Чем характеризуется ковалентная связь. Характеристики ковалентной связи. Полярность ковалентной связи

25.05.2022

Ковалентная связь характеризуется направленностью в пространстве, полярностью, кратностью, энергией и длиной.

Как мы знаем, электронные орбитали (кроме s-орбиталей) имеют пространственную направленность . Ковалентная связь, которая является результатом электронно-ядерных взаимодействий, располагается в определенном направлении по отношению к ядрам этих атомов. Если электронные облака перекрываются в направлении прямой, которая соединяет ядра атомов (т. е. по оси связи), такая ковалентная связь называется s-связью (сигма-связью). Например, в молекулах Н 2 , Cl 2 , HC1 атомы соединяются ковалентной s-связью. Ковалентные сигма-связи образуются при перекрывании орбиталей: s - s (как в Н 2): s - р (как в НС1), р - р (как в С1 2).

При перекрывании p-орбиталей, направленных перпендикулярно оси связи, образуются две области перекрывания по обе стороны оси связи. Такая ковалентная связь называется p-связью (пи-связью) (рис. 6). Например, в молекуле азота атомы связаны одной s-связью и двумя p-связями (рис. 7).

Рис. 6. Схематическое изображение p-связи

Рис. 7. Схематическое изображение s- и p-связей в молекуле азота

Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул, т. е. их форму. Молекула хлороводорода имеет линейную форму: она образована с помощью одной s-связи (s - р-орбитали). Молекула воды имеет угловое строение: она образуется за счет перекрытия s-орбиталей двух атомов водорода с двумя взаимно перпендикулярными р-орбиталями атома кислорода (рис. 8). Следовательно, угол между s-связями в молекуле воды должен быть равен 90°. В действительности угол равен 104,5°, что объясняется явлением гибридизации. Молекула аммиака имеет форму правильной пирамиды, молекула метана - форму тетраэдра.

Рис. 8. Строение молекулы воды

Полярность связи определяется асимметрией в распределении общего электронного облака вдоль оси связи.

Если общие электронные пары располагаются симметрично относительно обоих ядер, то такая ковалентная связь называется неполярной.

В молекулах простых веществ - водорода Н 2 , кислорода О 2 , азота N 2 , хлора С1 2 , фтора F 2 атомы соединяются неполярной ковалентной связью.

Если общие электронные пары смещаются к одному из атомов (располагаются несимметрично относительно ядер различных атомов), то такая ковалентная связь называется полярной.

Связь в молекулах воды Н 2 О, аммиака NH 3 , хлороводорода НС1- полярная.

Кратность ковалентной связи определяется числом общих электронных пар, которые связывают атомы.

Связь между двумя атомами при помощи одной пары электронов называется простой (связи Н - С1,С - Н,Н - О и т. д.). Связь между двумя атомами при помощи двух электронных пар называется двойной. Связь между двумя атомами при помощи трех электронных пар называется тройной.

Например, двойная связь наблюдается между атомами углерода в этилене Н 2 С = СН 2 , тройная связь наблюдается в молекулах азота N N, ацетилена Н - С С - Н.

Длина связи - это равновесное расстояние между ядрами атомов. Длину связи выражают в нанометрах (нм). Чем меньше длина связи, тем прочнее химическая связь. Мерой прочности связи является ее энергия.

Энергия связи равна работе, которую необходимо затратить на разрыв связи. Выражают энергию связи в килоджоулях на моль (кДж/моль); например, в молекуле водорода энергия связи равна 435 кДж/моль. Энергия связи увеличивается с уменьшением длины связи (табл. 10).

Таблица 10. Вид, длина и энергия связи в молекулах некоторых веществ

Энергия связи увеличивается с увеличением кратности связи (табл. 11).

Таблица 11. Длина и энергия связи между атомами азота и между атомами углерода

Процесс образования связи протекает с выделением энергии (экзотермический процесс), а процесс разрыва связи - с поглощением энергии (эндотермический процесс).

Полярность молекул

Полярность молекул зависит от полярности отдельных связей и от их расположения в молекуле (т. е. от строения молекул).

Молекулы простых веществ (Н 2 , F 2 , N 2 и др.), образованные неполярными ковалентными связями, неполярны .

Молекулы сложных веществ могут быть и неполярными и полярными. Примеры веществ с неполярными молекулами: диоксид углерода СО 2 , метан СН 4 , бензол С 6 Н 6 , глюкоза С 6 Н 12 О 6 , диметиловый эфир С 2 Н 6 О и др. Примеры веществ с полярными молекулами: диоксид серы SO 2 , вода Н 2 О, аммиак NH 3 , этиловый спирт С 2 Н 5 ОН и др.

В неполярных молекулах «центр тяжести» электронного облака совпадает с «центром тяжести» положительного заряда ядер. В полярных молекулах «центр тяжести» электронного облака не совпадает с «центром тяжести» положительного заряда.

Например, в молекуле хлороводорода НС1 электронная плотность около ядра хлора выше, чем около ядра водорода, т. е. атом хлора имеет отрицательный заряд q = - 0,18, а атом водорода положительный заряд q -= + 0,18. Заряды (q) атомов в молекуле называют .эффективными. Поэтому полярные молекулы можно рассматривать как электрические диполи, в которых заряды, разные по знаку, но одинаковые по величине, расположены на определенном расстоянии друг от друга. Мерой полярности молекул является электрический момент диполя.

