомами с разницей электроотрицательности меньше 0.4. Примерами молекул с неполярными связями являются H 2 , N 2 и CH 4 .

    По мере увеличения разницы электроотрицательностей электронная пара в связи более тесно связана с одним ядром, чем с другим. Если разница электроотрицательностей составляет от 0,4 до 1,7, связь полярная. Если разница электроотрицательностей больше 1,7, связь ионная.

    Примеры ковалентной связи

    Между кислородом и каждым водородом в молекуле воды существует ковалентная связь (H 2 O).Каждая из ковалентных связей содержит два электрона, один от атома водорода и один от атома кислорода. Оба атома разделяют электроны.

    Молекула водорода H 2 состоит из двух атомов водорода, соединенных ковалентной связью. Каждому атому водорода требуется два электрона, чтобы создать стабильную внешнюю электронную оболочку. Пара электронов притягивается к положительному заряду обоих атомных ядер, удерживая молекулу вместе.

    Фосфор может образовывать PCl 3 или PCl 5 .В обоих случаях атомы фосфора и хлора связаны ковалентными связями. PCl 3 предполагает ожидаемую структуру благородного газа, в которой атомы достигают полных внешних электронных оболочек. Тем не менее, PCl 5 также стабилен, поэтому важно помнить, что ковалентные связи в химии не всегда подчиняются правилу октетов.

    Ковалентная связь | Определение ковалентной связи на Dictionary.com


    существительное Химия.

    связь, образованная разделением пары электронов двумя атомами.

    ВИКТОРИНА

    ПРОВЕРЬТЕ СВОИ ЗНАЧЕНИЯ НА ЭТИХ НОВЫХ СЛОВАХ В 2021 году

    Словарь добавил новые слова и определения в нашу обширную коллекцию, и мы хотим увидеть, насколько хорошо вы разбираетесь в официально признанном новом жаргоне. Пройди викторину!

    Вопрос 1 из 8

    Что означает JEDI?

    Происхождение ковалентной связи

    Впервые зарегистрировано в 1960–65 гг.

    Слова рядом с ковалентной связью

    кузин, COV, ковалентность, ковалентность, ковалентность, ковалентная связь, ковариантность, ковариантность, теория ковариантов, ковариант, Словарь Covarrubias

    .com Несокращенный
    На основе Несокращенного словаря Random House, © Random House, Inc. 2021

    Как использовать ковалентную связь в предложении

    .expandable-content {display: none;}. Css-12x6sdt.expandable.content-extended> .expandable- content {display: block;}]]>

    • Более прочные связи между соседними атомами в решетке также помогают, и, по его словам, «углерод имеет очень прочные ковалентные связи».

    • Но да, я представил себе человека типа Джеймса Бонда, который просто подошел к ней.

    • Неспособность привязаться к своим родителям была основной причиной, по которой детей отдавали.

    • Без записи и без ордеров, на следующее утро судья дал ему четырехзначный залог.

    • Брак — это связь и обязательство; жениться на себе смешно, потому что вы уже женаты на себе.

    • Он был освобожден в течение часа без залога под подписку о невыезде.

    • Я написал ей и миссис Конингсби; и она совершенно свободна: все узы разорваны, кроме сердечных.

    • Узы брака казались проклятой вещью, простым рабством женщин.

    • Из темного крыльца, в десяти шагах по Бонд-стрит, появилась крепкая фигура, которая пошла в ногу в нескольких ярдах позади Грея.

    • Давняя надежда рассеялась, когда, посмотрев направо и налево на Бонд-стрит, он не заметил пропавшую пару.

    • Пройдя десять шагов по Бонд-стрит, он натолкнулся на небольшую сутулую фигуру, которая оторвалась от тени двери магазина.

    СМОТРЕТЬ БОЛЬШЕ ПРИМЕРОВ СМОТРЕТЬ МЕНЬШЕ ПРИМЕРОВ

    

    популярных статейli {-webkit-flex-base: 49%; — ms-flex-предпочтительный размер: 49%; гибкая база: 49%;} @media only screen и (max-width: 769px) {. css-2jtp0r> li {-webkit-flex-base: 49%; — ms-flex-preferred-size: 49%; flex-base: 49%;} } @media only screen и (max-width: 480px) {. css-2jtp0r> li {-webkit-flex-base: 100%; — ms-flex-primary-size: 100%; flex-base: 100%; }}]]>

    Определения ковалентной связи в Британском словаре


    существительное

    тип химической связи, включающий обмен электронами между атомами в молекуле, особенно разделение пары электронов двумя соседними атомами

    Collins English Словарь — полное и несокращенное цифровое издание 2012 г.
    © William Collins Sons & Co.Ltd. 1979, 1986 © HarperCollins
    Publishers 1998, 2000, 2003, 2005, 2006, 2007, 2009, 2012

    Медицинские определения ковалентной связи


    n.

    Химическая связь, образованная разделением одного или нескольких электронов, особенно пар электронов, между атомами.

    Медицинский словарь American Heritage® Stedman’s
    Авторские права © 2002, 2001, 1995 компании Houghton Mifflin. Опубликовано компанией Houghton Mifflin.

    Научные определения ковалентной связи


    Химическая связь, образующаяся при распределении электронов между двумя атомами.Обычно каждый атом вносит один электрон, чтобы сформировать пару электронов, которые являются общими для обоих атомов. Подробнее см. Координатная связь, двойная связь, полярная связь.

    Научный словарь американского наследия®
    Авторские права © 2011. Издано издательской компанией Houghton Mifflin Harcourt Publishing Company. Все права защищены.

    Культурные определения ковалентной связи

    примечания для ковалентной связи

    Многие молекулы в живых системах удерживаются вместе ковалентными связями.

    Новый словарь культурной грамотности, третье издание
    Авторские права © 2005 издательской компании Houghton Mifflin Harcourt.Опубликовано Houghton Mifflin Harcourt Publishing Company. Все права защищены.

    Прочие — это Readingli {-webkit-flex-base: 100%; — ms-flex-предпочтительный размер: 100%; flex-base: 100%;} @ media only screen и (max-width: 769px) {. Css -1uttx60> li {-webkit-flex-base: 100%; — ms-flex-предпочтительный-размер: 100%; flex-base: 100%;}} @ экран только мультимедиа и (max-width: 480px) {. css-1uttx60> li {-webkit-flex-base: 100%; — ms-flex-предпочтительный-размер: 100%; flex-base: 100%;}}]]>

    Covalent Bond — обзор

    1 Введение

    Координационные соединения нашли свое применение задолго до создания координационной химии.Ярко-красные ализариновые красители применялись еще до пятнадцатого века. Этот ярко-красный краситель, теперь характеризуемый как хелатный комплекс гидроксиантрахинона с ионами металлов кальция и алюминия, показан на рисунке 1.

    Рисунок 1. Структура ализаринового красителя.

    Позже, в шестнадцатом веке, при контакте латунного сплава было зафиксировано образование хорошо известного члена сегодняшнего семейства координационной химии, тетрааммин-кубринового иона [Cu (NH 3 ) 4 ] +2 . и хлорид аммония.Добавление берлинской синей Fe 4 [Fe (CN) 6 ] 3 · x H 2 O увеличило использование координационных соединений в красителях и пигментах. Комплекс платины K 2 [PtCl 6 ] предложил приложение для очистки металлической платины. Таким образом, до структурирования координационной химии координационные соединения, комплексы и хелаты нашли свое применение.

    Систематическое исследование структуры и связей в координационной химии началось с любознательности Тассарта (1798), которое было расширено выдающимися химиками, такими как Вильгельм Бломстранд, Йоргенсен и Альфред Вернер [1], до конца девятнадцатого века.В результате координационная теория Вернера (1893 г.) стала основой современной координационной химии. Стоит отметить, что электрон был открыт после теории Вернера.

    Связывание в таких соединениях, как CoCl 3 и NH 3 было легко понять и объяснить, и поэтому такие соединения считались простыми соединениями. Например, формальное окисление кобальта +3 в хлориде кобальта уравновешивается тремя одноотрицательными ионами хлорида, и сосуществование этих ионных фрагментов с образованием молекулы понятно и объясняется.Точно так же валентная оболочка ( n = 2) азота (N = 7) содержит пять электронов и четыре орбитали (2s, 2p x , 2p y и 2p z ). Сохранение пары электронов на одной из этих орбиталей, в то время как остальные три остаются заполненными наполовину, также можно объяснить возможностью для трех атомов водорода внести по одному электрону каждый для образования ковалентной связи с азотом. Таким образом, молекула аммиака имеет три ковалентные связи NH и одну неподеленную пару электронов над атомом азота.Здесь стоит отметить, что все валентности всех атомов в обеих молекулах полностью удовлетворены, и, следовательно, больше нет возможности связывания.

    «Сложная» ситуация возникает, когда становится известно, что молекула CoCl 3 может включать шесть молекул аммиака, в результате чего образуется третья независимая сущность. Эта ситуация была полностью понята и объяснена с помощью теории координации Вернера, за которой последовало определение объекта как «сложного».

    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.г. 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.

    Типы химических связей | Химия [Магистр]

    Введение в склеивание

    Химическая связь описывает множество взаимодействий, которые удерживают атомы вместе в химических соединениях.

    Цели обучения

    Перечислите типы химических связей и их общие свойства

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Химические связи — это силы, которые удерживают атомы вместе, чтобы образовать соединения или молекулы.
    • Химические связи включают ковалентные, полярные ковалентные и ионные связи.
    • Атомы с относительно схожей электроотрицательностью обмениваются электронами между собой и связаны ковалентными связями.
    • Атомы с большой разницей в электроотрицательности переносят электроны с образованием ионов.Затем ионы притягиваются друг к другу. Это притяжение известно как ионная связь.
    Ключевые термины
    • связь : связь или сила между соседними атомами в молекуле или соединении.
    • ионная связь : притяжение между двумя ионами, используемое для создания ионного соединения. Это притяжение обычно возникает между металлом и неметаллом.
    • ковалентная связь : Взаимодействие между двумя атомами, которое включает в себя совместное использование одного или нескольких электронов, чтобы каждый атом удовлетворял правилу октетов.Это взаимодействие обычно возникает между двумя неметаллами.
    • внутримолекулярный : относится к взаимодействиям внутри молекулы.
    • межмолекулярные силы : Относится к взаимодействиям между двумя или более молекулами.

    Химические связи

    Химические связи — это связи между атомами в молекуле. Эти связи включают как сильные внутримолекулярные взаимодействия , так и ковалентные и ионные связи. Они связаны с более слабыми межмолекулярными силами , такими как диполь-дипольные взаимодействия, лондонские дисперсионные силы и водородные связи.Более слабые силы будут обсуждены в более поздней концепции.

    Химические связи : На этих рисунках показаны примеры химической связи с использованием точечной нотации Льюиса. Водород и углерод не связаны, в то время как в воде существует одинарная связь между водородом и кислородом. Связи, особенно ковалентные связи, часто представляют в виде линий между связанными атомами. Ацетилен имеет тройную связь, особый тип ковалентной связи, который будет обсуждаться позже.

    Ковалентные облигации

    Химические связи — это силы притяжения, связывающие атомы вместе.Связи образуются при взаимодействии валентных электронов, электронов внешней электронной «оболочки» атома. Характер взаимодействия между атомами зависит от их относительной электроотрицательности. Атомы с равной или подобной электроотрицательностью образуют ковалентные связи, в которых валентная электронная плотность распределяется между двумя атомами. Электронная плотность находится между атомами и притягивается к обоим ядрам. Этот тип связи чаще всего образуется между двумя неметаллами.

    Когда разница в электроотрицательности больше, чем между ковалентно связанными атомами, пара атомов обычно образует полярную ковалентную связь.Электроны по-прежнему распределяются между атомами, но электроны не одинаково притягиваются к обоим элементам. В результате большую часть времени электроны обычно находятся около одного конкретного атома. Опять же, между неметаллами обычно возникают полярные ковалентные связи.

    Ионные связи

    Наконец, для атомов с наибольшей разницей в электроотрицательности (таких как металлы, связывающиеся с неметаллами), связывающее взаимодействие называется ионным, а валентные электроны обычно представляются как передающиеся от атома металла к неметаллу.После того, как электроны были перенесены на неметалл, и металл, и неметалл считаются ионами. Два противоположно заряженных иона притягиваются друг к другу, образуя ионное соединение.

    Связи, стабильность и соединения

    Ковалентные взаимодействия являются направленными и зависят от перекрытия орбиталей, в то время как ионные взаимодействия не имеют особой направленности. Каждое из этих взаимодействий позволяет задействованным атомам получить восемь электронов в своей валентной оболочке, удовлетворяя правило октетов и делая атомы более стабильными.

    Эти атомные свойства помогают описывать макроскопические свойства соединений. Например, ковалентные соединения меньшего размера, которые удерживаются вместе более слабыми связями, часто бывают мягкими и пластичными. С другой стороны, дальнодействующие ковалентные взаимодействия могут быть довольно сильными, что делает их соединения очень прочными. Ионные соединения, хотя и состоят из сильных связывающих взаимодействий, имеют тенденцию образовывать хрупкие кристаллические решетки.

    Ионные связи

    Ионные связи — это подмножество химических связей, которые возникают в результате передачи валентных электронов, обычно между металлом и неметаллом.

    Цели обучения

    Обобщить характерные особенности ионных связей

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Ионные связи образуются за счет обмена валентными электронами между атомами, обычно между металлом и неметаллом.
    • Потеря или усиление валентных электронов позволяет ионам подчиняться правилу октетов и становиться более стабильными.
    • Ионные соединения обычно нейтральны. Таким образом, ионы объединяются таким образом, чтобы нейтрализовать их заряды.
    Ключевые термины
    • валентных электронов : электроны атома, которые могут участвовать в образовании химических связей с другими атомами. Это самые дальние электроны от ядра.
    • правило октетов : атом наиболее стабилен, когда в его валентной оболочке восемь электронов.

    Образование иона

    Ионные связи — это класс химических связей, которые возникают в результате обмена одного или нескольких валентных электронов от одного атома, обычно металла, на другой, обычно неметалл.Этот обмен электронами приводит к электростатическому притяжению между двумя атомами, которое называется ионной связью. Атом, который теряет один или несколько валентных электронов, чтобы стать положительно заряженным ионом, известен как катион, в то время как атом, который приобретает электроны и становится отрицательно заряженным, известен как анион.

    Этот обмен валентными электронами позволяет ионам достигать электронных конфигураций, имитирующих конфигурацию благородных газов, удовлетворяющую правилу октетов. Правило октета гласит, что атом наиболее стабилен, когда в его валентной оболочке восемь электронов.Атомы с менее чем восемью электронами, как правило, удовлетворяют правилу дуэта, имея два электрона в их валентной оболочке. Удовлетворяя правилу дуэта или правилу октетов, ионы становятся более стабильными.

    Катион обозначается положительным индексом заряда (+ что-то) справа от атома. Анион обозначается отрицательным индексом заряда (- что-то) справа от атома. Например, если атом натрия теряет один электрон, он будет иметь на один протон больше, чем электрон, что дает ему общий заряд +1.Химический символ иона натрия — Na +1 или просто Na + . Точно так же, если атом хлора получает дополнительный электрон, он становится ионом хлора, Cl . Оба иона образуются, потому что ион более стабилен, чем атом, из-за правила октетов.

    Формирование ионной связи

    Когда образуются противоположно заряженные ионы, они притягиваются своими положительными и отрицательными зарядами и образуют ионное соединение. Ионные связи также образуются, когда между двумя атомами существует большая разница в электроотрицательности.Это различие вызывает неравное распределение электронов, так что один атом полностью теряет один или несколько электронов, а другой атом получает один или несколько электронов, например, при создании ионной связи между атомом металла (натрия) и неметаллом (фтор). .

    Образование фторида натрия : Перенос электронов и последующее притяжение противоположно заряженных ионов.

    Определение формулы ионного соединения

    Для определения химических формул ионных соединений должны выполняться следующие два условия:

    1. Каждый ион должен подчиняться правилу октетов для максимальной стабильности.
    2. Ионы объединятся таким образом, что все ионное соединение будет нейтральным. Другими словами, заряды ионов должны уравновешиваться.

    Магний и фтор образуют ионное соединение. Какая формула соединения?

    Mg чаще всего образует ион 2+. Это связано с тем, что Mg имеет два валентных электрона, и он хотел бы избавиться от этих двух ионов, чтобы подчиняться правилу октетов. Фтор имеет семь валентных электронов и обычно образует ион F , потому что он получает один электрон, чтобы удовлетворить правилу октетов.Когда Mg 2+ и F объединяются с образованием ионного соединения, их заряды должны уравновешиваться. Следовательно, для одного Mg 2+ необходимы два иона F для нейтрализации заряда. 2+ Mg уравновешивается наличием двух заряженных ионов -1. Следовательно, формула соединения — MgF 2 . Нижний индекс два указывает на то, что есть два фтора, которые ионно связаны с магнием.

    В макроскопическом масштабе ионные соединения образуют структуры кристаллической решетки, которые характеризуются высокими температурами плавления и кипения и хорошей электропроводностью при плавлении или растворении.

    Пример

    Магний и фтор образуют ионное соединение. Какая формула соединения?

