Свойства ковалентной. Характеристики ковалентной связи

Длиной ковалентной связи называют расстояние между ядрами атомов, которые образуют связь. Длина связи напрямую связана с радиусом атома - чем он больше, тем длиннее связь.

Значения ковалентных радиусов некоторых атомов (пм; 10 -12 м):

• H = 30 пм;
• F = 58;
• O = 73;
• N = 75;
• C = 77;
• Cl = 99;
• S = 103;
• P = 110;
• Si = 118;
• Al = 130.

В симметричных молекулах (H 2 , F 2 , Cl 2 ...) половину длины связи называют ковалентным радиусом . Зная ковалентный радиус, очень легко вычислять длину ковалентной связи в молекуле. Например, длина ковалентной связи молекулы HF = 30 + 58 = 88 пм.

2. Энергия ковалентной связи

Под энергией ковалентной связи (выражают в ккал/моль или кДж/моль) обычно понимают энергию, которая необходима для разрыва связи (при образовании ковалентной связи энергия выделяется, при разрыве - поглощается). Чем выше энергия связи, тем прочнее связь.

Энергия связи зависит от ее длины - чем длиннее связь в молекуле, тем проще ее разорвать (затратить меньше энергии).

Энергии связи некоторых молекул (кДж/моль):

• H 2 = 453 (длина связи = 60 пм);
• Cl 2 = 242 (198 пм);
• HCl = 431 (129 пм).

3. Полярность ковалентной связи

Данная характеристика отображает расположение электронной пары двух атомов, образующих связь. Степень полярности связи зависит от величины электроотрицательности атомов, образующих связь (чем она больше, тем больше полярность связи). У более полярной ковалентной связи общая пара электронов больше смещена к более электроотрицательному атому (см. понятие электроотрицательности).

Электроотрицателность является табличной величиной, определяемой по шкале Поллинга. Гораздо более важно знать не саму электроотрицательность атома как таковую, но разницу этих значений в молекуле - какой из атомов более электроотрицателен, а какой менее.

Полярность ковалентной связи оценивается количественно при помощи дипольного момента (µ), при этом система из двух равнозначных, но противоположных по знаку, зарядов, называется диполем .

Очень важно различать дипольный момент ковалентной связи (ее полярность) и дипольный момент молекулы в целом. В простых двухатомных молекулах эти два параметра равны между собой. Совсем другая картина наблюдается в сложных молекулах, в которых дипольный момент молекулы складывается из суммы векторов дипольных моментов отдельных связей.

4. Поляризуемость ковалентной связи

Поляризуемость отображает степень способности электронов смещаться под воздействием внешнего электрического поля, формируемого ионами или другими полярными молекулами.

Поляризуемость ковалентной связи прямо пропорциональна ее длине, что, в общем-то, логично - чем дальше от ядра атома находится электрон, тем он слабее им притягивается, поэтому, легче смещается при внешнем воздействии на него. Таким образом, с увеличением длины связи происходит увеличение ее поляризуемости, что, в свою очередь, приводит к возрастанию силы кислот (например, йодистоводородная кислота сильнее фтороводородной).

Поляризуемость и полярность связи являются обратнозависимыми величинами: менее полярная связь больше поляризуется, и наоборот.

5. Насыщаемость ковалентной связи

Насыщаемостью называют способность атома образовывать определенное кол-во ковалентных связей - в образовании связи стремятся принять участие все "неспаренные" электроны атома. Например, атом водорода имеет только один неспаренный электрон, а атом азота - три. По этой причине наиболее устойчивым химическим соединением будет NH 3 , но не NH или NH 2 .

6. Направленность ковалентной связи

Направленность характеризует пространственную ориентацию ковалентной связи относительно других связей молекулы. В молекулах электроны ковалентных связей и свободные пары электронов постоянно испытывают взаимное отталкивание в результате чего ковалентные связи располагаются так, что валентный угол между ними отвечает принципу наименьшего отталкивания между электронами (например, в молекуле воды валентный угол составляет 104,5°).

7. Кратность ковалентной связи

В некоторых случаях между атомами могут возникать не одна, а две (двойная связь) или три (тройная связь) общих электронных пар (так называемые кратные связи).

Двойная ковалентная связь образуется у атомов, имеющих по два неспаренных электрона; тройная - у атомов, имеющих по три неспаренных электрона (см. Множественные связи).

Как видно из таблицы, приведенной ниже, молекула азота примерно в 7 раз "крепче" молекулы фтора.

Таблица зависимости длины и прочности ковалентной связи от ее кратности.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВ

Образование из атомов молекул, сложных ионов, кристаллических, аморфных и других веществ сопровождается уменьшением энергии по сравнению с невзаимодействующими (свободными) атомами. При этом минимальной энергии соответствует определённое расположение атомов друг относительно друга, которому отвечает существенное перераспределение электронной плотности (происходит изменение электронных структур взаимодействующих атомов). Силы, удерживающие атомы в молекулах и веществах, получили обобщённое название «химической связи».

Согласно предельно упрощенным теориям строения молекул, основанным на электронной теории валентности, предложенных в 1916 году, химическая связь возникает за счёт перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего создаётся электронная конфигурация благородного газа ( – октет) или электронная структура за счёт образования общих электронных пар (Г. Льюис) или за счёт образования ионов (В. Коссель). Важнейшие виды химической связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная и межмолекулярная.

Ковалентная связь

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающей за счёт обобществления электронной пары, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону.

Механизм образования ковалентной связи рассмотрим на примере молекулы .

При сближении двух атомов водорода до определённого расстояния происходит перекрытие электронных облаков атомов и образуется молекула . Поэтому каждый атом водорода в молекуле имеет завершенную структуру . В результате между ядрами атомов возникает область максимальной электронной плотности (рисунок 4.1).

Ковалентную связь можно представить:

а) графически

б) в виде электронных пар

Хорошей иллюстрацией механизма образования ковалентной связи является рисунок 4.2.

Рисунок 4.2 - График изменения потенциальной энергии в зависимости от расстояния между ядрами атомов водорода

Устойчивым состоянием молекулы является такое, когда силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга. Оно отвечает минимуму потенциальной энергии и характеризуется величиной равновесного расстояния между ядрами атомов (), а также величиной энергии связи (), отвечающей минимуму на потенциальной кривой.

Таким образом сущность ковалентной связи состоит в следующем:

Она образуется электронами с противоположно направленными спинами;

Связь тем прочнее, чем больше перекрытие электронных облаков взаимодействующих атомов.

Существуют две разновидности ковалентной связи.

Неполярная ковалентная связь, в которой общая электронная пара расположена в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Она образуется преимущественно между атомами одного и того же элемента или между атомами, имеющими близкие значения электроотрицательностей и т.д.) (рисунок 4.3а). Эти вещества обладают низкими температурами плавления и кипения, и в воде практически не диссоциируют.

Полярная ковалентная связь, в которой общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного элемента. Она образуется между атомами с различной электроотрицательностью. Например, молекула хлороводорода :

Чем больше разность величин ЭО связанных атомов, тем больше полярность связи.

Например:

Полярность связи обусловлена тем, что в результате смещения электронной плотности к атому более электроотрицательного элемента, образуется постоянный диполь: в молекуле на атоме хлора появляется избыточный отрицательный заряд, а на атоме водорода равный по величине положительный заряд:

Схематически диполь изображается так (рисунок 4.3б):

Рисунок 4.3 а – неполярная ковалентная связь, б – полярная ковалентная связь, – длина диполя, т.е. расстояние между ядрами атомов в молекуле.

Для количественной характеристики полярности связи (молекулы) вводится величина – дипольный момент , которая (является векторной величиной):

Заряд электрона, равный .

Дипольный момент измеряется в кулон-метрах или в дебаях .

Ковалентная связь осуществляется обобществленными валентными электронами, находящимися на общей для двух соседних атомов связывающей орбитали (см. разд. 2.2.1). При этом в случае элементарных веществ каждый из атомов «отдает» на связь одинаковое число валентных электронов и достраивает свою валентную оболочку до полностью заполненной за счет связывающих электронов ближайших соседних атомов в решетке. С этим свойством насыщаемости ковалентной связи мы познакомились на примере молекулы водорода. Его следствием является правило, установленное Юм-Розери. Согласно ему для кристаллов элементарных веществ, в которых реализуется преимущественно ковалентная связь, выполняется следующее соотношение между координационным числом Z к и номером группы N , где расположен данный элемент:

Z к = 8 − N . Структура элементарных полупроводников (преимущественная связь - ковалентная) задается этим простым эмпирическим правилом и направлением ковалентной связи.

Направление ковалентной связи определяется распределением электронной плотности в кристалле, которое можно установить с помощью, например, рентгеновских данных. Они свидетельствуют, что в кристаллах с ковалентной связью электронная плотность валентных электронов существенно неравномерно распределена в пространстве. В направлениях, являющихся кратчайшими для двух соседних атомов, электронная плотность выше, чем в других направлениях. Это означает, что валентные электроны как бы локализованы в пространстве и образуют «электронные мостики», то есть ковалентная связь имеет резко выраженный направленный характер . Характер распределения электронной плотности при образовании ковалентной связи зависит от конкретной электронной структуры взаимодействующих атомов.

Так как ковалентная химическая связь в отличие от других типов химической связи имеет локализованный характер, то она определяется не только энергией связи, но имеет и геометрические характеристики. Геометрическими характеристиками ковалентной связи являются ее длина и углы между связями в молекуле или кристалле. Длиной ковалентной

химической связи называется расстояние между ядрами атомов, объединенных ковалентной связью, в кристалле. Она зависит от размеров взаимодействующих атомов и степени перекрытия их электронных облаков. Длину связи и углы между связями определяют экспериментально с помощью методов молекулярной спектроскопии, дифракции рентгеновских лучей и другими методами.

Свойство направленности ковалентной связи рассмотрим на примере образования химической связи в алмазе.9 При этом будем руководствоваться правилами, составляющими содержание теории направленных валентностей.

1. Ковалентная единичная связь образуется при взаимодействии двух электронов с противоположными спинами, принадлежащих разным атомам.

2. Направление ковалентной связи должно отвечать направлению, в котором орбитали данного валентного электрона в максимальной степени перекрывается орбиталями другого спаренного с ним валентного электрона, принадлежащего соседнему атому.

Следует иметь в виду, что в ряде случаев форма орбиталей валентных электронов, участвующих в образовании связи, изменяется незначительно, а в ряде случаев происходит ее резкое изменение. В последнем случае возникают смешанные, так называемые гибридные орбитали .

В алмазе, состоящем из атомов углерода, как хорошо известно, реализуется ковалентная химическая связь. Электронная конфигурация валентной оболочки атома углерода в невозбужденном состоянии - 2s 22p 2. На 1s -орбитали и на 2s -орбитали находятся по два спаренных электрона, спины которых антипараллельны. Валентными оказываются две 2p -орбитали, на которых располагается по одному электрону, способному принимать участие в образовании химической связи. Эти 2p -орбитали

образуют между собой угол в 90◦. Таким образом, углерод в своих соединениях должен быть двухвалентным и формировать связи, между которыми прямой угол.

Однако, как показывают экспериментальные данные, в большинстве своих соединений углерод четырехвалентен и все четыре связи углерода одинаково прочны и имеют одинаковую ориентацию относительно друг

друга: угол между связями равен 109◦28∗. Это обстоятельство объясняется гибридизацией орбиталей, происходящей в два этапа. Сначала атом углерода переходит из основного состояния в возбужденное, при котором один из электронов с заполненной 2s 2-орбитали переходит на

9 Ковалентная связь в молекуле водорода не обладает свойством направленности из-за сферически симметричного распределения электронной плотности в s -состояниях.

Рис. 2.10. Схема гибридизации s и p -электронных облаков и пространственная ориентация sp 3 -гибридов.

пустую 2p -орбиталь. Далее происходит «перемешивание» четырех волновых функций и образование четырех новых одинаковых волновых функций, которые не являются ни s -, ни p -функциями. Это - гибридные sp 3-функции. Они эквивалентны и имеют ориентацию, показанную на рис. 2.10. Таким образом, в результирующем состоянии атом углерода в алмазе имеет четыре неспаренных электрона. Направления максимальной плотности обменных облаков, как видно из рис. 2.12, сосредоточены вдоль пространственных диагоналей куба <111>. Атом с четырьмя соседями образует правильный тетраэдр, а из совокупности тетраэдров строится «бесконечная ковалентная молекула».

Прочность химической связи зависит от степени перекрытия орбиталей валентных электронов: чем больше перекрытие, тем прочнее связь. Расчеты показывают, что перекрытие электронных оболочек соединяющихся атомов в случае гибридных sp 3-орбиталей оказывается существенно больше, чем в случае негибридных s и p -орбиталей. Хотя гибридизованным состояниям соответствует более высокая энергия электронов в атоме, чем негибридизованным, тем не менее полная энергия кристалла оказывается ниже в случае образования связи из sp 3-гибридов, поэтому гибридизация и оказывается энергетически выгодной.

В образовании ковалентной связи могут принимать участие s -, p -, d и f -орбитали. Если происходит гибридизация при образовании связи, то в зависимости от того, сколько и каких орбит гибридизуется, различают sp -, sp 2-, dsp 2-, sp 3и d 2sp 3-гибридные орбитали (рис. 2.11).

Таким образом, структура ковалентных кристаллов определяется правилом Юм-Розери, дающим число ближайших соседей, необходимых для полного насыщения химической связи, и направлением химической связи, которое может быть установлено из анализа волновых функций ва

Рис. 2.11. Пространственная ориентация sp -, sp 2 -, dsp 2 -, sp 3 и d 2 sp 3-гибридных орбиталей.

лентных электронов или экспериментально. Характерная величина энергии ковалентной связи составляет величину порядка 5–7 эВ. В полупроводниковых материалах прослеживаются следующие общие закономерности в изменении свойств при изменении энергии связи. С увеличением энергии связи между атомами уменьшается период кристаллической решетки, возрастают температура плавления и ширина запрещенной зоны.

Наиболее характерные свойства простых кристаллов, в которых реализуется преимущественно один из четырех типов химической связи, приведены в табл. 2.2.

Таблица 2.2. Свойства четырех групп твердых тел, отличающихся типами межатомных связей.

Тип межатомной связи

Характеристика и энергия связи

Ненаправленная и ненасыщенная, сильная связь; 5–7 эВ на пару ионов.

Направленная

и насыщенная, сильная связь; 5–7 эВ на атом.

Ненаправленная и ненасыщенная связь; около

3.5 эВ на атом.

Ненаправленная и ненасыщенная, слабая, короткодействующая

связь; ≈0.1 эВ на

Ионная Ковалентная Металлическая Ван-дер-Ваальсова

Структурные свойства

Крупные анионы образуют структуры с плотной упаковкой, в пустотах которых размещены катионы (Z к = 8, 6, 4 и 3).

Структуры с неплотной упаковкой решетки (например, Z к = 4) и низкой плотностью.

Z к = 12 и 8) и высокой плотностью.

Компактные кристаллические структуры с плотнейшей упаковкой (Z к = 12) и высокой плотностью.

Тепловые свойства

Довольно высокие температуры плавления. Низкий коэффициент расширения.

Высокие температуры плавления. Низкий коэффициент расширения.

Различные температуры плавления.

Низкие температуры плавления. Высокий коэффициент расширения.

Электрические свойства

Изоляторы. Проводимость носит в основном ионный характер и увеличивается с ростом температуры.

Электронный тип проводимости (два типа носителей). Активационная зависимость проводимости от температуры.

Проводники. Основной тип проводимости - электронный. Проводимость с ростом температуры уменьшается.

Изоляторы.

Оптические свойства

Прозрачны для электромагнитного излучения от низких частот до края поглощения. Обычно прозрачны в видимой области спектра.

Прозрачны для электромагнитное излучения от низких частот до края поглощения.

Непрозрачны для электромагнитных волн от самых низких частот вплоть до середины ультрафиолетовой области; хорошо отражают свет.

Прозрачны для электромагнитного излучения от низких частот до дальней ультрафиолетовой области.

Ионная Ковалентная Металлическая Ван-дер-Ваальсова

Зонная структура

зона отделена

от следующей пустой зоны проводимости широкой запрещенной зоной (Eg > 2–3 эВ).

Полностью заполненная верхняя валентная

зона отделена

от следующей пустой зоны проводимости запрещенной зоной Eg < 2–3 эВ.

Зона проводимости частично заполнена.

Полностью заполненная верхняя валентная

зона отделена

от следующей пустой зоны проводимости очень широкой запрещенной зоной.

Темы кодификатора ЕГЭ: Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Внутримолекулярные химические связи

Сначала рассмотрим связи, которые возникают между частицами внутри молекул. Такие связи называют внутримолекулярными .

Химическая связь между атомами химических элементов имеет электростатическую природу и образуется за счет взаимодействия внешних (валентных) электронов , в большей или меньшей степени удерживаемых положительно заряженными ядрами связываемых атомов.

Ключевое понятие здесь – ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ . Именно она определяет тип химической связи между атомами и свойства этой связи.

– это способность атома притягивать (удерживать) внешние (валентные) электроны . Электроотрицательность определяется степенью притяжения внешних электронов к ядру и зависит, преимущественно, от радиуса атома и заряда ядра.

Электроотрицательность сложно определить однозначно. Л.Полинг составил таблицу относительных электроотрицательностей (на основе энергий связей двухатомных молекул). Наиболее электроотрицательный элемент – фтор со значением 4 .

Важно отметить, что в различных источниках можно встретить разные шкалы и таблицы значений электроотрицательности. Этого не стоит пугаться, поскольку при образовании химической связи играет роль атомов, а она примерно одинакова в любой системе.

Если один из атомов в химической связи А:В сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается к нему. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, тем сильнее смещается электронная пара.

Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны: ЭО(А)≈ЭО(В) , то общая электронная пара не смещается ни к одному из атомов: А: В . Такая связь называется ковалентной неполярной.

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно (разница электроотрицательностей примерно от 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то электронная пара смещается к одному из атомов. Такая связь называется ковалентная полярная .

Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно (разница электроотрицательностей больше 2: ΔЭО>2 ), то один из электронов практически полностью переходит к другому атому, с образованием ионов . Такая связь называется ионная .

Основные типы химических связей — ковалентная , ионная и металлическая связи. Рассмотрим их подробнее.

Ковалентная химическая связь

Ковалентная связь – этохимическая связь, образованная за счет образования общей электронной пары А:В . При этом у двух атомов перекрываются атомные орбитали. Ковалентная связь образуется при взаимодействии атомов с небольшой разницей электроотрицательностей (как правило, между двумя неметаллами ) или атомов одного элемента.

Основные свойства ковалентных связей

• направленность ,
• насыщаемость ,
• полярность ,
• поляризуемость .

Эти свойства связи влияют на химические и физические свойства веществ.

Направленность связи характеризует химическое строение и форму веществ. Углы между двумя связями называются валентными. Например, в молекуле воды валентный угол H-O-H равен 104,45 о, поэтому молекула воды — полярная, а в молекуле метана валентный угол Н-С-Н 108 о 28′.

Насыщаемость — это спосбность атомов образовывать ограниченное число ковалентных химических связей. Количество связей, которые способен образовывать атом, называется .

Полярность связи возникает из-за неравномерного распределения электронной плотности между двумя атомами с различной электроотрицательностью. Ковалентные связи делят на полярные и неполярные.

Поляризуемость связи — это способность электронов связи смещаться под действием внешнего электрического поля (в частности, электрического поля другой частицы). Поляризуемость зависит от подвижности электронов. Чем дальше электрон находится от ядра, тем он более подвижен, соответственно и молекула более поляризуема.

Ковалентная неполярная химическая связь

Существует 2 вида ковалентного связывания – ПОЛЯРНЫЙ и НЕПОЛЯРНЫЙ .

Пример . Рассмотрим строение молекулы водорода H 2 . Каждый атом водорода на внешнем энергетическом уровне несет 1 неспаренный электрон. Для отображения атома используем структуру Льюиса – это схема строения внешнего энергетического уровня атома, когда электроны обозначаются точками. Модели точечных структур Люьиса неплохо помогают при работе с элементами второго периода.

H . + . H = H:H

Таким образом, в молекуле водорода одна общая электронная пара и одна химическая связь H–H. Эта электронная пара не смещается ни к одному из атомов водорода, т.к. электроотрицательность у атомов водорода одинаковая. Такая связь называется ковалентной неполярной .

Ковалентная неполярная (симметричная) связь – это ковалентная связь, образованная атомами с равной элетроотрицательностью (как правило, одинаковыми неметаллами) и, следовательно, с равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов.

Дипольный момент неполярных связей равен 0.

Примеры : H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8 .

Ковалентная полярная химическая связь

Ковалентная полярная связь – это ковалентная связь, которая возникает между атомами с разной электроотрицательностью (как правило, разными неметаллами ) и характеризуется смещением общей электронной пары к более электроотрицательному атому (поляризацией).

Электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому – следовательно, на нем возникает частичный отрицательный заряд (δ-), а на менее электроотрицательном атоме возникает частичный положительный заряд (δ+, дельта +).

Чем больше различие в электроотрицательностях атомов, тем выше полярность связи и тем больше дипольный момент . Между соседними молекулами и противоположными по знаку зарядами действуют дополнительные силы притяжения, что увеличивает прочность связи.

Полярность связи влияет на физические и химические свойства соединений. От полярности связи зависят механизмы реакций и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связи зачастую определяет полярность молекулы и, таким образом, непосредственно влияет на такие физические свойства как температуре кипения и температура плавления, растворимость в полярных растворителях.

Примеры: HCl, CO 2 , NH 3 .

Механизмы образования ковалентной связи

Ковалентная химическая связь может возникать по 2 механизмам:

1. Обменный механизм образования ковалентной химической связи – это когда каждая частица предоставляет для образования общей электронной пары один неспаренный электрон:

А . + . В= А:В

2. образования ковалентной связи – это такой механизм, при котором одна из частиц предоставляет неподеленную электронную пару, а другая частица предоставляет вакантную орбиталь для этой электронной пары:

А: + B= А:В

При этом один из атомов предоставляет неподеленную электронную пару (донор ), а другой атом предоставляет вакантную орбиталь для этой пары (акцептор ). В результате образования связи оба энергия электронов уменьшается, т.е. это выгодно для атомов.

Ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму, не отличается по свойствам от других ковалентных связей, образованных по обменному механизму. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму характерно для атомов либо с большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне (доноры электронов), либо наоборот, с очень малым числом электронов (акцепторы электронов). Более подробно валентные возможности атомов рассмотрены в соответствующей .

Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется:

– в молекуле угарного газа CO (связь в молекуле – тройная, 2 связи образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному): C≡O;

– в ионе аммония NH 4 + , в ионах органических аминов , например, в ионе метиламмония CH 3 -NH 2 + ;

– в комплексных соединениях , химическая связь между центральным атомом и группами лигандов, например, в тетрагидроксоалюминате натрия Na связь между алюминием и гидроксид-ионами;

– в азотной кислоте и ее солях — нитратах: HNO 3 , NaNO 3 , в некоторых других соединениях азота;

– в молекуле озона O 3 .

Основные характеристики ковалентной связи

Ковалентная связь, как правило, образуется между атомами неметаллов. Основными характеристиками ковалентной связи являются длина, энергия, кратность и направленность.

Кратность химической связи

Кратность химической связи — это число общих электронных пар между двумя атомами в соединении . Кратность связи достаточно легко можно определить из значения атомов, образующих молекулу.

Например , в молекуле водорода H 2 кратность связи равна 1, т.к. у каждого водорода только 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне, следовательно, образуется одна общая электронная пара.

В молекуле кислорода O 2 кратность связи равна 2, т.к. у каждого атома на внешнем энергетическом уровне есть по 2 неспаренных электрона: O=O.

В молекуле азота N 2 кратность связи равна 3, т.к. между у каждого атома по 3 неспаренных электрона на внешнем энергетическом уровне, и атомы образуют 3 общие электронные пары N≡N.

Длина ковалентной связи

Длина химической связи – это расстояние между центрами ядер атомов, образующих связь. Ее определяют экспериментальными физическими методами. Оценить величину длины связи можно примерно, по правилу аддитивности, согласно которому длина связи в молекуле АВ приблизительно равна полусумме длин связей в молекулах А 2 и В 2:

Длину химической связи можно примерно оценить по радиусам атомов , образующих связь, или по кратности связи , если радиусы атомов не сильно отличаются.

При увеличении радиусов атомов, образующих связь, длина связи увеличится.

Например

При увеличении кратности связи между атомами (атомные радиусы которых не отличаются, либо отличаются незначительно) длина связи уменьшится.

Например . В ряду: C–C, C=C, C≡C длина связи уменьшается.

Энергия связи

Мерой прочности химической связи является энергия связи. Энергия связи определяется энергией, необходимой для разрыва связи и удаления атомов, образующих эту связь, на бесконечно большое расстояние друг от друга.

Ковалентная связь является очень прочной. Ее энергия составляет от нескольких десятков до нескольких сотен кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем больше прочность связи, и наоборот.

Прочность химической связи зависит от длины связи, полярности связи и кратности связи. Чем длиннее химическая связь, тем легче ее разорвать, и тем меньше энергия связи, тем ниже ее прочность. Чем короче химическая связь, тем она прочнее, и тем больше энергия связи.

Например , в ряду соединений HF, HCl, HBr слева направо прочность химической связи уменьшается , т.к. увеличивается длина связи.

Ионная химическая связь

Ионная связь — это химическая связь, основанная на электростатическом притяжении ионов .

Ионы образуются в процессе принятия или отдачи электронов атомами. Например, атомы всех металлов слабо удерживают электроны внешнего энергетического уровня. Поэтому для атомов металлов характерны восстановительные свойства — способность отдавать электроны.

Пример . Атом натрия содержит на 3 энергетическом уровне 1 электрон. Легко отдавая его, атом натрия образует гораздо более устойчивый ион Na + , с электронной конфигурацией благородного газа неона Ne. В ионе натрия содержится 11 протонов и только 10 электронов, поэтому суммарный заряд иона -10+11 = +1:

+11Na ) 2 ) 8 ) 1 — 1e = +11Na +) 2 ) 8

Пример . Атом хлора на внешнем энергетическом уровне содержит 7 электронов. Чтобы приобрести конфигурацию стабильного инертного атома аргона Ar, хлору необходимо присоединить 1 электрон. После присоединения электрона образуется стабильный ион хлора, состоящий из электронов. Суммарный заряд иона равен -1:

+17Cl ) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Обратите внимание:

• Свойства ионов отличаются от свойств атомов!
• Устойчивые ионы могут образовывать не только атомы , но и группы атомов . Например: ион аммония NH 4 + , сульфат-ион SO 4 2- и др. Химические связи, образованные такими ионами, также считаются ионными;
• Ионную связь, как правило, образуют между собой металлы и неметаллы (группы неметаллов);

Образовавшиеся ионы притягиваются за счет электрического притяжения: Na + Cl — , Na 2 + SO 4 2- .

Наглядно обобщим различие между ковалентными и ионным типами связи :

Металлическая связь — это связь, которую образуют относительно свободные электроны между ионами металлов , образующих кристаллическую решетку.

У атомов металлов на внешнем энергетическом уровне обычно расположены от одного до трех электронов . Радиусы у атомов металлов, как правило, большие — следовательно, атомы металлов, в отличие от неметаллов, достаточно легко отдают наружные электроны, т.е. являются сильными восстановителями .

Отдавая электроны, атомы металлов превращаются в положительно заряженные ионы . Оторвавшиеся электроны относительно свободно перемещаются между положительно заряженными ионами металлов. Между этими частицами возникает связь , т.к. общие электроны удерживают катионы металлов, расположенные слоями, вместе , создавая таким образом достаточно прочную металлическую кристаллическую решетку . При этом электроны непрерывно хаотично двигаются, т.е. постоянно возникают новые нейтральные атомы и новые катионы.

Межмолекулярные взаимо-действия

Отдельно стоит рассмотреть взаимодействия, возникающие между отдельными молекулами в веществе — межмолекулярные взаимодействия . Межмолекулярные взаимодействия — это такой вид взаимодействия между нейтральными атомами, при котором не появляеются новые ковалентные связи. Силы взаимодействия между молекулами обнаружены Ван-дер Ваальсом в 1869 году, и названы в честь него Ван-дар-Ваальсовыми силами . Силы Ван-дер-Ваальса делятся на ориентационные , индукционные и дисперсионные . Энергия межмолекулярных взаимодейстий намного меньше энергии химической связи.

Ориентационные силы притяжения возникают между полярными молекулами (диполь-диполь взаимодействие). Эти силы возникают между полярными молекулами. Индукционные взаимодействия — это взаимодействие между полярной молекулой и неполярной. Неполярная молекула поляризуется из-за действия полярной, что и порождает дополнительное электростатическое притяжение.

Особый вид межмолекулярного взаимодействия — водородные связи. — это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N . Если в молекуле есть такие связи, то между молекулами будут возникать дополнительные силы притяжения .

Механизм образования водородной связи частично электростатический, а частично — донорно–акцепторный. При этом донором электронной пары выступают атом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N), а акцептором — атомы водорода, соединенные с этими атомами. Для водородной связи характерны направленность в пространстве и насыщаемость .

Водородную связь можно обозначать точками: Н ··· O. Чем больше электроотрицательность атома, соединенного с водородом, и чем меньше его размеры, тем крепче водородная связь . Она характерна прежде всего для соединений фтора с водородом , а также кислорода с водородом , в меньшей степени азота с водородом .

Водородные связи возникают между следующими веществами:

— фтороводород HF (газ, раствор фтороводорода в воде — плавиковая кислота), вода H 2 O (пар, лед, жидкая вода):

— раствор аммиака и органических аминов — между молекулами аммиака и воды;

— органические соединения, в которых связи O-H или N-H : спирты, карбоновые кислоты, амины, аминокислоты, фенолы, анилин и его производные, белки, растворы углеводов — моносахаридов и дисахаридов.

Водородная связь оказывает влияние на физические и химические свойства веществ. Так, дополнительное притяжение между молекулами затрудняет кипение веществ. У веществ с водородными связями наблюдается аномальное повышение тепературы кипения.

Например , как правило, при повышении молекулярной массы наблюдается повышение температуры кипения веществ. Однако в ряду веществ H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te мы не наблюдаем линейное изменение температур кипения.

А именно, у воды температура кипения аномально высокая — не меньше -61 о С, как показывает нам прямая линия, а намного больше, +100 о С. Эта аномалия объясняется наличием водородных связей между молекулами воды. Следовательно, при обычных условиях (0-20 о С) вода является жидкостью по фазовому состоянию.

Ковалентная связь

Характеристика химической связи. Гибридизация.

ЛЕКЦИЯ №3. Химическая связь и строение молекул. Валентность.

Лишь немногие химические элементы в природных условиях находятся в одноатомном состоянии (например, инертные газы). Свободные атомы остальных элементов образуют более сложные системы – молекулы, имеющие более стабильные электронные конфигурации. Это явление носит название образование химической связи.

Химическая связь - это взаимодействие двух или нескольких атомов, в результате которого образуется химически устойчивая двух- или многоатомная система. Образование химической связи сопровождается уменьшением полной энергии системы.

В основе теории химической связи лежат представления об электронных взаимодействиях. Наиболее устойчивыми (прочными) группировками электронов являются завершенные внешние электронные слои атомов инертных газов (двухэлекронный у гелия и восьмиэлектронный у остальных благородных газов). Незавершенные внешние электронные слои всех остальных элементов являются неустойчивыми и при соединении таких атомов с другими атомами происходит перестройка их электронных оболочек. Химическая связь образуется за счет валентных электронов, но осуществляется по-разному.

Валентными называются электроны, которые участвуют в образовании химических связей, в основном это электроны последнего или предпоследнего энергетического уровня.

Существует несколько типов химической связи: ионная, металлическая, ковалентная и водородная.

Простейший пример ковалентной связи – образование молекулы водорода. Атомы водорода имеют электронную оболочку из одного непарного s-электрона, т.е. до завершения уровня не хватает одного электрона. При сближении атомов водорода до определенного расстояния происходит взаимодействие электронов с антипараллельными спинами с формированием общей электронной пары. Общая электронная пара образуется в результате частичного перекрывания s-орбиталей и при этом в области перекрывания орбиталей создается наибольшая плотность.

Связь атомов с помощью общих электронных пар называется ковалентной.

Молекула с ковалентной связью может быть записана в виде двух формул: электронной (электрон обозначается точкой) и структурной (общая электронная пара обозначается чертой).

1. Длина связи - это расстояние между ядрами атомов. Выражается в нм. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Однако мерой прочности связи является ее энергия.

2. Энергия связи – это то количество энергии, которое выделяется при образовании химической связи и следовательно, это та работа, которую надо затратить на разрыв связи. Выражается в кДж/моль. Энергия связи увеличивается с уменьшением длины связи.

3. Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Например, атом водорода, имея один неспаренный электрон, может образовывать одну связь, а атом углерода в возбужденном состоянии - не более четырех связей. Вследствие насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав. Однако и при насыщенных ковалентных связях могут образовываться более сложные молекулы по донорно-акцепторному механизму.

4. Кратность определяется числом общих электронных пар, между атомами, т.е. количеством химических связей. В рассмотренной молекуле водорода, а также в молекулах фтора и хлора связь между атомами осуществляется за счет одной электронной пары, такая связь называется одинарной . В молекуле кислорода – двойная , а в молекуле азота – тройная.

Причем ковалентная связь может быть двух типов:

1) Если электронные облака перекрываются в направлении прямой, которая соединяет ядра атомов (т.е. по оси связи ), такая ковалентная связь называется сигма-связью . Ковалентные сигма-связи образуются при перекрывании орбиталей: s-s (молекула водорода), s-p (хлороводород) и р-р (молекула хлора).

2) Если перекрываются р-орбитали, направленные перпендикулярно оси связи, образуются две области перекрывания по обе стороны оси связи и такая связь называется пи-связью .

Несмотря на то, что энергия пи-связи меньше, чем сигма, суммарная энергия двойной, а тем более тройной связи выше одинарной.

5. Полярность связи определяется расположением общей электронной пары, если она распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов, то такая ковалентная связь называется неполярной . Примером, являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного и того же элемента, т.е. простые вещества.

В случае же полярной ковалентной связи , молекулу образуют атомы разных элементов и электронное облако связи, в данном случае, смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Например, при образовании молекулы HCl общая электронная пара смещена к атому хлора, так как он обладает большей ЭО.

ЭО – это способность атомов элементов притягивать к себе общие электронные пары. Атом, более ЭО элемента принимает эффективный отрицательный заряд d-, а второй атом – эффективный положительный заряд d+. В результате возникает диполь. Мерой полярности связи служит электрический дипольный момент .

6. Направленность ковалентной связи обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрическую форму. Количественно направленность определяется валентным углом – это угол между химическими связями. Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, всегда имеют пространственную направленность.