Ковалентная связь — самый распространенный тип химической связи, осуществляемой при взаимодействии с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности.

Ковалентная связь — это связь атомов с помощью общих электронных пар.

После открытия электрона проводилось много попыток разработать электронную теорию химической связи. Наиболее удачными стали работы Льюиса (1916 г.), который предложил рассматривать образование связи как следствие возникновения общих для двух атомов электронных пар. Для этого каждый атом предоставляет одинаковое количество электронов и пытается окружить себя октетом или дублетом электронов, характерным для внешней электронной конфигурации инертных газов. Графически образования ковалентных связей за счет неспаренных электронов по методу Льюиса изображают с помощью точек, обозначающих внешние электроны атома.

Образование ковалентной связи согласно теории Льюиса

Механизм образования ковалентной связи

Основным признаком ковалентной связи является наличие общей электронной пары, принадлежащей обоим химически соединенным атомам, поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в поле своего ядра. Возникновение общей электронной пары связи может проходить по разным механизмам, чаще — по обменному, а иногда — по донорно-акцепторных.

по принципу обменного механизма образования ковалентной связи каждый из взаимодействующих атомов поставляет на образование связи одинаковое количество электронов с антипараллельными спинами. К примеру:

Общая схема образования ковалентной связи: а) по обменному механизму; б) по донорно-акцепторному механизму

по донорно-акцепторному механизму двухэлектронная связь возникает при взаимодействии различных частиц. Одна из них — донор А: имеет неразделенную пару электронов (то есть такую, что принадлежит только одному атому), а другая — акцептор В — имеет вакантную орбиталь.

Частица, которая предоставляет для связи двухэлектронное (неразделенную пару электронов), называется донором, а частица со свободной орбиталью, которая принимает эту электронную пару, — акцептором.

Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и вакантной орбитали другого называется донорно-акцепторным механизмом.

Донорно-акцепторный связь иначе называется семиполярной, поскольку на атоме-доноре возникает частичный эффективный положительный заряд δ+ (за счет того, что его неразделенная пара электронов отклонилась от него), а на атоме-акцепторе — частичный эффективный отрицательный заряд δ- (благодаря тому, что происходит смещение в его сторону неразделенной электронной пары донора).

В качестве примера простого донора электронной пары можно привести ион Н — , который имеет неразделенную электронную пару. В результате присоединения негативного гидрид-иона к молекуле, центральный атом которой имеет свободную орбиталь (на схеме обозначена как пустая квантовая ячейка), например ВН 3 , образуется сложный комплексный ион ВН 4 — с отрицательным зарядом (Н — + ВН 3 ⟶⟶ [ВН 4 ] —) :

Акцептор электронной пары — ион водорода, или просто протон Н + . Его присоединение к молекуле, центральный атом которой имеет неразделенную электронную пару, например к NH 3 , тоже приводит к образованию комплексного иона NH 4 + , но уже с положительным зарядом:

Метод валентных связей

Первая квантово-механическая теория ковалентной связи была создана Гейтлером и Лондоном (в 1927 г.) для описания молекулы водорода, а затем была применена Полингом к многоатомным молекулам. Эта теория называется методом валентных связей , основные положения которого кратко можно изложить так:

• каждая пара атомов в молекуле содержится вместе с помощью одной или нескольких общих электронных пар, при этом электронные орбитали взаимодействующих атомов перекрываются;
• прочность связи зависит от степени перекрывания электронных орбиталей;
• условием образования ковалентной связи является антинаправленность спинов электронов; благодаря этому возникает обобщенная электронная орбиталь с наибольшей электронной плотностью в межъядерном пространстве, которая обеспечивает притяжение положительно заряженных ядер друг к другу и сопровождается уменьшением общей энергии системы.

Гибридизация атомных орбиталей

Несмотря на то, что в образовании ковалентных связей участвуют электроны s-, p- или d-орбиталей, имеющие различные форму и различную ориентацию в пространстве, во многих соединениях эти связи оказываются равноценными. Для объяснения этого явления было введено понятие «гибридизация».

Гибридизация — это процесс смешивания и выравнивания орбиталей по форме и энергии, при котором происходит перераспределение электронных плотностей близких по энергии орбиталей, в результате чего они становятся равноценными.

Основные положения теории гибридизации:

1. При гибридизации начальная форма и орбиталей взаимно меняются, при этом образуются новые, гибридизованные орбитали, но уже с одинаковой энергией и одинаковой формы, напоминающей неправильную восьмерку.
2. Число гибридизованных орбиталей равно числу выходных орбиталей, участвующих в гибридизации.
3. В гибридизации могут участвовать орбитали с близкими по значениям энергиями (s- и p-орбитали внешнего энергетического уровня и d-орбитали внешнего или предварительного уровней).
4. Гибридизованные орбитали более вытянуты в направлении образования химических связей и поэтому обеспечивают лучшее перекрытие с орбиталями соседнего атома, вследствие этого становится более прочным, чем образованный за счет электронов отдельных негибридных орбиталей.
5. Благодаря образованию более прочных связей и более симметричном распределения электронной плотности в молекуле получается энергетический выигрыш, который с запасом компенсирует расход энергии, необходимой для процесса гибридизации.
6. Гибридизованные орбитали должны ориентироваться в пространстве таким образом, чтобы обеспечить взаимное максимальное отдаление друг от друга; в этом случае энергия отталкивания наименьшая.
7. Тип гибридизации определяется типом и количеством выходных орбиталей и меняет размер валентного угла, а также пространственную конфигурацию молекул.

Форма гибридизованных орбиталей и валентных углы (геометрические углы между осями симметрии орбиталей) в зависимости от типа гибридизации: а) sp-гибридизация; б) sp 2 -гибридизация; в) sp 3 -гибридизация

При образовании молекул (или отдельных фрагментов молекул) чаще всего встречаются такие типы гибридизации:

Общая схема sp-гибридизации

Связи, которые образуются с участием электронов sp-гибридизованнных орбиталей, также размещаются под углом 180 0 , что приводит к линейной форме молекулы. Такой тип гибридизации наблюдается в галогенидах элементов второй группы (Be, Zn, Cd, Hg), атомы которых в валентном состоянии имеют неспаренные s- и р-электроны. Линейная форма характерна и для молекул других элементов (0=C=0,HC≡CH), в которых связи образуются sp-гибридизованными атомами.

Схема sp 2 -гибридизации атомных орбиталей и плоская треугольная форма молекулы, которая обусловлена sp 2 -гибридизацией атомных орбиталей

Этот тип гибридизации наиболее характерен для молекул р-элементов третьей группы, атомы которых в возбужденном состоянии имеют внешнюю электронную структуру ns 1 np 2 , где n — номер периода, в котором находится элемент. Так, в молекулах ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 и в других связи образованы за счет sp 2 -гибридизованных орбиталей центрального атома.

Схема sp 3 -гибридизации атомных орбиталей

Размещение гибридизованных орбиталей центрального атома под углом 109 0 28` вызывает тетраэдрическую форму молекул. Это очень характерно для насыщенных соединений четырехвалентного углерода СН 4 , СCl 4 , C 2 H 6 и других алканов. Примерами соединений других элементов с тетраэдрической строением вследствие sp 3 -гибридизации валентных орбиталей центрального атома является ионы: BН 4 — , BF 4 — , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 — .

Общая схема sp 3d -гибридизации

Этот тип гибридизации чаще всего встречается в галогенидах неметаллов. В качестве примера можно привести строение хлорида фосфора PCl 5 , при образовании которого атом фосфора (P … 3s 2 3p 3) сначала переходит в возбужденное состояние (P … 3s 1 3p 3 3d 1), а затем подвергается s 1 p 3 d- гибридизации — пять одноэлектронных орбиталей становятся равноценными и ориентируются вытянутыми концами к углам мысленной тригональной бипирамиды. Это и определяет форму молекулы PCl 5 , которая образуется при перекрытии пяти s 1 p 3 d- гибридизованных орбиталей с 3р-орбиталями пяти атомов хлора.

1. sp — Гибридизация. При комбинации одной s- i одной р-орбиталей возникают две sp-гибридизованные орбитали, расположенные симметрично под углом 180 0 .
2. sp 2 — Гибридизация. Комбинация одной s- и двух р-орбиталей приводит к образованию sp 2 -гибридизованных связей, расположенных под углом 120 0 , поэтому молекула приобретает форму правильного треугольника.
3. sp 3 — Гибридизация. Комбинация четырех орбиталей — одной s- и трех р приводит к sp 3 — гибридизации, при которой четыре гибридизованные орбитали симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, то есть под углом 109 0 28 `.
4. sp 3 d — Гибридизация. Комбинация одной s-, трех р- и одной d- орбиталей дает sp 3 d- гибридизацию, что определяет пространственную ориентацию пяти sp 3 d-гибридизованных орбиталей к вершинам тригональной бипирамиды.
5. Другие типы гибридизации. В случае sp 3 d 2 -гибридизации шесть sp 3 d 2 -гибридизованных орбиталей направлены к вершинам октаэдра. Ориентация семи орбиталей к вершинам пентагональной бипирамиды соответствует sp 3 d 3 -гибридизации (или иногда sp 3 d 2 f) валентных орбиталей центрального атома молекулы или комплекса.

Метод гибридизации атомных орбиталей объясняет геометрическую структуру большого количества молекул, однако согласно опытным данным чаще наблюдаются молекулы с несколько другими значениями валентных углов. Например, в молекулах СН 4 , NH 3 и Н 2 О центральные атомы находятся в sp 3 -гибридизованном состоянии, поэтому можно было бы ожидать, что валентные углы в них равны тетраэдрическим (~ 109,5 0). Экспериментально установлено, что валентный угол в молекуле СН 4 на самом деле составляет 109,5 0 . Однако в молекулах NH 3 и Н 2 O значение валентного угла отклоняется от тетраэдрического: он равен 107,3 0 в молекуле NH 3 и 104,5 0 в молекуле Н 2 О. Такие отклонения объясняется наличием неразделенной электронной пары у атомов азота и кислорода. Двухэлектронная орбиталь, которая содержит неразделенную пару электронов, благодаря повышенной плотности отталкивает одноэлектронные валентные орбитали, что приводит к уменьшению валентного угла. У атома азота в молекуле NH 3 из четырех sp 3 -гибридизованных орбиталей три одноэлектронные орбитали образуют связи с тремя атомами Н, а на четвертой орбитали содержится неразделенная пара электронов.

Несвязанная электронная пара, которая занимает одну из sp 3 -гибридизованных орбиталей, направленных к вершинам тетраэдра, отталкивая одноэлектронные орбитали, вызывает асимметричное распределение электронной плотности, окружающей атом азота, и как следствие сжимает валентный угол до 107,3 0 . Аналогичная картина уменьшения валентного угла от 109,5 0 до 107 0 в результате воздействия неразделенной электронной пары атома N наблюдается и в молекуле NCl 3 .

Отклонение валентного угла от тетраэдрического (109,5 0) в молекуле: а) NН3 ; б) NCl3

У атома кислорода в молекуле Н 2 О на четыре sp 3 -гибридизованные орбитали приходится по две одноэлектронные и две двухэлектронные орбитали. Одноэлектронные гибридизованные орбитали участвуют в образовании двух связей с двумя атомами Н, а две двухэлектронные пары остаются неразделенными, то есть принадлежащими только атому H. Это увеличивает асимметричность распределения электронной плотности вокруг атома О и уменьшает валентный угол по сравнению с тетраэдрическим до 104.5 0 .

Следовательно, число несвязанных электронных пар центрального атома и их размещения на гибридизованных орбиталях влияет на геометрическую конфигурацию молекул.

Характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь имеет набор определенных свойств, которые определяют ее специфические особенности, или характеристики. К ним, кроме уже рассмотренных характеристик «энергия связи» и «длина связи», относятся: валентный угол, насыщенность, направленность, полярность и тому подобное.

1. Валентный угол — это угол между соседними осями связей (то есть условными линиями, проведенными через ядра химически соединенных атомов в молекуле). Величина валентного угла зависит от природы орбиталей, типа гибридизации центрального атома, влияния неразделенных электронных пар, которые не участвуют в образовании связей.

2. Насыщенность . Атомы имеют возможности для образования ковалентных связей, которые могут формироваться, во-первых, по обменному механизму за счет неспаренных электронов невозбуждённого атома и за счет тех неспаренных электронов, которые возникают в результате его возбуждения, а во-вторых, по донорно акцепторному механизму. Однако общее количество связей, которые может образовывать атом, ограничено.

Насыщенность — это способность атома элемента образовывать с другими атомами определенное, ограниченное количество ковалентных связей.

Так, второго периода, которые имеют на внешнем энергетическом уровне четыре орбитали (одну s- и три р-), образуют связи, число которых не превышает четырех. Атомы элементов других периодов с большим числом орбиталей на внешнем уровне могут формировать больше связей.

3. Направленность . В соответствии с методом, химическая связь между атомами обусловлена перекрытием орбиталей, которые, за исключением s-орбиталей, имеют определенную ориентацию в пространстве, что и приводит к направленности ковалентной связи.

Направленность ковалентной связи — это такое размещение электронной плотности между атомами, которое определяется пространственной ориентацией валентных орбиталей и обеспечивает их максимальное перекрытие.

Поскольку электронные орбитали имеют различные формы и различную ориентацию в пространстве, то их взаимное перекрытие может реализоваться различными способами. В зависимости от этого различают σ-, π- и δ- связи.

Сигма-связь (σ-связь) — это такое перекрытие электронных орбиталей, при котором максимальная электронная плотность концентрируется вдоль воображаемой линии, соединяющей два ядра.

Сигма-связь может образовываться за счет двух s-электронов, одного s- и одного р электрона, двух р-электронов или двух d-электронов. Такая σ-связь характеризуется наличием одной области перекрытия электронных орбиталей, она всегда одинарная, то есть образуется только одной электронной парой.

Разнообразие форм пространственной ориентации «чистых» орбиталей и гибридизованных орбиталей не всегда допускают возможность перекрывания орбиталей на оси связи. Перекрывания валентных орбиталей может происходить по обе стороны от оси связи — так называемое «боковое» перекрывания, которое чаще всего осуществляется при образовании π-связей.

Пи-связь (π-связь) — это перекрытие электронных орбиталей, при котором максимальная электронная плотность концентрируется по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов (т.е. от оси связи).

Пи-связь может образоваться при взаимодействии двух параллельных р-орбиталей, двух d-орбиталей или других комбинаций орбиталей, оси которых не совпадают с осью связи.

Схемы образования π-связей между условными А и В атомами при боковом перекрытии электронных орбиталей

4. Кратность. Эта характеристика определяется числом общих электронных пар, связывающих атомы. Ковалентная связь по кратности может быть одинарной (простой), двойной и тройной. Связь между двумя атомами с помощью одной общей электронной пары называется одинарной связью (простой), двух электронных пар — двойной связью, трех электронных пар — тройной связью. Так, в молекуле водорода Н 2 атомы соединены одинарной связью (Н-Н), в молекуле кислорода О 2 — двойным (В = О), в молекуле азота N 2 — тройным (N≡N). Особое значение кратность связей приобретает в органических соединениях — углеводородах и их производных: в этане С 2 Н 6 между атомами С осуществляется одинарная связь (С-С), в этилене С 2 Н 4 — двойная (С = С) в ацетилене С 2 Н 2 — тройная (C ≡ C)(C≡C).

Кратность связи влияет на энергию: с повышением кратности растет ее прочность. Повышение кратности приводит к уменьшению межъядерного расстояния (длины связи) и увеличению энергии связи.

Кратность связи между атомами углерода: а) одинарная σ-связь в этане Н3С-СН3 ; б) двойная σ+π-связь в этилене Н2С = СН2 ; в) тройная σ+π+π-связь в ацетилене HC≡CH

5. Полярность и поляризуемость . Электронная плотность ковалентной связи может по-разному располагаться в межъядерном пространстве.

Полярность — это свойство ковалентной связи, которое определяется областью расположения электронной плотности в межъядерном пространстве относительно соединенных атомов.

В зависимости от размещения электронной плотности в межъядерном пространстве различают полярная и неполярная ковалентные связи. Неполярной связью называется такая связь, при которой общее электронное облако размещается симметрично относительно ядер соединенных атомов и одинаково принадлежит обоим атомам.

Молекулы с таким типом связи называются неполярными или гомоядерными (то есть такими, в состав которых входят атомы одного элемента). Неполярная связь проявляется как правило в гомоядерных молекулах (Н 2 , Cl 2 , N 2 и т.д.) или — реже — в соединениях, образованных атомами элементов с близкими значениями электроотрицательности, например, карборунд SiC. Полярной, (или гетерополярной) называется связь, при которой общее электронное облако несимметричное и смещено к одному из атомов.

Молекулы с полярной связью называются полярными, или гетероядерными. В молекулах с полярной связью обобщенная электронная пара смещается в сторону атома с большей электроотрицательностью. В результате на этом атоме возникает некоторый частичный отрицательный заряд (δ-), который называется эффективным, а у атома с меньшей электроотрицательностью — одинаковый по величине, но противоположный по знаку частичный положительный заряд (δ+). Например, экспериментально установлено, что эффективный заряд на атоме водорода в молекуле хлорида водорода HCl — δH=+0,17, а на атоме хлора δCl=-0,17 абсолютного заряда электрона.

Чтобы определить, в какую сторону будет смещаться электронная плотность полярной ковалентной связи, необходимо сравнить электроны обоих атомов. По возрастанию электроотрицательности наиболее распространенные химические элементы размещаются в такой последовательности:

Полярные молекулы называются диполями — системами, в которых центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают.

Диполь — это система, которая представляет собой совокупность двух точечных электрических зарядов, одинаковых по величине и противоположных по знаку, находящихся на некотором расстоянии друг от друга.

Расстояние между центрами притяжения называются длина диполя и обозначаются буквой l. Полярность молекулы (или связи) количественно характеризуется дипольным моментом μ, который в случае двухатомной молекулы равен произведению длины диполя на величину заряда электрона: μ=el.

В единицах СИ дипольный момент измеряется в [Кл × м] (Кулон-метры), но чаще пользуются внесистемной единицей [D] (дебай): 1D = 3,33 · 10 -30 Кл × м. Значение дипольных моментов ковалентных молекул меняется в пределах 0-4 D, а ионных — 4-11D. Чем больше длина диполя, тем более полярной является молекула.

Совместная электронное облако в молекуле может смещаться под действием внешнего электрического поля, в том числе и поля другой молекулы или иона.

Поляризуемость — это изменение полярности связи в результате смещения электронов, образующих связь, под действием внешнего электрического поля, в том числе и силового поля другой частицы.

Поляризуемость молекулы зависит от подвижности электронов, которая является тем сильнее, чем больше расстояние от ядер. Кроме того, поляризуемость зависит от направленности электрического поля и от способности электронных облаков деформироваться. Под действием внешнего поля неполярные молекулы становятся полярными, а полярные — еще более полярными, то есть в молекулах индуцируется диполь, который называется приведенным, или индуцированным диполем.

Схема образования индуцированного (приведенного) диполя из неполярной молекулы под действием силового поля полярной частицы — диполя

В отличие от постоянных, индуцированные диполи возникают лишь при действии внешнего электрического поля. Поляризация может вызывать не только поляризуемость связи, но и ее разрыв, при котором происходит переход связующего электронной пары к одному из атомов и образуются отрицательно и положительно заряженные ионы.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

Свойства соединений с ковалентной связью

Вещества с ковалентными связями делятся на две неравные группы: молекулярные и атомные (или немолекулярные), которых значительно меньше, чем молекулярных.

Молекулярные соединения в обычных условиях могут находиться в различных агрегатных состояниях: в виде газов (CO 2 , NH 3 , CH 4 , Cl 2 , O 2 , NH 3), легколетучих жидкостей (Br 2 , H 2 O, C 2 H 5 OH) или твердых кристаллических веществ, большинство из которых даже при очень незначительном нагревании способны быстро плавиться и легко сублимироваться (S 8 , P 4 , I 2 , сахар С 12 Н 22 О 11 , «сухой лед» СО 2).

Низкие температуры плавления, возгонки и кипения молекулярных веществ объясняются очень слабыми силами межмолекулярного взаимодействия в кристаллах. Именно поэтому для молекулярных кристаллов не присуща большая прочность, твердость и электрическая проводимость (лед или сахар). При этом вещества с полярными молекулами имеют более высокие температуры плавления и кипения, чем с неполярными. Некоторые из них растворимы в или других полярных растворителях. А вещества с неполярными молекулами, наоборот, лучше растворяются в неполярных растворителях (бензол, тетрахлорметан). Так, йод, у которого молекулы неполярные, не растворяется в полярной воде, но растворяется в неполярной CCl 4 и малополярном спирте.

Немолекулярные (атомные) вещества с ковалентными связями (алмаз, графит, кремний Si, кварц SiO 2 , карборунд SiC и другие) образуют чрезвычайно прочные кристаллы, за исключением графита, которого имеет слоистую структуру. Например, кристаллическая решетка алмаза — правильный трехмерный каркас, в котором каждый sр 3 -гибридизованный атом углерода соединен с четырьмя соседними атомами С σ-связями. По сути весь кристалл алмаза — это одна огромная и очень прочная молекула. Аналогичное строение имеют и кристаллы кремния Si, который широко применяется в радиоэлектронике и электронной технике. Если заменить половину атомов С в алмазе атомами Si, не нарушая каркасную структуру кристалла, то получим кристалл карборунда — карбида кремния SiC — очень твердого вещества, используемого в качестве абразивного материала. А если в кристаллической решетке кремния между каждыми двумя атомами Si вставить по атому О, то образуется кристаллическая структура кварца SiO 2 — тоже очень твердого вещества, разновидность которого также используют как абразивный материал.

Кристаллы алмаза, кремния, кварца и подобные им по структуре — это атомные кристаллы, они представляют собой огромные «супермолекулы», поэтому их структурные формулы можно изобразить не полностью, а только в виде отдельного фрагмента, например:

Кристаллы алмаза, кремния, кварца

Немолекулярные (атомные) кристаллы, состоящие из соединенных между собой химическими связями атомов одного или двух элементов, относятся к тугоплавким веществам. Высокие температуры плавления обусловлены необходимостью затраты большого количества энергии для разрыва прочных химических связей при плавлении атомных кристаллов, а не слабого межмолекулярного взаимодействия, как в случае молекулярных веществ. По этой же причине многие атомные кристаллов при нагревании не плавятся, а разлагаются или сразу переходят в парообразное состояние (возгонка), например, графит сублимируется при 3700 o С.

Немолекулярные вещества с ковалентными связями нерастворимые в воде и других растворителях, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, которому присуща электропроводность, и полупроводников — кремния, германия и др.).

Рис. 2.1. Образование молекул из атомов сопровождается перераспределением электронов валентных орбиталей и приводит к выигрышу в энергии, так как энергия молекул оказывается меньше энергии невзаимодействующих атомов. На рисунке представлена схема образования неполярной ковалентной химической связи между атомами водорода.

§2 Химическая связь

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

Химическая связь между атомами осуществляется валентными электронами и имеет электрическую природу . При этом различают четыре основных типа химической связи:ковалентную ,ионную, металлическую иводородную .

1 Ковалентная связь

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется атомной, или ковалентной . Соединения с ковалентными связями называются атомными, или ковалентными .

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

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

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

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

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

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

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

Степень смещения общего электронного облака к одному из атомов при образовании ковалентной связи (степень полярности связи ) определяется, главным образом, зарядом атомных ядер и радиусом взаимодействующих атомов .

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

Способность атома в молекуле притягивать к себе электроны получила название электроотрицательности . Таким образом, электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации ковалентной связи:чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее смещено к нему электронное облако ковалентной связи .

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

. (2.1)

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

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

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

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

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

Для характеристики полярности ковалентной химической связи используют разность относительных электроотрицательностей атомов . Обычно связь между атомами А и В считается чисто ковалентной, если | A – B |0.5.

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.

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.

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

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

История

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

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

Суть реакции

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

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

Классификация

В химии выделяют два вида ковалентной связи:

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

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

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

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

Свойства

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

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

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

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

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

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

Сигма-связь и пи-связь

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

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

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

Визуализация связи в записи формулы

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

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

Правило октета-дублета

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

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

Длина связи

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

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