Ковалентные связи между атомами могут быть. Ковалентная связь (КС)

Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющимся атомам, была высказана в 1916г американским физико-химиком Дж. Льюисом.

Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами (например, в молекулах Н 2 , Cl 2 , О 2 , в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах Н 2 О и NН 3 , в кристаллах SiC). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными (С-С, С-Н, С-N, и др.).

Различают два механизма образования ковалентной связи:

1) обменный;

2) донорно-акцепторный.

Обменный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что каждый из соединяющихся атомов предоставляет на образование общей электронной пары (связи) по одному неспаренному электрону. Электроны взаимодействующих атомов должны при этом иметь противоположные спины.

Рассмотрим для примера образование ковалентной связи в молекуле водорода . При сближении атомов водорода происходит проникновение их электронных облаков друг в друга, которое называется перекрыванием электронных облаков (рис. 3.2), электронная плотность между ядрами возрастает. Ядра притягиваются друг к другу. Вследствие этого снижается энергия системы. При очень сильном сближении атомов возрастает отталкивание ядер. Поэтому имеется оптимальное расстояние между ядрами (длина связи l), при котором система имеет минимальную энергию. При таком состоянии выделяется энергия, называемая энергией связи Е св.

Рис. 3.2. Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы водорода

Схематично образование молекулы водорода из атомов можно представить следующим образом (точка означает электрон , черта - пару электронов):

Н + Н→Н: Н или Н + Н→Н - Н.

В общем виде для молекул АВ других веществ:

А + В = А: В.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что одна частица - донор - представляет на образование связи электронную пару, а вторая - акцептор - свободную орбиталь:

А: +  В = А: В.

донор акцептор

Рассмотрим механизмы образования химических связей в молекуле аммиака и ионе аммония .

1. Образование

Атом азота имеет на внешнем энергетическом уровне два спаренных и три неспаренных электрона:

Атом водорода на s - подуровне имеет один неспаренный электрон.

В молекуле аммиака неспаренные 2р - электроны атома азота образуют три электронные пары с электронами 3-х атомов водорода:

В молекуле NH 3 образованы 3 ковалентных связи по обменному механизму.

2. Образование комплексного иона - иона аммония.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl или NH 3 + H + = NH 4 +

У атома азота остается неподелённая пара электронов , т. е. два электрона с антипараллельными спинами на одной атомной орбитали. Атомная орбиталь иона водорода не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы аммиака и иона водорода происходит взаимодействие неподеленной пары электронов атома азота и вакантной орбитали иона водорода. Неподеленная пара электронов становится общей для атомов азота и водорода, возникает химическая связь по донорно - акцепторному механизму. Атом азота молекулы аммиака является донором, а ион водорода - акцептором:

Следует отметить, что в ионе NH 4 + все четыре связи равноценны и неразличимы, следовательно, в ионе заряд делокализован (рассредоточен) по всему комплексу.

Рассмотренные примеры показывают, что способность атома образовывать ковалентные связи обусловливается не только одноэлектронными, но и 2-электронными облаками или наличием свободных орбиталей.

По донорно-акцепторному механизму образуются связи в комплексных соединениях: - ; 2+ ; 2- и т. д.

Ковалентная связь обладает следующими свойствами:

- насыщаемость;

- направленность;

- полярность и поляризуемость.

КС – связь, осуществляемая за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам.

Условия образования КС : она образуется между атомами с высокой электроотрицательностью. (электоротр-ть – способность атомов притягивать к себе электроны).

∆Χ – разность электроотрицательности 2-х атомов, если ∆Χ≤1.4, связь полярная

КС м.б. образована:

1 – между любыми атомами неметаллов (т.к. у всех неметаллов высокие значения электроотр-ти), пр: HCl, значения электроотр-ти – по таблицам, у Н=2.1, у Cl=3.1, - ∆Χ=3.1-2.1=1≤1.4, это связь ковалентная и полярная.

2 – между атомами неметалла и металла, если металл находится в высокой степени окисления, пр: CrCl6 дляCr=2.4, ∆Χ=3.1-2.4=0.7≤1.4 - это ковалентная полярная связь.

Механизмы образования КС :

1- обменный механизм - 2 атома обмениваются электронами, образуя общую электронную пару, принадлежащую обоим и называемую «поделенная». Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: НСl, Н 2 О, Н 2 S, NН 3 и др. Образование молекулы НСl можно представить схемой Н. + . Сl: = Н:Cl: Электронная пара смещена к атому хлора, так как относительная электроотрицательность атома хлора (2,83) больше, чем атома водорода (2,1).

2 – донорно-акцепторный механизм : - заключается в том, что пара электронов одного атома (донора) занимает свободную орбиталь другого атома (акцептора) Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония . В молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов двухэлектронное облако): .

У иона водорода свободна (не заполнена) 1s-орбиталь, что можно обозначить как □H+. При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой

+ □H+ →

Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащее азоту, становится общим с водородом.

Ковалентная связь бывает полярной (сложные молекулы) и неполярной (простые молекулы).

Свойства ковалентной связи

Ковалентная связь обладает рядом важных свойств. К их числу относятся: насыщаемость и направленность.

Насыщаемость - характерное свойство ковалентной связи. Она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Это связано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Данное свойство определяет состав молекулярных химических соединений. Так, при взаимодействии атомов водорода образуется молекула Н 2 , а не Н 3 . Третий атом водорода не может присоединиться, так как спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле. Способность к образованию того или иного числа ковалентных связей у атомов различных элементов ограничивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов.

Направленность - свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее прочная химическая связь.

Ковалентная связь – это связь, связывающая чаще всего атомы неметаллов молекулах и кристаллах. О том, какую химическую связь называют ковалентной говорим в этой статье.

Что такое ковалентная химическая связь?

Ковалентная химическая связь – это связь, осуществляемая за счет образования общих (связывающих) электронных пар.

Если между двумя атомами имеется одна общая электронная пара, то такая связь называется одинарной (ординарной), если две – двойной, если три – тройной.

Связь принято обозначать горизонтальной черточкой между атомами. Например, в молекуле водорода одинарная связь: H-H; в молекуле кислорода двойная связь: O=O; в молекуле азота тройная связь:

Рис. 1. Тройная связь в молекуле азота.

Чем выше кратность связи, тем прочнее молекула: наличие тройной связи объясняет высокую химическую устойчивость молекул азота.

Образование и виды ковалентной связи

Существуют два механизма образования ковалентной связи: обменный механизм и донорно-акцепторный механизм:

• обменный механизм . При обменном механизме для образования общей электронной пары два связывающихся атома предоставляют по одному неспаренному электрону. Именно так происходит, например, при образовании молекулы водорода.

Рис. 2. Образование молекула водорода.

Общая электронная пара принадлежит каждому из связанных атомов, то есть электронная оболочка у них завершена.

• донорно-акцепторный механизм . При донорно-акцепторном механизме общую электронную пару представляет один из связывающихся атомов, тот, который является более электроотрицательным. Второй атом представляет свободную орбиталь для общей электронной пары.

Рис. 3. Образование иона аммония.

Так образуется ион аммония NH 4 +. Этот положительно заряженный ион (катион) образуется при взаимодействии газа аммиака с любой кислотой. В растворе кислоты существуют катионы водорода (протоны), в водородной среде образующие катион гидроксония H 3 O+. Формула аммиака NH 3: молекула состоит из одного атома азота и трех атомов водорода, связанных одинарными ковалентными связями по обменному механизму. У атома азота остается при этом одна неподеленная электронная пара. Ее он предоставляет в качестве общей, как донор, иону водорода H+, имеющему свободную орбиталь.

Ковалентная химическая связь в химических веществах может быть полярной и неполярной. Связь не имеет дипольного момента, то есть полярности, если связаны два атома одного и того же элемента, имеющие одно и то же значение электроотрицательности. Так, в молекуле водорода связь неполярная.

В молекуле хлороводорода HCl ковалентной одинарной связью соединены атомы с разной электроотрицательностью. Общая электронная пара оказывается сдвинутой в сторону хлора, у которого выше сродство к электрону и электроотрицательность. Возникает дипольный момент, связь становится полярной. При этом происходит частичное разделение заряда: атом водорода становится положительным концом диполя, а атом хлора – отрицательным.

Любая ковалентная связь обладает следующими характеристиками: энергия, длина, кратность, полярность, поляризуемость, насыщаемость, направленность в пространстве

Что мы узнали?

Ковалентная химическая связь образуется перекрытием пары валентных электронных облаков. Этот вид связи может образовываться по донорно-акцепторному механизму, а также по обменному механизму. Ковалентная связь бывает полярной и неполярной и характеризуется наличием длины, кратности, полярности, направленности в пространстве.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.2 . Всего получено оценок: 164.

Как уже говорилось, общая электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденных взаимодействующих атомах. Это происходит, например, при образовании таких молекул, как H2, НС1, Cl2. Здесь каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара - возникает ковалентная связь.

В невозбужденном атоме азота имеются три неспаренных электрона:

Следовательно, за счет неспаренных электронов атом азота может участвовать в образовании трех ковалентных связей. Это и происходит, например, в молекулах N 2 или NH 3 , в которых ковалентность азота равна 3.

Однако число ковалентных связей может быть и больше числа имеющихся у невозбужденного атома неспаренных электронов. Так, в нормальном состоянии внешний электронный слой атома углерода имеет структуру, которая изображается схемой:

За счет имеющихся неспаренных электронов атом углерода может образовать две ковалентные связи. Между тем для углерода характерны соединения, в которых каждый его атом связан с соседними атомами четырьмя ковалентными связями (например, CO 2 , CH 4 и т.д.). Это оказывается возможным благодаря тому, что при затрате некоторой энергии можно один из имеющихся в атоме 2х-электронов перевести на подуровень 2р в результате атом переходит в возбужденное состояние, а число неспаренных электронов возрастает. Такой процесс возбуждения, сопровождающийся «распариванием» электронов, может быть представлен следующей схемой, в которой возбужденное состояние отмечено звездочкой у символа элемента:

Теперь во внешнем электронном слое атома углерода находятся четыре неспаренных электрона; следовательно, возбужденный атом углерода может участвовать в образовании четырех ковалентных связей. При этом увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на перевод атома в возбужденное состояние.

Если возбуждение атома, приводящее к увеличению числа не спаренных электронов, связано с очень большими затратами энергии, то эти затраты не компенсируются энергией образования новых связей; тогда такой процесс в целом оказывается энергетически невыгодным. Так, атомы кислорода и фтора не имеют свободных орбиталей во внешнем электронном слое:

Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путем перевода одного из электронов на следующий энергетический уровень, т.е. в состояние 3s. Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая не покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаренных электронов атом кислорода может образовать не больше двух ковалентных связей, а атом фтора - только одну. Действительно, для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице - для фтора.

Атомы элементов третьего и последующих периодов имеют во внешнем электронном слое «i-подуровень, на который при возбуждении могут переходить s- и р-электроны внешнего слоя. Поэтому здесь появляются дополнительные возможности увеличения числа неспаренных электронов. Так, атом хлора, обладающий в невозбужденном состоянии одним неспаренным электроном

может быть переведен при затрате некоторой энергии в возбужденные состояния (СИ), характеризующиеся тремя, пятью или семью неспаренными электронами:

Поэтому в отличие от атома фтора атом хлора может участвовать в образовании не только одной, но также трех, пяти или семи ковалентных связей. Так, в хлористой кислоте HClO 2 ковалентность хлора равна трем, в хлорноватой кислоте HClO 3 - пяти, а в хлорной кислоте HClO 4 - семи. Аналогично атом серы, также обладающий незанятым ЗбСиодуровнем, может переходить в возбужденные состояния с четырьмя или шестью неспаренными электронами и участвовать, следовательно, в образовании не только двух, как у кислорода, но также четырех или шести ковалентных связей. Этим можно объяснить существование соединений, в которых сера проявляет ковалентность, равную четырем (SO 2 , SCl 4) или шести (SF 6).

Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счет спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном слое атома. Рассмотрим, например, электронную структуру молекулы аммиака:

Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому азота, а крестиками - принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Незаполненная ls-орбиталь имеется, например, у иона водорода H + , вообще лишенного электронов:

Поэтому при взаимодействии молекулы NH 3 с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь; неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония NH 4:

Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому (донору электронной пары), и свободной орбитали другого атома (акцептора электронной пары). Такой способ образования ковалентной связи называется донорно- акцепторным. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором - атом водорода.

Опытом установлено, что четыре связи N-H в ионе аммония во всех отношениях равноценны. Из этого следует, что связь, образованная донорно-акцепторным способом, не отличается по своим свойствам от ковалентной связи, создаваемой за счет неспаренных электронов взаимодействующих атомов .

Другим примером молекулы, в которой имеются связи, образованные донорно-акцепторным способом, может служить молекула оксида азота (I) N 2 O.

Раньше структурную формулу этого соединения изображали следующим образом:

Согласно этой формуле, центральный атом азота соединен с соседними атомами пятью ковалентными связями, так что в его внешнем электронном слое находятся десять электронов (пять электронных пар). Но такой вывод противоречит электронной структуре атома азота, поскольку его наружный L-слой содержит всего четыре орбитали (одну 5- и три р-орбита- ли) и не может вместить более восьми электронов. Поэтому приведенную структурную формулу нельзя признать правильной.

Рассмотрим электронную структуру оксида азота (I), причем электроны отдельных атомов будем попеременно обозначать точками или крестиками. Атом кислорода, имеющий два неспаренных электрона, образует две ковалентных связи с центральным атомом азота:

За счет неспаренного электрона, оставшегося у центрального атома азота, последний образует ковалентную связь со вторым атомом азота:

Таким образом, внешние электронные слои атома кислорода и центрального атома азота оказываются заполненными: здесь образуются устойчивые восьмиэлектронные конфигурации. Но во внешнем электронном слое крайнего атома азота размещено только шесть электронов; этот атом может, следовательно, быть акцептором еще одной электронной пары. Соседний же с ним центральный атом азота обладает неподеленной электронной парой и может выступать в качестве донора. Это приводит к образованию по донорно-акцепторному способу еще одной ковалентной связи между атомами азота:

Теперь каждый из трех атомов, составляющих молекулу N 2 O, обладает устойчивой восьмиэлектронной структурой внешнего слоя. Если ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, обозначить, как это принято, стрелкой, направленной от атома-донора к атому-акцептору, то структурную формулу оксида азота (I) можно представить следующим образом:

Таким образом, в оксиде азота (I) ковалентность центрального атома азота равна четырем, а крайнего - двум.

Рассмотренные примеры показывают, что атомы обладают разнообразными возможностями для образования ковалентных связей. Последние могут создаваться и за счет неспаренных электронов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, появляющихся в результате возбуждения атома («распаривания» электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному способу. Тем не менее общее число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом, ограничено. Оно определяется общим числом валентных орбиталей, т. е. тех орбиталей, использование которых для образования ковалентных связей оказывается энергетически выгодным. Квантово-механический расчет показывает, что к подобным орбиталям принадлежат S- и р-орбитали внешнего электронного слоя и d-орбитали предшествующего слоя; в некоторых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, в качестве валентных орбиталей могут использоваться и б/-орбитали внешнего слоя.

Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии ^-орбиталей в предыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих атомов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем.

Атомы элементов третьего и последующих периодов могут использовать для образования ковалентных связей не только s- и р-, но также и ^-орбитали. Известны соединения ^-элементов, в которых в образовании ковалентных связей участвуют s- и р -орбитали внешнего электронного слоя и все пять

Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей получила название насыщаемости ковалентной связи.

• Ковалентную связь, образованную донорно-акцепторным способом, иногда кратконазывают донорно-акцепторной связью. Под этим термином следует, однако, пониматьне особый вид связи, а лишь определенный способ образования ковалентной связи.

Химическая связь.

Разные вещества имеют различное строение. Из всех известных на сегодняшний день веществ только инертные газы существуют в виде свободных (изолированных) атомов, что обусловлено высокой устойчивостью их электронных структур. Все другие вещества (а их в настоящее время известно более 10 млн.) состоят из связанных атомов.

Примечание: курсивом выделены те части текста, которые можно не учить и не разбирать.

Образование молекул из атомов приводит к выигрышу энергии, так как в обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное.

У атома на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Если число электронов на внешнем уровне атома максимальное, которое он может вместить, то такой уровень называется завершенным . Завершенные уровни ха­рактеризуются большой прочностью. Таковы внешние уровни атомов благородных газов: у гелия на внешнем уровне два электрона (s 2), у остальных - по восемь электронов (ns 2 np 6). Внешние уровни атомов других элементов незавершенные и в процессе химического взаимодействия они завершаются.

Химическая связь образуется за счет валентных электронов, но осуществляется она по-разному. Различают три основных типа химических связей: ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь

Механизм возникновения ковалентной связи рассмотрим на примере образования молекулы водорода:

Н + Н = Н 2 ; Q = 436 кДж

Ядро свободного атома водорода окружено сферически симметричным электронным облаком, образованным 1 s-электроном. При сближении атомов до определенного расстояния происходит частичное перекрывание их электронных облаков (орбиталей)

В результате между центрами обоих ядер возникает молекулярное двухэлектронное облако, обладающее максимальной электронной плотностью в пространстве между ядрами; увеличение же плотности отрицательного заряда благоприятствует сильному возрастанию сил притяжения между ядрами и молекулярным облаком.

Итак, ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, сопровождающегося выделением энергии. Если у сблизившихся до касания атомов водорода расстояние между ядрами составляет 0,106 нм, то после перекрывания электронных облаков (образования молекулы Н 2) это расстояние составляет 0,074 нм. Наибольшее перекрывание электронных облаков осуществляется вдоль линии, соединяющей ядра двух атомов (это происходит при образовании σ–связи). Химическая связь тем прочнее, чем больше перекрывание электронных орбиталей. В результате возникновения химической связи между двумя атомами водорода каждый из них достигает электронной конфигурации атома благородного газа гелия.

Изображать химические связи принято по-разному:

1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического знака элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой

H∙ + H∙ →H:H

2) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают черточкой (штрихом) (например, Н-Н), которая символизирует общую пару электронов.

Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с по­мощью двух общих электронов, или электронной пары:

Неподеленная пара электронов, в атоме их 3

← Неподеленная пара электронов,

В молекуле их 6.

неспаренный электрон общая или поделенная пара электронов

Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой.

Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной; если больше, то кратной двойной (две общие электронные пары), тройной (три общие электронные пары).

Одинарная связь изображается одной черточкой (штрихом), двойная - двумя, тройная - тремя. Черточка между двумя атомами показывает, что у них пара электронов обобщена, в результате чего и образовалась химическая связь. С помощью таких черточек изображают структурные формулы молекул.

Итак, в молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (s 2 p 6), причем два из них (электронная пара) в одинаковой мере принадлежат обоим атомам. Перекрывание электронных орбиталей при образовании молекулы показано на рис:

В молекуле азота N 2 атомы имеют три общие электронные пары:

:N· + ·N: → :N:::N:

Очевидно, молекула азота прочнее молекулы водорода или хлора, чем и обусловлена значительная инертность азота в химических реакциях.

Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется ковалентной.

Механизмы образования ковалентной связи.

Ковалентная связь образуется не только за счет перекрывания одноэлектронных облаков, - это обменный механизм образования ковалентной связи.

При обменном механизме атомы предоставляют в общее пользование одинаковое количество электронов.

Возможен и другой механизм ее образования - донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого атома.

Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония NH 4 +

При взаимодействии аммиака с НСl происходит химическая реакция:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl или в сокращенном ионном виде: NH 3 + Н + = NH 4 +

При этом в молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако):