Главная · Цистит · Ковалентная связь тем прочнее чем. Образование связи по донорно-акцепторному механизму. Расчет возможного числа ковалентных связей

Ковалентная связь тем прочнее чем. Образование связи по донорно-акцепторному механизму. Расчет возможного числа ковалентных связей

Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь .

Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.

Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:

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

По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.

В образовании химических связей принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными . Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s- орбитали и 1 на 2p -орбитали:

При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.

Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.

В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.

Ковалентная связь

Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от атома водорода к атому хлора:

Примеры веществ с ковалентной полярной связью:

СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 и т.д.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:

Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.

Также существует и донорно-акцепторный механизм.

При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.

Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH 4 + :

Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.

Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:

HI < HBr < HCl < HF

Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.

Ионная связь

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом , а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом .

Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:

Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.

При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.

Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.

Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.

Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F − , Cl − , S 2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na 2 SO 4 , Cu(NO 3) 2 , (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2 , NaOH)

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах.

У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.

Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:

М 0 — ne − = M n + ,

где М 0 – нейтральный атом металла, а M n + катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.

То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.

Водородная связь

Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором), для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.

Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:

Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.

В которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом , а другой атом принимал электрон и становился анионом .

Характерные свойства ковалентной связи - направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость - определяют химические и физические свойства соединений.

Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные (неполярные - двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , Cl 2 , N 2) и электронные облака каждого атома распределяются симметрично относительно этих атомов; полярные - двухатомная молекула состоит из атомов разных химических элементов, и общее электронное облако смещается в сторону одного из атомов, образуя тем самым асимметрию распределения электрического заряда в молекуле, порождая дипольный момент молекулы).

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов . Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Однако, дважды лауреат Нобелевской премии Л. Полинг указывал, что «в некоторых молекулах имеются ковалентные связи, обусловленные одним или тремя электронами вместо общей пары» . Одноэлектронная химическая связь реализуется в молекулярном ионе водорода H 2 + .

Молекулярный ион водорода H 2 + содержит два протона и один электрон. Единственный электрон молекулярной системы компенсирует электростатическое отталкивание двух протонов и удерживает их на расстоянии 1,06 Å (длина химической связи H 2 +). Центр электронной плотности электронного облака молекулярной системы равноудалён от обоих протонов на боровский радиус α 0 =0,53 А и является центром симметрии молекулярного иона водорода H 2 + .

Энциклопедичный YouTube

  • 1 / 5

    Ковалентная связь образуется парой электронов, поделённой между двумя атомами, причём эти электроны должны занимать две устойчивые орбитали, по одной от каждого атома .

    A· + ·В → А: В

    В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии (а разница в энергии будет ни чем иным, как энергией связи).

    Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей (МО): связывающей МО и антисвязывающей (разрыхляющей) МО . Обобществлённые электроны располагаются на более низкой по энергии связывающей МО.

    Образование связи при рекомбинации атомов

    Однако, механизм межатомного взаимодействия долгое время оставался неизвестным. Лишь в 1930 г. Ф. Лондон ввёл понятие дисперсионное притяжение - взаимодействие между мгновенным и наведённым (индуцированными) диполями. В настоящее время силы притяжения, обусловленные взаимодействием между флуктуирующими электрическими диполями атомов и молекул носят название «Лондоновские силы ».

    Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости α и обратно пропорциональна расстоянию между двумя атомами или молекулами в шестой степени .

    Образование связи по донорно-акцепторному механизму

    Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм - взаимодействие разноименно заряженных ионов - протона H + и отрицательного иона водорода H - , называемого гидрид-ионом :

    H + + H - → H 2

    При сближении ионов двухэлектронное облако (электронная пара) гидрид-иона притягивается к протону и в конечном счёте становится общим для обоих ядер водорода, то есть превращается в связывающую электронную пару. Частица, поставляющая электронную пару, называется донором, а частица, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным .

    H + + H 2 O → H 3 O +

    Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот .

    Аналогично происходит присоединение протона к молекуле аммиака с образованием комплексного катиона аммония :

    NH 3 + H + → NH 4 +

    Таким путём (по донорно-акцепторному механизму образования ковалентной связи) получают большой класс ониевых соединений , в состав которого входят аммониевые , оксониевые, фосфониевые, сульфониевые и другие соединения .

    В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H 3 + :

    H 2 + H + → H 3 +

    Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H 3 + принадлежит одновременно трём протонам.

    Виды ковалентной связи

    Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

    1. Простая ковалентная связь . Для её образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.

    • Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью . Такую связь имеют простые вещества , например: 2 , 2 , 2 . Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например, в молекуле PH 3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора.
    • Если атомы различны, то степень владения обобществлённой парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами , то такое соединение называется ковалентной полярной связью .

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

    В линейной молекуле ацетилена

    Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

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

    Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С 6 H 6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные π {\displaystyle \pi } -связи, а единая π {\displaystyle \pi } диэлектрики или полупроводники . Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями) могут служить

    Благодаря которой образуются молекулы неорганических и органических веществ. Химическая связь появляется при взаимодействии электрических полей, которые создаются ядрами и электронами атомов. Следовательно, образование ковалентной химической связи связано с электрической природой.

    Что такое связь

    Под этим термином подразумевают результат действия двух либо более атомов, которые приводят к формированию прочной многоатомной системы. Основные виды химической связи образуются при уменьшении энергии реагирующих атомов. В процессе формирования связи атомы стараются завершить свою электронную оболочку.

    Виды связи

    В химии выделяют несколько видов связи: ионной, ковалентной, металлической. Ковалентная химическая связь имеет две разновидности: полярная, неполярная.

    Каков механизм ее создания? Ковалентная неполярная химическая связь образуется между атомами одинаковых неметаллов, имеющих одну электроотрицательность. При этом образуются общие электронные пары.

    Неполярная связь

    Среди примеров молекул, у которых ковалентная химическая связь неполярного вида, можно назвать галогены, водород, азот, кислород.

    Впервые эта связь была обнаружена в 1916 году американским химиком Льюисом. Сначала им была выдвинута гипотеза, а подтверждена она была только после экспериментального подтверждения.

    Ковалентная химическая связь связана с электроотрицательностью. У неметаллов она имеет высокое значение. В ходе химического взаимодействия атомов не всегда возможен перенос электронов от одного атома к другому, в результате осуществляется их объединение. Между атомами появляется подлинная ковалентная химическая связь. 8 класс обычной школьной программы предполагает детальное рассмотрение нескольких видов связи.

    Вещества, имеющие данный вид связи, при нормальных условиях - жидкости, газы, а также твердые вещества, имеющие невысокую температуру плавления.

    Типы ковалентной связи

    Подробнее остановимся на данном вопросе. Какие выделяют типы химической связи? Ковалентная связь существует в обменном, донорно-акцепторном вариантах.

    Первый тип характеризуется отдачей каждым атомом одного неспаренного электрона на образование общей электронной связи.

    Электроны, объединяемые в общую связь, должны обладать противоположными спинами. В качестве примера подобного вида ковалентной связи можно рассмотреть водород. При сближении его атомов наблюдается проникновение их электронных облаков друг в друга, именуемое в науке перекрыванием электронных облаков. В результате увеличивается электронная плотность между ядрами, а энергия системы понижается.

    При минимальном расстоянии ядра водорода отталкиваются, в итоге образуется некое оптимальное расстояние.

    В случае донорно-акцепторного типа ковалентной связи у одной частицы есть электроны, ее называют донором. Вторая частица имеет свободную ячейку, в которой будет размещаться пара электронов.

    Полярные молекулы

    Как образуются ковалентные полярные химические связи? Они возникают в тех ситуациях, когда у связываемых атомов неметаллов различная электроотрицательность. В подобных случаях обобществленные электроны размещаются ближе к тому атому, у которого значение электроотрицательности выше. В качестве примера ковалентной полярной связи могут рассматриваться связи, которые возникают в молекуле бромоводорода. Здесь общественные электроны, которые отвечают за формирование ковалентной связи, ближе находятся к брому, чем к водороду. Причина подобного явления в том, что у брома электроотрицательность выше, чем у водорода.

    Способы определения ковалентной связи

    Как определить ковалентные полярные химические связи? Для этого необходимо знать состав молекул. Если в ней присутствуют атомы разных элементов, в молекуле существует ковалентная полярная связь. В неполярных молекулах присутствуют атомы одного химического элемента. Среди тех заданий, которые предлагаются в рамках школьного курса химии, есть и такие, которые предполагают выявление вида связи. Задания подобного типа включены в задания итоговой аттестации по химии в 9 классе, а также в тесты единого государственного экзамена по химии в 11 классе.

    Ионная связь

    Чем отличается ковалентная и ионная химическая связь? Если ковалентная связь характерна для неметаллов, то ионная связь образуется между атомами, имеющими существенные отличия по электроотрицательности. К примеру, это характерно для соединений элементов первой и второй групп главных подгрупп ПС (щелочных и щелочноземельных металлов) и элементов 6 и 7 групп главных подгрупп таблицы Менделеева (халькогенов и галогенов).

    Она формируется в результате электростатического притяжения ионов, обладающих противоположными зарядами.

    Особенности ионной связи

    Так как силовые поля противоположно заряженных ионов распределяются равномерно во всех направлениях, каждый из них способен притягивать к себе противоположные по знаку частицы. Это и характеризует ненаправленность ионной связи.

    Взаимодействие двух ионов, обладающих противоположными знаками, не предполагает полной взаимной компенсации индивидуальных силовых полей. Это способствует сохранению способности притягивать по остальным направлениям ионы, следовательно, наблюдается ненасыщенность ионной связи.

    В ионном соединении у каждого иона есть возможность притягивать к себе некое число других, обладающих противоположных знаком, чтобы сформировать кристаллическую решетку ионного характера. В таком кристалле не существует молекул. Каждый ион окружается в веществе неким конкретным числом ионов иного знака.

    Металлическая связь

    Данный вид химической связи обладает определенными индивидуальными особенностями. Металлы имеют избыточное количество валентных орбиталей при недостатке электронов.

    При сближении отдельных атомов происходит перекрывание их валентных орбиталей, что способствует свободному перемещению электронов из одной орбитали в другую, осуществляя между всеми атомами металла связь. Эти свободные электроны и являются основным признаком металлической связи. Она не обладает насыщенностью и направленностью, поскольку валентные электроны распределяются по кристаллу равномерно. Присутствие в металлах свободных электронов объясняет их некоторые физические свойства: металлический блеск, пластичность, ковкость, теплопроводность, непрозрачность.

    Разновидность ковалентной связи

    Она образуется между атомом водорода и элементом, который имеет высокую электроотрицательность. Существуют внутри- и межмолекулярные водородные связи. Эта разновидность ковалентной связи является самой непрочной, она появляется благодаря действию электростатических сил. У атома водорода небольшой радиус, и при смещении либо отдаче этого одного электрона водород становится положительным ионом, действующим на атом с большой электроотрицательностью.

    Среди характерных свойств ковалентной связи выделяют: насыщаемость, направленность, поляризуемость, полярность. Каждый из этих показателей имеет определенное значение для образуемого соединения. К примеру, направленность обуславливается геометрической формой молекулы.

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

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

    В качестве примера обсудим взаимодействие атомов водорода и хлора:

    H 1s 1 — один электрон

    Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 — семь электронов на внешнем уровне

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

    Образование ковалентной связи

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

    Неполярная ковалентная связь

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

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

    Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О 2 или азота N 2 . Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электро­на. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:

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

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

    Полярная ковалентная связь

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


    В таблице ниже перечислены основные типы связей и примеры веществ:


    Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

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

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


    Ковалентная, ионная и металлическая – три основных типа химических связей.

    Познакомимся подробнее с ковалентной химической связью . Рассмотрим механизм ее возникновения. В качестве примера возьмем образование молекулы водорода:

    Сферически симметричное облако, образованное 1s-электроном, окружает ядро свободного атома водорода. Когда атомы сближаются до определенного расстояния, происходит частичное перекрывание их орбиталей (см. рис.), в результате чего появляется молекулярное двухэлектронное облако между центрами обоих ядер, которое обладает максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами. При увеличении же плотности отрицательного заряда происходит сильное возрастание сил притяжения между молекулярным облаком и ядрами.

    Итак, мы видим, что ковалентная связь образуется путем перекрывания электронных облаков атомов, которое сопровождается выделением энергии. Если расстояние между ядрами у сблизившихся до касания атомов составляет 0,106 нм, тогда после перекрывания электронных облаков оно составит 0,074 нм. Чем больше перекрывание электронных орбиталей, тем прочнее химическая связь.

    Ковалентной называется химическая связь, осуществляемая электронными парами . Соединения с ковалентной связью называют гомеополярными или атомными .

    Существуют две разновидности ковалентной связи : полярная и неполярная .

    При неполярной ковалентной связи образованное общей парой электронов электронное облако распределяется симметрично относительно ядер обоих атомов. В качестве примера могут выступать двухатомне молекулы, которые состоят из одного элемента: Cl 2 , N 2 , H 2 , F 2 , O 2 и другие, электронная пара в которых в принадлежит обоим атомам в одинаковой мере.

    При полярной ковалентной связи электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Например молекулы летучих неорганических соединений таких как H 2 S, HCl, H 2 O и другие.

    Образование молекулы HCl можно представить в следущем виде:

    Т.к. относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1), электронная пара смещается к атому хлора.

    Помимо обменного механизма образования ковалентной связи – за счет перекрывания, также существует донорно-акцепторный механизм ее образования. Это механизм, при котором образование ковалентной связи происходит за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Давайте рассмотрим пример механизма образования аммония NH 4 + .В молекуле аммиака у атома азота есть двухэлектронное облако:

    Ион водорода имеет свободную 1s-орбиталь, обозначим это как .

    В процессе образования иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, это значит оно преобразуется в молекулярное электронное облако. Следовательно, появляется четвертая ковалентная связь. Можно представить процесс образования аммония такой схемой:

    Заряд иона водорода рассредоточен между всеми атомами, а двухэлектронное облако, которое принадлежит азоту, становится общим с водородом.

    Остались вопросы? Не знаете, как сделать домашнее задание?
    Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
    Первый урок – бесплатно!

    сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.