Всё о химии — Химическая документация для учеников и студентов, а также профессионалов.

Поделись знанием: Материал из Википедии — свободной энциклопедии Перейти к: навигация, поиск

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

Атомы и свободные радикалы склонны к рекомбинации — образованию ковалентной связи путём обобществления двух неспаренных электронов, принадлежащих разным частицам.

H + H → H2;

·CH3 + ·CH3 → CH3 — CH3.

Образование связи при рекомбинации сопровождается выделением энергии. Так, при взаимодействии атомов водорода выделяется энергия в количестве 436 кДж/моль. Этот эффект используют в технике при атомно-водородной сварке. Поток водорода пропускают через электрическую дугу, где генерируется поток атомов водорода. Атомы затем вновь соединяются на металлической поверхности, помещаемой на небольшое расстояние от дуги. Металл может быть таким путём нагрет выше 3500°C. Большим достоинством «пламени атомного водорода» является равномерность нагрева, позволяющая сваривать очень тонкие металлические детали[5].

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[6].

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 → H2

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[7].

Распределение электронной плотности между ядрами в молекуле водорода одно и то же, независимо от механизма образования, поэтому называть химическую связь, полученную по донорно-акцепторному механизму, донорно-акцепторной связью некорректно.

В качестве донора электронной пары, кроме гидрид-иона, выступают соединения элементов главных подгрупп V—VII групп периодической системы элементов в низшей степени окисления элемента. Так, ещё Йоханнес Брёнстед установил, что протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует катион оксония:

H+ + H2O → H3O+

Протон атакует неподелённую электронную пару молекулы воды и образует устойчивый катион, существующий в водных растворах кислот[8].

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

NH3 + H+ → NH4+

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[9].

В качестве донора электронной пары может выступать молекула водорода, которая при контакте с протоном приводит к образованию молекулярного иона водорода H3+:

H2 + H+ → H3+

Связывающая электронная пара молекулярного иона водорода H3+ 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: О2, N2, Cl2. 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 PH3 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.

2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.

3. Семиполярная связь. Её можно рассматривать как полярную донорно-акцепторную связь. Этот вид ковалентной связи образуется между атомом, обладающим неподелённой парой электронов (азот, фосфор, сера, галогены и т. п.) и атомом с двумя неспаренными электронами (кислород, сера). Образование семиполярной связи протекает в два этапа:

1. Перенос одного электрона от атома с неподелённой парой электронов к атому с двумя неспаренными электронами. В результате атом с неподелённой парой электронов превращается в катион-радикал (положительно заряженная частица с неспаренным электроном), а атом с двумя неспаренными электронами — в анион-радикал (отрицательно заряженная частица с неспаренным электроном).
2. Обобществление неспаренных электронов (как в случае простой ковалентной связи).

При образовании семиполярной связи атом с неподелённой парой электронов увеличивает свой формальный заряд на единицу, а атом с двумя неспаренными электронами понижает свой формальный заряд на единицу.

σ-связь и π-связь

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

В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, 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 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 pi-связи между этими же атомами углерода. Две pi-связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 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 pi-связи, а единая pi-электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

Примеры веществ с ковалентной связью

Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н2, Cl2 и др.) и соединений (Н2О, NH3, CH4, СО2, HCl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — аммония NH4+, тетрафторборат анион BF4 и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N2O, O-PCl3+.

Кристаллы с ковалентной связью диэлектрики или полупроводники. Типичными примерами атомных кристаллов (атомы в которых соединены между собой ковалентными (атомными) связями) могут служить алмаз, германий и кремний.

См. также

image

Содержание:

Ковалентная связь – определение, характеристика. Что такое ковалентная связь? Типы ковалентной связи Ковалентная неполярная связь Ковалентная полярная связь Как определить ковалентную связь Ковалентная связь, видео

Ковалентная связь – определение, характеристика. Что такое ковалентная связь?

Сам термин «ковалентная связь» происходит от двух латинских слов: «со» – совместно и «vales» – имеющий силу, так как это связь происходящая за счет пары электронов, принадлежащей одновременно обоим атомам (или говоря более простым языком, связь между атомами за счет пары электронов, являющихся общими для них). Образование ковалентной связи происходит исключительно среди атомов неметаллов, причем появляться она может как в атомах молекул, так и кристаллов.

Впервые ковалентная химическая связь была обнаружена в далеком 1916 году американских химиком Дж. Льюисом и некоторое время существовала в виде гипотезы, идеи, лишь затем была подтверждена экспериментально. Что же выяснили химики по ее поводу? А то, что электроотрицательность неметаллов бывает довольно большой и при химическом взаимодействии двух атомов перенос электронов от одного к другому может быть невозможным, именно в этот момент и происходит объединение электронов обоих атомов, между ними возникает самая настоящая ковалентная связь атомов.

Типы ковалентной связи

В целом есть два типа ковалентной связи:

  • обменный,
  • донорно-акцептный.

При обменном типе ковалентной связи между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспареному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины).

Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимально расстояние между ними.

Более наглядно это показано на картинке.

Что же касается донорно-акцепторного типа ковалентной связи, то он происходит когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор – свободную орбиталь.

Также говоря о типах ковалентной связи можно выделить неполярную и полярную ковалентные связи, более подробно о них мы напишем ниже.

Ковалентная неполярная связь

Определение ковалентной неполярной связи просто, это связь, которая образуется между двумя одинаковыми атомами. Пример образование неполярной ковалентной связи смотрите ниже на схеме.

Схема ковалентной неполярной связи.

В молекулах при ковалентной неполярной связи общие электронные пары располагаются на равных расстояниях от ядер атомов. Например, в молекуле кислорода (на схеме выше), атомы приобретают восьми электронную конфигурацию, при этом они имеют четыре общие пары электронов.

Веществами с ковалентной неполярной связью обычно являются газы, жидкости или сравнительно низкоплавные тверды вещества.

Ковалентная полярная связь

Теперь же ответим на вопрос какая связь ковалентная полярная. Итак, ковалентная полярная связь образуется, когда ковалентно связанные атомы имеют разную электроотрицательность, и обобществленые электроны не принадлежат в равной степени двум атомам. Большую часть времени обобществленые электроны находятся ближе к одному атому, чем к другому. Примером ковалентной полярной связи могут служить связи, возникающие в молекуле хлороводорода, там обобществленые электроны, ответственные за образование ковалентной связи располагаются ближе к атому хлора, нежели водорода. А все дело в том, что электроотрицательность у хлора больше чем у водорода.

Так выглядит схема ковалентной полярной связи.

Ярким примером вещества с полярной ковалентной связью является вода.

Как определить ковалентную связь

Что же, теперь вы знаете ответ на вопрос как определить ковалентную полярную связь, и как неполярную, для этого достаточно знать свойства и химическую формулу молекул, если эта молекула состоит из атомов разных элементов, то связь будет полярной, если из одного элемента, то неполярной. Также важно помнить, что ковалентные связи в целом могут возникать только среди неметаллов, это обусловлено самим механизмом ковалентных связей, описанным выше.

Ковалентная связь, видео

И в завершение видео лекция о теме нашей статьи, ковалентной связи.

При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту pavelchaika1983@gmail.com или в Фейсбук, с уважением автор.

Страница про автора

Эта статья доступна на английском языке – Covalent Bond.

—> Содержание:

Концепции и немного истории

Валентность показывает на присутствие конкретной силы. Появление подобной связи случается через обобщение атомных электронов, у которых нет «пары». Ковалентная связь случается между атомами неметаллов и может быть замечена как в молекулах, так и в кристаллах.

В первый раз ковалентность была открыта в 1916 г. химиком из Америки Дж. Льюисом, и прошло некоторое время, пока сформировалась гипотеза, а потом её смогли обобществить, и она была доказана опытным путём. Химики узнали, что это за прецедент, при котором выявили: электроотрицательность неметаллов довольно велика, и при содействии 2-х физических атомов притягивание электронов может быть сложной задачей и даже неосуществимой, поскольку они в 2-х атомах соединяются, и между ними случается ковалентность атомов.

Типы ковалентной связи

Характеристика ковалентности — это действие, которое случается в веществах с неметаллическими качествами. Выявляется она при совместном участии атомных электронов в различных элементах. Схема образования ковалентной полярной связи — взаимодействующие атомы имеют различный способ электроотрицательности, а открытые электроны не принадлежат тождественно 2 атомам.

Большую часть времени электроны приближаются к первому атому, чем ко второму. Случаем ковалентности полярной могут быть взаимодействия, которые выявляются в молекуле хлористого водорода, где раскрытые электроны в ответе за ковалентность и ближе к атому хлора, чем водород. И дело в том, что электроотрицательный показатель у первого вещества выше, чем у второго. Хорошим примером ковалентной полярной связи будет вода.

Эти одинарные химические взаимодействия происходят из-за появления накопительных молекулярных частей электронов, которые являются общими для двух взаимодействующих частей. Появление электронных пар связано с перекрытием орбиталей. Такие типы взаимодействий в химии происходят между частями обоих элементов.

Вещества со строением такой структуры:

  • газы;
  • вода;
  • алкоголь;
  • углеводы;
  • белковая пища;
  • кислотная органика.

Ковалентность появляется методом открытия пар электронов в несложных субстанциях или же сложных соединениях.

Чтобы квалифицировать природу кристаллической химической связи, надо взглянуть на атомную составляющую частиц, находящихся в формуле. Взаимодействия описанного типа образуются лишь только между веществами, в которых доминируют неметаллические качества. В случае если слияние имеет атомы похожих или же различных неметаллов, то взаимодействия между ними считаются ковалентными.

Полюсное взаимодействие

Когда в соединении совместно есть металл и неметалл, выявляется, что элементы образуют ионное соединение. Ковалентная полярность связывает решётку атомов всевозможных неметаллов друг с другом.

Это бывают атомы:

  • хлора и водорода;
  • фосфора и кислорода;
  • аммиака.

Есть другое определение таких веществ. Это говорит о том, что кратная цепь возникает между неметаллами с разными показателями электроотрицательного появления. В 2-х случаях возможно выделить многообразие атомов, где была замечена эта связь.

Выставленные соединения в нормальных критериях наличествуют в водянистом или же газообразном агрегатном состоянии. Формулы Дж. Льюиса могут помочь понять устройство и насыщаемость связывания атомных ядер.

Действие получения ковалентности для атомов с разными значениями электроотрицательности объединяется к образованию совместной плотности электрического состояния. Как правило, он сдвинут к составляющей, что содержит самую возвышенную степень электроотрицательности. По причине возникающего смещения всей пары в направленности вещества с большим числом электроотрицательности в нём отчасти появляется негативный заряд. Вследствие этого, появляется слияние с 2-мя по-разному заряженными полюсами. Нередко при формировании полярных отношений применяется акцепторный или же донорно-акцепторный механизм.

Путь образования ковалентных связей:

  • Акцепторный (обмена). Любой атом выделяет 1 неспаренный электрон.
  • Донорно-акцепторный ковалентный тип. Один атом (донор) гарантирует электрическую пару, а акцептор орбиталь для неё.

Устройство образования ковалентных связей описывается как конфигурация взаимодействия, свойственная не для всех полярных соединений. Примерами считаются вещества органического и неорганического происхождения.

Неполярная структура

Неполярная ковалентность связывает составляющие с неметаллическими качествами, что точно так же равно электроотрицательному значению. Другими словами, элементы с неполярностью предполагают собой соединения, состоящие из различных чисел похожих неметаллов. Формула вещества с ковалентной неполярной связью: N2.

Примером ковалентной неполярной связи считаются вещества простой структуры: О2, N2, Cl2. Составление этого типа взаимодействия и других неметаллических частей включает экстремальные электроны. Валентность относится к количеству электронов, важных для окончания обычной наружной оболочки. Атом имеет возможность предоставить или же получить негативно заряженные частички.

Эта работа относится к уровню двухэлектронных или же двухцентровых цепей. В этом случае пара электронов занимает общую долю между 2-мя орбиталями. В структурных формулах пара электронов записывается в виде части по горизонтали. Каждая связь демонстрирует количество общих пар электронов в молекуле. Потребуется затратить наибольшее число энергии для разрушения с помощью этой связи, вследствие чего эти вещества станут одними из самых мощных по шкале крепости.

По донорно-акцепторному механизму неполярные части буквально не связаны. Ковалентная неполярная связь представляет собой структуру, образующуюся совместными электронными парами. Эти пары в равной степени принадлежат 2 атомам.

Однообразие ковалентных неполярных и полярных связей заключается в возникновении абсолютной электрической плотности. Лишь только в ином случае приобретённые электрические совместные части в равной степени принадлежат 2 атомам, занимающим центральное состояние. В итоге выборочные положительные и отрицательные заряды не образуются, что значит полученные цепочки считаются неполярными.

Неполярность приводит к образованию совместной пары, в итоге конечная степень атома будет законченной. Качества этих веществ, имеющих определённые структуры, выделяются от тех, что с металлическими или же ионными взаимодействиями. В обменном процессе ковалентности между атомами любой из них представляет собой один неспаренный электрон, образующий электрическую ковалентность. В этом случае они могут иметь обратные заряды.

Случаем подобной ковалентной связи могут быть взаимодействия, которые видятся в молекуле водорода. Когда атомы вещества намереваются совместно действовать, их электрические части попадают друг в друга. В итоге плотность между ядрами возрастает, они сами притягиваются, а энергия системы миниатюризируется. Впрочем, в случае если ядра делаются очень близкими, они начинают отталкиваться, и, таким образом, между ними появляется подходящее расстояние.

Что касается донорно-акцепторного вида ковалентности, то это случается, когда 1 из частиц, донор, предположит собственную электрическую пару для связи, а 2-я, акцептор, считается свободной орбиталью.

Квалифицирование ковалентности

Смысл ковалентной неполярной связи такой — это взаимодействие, которое появляется между похожими атомами. В молекулах с неполярной ковалентностью совместные пары электронов находятся на равных расстояниях от атомных ядер. К примеру, в молекуле воздуха атомы имеют 8 электрических конфигураций, в то время как они имеют 4 совместные электрические пары. Препараты с неполярной ковалентностью, как правило, предполагают собой газы, воду или же сравнительно низколегированные твёрдые вещества.

Чтобы верно квалифицировать ковалентную полярную и неполярную связь, достаточно понять свойство и формулу молекул, в случае, если они состоят из атомов различных составляющих, взаимодействие будет полярным, а если из 1-го, то станет неполярным. Ещё надо знать, что неполярные связи в целом могут встречаться лишь только между неметаллами, и это связано с механизмом ковалентных взаимодействий.

Еще тесты

Читайте также

Свойства металлов — общие химические и физические свойства Фосфор — характеристика, химические и физические свойства Альдегиды — получение и применение, физические и химические свойства Этилен — структурная формула, химические свойства, применение

image

  • Химическая связь атомов в молекулах простых веществ

    После подробного изучения строения атома и состояния электронных оболочек можно приступать к вопросу о том, каким же образом происходит соединение атомов в молекулы.

    В образовании химической связи участвуют электроны внешнего электронного слоя.

    На одной орбитали могут находиться не более двух электронов, причем их спины (четвертое квантовое число) должны быть противоположны. Более того, состояние атома, в котором на орбитали имеется один неспаренный электрон, является нестабильным: атом стремится к объединению с другим атомом (или с несколькими) с той целью, чтобы электроны на всех орбиталях были спаренными.

    Получив недостающий электрон, атом переходит в стабильное состояние.

    image

    Экспериментально доказано, что почти все вещества, находясь в газообразном состоянии, объединяются в двухатомные молекулы.

    Это касается не только привычных нам газов: водорода, кислорода, азота, хлора, но и веществ, которые при нормальном состоянии представляют собой жидкости (бром) или твердые вещества (йод).

    В двухатомные молекулы объединяются даже пары металлов (литий, натрий).

    image

    Рассмотрим процесс образования молекул водорода.

    При взаимодействии атомов водорода, электроны которых имеют антипараллельные спины, они взаимно притягиваются, их электронные облака перекрываются.

    В месте взаимного перекрывания плотность двухэлектронного облака увеличивается, расстояние между ядрами атомов уменьшается.

    При этом электроны образуют в пространстве уже не два электронных облака, а одно.

    Атомы перешли в более стабильное состояние, при котором электроны спарены.

    image

    Внутренняя энергия системы, состоящей из двух атомов водорода, также уменьшается (избыток энергии выделяется в виде теплоты).

    Область повышенной двухэлектронной плотности связывает два атома водорода в молекулу Н2. Между атомами образовалась химическая связь.

    Итак, химическая связь между атомами водорода осуществляется обобществленной парой электронов.

    Каждый из атомов отдает на образование связи по одному электрону.

    Подобным образом осуществляется связь между атомами любого элемента.

    В молекулах водорода атомы связаны одной общей электронной парой.

    Такую связь называют одинарной. Но химическая связь между атомами в молекулах может быть образована с помощью большего числа электронных пар.

    Это зависит от строения взаимодействующих атомов.

    Например, у атома азота на внешнем электронном слое 5 электронов: 2 спаренных на s-орбитали и 3 неспаренных на трёх p-орбиталях.

    Атом стремится к такому состоянию, чтобы все электроны были спарены, поэтому при объединении двух атомов азота образуется три общие пары электронов – такую связь называют тройной. 

    image

    Увеличение числа электронных пар, связывающих атомы в молекулу, увеличивает прочность молекул.

    Именно поэтому азот не так активно вступает в химические реакции, как, например, кислород или водород.

    Конечно, на реакционную способность простого вещества влияет не только кратность связи в молекуле, но и другие факторы.

    Поскольку атомы при объединении в молекулы проявляют валентность (т.е. способность объединяться с другими атомами) и связь образуется с образованием общих электронных пар, такую связь называют ковалентной.

    Приставка «ко-» как риз и обозначает совместное участие.

    image

    С помощью ковалентной связи между атомами неметаллов образуются молекулы простых веществ, а также и многих сложных веществ.

    Американский физикохимик Джилберт Льюис предложил электронные формулы веществ, отражающие природу ковалентной связи, которые затем назвали формулами Льюиса.

    В этих формулах валентные электроны внешнего слоя условно изображены точкой. В них ковалентные связи обозначены общей электронной парой.

    image

    Общие электронные пары, осуществляющие химическую связь, для удобства также обозначают черточками:

    image Пройти тест

    Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

    ВходРегистрация

    Виды и свойства ковалентной связи

    Ковалентная связь устанавливается между атомами не только одного элемента, но и разных.

    Рассмотрим установление химической связи между атомами разных элементов-неметаллов на примере образования фторида водорода.

    Запишем схему электронных структур атомов водорода и фтора.

    У каждого из атомов имеется по одному неспаренному электрону.

    При взаимодействии этих электронов может образоваться общая электронная пара, связывающая атомы разных элементов:

    В данном случае перекрываются сферическая s- орбиталь атома водорода и гантелеобразная p-орбиталь атома фтора.

    Эта химическая связь также ковалентная.

    Она осуществляется общей электронной парой, для образования которой каждый из этих атомов поставляет по одному электрону.

    Связывающая их электронная пара принадлежит обоим атомам, однако уже не в равной степени.

    Это связано с тем, что атомы разных элементов имеют разную электроотрицательность.

    Электроотрицательность – количественная характеристика способности атома смещать в свою сторону общие электронные пары.

    Общая электронная пара в молекуле сложного вещества смещена к одному из атомов, что образует вокруг этого атома избыток отрицательного заряда, а у другого – избыток положительного заряда.

    Такая молекула имеет как бы два полюса: положительный и отрицательный.

    Поэтому такую связь называют ковалентной полярной.

    Молекулы хлороводорода, воды, аммиака являются полярными.

    Их еще называют диполями (имеющими два полюса).

    В противоположность этому, связь между одинаковыми атомами, где электронная пара принадлежит обоим атомам в равной степени, называют ковалентной неполярной.

    Важнейшим свойством ковалентной связи является ее прочность.

    Она определяется энергией связи. Вы уже знаете, что при образовании химической связи выделяется энергия – это экзотермический процесс.

    При образовании H2выделяется 431 кДж/моль, при образовании HF– 565 кДж/моль (количество энергии, выделяющееся при образовании 1 моль вещества).

    Чем выше степень перекрывания электронных облаков связывающихся атомов, тем больше энергия их связи и тем прочнее образованная молекула.

    Длина связи – другое ее свойство. Длину связи измеряют в нанометрах (1  нанометр = 10-9метра).

    Длина связи зависит от радиуса взаимодействующих атомов, от кратности связи между ними.

    Чем меньше длина связи, тем она прочнее.

    Направленностьковалентной связи определяется взаимным расположением электронных облаков, участвующих в образовании химической связи.

    Рассмотрим направленность ковалентных связей в молекуле воды.

    У атома кислорода два неспаренных р-электрона.

    Их р-электронные облака расположены в пространстве взаимно перпендикулярно по отношению друг к другу.

    При взаимодействии с атомами водорода образуются две химические связи.

    В молекуле воды они также образуют угол.

    Экспериментально установлено, что угол связи Н–О–Н в молекуле воды равен не 90°, а 104,45° вследствие их взаимного отталкивания: у молекулы воды угловая форма.

    Здесь настало время рассказать про ещё один вид связи.

    Эту связь нельзя назвать полностью химической, а скорее электрохимической.

    Кислород имеет очень большую электроотрицательность по отношению к водороду, вследствие чего в молекуле воды он очень сильно смещает на себя электронные пары, поэтому образующиеся вокруг атомов заряды ощутимы до такой степени, что между соседними молекулами воды образуются силы притяжения.

    Поскольку такой вид связи образуется преимущественно с участием атомов водорода, её называют водородной.

    Прочность такой связи примерно в 10 раз меньше прочности ковалентной, однако она значительно влияет на свойства веществ: повышает температуру плавления и кипения, вязкость, теплопроводность, теплоёмкость веществ.

    Для примера рассмотрим температуры кипения и плавления водородных соединений элементов VI группы периодической системы (кислород, сера, селен, теллур) и рассмотрим их в виде таблицы и графика.

    Вещество

    Температура кипения

    Температура плавления

    H2Te

    (теллуроводород)

    –2,2 °С

    –49 °С

    H2Se

    (селеноводород)

    –41,25 °С

    –65,37 °С

    H2S

    (сероводород)

    –60,28 °С

    –82,30 °С

    H2O

    (вода)

    +100,00 °С

    0,00 °С

    Если бы между молекулами воды не существовало водородных связей, температура кипения воды была бы около минус 80 °С, а температура плавления около минус 90°С.

    Водородная связь играет большую роль не только в том, что вода при нормальных условиях представляет собой жидкость.

    Она также участвует в стабилизации очень многих органических молекул в живых организмах, таких как белки или нуклеиновые кислоты.

    Молекулы разных веществ могут иметь линейное, угловое, пирамидальное и другое строение, плоскостную и неплоскостную формы.

    Двухатомные молекулы, естественно, линейной формы.

    Трехатомные молекулы могут иметь линейную или угловую форму. Четырехатомная молекула аммиака имеет форму пирамиды. 

    Пройти тест

    Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

    ВходРегистрация

    Ионная связь и ее свойства

    В том случае, когда электроотрицательности элементов в составе молекулы отличаются друг от друга весьма значительно, электрон в такой же степени сдвигается в сторону одного из атомов, становится почти полностью принадлежащим этому атому.

    Примером такой связи можно назвать связь атомов в хлориде натрия (поваренная соль).

    Отдав свой электрон атому хлора, атом натрия превращается в положительно заряженную частицу – ион Na+.

    Атом хлора, приобретая электрон натрия, достраивает внешний электронный слой до устойчивой структуры и приобретает отрицательный заряд, превращаясь в ион Cl.

    Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные ионы – анионами.

    Между ними возникают силы электростатического притяжения.

    За счет этих сил разноименно заряженные ионы связываются между собой, образуя соединение NaCl(поваренная соль).

    Связь атомных частиц в ионном соединении объясняется не повышенной плотностью двухэлектронного облака (общей электронной пары), а силами электростатического притяжения ионов.

    Химическая связь между ионами, осуществляемая силами их электростатического притяжения, называется ионной связью, а соединения, которые образовались вследствие притяжения ионов, называются ионными.

    Ионных соединений сравнительно немного. Их образуют типичные металлы и неметаллы, резко отличающиеся по своей электроотрицательности. Примерами таких соединений являются соединения металлов первой или второй групп периодической системы с неметаллами седьмой группы.

    С помощью ионной связи также образуются и более сложные ионные соединения: щелочи, соли, у которых сложный анион (например, гидроксид OH, нитрат,NO3, сульфат SO42–).

    При обычных условиях большинство ионных соединений находится в твердом состоянии.

    При определенных условиях ионные соединения распадаются на ионы.

    Обычно ионные соединения легко отличить по двум признакам: высокая температура плавления и хорошая растворимость в воде.

    Почему ионные соединения хорошо растворимы в воде?

    Вспомните, как говорили алхимики: подобное растворяется в подобном.

    Молекула воды сильно полярна, и поэтому ионы в составе ионного соединения ассоциируются с молекулами воды, при этом молекулы воды как бы «облепляют» ионы растворённого вещества, образуются водородные связи.

    Понятно, что данная схема отображает состояние ионов в растворе приблизительно, чтобы вы поняли суть процесса растворения вещества с ионной связью.

    При диссоциации ионной связи энергия поглощается, а при образовании водородных связей – выделяется. Однако поскольку водородная связь намного слабее ковалентной и тем более слабее ионной, выделяется энергии гораздо меньше, чем поглощается.

    Диссоциация – разделение в пространстве положительных и отрицательных ионов без разрыва химической связи (т.е. с сохранением общей электронной пары, которая становится принадлежащей одному атому).

    Поэтому при растворении абсолютного большинства ионных соединений в воде поглощается энергия, проще говоря, раствор охлаждается.

    У меня есть дополнительная информация к этой части урока!

    Часто проводят такой опыт: стакан, стоящий на тарелке с небольшим количеством холодной (почти ледяной) воды, наливают ту же воду и насыпают смесь хлорида калия и хлорида натрия.

    Смесь этих солей при растворении в воде поглощает больше теплоты, чем такое же количество каждой соли по отдельности. Из доступных в быту веществ также можно взять аммиачную селитру.

    После растворения солей температура раствора понижается настолько, что чистая вода, на которой стоит стакан, замерзает.

    Ионы в природе существуют вокруг нас.

    Много разнообразных ионов в морской воде, прибрежный воздух также ионизирован и поэтому весьма полезен для здоровья.

    Однако ионы химически активны, и результатом их взаимодействия часто бывают негативные явления, например, кислотные дожди.

    Также ионы играют большую роль в процессах обмена веществ в живых организмах, при этом отклонение концентрации ионов в тканях в обе стороны губительно сказывается на этих процессах.

    Ионную связь можно рассматривать как предельный случай полярности ковалентной связи.

    Однако чисто ионной связи практически не существует.

    Отсюда деление химической связи на типы (ковалентная и ионная) также условно.

    Пройти тест

    Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

    ВходРегистрация

    Заключительный тест

    Пройти тест

Оцените статью
Рейтинг автора
5
Материал подготовил
Илья Коршунов
Наш эксперт
Написано статей
134
А как считаете Вы?
Напишите в комментариях, что вы думаете – согласны
ли со статьей или есть что добавить?
Добавить комментарий