Электрический момент диполя - это произведение эффективного заряда на расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов в молекуле. Электрический момент диполя в молекуле зависит от ее структуры. Наличие или отсутствие электрического момента диполя позволяет судить о геометрическом строении молекулы. Например, молекула СО 2 неполярна, а молекула SO 2 обладает электрическим моментом диполя. Отсюда следует, что молекула СО 2 имеет линейное строение, а молекула SO 2 - угловое.

Свойства веществ зависят от полярности молекул. Вещества, молекулы которых полярны, имеют температуры кипения и плавления выше, чем вещества, молекулы которых неполярны. Это объясняется взаимным притяжением полярных молекул.

Электроотрицательность

Способность атомов химического элемента притягивать к себе общие электронные пары называется электроотрицательностью.

Электроотрицательность элемента определяется суммой его энергии ионизации и сродства к электрону. Относительные электроотрицательности атомов некоторых элементов приведены в табл. 12.

Таблица 12. Относительные электроотрицательности некоторых элементов

Период	Группа
	I	II	III	IV	V	VI	VII
	Н 2,1
	Li 0,98	Be 1.5	В 2,0	С 2,5	N 3,07	О 3.50	F 4,0
	Na 0,93	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,9	P 2,2	S 2,6	Cl 3,0
	К 0.91	Са 1,04	Ga 1,8	Ge 2,0	As 2,1	Se 2.5	Br 2,8
	Rb 0,89	Sr 0,99	In 1.5	Sn 1.7	Sb 1.8	Те 2,1	I 2,6

Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару. Когда между двумя атомами разных элементов образуется ковалентная связь, общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому. Например, в молекуле воды Н 2 О общие электронные пары смещаются к атому кислорода.

Относительная электроотрицательность атома не является строго постоянной величиной и применяется только для определения направления смещения общих электронных пар при образовании молекул

Электроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону. В периоде электроотрицательность элементов возрастает с увеличением порядкового номера элемента. В начале периода находятся элементы с низкой электроотрицательностью (металлы), а в конце периода элементы с наивысшей электроотрицательностью (неметаллы) В подгруппе электроотрицательность элементов уменьшается с увеличением порядкового номера. Самым электроотрицательным элементом в периодической системе является фтор У инертных элементов электроотрицательность отсутствует.

Химические элементы можно расположить в ряд в порядке возрастания электроотрицательности.

Sb, Si. В, As. H, Те. Р. С, Se, I, S, Br. Cl, N. О, F

электроотрицательностъ возрастает

Электроотрицательность характеризует различие свойств элементов. Поэтому ее используют как качественную характеристику при определении природы химической связи в различных соединениях.

Ионная связь

Например, при горении натрия в хлоре неспаренный 3s-электрон атома натрия спаривается с 3p-электроном атома хлора. Общая электронная пара полностью смещается к атому хлора. В результате образуется натрий-ион Na + и хлорид-ион CI - .

Заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов, называют ионами.

Заряд отрицательного иона равен числу электронов, которые атом присоединил. Заряд положительного иона равен числу электронов, которые атом отдал.

Противоположно заряженные ноны притягиваются друг к другу.

Соединения, которые образуются из ионов, называются ионными. Связь между ионами называется ионной.

Между ионной и ковалентной связью нет резкой границы. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи (рис. 9). В отличие от ковалентной ионная связь ненаправленна

Процесс отдачи электронов называется окислением. Процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Например, при взаимодействии натрия с хлором атом натрия отдает электрон, окисляется и образуется натрий-ион Na – e - ®Na +

Рис 9. Схема перехода от ковалентной связи кионной

Атом хлора присоединяет электрон, восстанавливается и образуется хлорид-ион Cl + е - ®Сl - .

Металлы главных подгрупп I и II групп при соединении с неметаллами главной подгруппы VII группы образуют типичные ионные соединения. Например, хлорид натрия NaCl, фторид калия KF, хлорид кальция СаС1 2 .

Ионные соединения - твердые кристаллические вещества.

Водородная связь

Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (фтором, кислородом, азотом), может образовать еще одну связь с другим атомом сильно электроотрицательного элемента. Например, в молекуле воды атомы водорода связаны с атомами кислорода полярной ковалентной связью. Общие электронные пары смещаются к атому кислорода. Атом водорода имеет частичный положительный заряд, а атом кислорода частичный отрицательный. Положительно заряженный атом водорода одной молекулы воды притягивается отрицательно заряженным атомом кислорода другой молекулы воды. Между двумя атомами кислорода возникает связь, образованная с помощью атома водорода. Атом водорода находится на прямой, которая соединяет ядра этих атомов

O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H. . . O ¾ H

Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул друг к другу, особенно когда они содержат атомы сильно электроотрицательных элементов (F, O, N).

Например, водородные связи образуют HF, H 2 O, NH 3 , но не образуют их аналоги HCl, H 2 S, PH 3.

Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко (например, при плавлении льда и кипении воды), но так как на разрыв этих связей требуется затратить некоторую энергию, то температуры плавления и кипения веществ с водородными связями между молекулами оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей. Например:

(в HF и H 2 O есть водородные связи, а в HCl и H 2 S их нет).

Многие органические соединения также образуют водородные связи, важную роль водородная связь играет в биологических процессах.

Металлическая связь

У металлов самая низкая энергия ионизации. Поэтому в металлах валентные электроны легко отрываются от отдельных атомов и становятся общими для всего кристалла (обобществленными). Так образуются положительные ионы металла и электронный газ - совокупность подвижных электронов. В кристалле металла небольшое число обобществленных электронов связывает большое число ионов.

Химическая связь в металлах между положительными ионами и обобществленными электронами называется металлической связью.

Металлическая связь сходна с ковалентной. В основе образования этих связей лежат процессы обобществления валентных электронов. Но в металле валентные электроны являются общими для всего кристалла, а в соединениях с ковалентной связью общими являются только валентные электроны двух соседних атомов. Металлическая связь ненаправленна, так как валентные электроны распределены по кристаллу почти равномерно.

Металлическая связь характерна только для металлов в твердом или жидком агрегатном состоянии.

УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ

Похожая информация.

Насыщаемость : молекулы имеют определенный состав и существуют в виде дискретных частиц с определенной структурой за счет насыщаемости . Атом углерода в СН 4 может принимать (перекрываться) только с четырьмя атомами водорода. Здесь насыщены четыре валентности углерода и валентности четырех атомов водорода. Бор благодаря этому свойству четырех насыщаем, атом бора в возбужденном состоянии имеет только три непарных электрона и одну свободную р – орбиталь:

5 B – 1s 2 2s 2 2p 1

5 B*2s 1 2p 2

При образовании иона ВН 4 - возбужденный атом бора образует 3 В-H -связи по обменному механизму, а четвертая связь образуется за счет свободной р-орбитали атома бора и неподеленной электронной пары гидрид иона (:Нˉ).

В этом ионе атом бора - акцептор, а гидрид ион:H - - донор.

Направленность связи определяется формой электронных облаков и различными способами их взаимных перекрываний. Для молекул типа АА, АВ, Н-Н, H-Cl направленность имеет линейный характер. У них возникает одна одинарная связь (σ-связь) -перекрывание облаков происходит в направлении прямой, соединяющей ядра атомов.

Молекулы А 2 В, в которых центральный атом В участвует двумя р-электронами в образовании ковалентных связей, располагающихся в пространстве под углом 90°, имеют угловую или пирамидальную направленность, как в молекулах H 2 O, NH 3 .

Между атомами может осуществляться кратная связь, двойная или тройная. В молекуле азота р-электроны внешнего слоя в каждом из атомов расположены по осям Рх, Ру, Рz, между атомами азота образуются одна σ -связь по линии, соединяющей ядра атомов, и две π-связи путем перекрывания Ру, Рz облаков обоих атомов, направленных перпендикулярно линии направления σ -связи.

Поляризуемость связи. Для характеристики реакционной способности молекул важно знать не только исходное распределение электронной плотности, но и ее поляризуемость. Поляризуемость характеризует способность связи становиться полярной или более полярной в результате действия на молекулы внешнего электрического поля. В результате поляризации может произойти полный разрыв связи с переходом связывающей электронной пары к одному из атомов с образованием отрицательного и положительного ионов. Это гетеролитический разрыв (ионизация).

При гомолитическом разрыве разрушается связывающая электронная пара и HCl распадается на атомы.

4.3 Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация осуществляется в центральном возбужденном состоянии атома.

Очень часто атомы образуют связи за счет электронов разных энергетических состояний. Например, у возбужденного атома бериллия Be* (2s 1 2р 1) в образовании связи участвуют один s- и один р-электроны внешнего слоя; у возбужденного атома бора (2s 1 2p 2) –один s- и два р-электрона. В этом случае происходит так называемая гибридизация: первоначальная форма электронных облаков (орбиталей) взаимно изменяется и образуются облака (орбитали) новой, но уже одинаковой формы (q). На рисунке показан вид гибридного облака, возникающего при комбинации облаков s- и р-электронов. Гибридное облако имеет бóльшую вытянутость по одну сторону от ядра, чем по другую.

Электроны s- и р-подуровней переходят, таким образом, на некоторый средний энергетический более выгодный гибридный подуровень. Гибридизация связана с энергетическим выигрышем за счет образования более прочных связей, более симметричного распределения электронной плотности. Различают sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d 1-2 -гибридизацию: BeCl 2 , BCl 3 СН 4 , SF 6 . sp – гибридизация в центральном атоме Be в молекуле BeCl 2 . 4 Be 1s 2 2s 2 ;

Be*1s 2 2s 1 2p 1 ; Be*

Две SP -

SP 2

(s+p )

Две sp

Комбинация одной s- и одной p– орбиталей приводит к образованию двух гибридных орбиталей расположенных под углом 180 0 ; sp 2 –гибридизация в центральном возбужденном атоме бора.

sp 2

Три sp 2 - гибридные орбитали

Три SP 2-

омбинация однойs- и двух p– орбиталей приводит к образованию трех гибридных sp 2- орбиталей (3q), расположенных под углом 120 0 (плоский треугольник).

Под таким же углом располагаются и связи, образованные в молекулах (BF 3 , BCl 3 , GaCl 3);

sp 3 – гибридизация проявляется в возбужденном атоме углерода в молекулах (СH 4 , СF 4).

Комбинация одной s- и трех p– орбиталей приводит к образованию четырех гибридных орбиталей (4q), расположенных под углом 109 0 28′.

(S+P+P+P )

Четыре SP 3

sp 3

Ковалентная связь в зависимости от симметричности расположения общих электронных пар внутри молекулы делится на два вида: полярную и неполярную.

Неполярная связь характеризуется тем, что общая электронная пара с одинаковой силой притягивается ядрами обоих атомов, она находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов. Центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке, поэтому такие молекулы называются неполярными. Этот вид ковалентного типа связи имеет место между атомами в молекулах простых веществ, например, хлора, азота, кислорода.

Полярная связь - самая распространенная форма связи. Она осуществляется при соединении атомов разных элементов. Полярная ковалентная связь - характеризуется тем, что, электронная плотность перекрывающих друг друга облаков (электронная пара) тяготеет к одному из атомов, к более электроотрицательному атому (более неметаллическому элементу), который взаимодействует с электронной парой более энергично, чем другой, и смещает электронное облако к себе. Смещение электронного облака называется поляризацией. В результате такого смещения электронной пары к одному из атомов электрические заряды в молекуле распределяются неравномерно, поэтому центры тяжестей электрических зарядов в молекуле не будут совпадать в одной точке, между ними появится некоторое расстояние l, называемое длиной диполя, например, молекулы HCl, H 2 O называются полярными или дипольными. Чем больше будет длина диполя, тем более полярной является молекула. Для определения степени полярности молекулы или степени асимметрии расположения электронов в поле ядра пользуются величиной дипольного момента μ, который представляет собой произведение заряда электрона ē на длину диполя.

Заряд электрона имеет величину порядка 10 -10 эл.ст.ед., а длина диполя - величину порядка диаметра атома, т.е. 10 -8 см. Дипольный момент – это векторная величина, рассчитываемая для электрического диполя по формуле μ=е·l; е - эффективный заряд; l длина диполя-вектор направленный от центра отрицательного заряда к центру положительного заряда выражается величинами порядка 10 -18 эл.ст.ед.см (10 -8 ∙10 -10) .Эту величину называют единицей Дебая Д (1 дебай равен 10 -18 эл.ст.ед.см). Постоянные дипольные моменты молекул имеют значения от 0 до 10 Д. У неполярных молекул μ = 0.

Ионная связь это предельный случай полярной ковалентной связи, образуется при взаимодействии атомов элементов, сильно отличающихся по электроотрицательности (типичные металлы с активными неметаллами), например, NaCl, KBr. Атом металла за счет оттягивания электронной плотности к атому с большей ЭО превращается в положительно заряженный ион (+), а атом неметалла - в отрицательно заряженный ион (-). Разноименно заряженные ионы металла и неметалла притягиваются друг к другу зa счет электростатических сил по закону Кулона.

Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи

Электрические заряды ионов определяют стехиометрический состав соединений, так как разноименные заряды ионов обусловливают их притягивание и отталкивание.

Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве и поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, поэтому ионная связь характеризуется ненаправленностью (рис.1).

Рис.1.Распределение электрических силовых полей двух разноименных ионов

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Вследствие этого у ионов сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям, следовательно, ионная связь характеризуется ненасыщаемостью (рис.1).

Структура ионных соединений

Координационное число (к.ч.) «чисто» ионных соединений не зависит от электронной структуры атомов элементов, а определяется соотношением размеров ионов, т.е. радиусов. Так, при соотношении ионных радиусов в пределах от 0,41÷0,76 имеет место октаэдрическая координация; при соотношении 0,73÷1,37 – кубическая.

Например, радиус иона Na + = 0,098 нм; радиус иона Cl – = 0,181 нм; отношение r Na + /r Cl – =0,098:0,181=0,54–возникает октаэдрическая координация (рис. 2).

Соотношение ионных радиусов Cs + = (r Cs + = 0,165 нм) и Cl – (r Cl – = 0,181нм) равно 0,91, что соответствуеут кубической координации (рис.3).

Рис. 2. Структурный тип Рис.3. Структурный тип

хлорида натрия NaCl хлорида цезия CsCl

Следовательно, ионные соединения представляют собой кристаллические вещества и поэтому для них понятие простых двух ионных молекул (NaCl, CsCl) теряет смысл: кристалл состоит из огромного числа ионов и их формулы можно написать так: Na n Cl n , Cs n Cl n .

Металлическая связь - сильно нелокализованная химическая связь. Небольшое число электронов одновременно связывает большое число атомных ядер, а сами электроны перемещаются в кристаллической решетке металла.

Пример: атом лития, имеющий электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2р 0 , на внешнем уровне имеет четыре орбитали и один электрон; литий кристаллизуется в объемно-центрированной решетке. Каждый атом в кристаллической решетке имеет по восемь соседних атомов и в кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом лития предоставляет на связь четыре валентные орбитали 2s _ и 2р _ _ _ и один валентный электрон. Всего в монокристалле с такой упаковкой будет 36 орбиталей (9·4=36) и 8 электронов.

Рис.4. Взаимная координация атомов в кристалле лития

Известно, что атомы металла характеризуются малой энергией ионизации и валентные электроны слабо удерживаются в атоме и легко перемещаются из одной орбитали в другую. Таким образом, электроны принимают участие в образовании связи между атомами кристалла металла. Перемещение электронов по кристаллу определяют электрическую проводимость металла . Металлическая связь сильно делокализована.

Исходя из сказанного, металл можно рассматривать как плотноупакованную структуру из положительно заряженных ионов, связанных друг с другом коллективизированными электронами (электронным газом).

Водородная связь. Атом водорода, вступая в соединение полярного типа, не утрачивает своей реакционной способности, обладая очень малыми размерами, создает электрическое поле высокой напряженности. Ничтожно малый по размеру положительно поляризованный атом водорода глубоко внедряется в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома, образуя связь, называемую водородной. Водородная связь образуется за счет сил электростатического и донорно-акцепторного взаимодействий. Положительно поляризованный катион водорода выступает в роли акцептора. Так, молекула воды может образовать четыре водородных связи за счет двух атомов водорода и двух несвязывающих электронных пар атома кислорода. Водородная связь обозначается тремя точками. Водородная связь играет важную роль при ассоциации молекул, в процессе кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов.

Ассоциация молекул воды водородной связью (…)

1. Пространственная направленность . Если электронные облака перекрываются в направлении прямой, которая соединяет ядра атомов, такая связь называется s-связью (s–s-перекрывание Н 2 , р–рCl 2 , s–рHC1).

При перекрывании p-орбиталей, направленных перпендикулярно оси связи, образуются две области перекрывания по обе стороны оси связи. Такая ковалентная связь называется p-связью. Например, в молекуле азота атомы связаны одной s-связью и двумя p-связями.

Направленность связи определяет пространственную структуру молекул, т. е. их форму и характеризуется наличием строго определенного угла между связями. Например, угол между s-связями в молекуле воды равен 104,5°.

2. Полярность связи определяется асимметрией в распределении общего электронного облака вдоль оси связи.

В случае, когда электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома центры (+) и (–) зарядов не совпадают, и возникает система (электрический диполь) из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расстояние между которыми (l ) называют длиной диполя. Мерой полярности молекул является электрический момент диполя m, равный произведению абсолютного значения заряда электрона
(q = 1,6 × 10 –19 Кл) на длину диполя l :

m = q×l .

Единицей измерения m является дебай D, 1 D = 3,33×10 –30 Кл×м.

Задание. Длина диполя молекулы HCl равна 2,2×10 –9 см. Вычислить электрический момент диполя.

2,2×10 –9 см = 2,2×10 –11 м

m = 1,6 × 10 –19 ×2,2×10 –11 = 3,52×10 –30 Кл×м = 3,52×10 –30 /3,33×10 –30 = 1,06 D.

3. Кратность ковалентной связи определяется числом общих электронных пар, которые связывают атомы. Связь между двумя атомами при помощи одной пары электронов называется простой (связи Н – С1, С – Н, Н – О и т. д.). Связь при помощи двух электронных пар называется двойной (этилен Н 2 С = СН 2), при помощи трех электронных пар – тройной (азот N N, ацетилен Н – С С – Н).

4. Длина связи – это равновесное расстояние между ядрами атомов. Длину связи выражают в нанометрах (нм). 1 нм = 10 –9 м. Чем меньше длина связи, тем прочнее химическая связь.

5. Энергия связи равна работе, которую необходимо затратить на разрыв связи. Выражают энергию связи в килоджоулях на моль (кДж/моль). Энергия связи увеличивается с уменьшением длины связи и с увеличением кратности связи. Процесс образования связи протекает с выделением энергии (экзотермический процесс), а процесс разрыва связи – с поглощением энергии (эндотермический процесс).

Гибридизация

Гибридизация – выравнивание орбиталей по форме и энергии.

Sp-гибридизация

Рассмотрим на примере гидрида бериллия ВеН 2 . Электронное строение атома Ве в нормальном состоянии 1s 2 2s 2 . Атом бериллия может вступать во взаимодействие с атомами водородом только в возбужденном состоянии (s ® р-переход).

Ве – 1s 2 2s 1 2p 1

Две образующиеся связи должны быть различны по энергии, так как возникновение одной связано с перекрыванием двух s-орбиталей, вто-
рой – s- и p-орбиталей. Тогда и атомы водорода в молекуле должны быть химически неравноценны: один более подвижен и реакционноспособен, чем другой. Экспериментально это не так – оба атома водорода энергетически равноценны. Для объяснения этого явления Дж.К. Слейтер и Л. Полинг предположили, что «при интерпретации и расчете углов между связями и длины связи целесообразно близкие по энергии связи заменить равным количеством энергетически равноценных связей». Возникающие подобным образом связи являются гибридными.

Таким образом, одна s- и одна р-орбиталь атома бериллия заменяются двумя энергетически равноценными sp-орбиталями, располагающимися под углом 180 о друг к друг, т.е. молекула имеет линейное строение.

sp 2 -гибридизация

Рассмотрим на примере молекулы гидрида бора ВН 3 . Электронное строение атома бора в нормальном состоянии следующее В – 1s 2 2s 2 2p 1 . Он может образовать только одну ковалентную связь. Три же ковалентные связи для атома бора характерны только в возбужденном состоянии В* – 1s 2 2s 1 2p 2

Одна связь, образованная при перекрывании двух s-орбиталей атомов В и Н, энергетически не отличается от двух других, образуемых перекрыванием s- и р-орбиталей. Три sp 2 -гибридные орбитали расположенные под углом 120 о друг к другу, молекула имеет плоское строение. Подобная картина характерна для любых четырехатомных молекул, образованных за счет трех sp 2 -гибридных связей, например, для хлорида бора (BCl 3).

sp 3 -гибридизация

Рассмотрим на примере метана СН 4 . В нормальном состоянии атом углерода с электронным строением 1s 2 2s 2 2p 2 может дать только две ковалентные связи. В возбужденном состоянии он способен быть четырехвалентным с электронным строением 1s 2 2s 1 2р 3 .

Гибридными становятся одна s- и три р-орбитали атома углерода, при этом образуются четыре sp 3 -гибридные, энергетически равноценные орбитали. Молекула метана приобретает тетраэдрическое строение. В центре тетраэдра, все вершины которого геометрически равноценны, находится атом углерода, а в его вершинах атомы водорода. Угол между связями составляет 109 о 28¢.

Силы взаимодействия между молекулами называют ван-дер-ваальсовыми или межмолекулярными. Это взаимодействие обусловлено электростатическим притяжением между отдельными молекулами и характеризуется следующими особенностями:

Действует на сравнительно больших расстояниях, существенно превосходящих размеры самих молекул;

Характеризуется малой энергией, поэтому существенно ослабевает с повышением температуры;

Является ненасыщающимся, т. е. взаимодействие данной молекулы со второй не исключает подобного эффекта по отношению к третьей, четвертой и т. д.

С ростом относительных молярных масс силы межмолекулярного взаимодействия возрастают и, как следствие, повышаются температуры плавления и кипения веществ.

Задание . Вычислить разность электроотрицательностей атомов ΔЭО для связей O–H и О–Мg в соединении Мg(ОН) 2 и определить какая из этих связей более полярна. ЭО(Н) = 2,1 эВ, ЭО(О) = 3,5 эВ, ЭО(Mg) = 1,2 эВ.

Решение:

ΔЭО(O–H) = 3,5 – 2,1 = 1,4; ΔЭО(O–Mg) = 3,5 – 1,2 = 2,3.

Таким образом, связь Mg–О более полярна.

При образовании соединений из элементов, очень отличающихся по электроотрицательности (типичных металлов и типичных неметаллов), общие электронные пары полностью смещаются к более электроотрицательному атому. Например, при горении натрия в хлоре неспаренный 3s-электрон атома натрия спаривается с 3p-электроном атома хлора. Общая электронная пара полностью смещается к атому хлора (Δχ(Cl) = 2,83 эВ, Δχ(Cl) = 0,93 эВ). Чтобы ионная связь возникла необходимо:

1. Наличие атома с четко выраженной тенденцией к отдаче электрона с образованием положительно заряженного иона (катиона), т.е. с малой ЭИ. Потенциал ионизации – энергия, которую необходимо затратить для удаления 1-го электрона с внешней орбитали. Чем меньше потенциал ионизации, тем легче атом теряет электроны, тем сильнее выражены у элемента металлические свойства. Потенциал ионизации растет в пределах периода слева направо, уменьшается сверху вниз.

Процесс отдачи электронов называется окислением.

2. Наличие атома с четко выраженной тенденцией к присоединению электрона с образованием отрицательно заряженных ионов (анионов), т.е. с большим СЭ. Процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Cl + e ® Cl –

Типичные ионные соединения образуются при соединении атомов металлов главных подгрупп I и II групп с атомами неметаллов главной подгруппы VII группы (NaCl, KF, СаС1 2).

Между ионной и ковалентной связью нет резкой границы. В газовой фазе вещества характеризуются чисто ковалентной полярной связью, но эти же вещества в твердом состоянии характеризуются ионной связью.

Почему атомы могут соединяться друг с другом и образовывать молекулы? Какова причина возможного существования веществ, в состав которых входят атомы совершенно разных химических элементов? Это глобальные вопросы, затрагивающие основополагающие понятия современной физической и химической науки. Ответить на них можно, имея представление об электронном строении атомов и зная характеристики ковалентной связи, являющейся базовой основой для большинства классов соединений. Цель нашей статьи - ознакомиться с механизмами образования различных типов химической связи и соединений, содержащих их в своих молекулах.

Электронное строение атома

Электронейтральные частицы материи, являющиеся ее структурными элементами, имеют строение, зеркально отражающее устройство Солнечной системы. Как планеты вращаются вокруг центральной звезды - Солнца, так и электроны в атоме движутся вокруг положительно заряженного ядра. Для характеристики ковалентной связи значимыми будут электроны, располагающиеся на последнем энергетическом уровне и наиболее удаленные от ядра. Так как их связь с центром собственного атома минимальна, они способны легко притягиваться ядрами других атомов. Это очень важно для возникновения межатомных взаимодействий, приводящих к образованию молекул. Почему же именно молекулярная форма является основным видом существования материи на нашей планете? Давайте разберемся.

Основное свойство атомов

Способность электронейтральных частиц к взаимодействию, приводящая к выигрышу в энергии, - их важнейшая особенность. Ведь в обычных условиях молекулярное состояние вещества более стойкое, чем атомное. Основные положения современного атомно-молекулярного учения объясняют как принципы образования молекул, так и характеристики ковалентной связи. Напомним, что на атома может находиться от 1 до 8 электронов, в последнем случае слой будет завершенным, а значит, очень устойчивым. Такую структуру внешнего уровня имеют атомы благородных газов: аргона, криптона, ксенона - инертных элементов, завершающих каждый период в системе Д. И. Менделеева. Исключением здесь будет гелий, у которого на последнем уровне находится не 8, а только 2 электрона. Причина проста: в первом периоде - всего два элемента, атомы которых имеют единственный электронный слой. У всех остальных химических элементов на последнем, незавершенном слое располагается от 1 до 7 электронов. В процессе взаимодействия между собой атомы будут стремиться заполниться электронами до октета и восстановить конфигурацию атома инертного элемента. Такое состояние может быть достигнуто двумя путями: потерей собственных или принятием чужих отрицательно заряженных частиц. Эти формы взаимодействия объясняют, как определить, какая связь - ионная или ковалентная - возникнет между вступающими в реакцию атомами.

Механизмы образования стойкой электронной конфигурации

Представим, что в реакцию соединения вступают два простых вещества: металлический натрий и газообразный хлор. Образуется вещество класса солей - хлорид натрия. Оно имеет ионный тип химической связи. Почему и как она возникла? Снова обратимся к строению атомов исходных веществ. У натрия на последнем слое находится всего один электрон, слабо связанный с ядром вследствие большого радиуса атома. Энергия ионизации у всех щелочных металлов, к которым относится и натрий, мала. Поэтому электрон внешнего уровня покидает энергетический уровень, притягивается ядром атома хлора и остается в его пространстве. Это создает прецедент перехода атома Cl в форму отрицательно заряженного иона. Теперь мы имеем дело уже не с электронейтральными частицами, а с заряженными катионами натрия и анионами хлора. В соответствии с законами физики между ними возникают силы электростатического притяжения, и соединение образует ионную кристаллическую решетку. Рассмотренный нами механизм формирования ионного типа химической связи поможет более четко выяснить специфику и основные характеристики ковалентной связи.

Общие электронные пары

Если ионная связь возникает между атомами элементов, сильно отличающихся электроотрицательностью, т. е. металлами и неметаллами, то ковалентный тип появляется при взаимодействии атомов как одного и того же, так и разных неметаллических элементов. В первом случае принято говорить о неполярном, а в другом - о полярном виде ковалентной связи. Механизм их образования общий: каждый из атомов частично отдает в общее пользование электроны, которые объединяются попарно. А вот пространственное расположение электронных пар относительно ядер атомов будет неодинаковым. По этому признаку и различают типы ковалентной связи - неполярную и полярную. Наиболее часто в химических соединениях, состоящих из атомов неметаллических элементов, встречаются пары, состоящие из электронов с противоположными спинами, т. е. вращающихся вокруг своих ядер в противоположные стороны. Так как движение отрицательно заряженных частиц в пространстве ведет к образованию электронных облаков, что в конечном счете заканчивается взаимным их перекрыванием. Каковы последствия этого процесса для атомов и к чему он приводит?

Физические свойства ковалентной связи

Оказывается, что между центрами двух взаимодействующих атомов возникает двухэлектронное облако, имеющее большую плотность. Усиливаются электростатические силы притяжения между самим отрицательно заряженным облаком и ядрами атомов. Высвобождается порция энергии и уменьшаются расстояния между атомными центрами. Например, в начале образования молекулы H 2 расстояние между ядрами водородных атомов составляет 1,06 А, после перекрывания облаков и образования общей электронной пары - 0,74 А. Примеры ковалентной связи, формирующейся по вышеописанному механизму, можно встретить как среди простых, так и среди сложных неорганических веществ. Ее главная отличительная черта - наличие общих электронных пар. В итоге после возникновения ковалентной связи между атомами, например, водорода каждый из них приобретает электронную конфигурацию инертного гелия, и образовавшаяся молекула имеет устойчивую структуру.

Пространственная форма молекулы

Еще одно очень важное физическое свойство ковалентной связи - это направленность. Он нее зависит пространственная конфигурация молекулы вещества. Например, при перекрывании двух электронов со сферической формой облака вид молекулы линейный (хлороводород или бромоводород). Форма молекул воды, у которой гибридизируются s- и p- облака - угловая, а очень прочные частицы газообразного азота имеют вид пирамиды.

Строение простых веществ - неметаллов

Выяснив, какую связь называют ковалентной, какие признаки она имеет, теперь самое время разобраться с ее разновидностями. Если во взаимодействие между собой вступают атомы одного и того же неметалла - хлора, азота, кислорода, брома и т. д., то формируются соответствующие простые вещества. Их общие электронные пары располагаются на одинаковом расстоянии от центров атомов, не смещаясь. Для соединений с неполярным видом ковалентной связи присущи такие признаки: низкие температуры кипения и плавления, нерастворимость в воде, диэлектрические свойства. Далее мы выясним, для каких веществ характерна ковалентная связь, при которой происходит смещение общих электронных пар.

Электроотрицательность и ее влияние на тип химической связи

Свойство определенного элемента притягивать к себе электроны от атома другого элемента в химии называют электроотрицательностью. Шкалу величин данного параметра, предложенную Л. Полингом, можно встретить во всех учебниках по неорганической и общей химии. Наибольшее его значение - 4,1 эВ - имеет фтор, меньшее - другие активные неметаллы, а наименьший показатель характерен для щелочных металлов. Если между собой реагируют элементы, отличающиеся своей электроотрицательностью, то неизбежно один, более активный, будет притягивать к своему ядру отрицательно заряженные частицы атома более пассивного элемента. Таким образом, физические свойства ковалентной связи напрямую зависят от способности элементов отдавать электроны в общее пользование. Образующиеся при этом общие пары уже не располагаются симметрично относительно ядер, а смещаются в сторону более активного элемента.

Особенности соединений с полярной связью

К веществам, в молекулах которых совместные электронные пары несимметричны относительно ядер атомов, можно отнести галогеноводороды, кислоты, соединения халькогенов с водородом и кислотные оксиды. Это сульфатная и нитратная кислоты, оксиды серы и фосфора, сероводород, и т. д. Например, молекула хлороводорода содержит одну общую электронную пару, образованную неспаренными электронами водорода и хлора. Она смещена ближе к центру атома Cl, являющегося более электроотрицательным элементом. Все вещества с полярной связью в водных растворах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток. Соединения, имеющие которых мы привели, имеют также более высокие температуры плавления и кипения по сравнению с простыми веществами-неметаллами.

Способы разрыва химических связей

В органической химии предельных углеводородов с галогенами идут по радикальному механизму. Смесь метана и хлора на свету и при обычной температуре реагирует таким образом, что молекулы хлора начинают расщепляться на частицы, несущие неспаренные электроны. Иначе говоря, наблюдается разрушение общей электронной пары и образование очень активных радикалов -Cl. Они способны так воздействовать на молекулы метана, что у тех происходит разрыв ковалентной связи между атомами углерода и водорода. Образуется активная частица -H, а свободная валентность атома углерода принимает радикал хлора, и первым продуктом реакции становится хлорметан. Такой механизм расщепления молекул называется гомолитическим. Если же общая пара электронов полностью переходит во владение к одному из атомов, то говорят о гетеролитическом механизме, характерном для реакций, проходящих в водных растворах. В этом случае полярные молекулы воды будут усиливать скорость разрушения химических связей растворяемого соединения.

Двойные и тройные связи

Подавляющее большинство органических веществ и некоторые неорганические соединения содержат в своих молекулах не одну, а несколько общих электронных пар. Кратность ковалентной связи уменьшает расстояние между атомами и увеличивает стабильность соединений. О них принято говорить как о химически стойких. Например, в молекуле азота имеется три пары электронов, они обозначаются в структурной формуле тремя черточками и обусловливают ее прочность. Простое вещество азот химически инертен и может реагировать с другими соединениями, например с водородом, кислородом или металлами только при нагревании или повышенном давлении, а также в присутствии катализаторов.

Двойные и тройные связи присущи таким классам органических соединений, как непредельные диеновые углеводороды, а также вещества ряда этилена или ацетилена. Кратные связи обусловливают основные химические свойства: реакции присоединения и полимеризации, идущие в местах их разрыва.

В нашей статье мы дали общую характеристику ковалентной связи и рассмотрели ее основные виды.

Определение

Ковалентной связью называется химическая связь, образующаяся за счёт обобществления атомами своих валентных электронов. Обязательным условием образования ковалентной связи является перекрывание атомных орбиталей (АО), на которых расположены валентные электроны. В простейшем случае перекрывание двух АО приводит к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО. Обобществленные электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО:

Образование связи

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) - связь между двумя атомами за счёт обобществления (electron sharing) двух электронов - по одному от каждого атома:

A. + В. -> А: В

По этой причине гомеополярная связь имеет направленный характер. Пара электронов, осуществляющая связь, принадлежит одновременно обоим связываемым атомам, например:

	..		..				..
:	Cl	:	Cl	:	H	:	O	:	H
	..		..				..

Виды ковалентной связи

Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом ее образования:

1. Простая ковалентная связь . Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными. Если атомы, образующие простую ковалентную связь одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующиеся связь в равной степени владеют обобществленной электронной парой, такая связь называется неполярной ковалентной связью. Если атомы различны, тогда степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов, атом с большей электроотрицательностью в большей степени обладает парой электронов связи, и поэтому его истинный заряд имеет отрицательный знак, атом с меньшей электроотрицательностью приобретает соответственно такой же по величине заряд, но с положительным знаком.

Сигма (σ)-, пи (π )-связи - приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах органических соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании π -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен , ацетилен и бензол .

В молекуле этилена С 2 Н 4 имеется двойная связь СН 2 =СН 2 , его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвертого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют π -связью.

В линейной молекуле ацетилена

Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две π -связи между этими же атомами углерода. Две π -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвертых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π -связи, а единая π -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов. Различают две основные разновидности ковалентной связи:

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же химического элемента. Такую связь имеют простые вещества , например О 2 ; N 2 ; C 12 .
Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.

См. также

Литература

«Химический энциклопедический словарь», М., «Советская энциклопедия», 1983, с.264.

Органическая химия

Список органических соединений

Структурная химия
Химическая связь :	Ароматичность \| Ковалентная связь \| Ионная связь \| Металлическая связь \| Водородная связь \| Донорно-акцепторная связь \| Таутомерия
Отображение структуры:	Функциональная группа \| Структурная формула \| Химическая формула \| Лиганд
Электронные свойства:	Электроотрицательность \| Сродство к электрону \| Энергия ионизации \| Диполь \| Правило октета
Стереохимия :	Асимметрический атом \| Изомерия \| Конфигурация \| Хиральность \| Конформация

Wikimedia Foundation . 2010 .

Большая политехническая энциклопедия

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, механизм, за счет которого атомы соединяются и образуют молекулы. Имеется несколько типов такой связи, основанных либо на притяжении противоположных зарядов, либо на образовании устойчивых конфигураций путем обмена электронами.… … Научно-технический энциклопедический словарь

Химическая связь - ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Действующие при образовании химической связи силы имеют в основном электрическую природу. Образование химической связи сопровождается перестройкой… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

Взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов. Принято говорить, что в молекуле или в кристалле между соседними атомами существуют Х. с. Валентность атома (о чём подробнее сказано ниже) показывает число связей … Большая советская энциклопедия

химическая связь - взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов. Валентность атома показывает число связей, образованных данным атомом с соседними. Термин «химическое строение» ввел академик А. М. Бутлеров в… … Энциклопедический словарь по металлургии

Ионная связь прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Примером может служить соединение CsF … Википедия

Химическая связь явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков, связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы. Термин «химическое строение» впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861… … Википедия