§2 Химическая связь. Ковалентная связь: полярная и неполярная, свойства и примеры

И двухэлектронную трёхцентровую связь .

С учётом статистической интерпретации волновой функции М. Борна плотность вероятности нахождения связывающих электронов концентрируется в пространстве между ядрами молекулы (рис.1). В теории отталкивания электронных пар рассматриваются геометрические размеры этих пар. Так, для элементов каждого периода существует некоторый средний радиус электронной пары (Å):

0,6 для элементов вплоть до неона; 0,75 для элементов вплоть до аргона; 0,75 для элементов вплоть до криптона и 0,8 для элементов вплоть до ксенона .

Характерные свойства ковалентной связи

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 + .

История термина

Термин "ковалентная связь" был впервые введён лауреатом Нобелевской премии Ирвингом Ленгмюром в 1919 году . Этот термин относился к химической связи , обусловленной совместным обладанием электронами , в отличие от металлической связи , в которой электроны были свободными, или от ионной связи , в которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом , а другой атом принимал электрон и становился анионом .

Образование связи

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

A· + ·В → А: В

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

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.

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

Рассмотрим возникновение ковалентной связи в простых веществах.

1. Образование молекулы водорода.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

У неметаллов V А группы (азот, фосфор) - три неспаренных электрона.

2. Образование молекулы фтора.

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

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

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

3. Образование молекулы кислорода.

У атома кислорода на внешнем уровне - два неспаренных электрона.

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

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.В слове "ковалентная" приставка "ко-" означает "совместное участие". А "валента" в переводе на русский – сила, способность. В данном случае имеется в виду способность атомов связываться с другими атомами.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую "копилку" – молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек отдельных атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). В основе метода ВС лежат следующие положения:

1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.

2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. Примеры построения валентных схем:

В валентных схемах наиболее наглядно воплощены представления Льюиса об образовании химической связи путем обобществления электронов с формированием электронной оболочки благородного газа: для водорода – из двух электронов (оболочка He ), для азота – из восьми электронов (оболочка Ne ).

29.Неполярная и полярная ковалентная связь.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной.

В результате образования полярной ковалентной связи более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Они могут иметь дробную величину.

30.Способы выражения ковалентной связи.

Существуют два главных способа образования ковалентной связи * .

1) Электронная пара, образующая связь, может образоваться за счет неспаренных электронов , имеющихся в невозбужденныхатомах . Увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на возбуждение атома. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, возбуждение приводит к повышению валентности. У атомов азота, кислорода, фтора количество неспаренных электронов не увеличивается, т.к. в пределах второго уровня нет свободных орбиталей *, а перемещение электронов на третий квантовый уровень требует значительно большей энергии, чем та, которая выделилась бы при образовании дополнительных связей. Таким образом, при возбуждении атома переходы электронов на свободные орбитали возможны только в пределах одного энергетического уровня .

2) Ковалентные связи могут образовываться за счет спаренных электронов, имеющихся на внешнем электронном слое атома. В этом случае второй атом должен иметь на внешнем слое свободную орбиталь. Атом, предоставляющий свою электронную пару для образования ковалентной связи *, называется донором, а атом, предоставляющий пустую орбиталь, – акцептором. Ковалентная связь, образованная таким способом, называется донорно-акцепторной связью. В катионе аммония эта связь по своим свойствам абсолютно идентична трем другим ковалентным связям, образованным первым способом, поэтому термин “донорно-акцепторная” обозначает не какой-то особый вид связи, а лишь способ ее образования.

Химическим элементарным частицам свойственно соединяться друг с другом посредством формирования специальных взаимосвязей. Они бывают полярными и неполярными. Каждая из них имеет определенный механизм формирования и условия возникновения.

Вконтакте

Что это

Ковалентная связь — это образование, возникающее у элементов с неметаллическими свойствами . Наличие приставки «ко» свидетельствует о совместном участии атомных электронов разных элементов.

Понятие «валенты» означает наличие определенной силы. Возникновение такой взаимосвязи происходит посредством обобществления атомных электронов, не имеющих «пары».

Указанные химические связи возникают за счет появления «копилки» электронов, являющейся общей для обеих взаимодействующих частиц. Появление пар электронов осуществляется вследствие накладывания друг на друга электронных орбиталей. Указанные виды взаимодействия возникают между электронными облаками обоих элементов .

Важно! Ковалентная взаимосвязь появляется в случае объединения пары орбиталей.

Веществами с описанной структурой являются:

• многочисленные газы;
• спирты;
• углеводы;
• белки;
• органические кислоты.

Ковалентная химическая связь образуется за счет формирования общественных пар электронов у простых веществ либо сложных соединений. Она бывает полярная и неполярная.

Как определить природу химической связи? Для этого необходимо посмотреть на атомную составляющую частиц , присутствующих в формуле.

Химические связи описанного вида формируются только между элементами, где преобладают неметаллические свойства.

Если в соединении присутствуют атомы одинаковых либо разных неметаллов, значит возникающие между ними взаимосвязи – «ковалентные».

Когда в соединении одновременно присутствуют металл и неметалл говорят об образовании взаимосвязи.

Структура с «полюсами»

Ковалентная полярная связь соединяет друг с другом атомы разных по природе неметаллов. Это могут быть атомы:

• фосфора и ;
• хлора и ;
• аммиака.

Есть и другое определение для указанных веществ. Оно говорит о том, что данная «цепочка» формируется между неметаллами с разными показателями электроотрицательности. В обоих случаях «подчеркивается» разновидность химических элементов-атомов, где возникла эта взаимосвязь.

Формула вещества с ковалентной полярной связью – это:

• NO и многие другие.

Представленные соединения в нормальных условиях могут иметь жидкие либо газообразные агрегатные состояния. Формула Льюиса помогает точнее понять механизм связывания атомных ядер.

Как появляется

Механизм образования ковалентной связи для атомных частиц с разными значениями электроотрицательности сводится к формированию общей плотности электронной природы.

Обычно она смещается к элементу, имеющему наибольший показатель электроотрицательности. Его можно определить по специальной таблице.

Из-за смещения общей пары «электрончиков» в сторону элемента с большим значением электроотрицательности, на нем частично формируется отрицательный заряд.

Соответственно другой элемент получит частичный положительный заряд. Вследствие этого образуется соединение с двумя разнозаряженными полюсами.

Нередко при образовании полярной взаимосвязи используется акцепторный механизм или донорно-акцепторный механизм. Примером вещества, образованного по данному механизму, служит молекула аммиака. В нем азот наделен свободной орбиталью, а водород – свободным электроном. Образующая общая электронная пара занимает данную орбиталь азота, в результате чего один элемент становится донором, а другой акцептором.

Описанный механизм образования ковалентной связи , как вид взаимодействия, характерен не для всех соединений с полярным связыванием. Примерами могут служить вещества органического, а также неорганического происхождения.

О неполярной структуре

Ковалентная неполярная связь связывает между собой элементы с неметаллическими свойствами, имеющими одинаковые значения электроотрицательности. Другими словами, вещества с ковалентной неполярной связью — это соединения, состоящие из разного количества идентичных неметаллов.

Формула вещества с ковалентной неполярной взаимосвязью:

Примеры соединений, относящиеся к указанной категории являются веществами простого строения . В формировании этого типа взаимодействия, как и других неметаллических взаимосвязей, задействуются «крайние» электроны.

В некоторой литературе их именуют валентными. Под подразумевают количество электронов, необходимых для завершения внешней оболочки. Атом может отдавать или принимать отрицательно заряженные частицы.

Описанная взаимосвязь относится к категории двухэлектронных либо двухцентровых цепочек. При этом пара электронов занимает общее положение между двумя орбиталями элементов. В структурных формулах электронную пару записывают в виде горизонтальной черты или «-». Каждая такая черточка показывает количество общих электронных пар в молекуле.

Для разрыва веществ с указанным видом взаимосвязи требуется затратить максимальное количество энергии, поэтому эти вещества являются одними из прочных по шкале прочности.

Внимание! В данную категорию относят алмаз – одно из самых прочных соединений в природе.

Как появляется

По донорно-акцепторному механизму неполярные взаимосвязи практически не соединяются. Ковалентная неполярная связь — это структура, формирующаяся посредством возникновения общих пар электронов. Данные пары в одинаковой степени принадлежат обоих атомам. Кратное связывание по формуле Льюиса точнее дает представление о механизме соединения атомов в молекуле.

Сходством ковалентной полярной и неполярной связи является появление общей электронной плотности. Только во втором случае образующиеся электронные «копилки» в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, занимая центральное положение. В результате не образуются частичные положительные и отрицательные заряды, а значит образующиеся «цепи» являются неполярными.

Важно! Неполярная взаимосвязь приводит к образованию общей электронной пары, за счет чего последний электронный уровень атома становится завершенным.

Свойства веществ с описанными структурами существенно различаются от свойств веществ с металлической либо ионной взаимосвязью.

Что такое ковалентная полярная связь

Какие бывают виды химической связи