    Mg чаще всего образует ион 2+. Это связано с тем, что Mg имеет два валентных электрона, и он хотел бы избавиться от этих двух ионов, чтобы подчиняться правилу октетов. Фтор имеет семь валентных электронов и, как таковой, обычно образует ион F , потому что он получает один электрон, чтобы удовлетворить правилу октетов. Когда Mg 2+ и F объединяются с образованием ионного соединения, их заряды должны уравновешиваться.Следовательно, для баланса одного Mg 2+ необходимы два иона F . 2+ Mg уравновешивается наличием двух заряженных ионов -1. Следовательно, формула соединения — MgF 2 . Нижний индекс два указывает на то, что есть два фтора, которые ионно связаны с магнием.

    Ковалентные облигации

    Ковалентная связь включает в себя два атома, обычно неметаллов, которые разделяют валентные электроны.

    Цели обучения

    Различение ковалентных и ионных связей

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Ковалентные связи включают два атома, обычно неметаллов, которые имеют общую электронную плотность, чтобы сформировать сильные связывающие взаимодействия.
    • Ковалентные связи включают одинарные, двойные и тройные связи и состоят из сигма- и пи-связывающих взаимодействий, в которых совместно используются 2, 4 или 6 электронов соответственно.
    • Ковалентные соединения обычно имеют более низкие температуры плавления и кипения, чем ионные соединения.
    Ключевые термины
    • электроотрицательность : тенденция атома или молекулы притягивать электроны и, таким образом, образовывать связи.
    • одинарная связь : Тип ковалентной связи, при которой только два электрона разделяются между атомами.

    Формирование ковалентных связей

    Ковалентные связи — это класс химических связей, в которых валентные электроны распределяются между двумя атомами, обычно двумя неметаллами. Образование ковалентной связи позволяет неметаллам подчиняться правилу октетов и, таким образом, становиться более стабильными. Например:

    • Атом фтора имеет семь валентных электронов. Если он разделяет один электрон с атомом углерода (который имеет четыре валентных электрона), у фтора будет полный октет (его семь электронов плюс тот, который он делит с углеродом).
    • Углерод будет иметь пять валентных электронов (четыре и один общий с фтором). Ковалентное разделение двух электронов также известно как «одинарная связь». Углерод должен будет образовать четыре одинарные связи с четырьмя различными атомами фтора, чтобы заполнить свой октет. В результате получается CF 4 или четырехфтористый углерод.

    Ковалентное связывание требует определенной ориентации между атомами для достижения перекрытия между связывающими орбиталями. Взаимодействия ковалентного связывания включают сигма-связывание ( σ ) и пи-связывание ( π ).Сигма-связи являются самым сильным типом ковалентного взаимодействия и образуются за счет перекрытия атомных орбиталей вдоль оси орбиты. Перекрытые орбитали позволяют общим электронам свободно перемещаться между атомами. Связи Pi представляют собой более слабый тип ковалентных взаимодействий и являются результатом перекрытия двух долей взаимодействующих атомных орбиталей выше и ниже оси орбиты.

    Ковалентные связи могут быть одинарными, двойными и тройными.

    • Одинарные связи возникают, когда два электрона являются общими и состоят из одной сигма-связи между двумя атомами.
    • Двойные связи возникают, когда четыре электрона разделяются между двумя атомами и состоят из одной сигма-связи и одной пи-связи.
    • Тройные связи возникают, когда шесть электронов разделяются между двумя атомами и состоят из одной сигма-связи и двух пи-связей (дополнительную информацию о пи- и сигма-связях см. Далее в концепции).

    Ионные соединения против молекулярных соединений

    В отличие от ионной связи, ковалентная связь сильнее между двумя атомами с аналогичной электроотрицательностью.Для атомов с равной электроотрицательностью связь между ними будет неполярным ковалентным взаимодействием. В неполярных ковалентных связях электроны поровну распределяются между двумя атомами. Для атомов с разной электроотрицательностью связь будет полярным ковалентным взаимодействием, при котором электроны не будут распределяться поровну.

    Ионные твердые вещества обычно характеризуются высокими температурами плавления и кипения наряду с хрупкими кристаллическими структурами. С другой стороны, ковалентные соединения имеют более низкие температуры плавления и кипения.В отличие от ионных соединений, они часто не растворяются в воде и не проводят электричество при растворении.

    Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


    Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

    Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

    • В вашем браузере отключены файлы cookie.Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
    • Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.
      Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
    • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
    • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г.,
      браузер автоматически забудет файл cookie.Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
    • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.
      Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

    Почему этому сайту требуются файлы cookie?

    Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie
    потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


    Что сохраняется в файле cookie?

    Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

    Как правило, в cookie-файлах может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт
    не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к
    остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

    .

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *