Связь между атомами разных неметаллов разновидность ковалентной. Ковалентные связи

Впервые о таком понятии как ковалентная связь ученые-химики заговорили после открытия Гилберта Ньютона Льюиса, который описал как обобществление двух электронов. Более поздние исследования позволили описать и сам принцип ковалентной связи. Слово ковалентный можно рассматривать в рамках химии как способность атома образовывать связи с другими атомами.

Поясним на примере:

Имеется два атома с незначительными отличиями в электроотрицательности (С и CL, С и Н). Как правило, это которых максимально близко к строению электронной оболочки благородных газов.

При выполнении данных условий возникает притяжение ядер этих атомов к электронной паре, общей для них. При этом электронные облака не просто накладываются друг на друга, как при Ковалентная связь обеспечивает надежное соединение двух атомов за счет того, что перераспределяется электронная плотность и изменяется энергия системы, что вызвано "втягиванием" в межъядерное пространство одного атома электронного облака другого. Чем более обширно взаимное перекрытие электронных облаков, тем связь считается более прочной.

Отсюда, ковалентная связь - это образование, возникшее путем взаимного обобществления двух электронов, принадлежащих двум атомам.

Как правило, вещества с молекулярной кристаллической решеткой образуются посредством именно ковалентной связи. Характерными для являются плавление и кипение при низких температурах, плохая растворимость в воде и низкая электропроводность. Отсюда можно сделать вывод: в основе строения таких элементов, как германий, кремний, хлор, водород - ковалентная связь.

Свойства, характерные для данного вида соединения:

1. Насыщаемость. Под этим свойством обычно понимается максимальное количество связей, которое они могут установить конкретные атомы. Определяется это количество общим числом тех орбиталей в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. Валентность атома, с другой стороны, может быть определена числом уже использованных с этой целью орбиталей.
2. Направленность . Все атомы стремятся образовывать максимально прочные связи. Наибольшая прочность достигается в случае совпадения пространственной направленности электронных облаков двух атомов, поскольку они перекрывают друг друга. Кроме того, именно такое свойство ковалентной связи как направленность влияет на пространственное расположение молекул то есть отвечает за их "геометрическую форму".
3. Поляризуемость. В основе этого положения лежит представление о том, что ковалентная связь существует двух видов:

• полярная или несимметричная. Связь данного вида могут образовывать только атомы разны видов, т.е. те, чья электроотрицательность значительно различается, либо в случаях, когда общая электронная пара несимметрично разделена.
• возникает между атомами, электроотрицательность которых практически равна, а распределение электронной плотности равномерно.

Кроме того, существуют определенные количественные :

• Энергия связи . Данный параметр характеризует полярную связь с точки зрения ее прочности. Под энергией понимается то количество тепла, которое было необходимо для разрушения связи двух атомов, а также то количество тепла, что было выделено при их соединении.
• Под длиной связ и в молекулярной химии понимается длина прямой между ядрами двух атомов. Этот параметр также характеризует прочность связи.
• Дипольный момент - величина, которая характеризует полярность валентной связи.

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.

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.).

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

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

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

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

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

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

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

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

Энциклопедичный YouTube

• 1 / 5

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

  A· + ·В → А: В

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

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

  Образование связи при рекомбинации атомов

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

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

  Образование связи по донорно-акцепторному механизму

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

  H + + H - → H 2

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

  H + + H 2 O → H 3 O +

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

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

  NH 3 + H + → NH 4 +

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

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

  H 2 + H + → H 3 +

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

  Виды ковалентной связи

  Существуют три вида ковалентной химической связи, отличающихся механизмом образования:

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

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

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

  В линейной молекуле ацетилена

  Н-С≡С-Н (Н: С::: С: Н)

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

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

  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.