n1.doc
3.2. ковалентний зв'язокковалентний зв'язок - це двухелектронная, двухцентровие зв'язок, здійснювана за рахунок усуспільнення пари електронів.
Розглянемо механізм утворення ковалентного зв'язку на прикладі молекули водню Н 2.
Ядро кожного атома водню оточене сферичним електронним хмарою 1s- електрона. При зближенні двох атомів ядро \u200b\u200bпершого атома притягує електрон другого, а електрон першого атома притягається ядром другого. В результаті відбувається перекривання їх електронних хмар з утворенням загального молекулярного хмари. Таким чином, в результаті перекривання електронних хмар атомів утворюється ковалентний зв'язок.
Схематично це можна зобразити таким чином:
Н + Н Н : Н
Аналогічно утворюється ковалентний зв'язок в молекулі хлору:
. . . . . . . .
: Cl + Cl Cl : Cl :
. . . . . . . .
Якщо зв'язок утворюють однакові атоми (з однаковою електронегативні), то електронна хмара розташовується симетрично щодо ядер двох атомів. У цьому випадку говорять про ковалентного неполярной зв'язку .
Ковалентний полярна зв'язок утворюється, коли взаємодіють атоми з різною електронегативність.
. . . .
Н + Cl Н : Cl :
. . . .
Електронне хмара зв'язку несиметричне, зміщене до одного з атомів з більшою електронегативність, в даному випадку до хлору.
Наведені приклади характеризують ковалентний зв'язок, яка утворюється з обмінним механізмом.
Другий механізм утворення ковалентного зв'язку - донорно-акцеп-битий. У цьому випадку зв'язок утворюється за рахунок неподіленої електронної пари одного атома (донора) і вільної орбіталі іншого атома (акцептора):
Н 3 N : + H + +
З'єднання з ковалентним зв'язком називаються атомними.
умови освіти хімічного зв'язку
1. Хімічний зв'язок утворюється при достатньому зближенні атомів в тому випадку, якщо повна внутрішня енергія системи знижується. Таким чином, утворюється молекула виявляється більш стійкою, ніж окремі атоми і має меншу енергію.
2. Виникнення хімічного зв'язку завжди екзотермічний процес.
3. Обов'язковою умовою утворення хімічного зв'язку є наявність підвищеної електронної щільності між ядрами.
Так, наприклад радіус атома водню становить 0,053 нм. Якби атоми водню тільки зближувалися при утворенні молекули, то меж'ядерних відстань було б 0,106 нм. Насправді це відстань 0,074 нм, отже, зближення ядер призводить до збільшення електронної щільності.
Кількісні характеристики хімічного зв'язку
1. Енергія зв'язку, Е, кДж / моль
енергія зв'язку - це енергія, яка виділяється при утворенні зв'язку або кількість енергії, яку потрібно затратити на розрив зв'язку.
Чим більше енергія зв'язку, тим міцніше з'єднання. Енергія зв'язку більшості ковалентних сполук знаходиться в межах 200 - 800 кДж / моль.
2. Довжина зв'язку, r 0, нм
довжина зв'язку - це відстань між центрами атомів (меж'ядерних відстань).
Чим менше довжина зв'язку, тим міцніше з'єднання.
Таблиця 3.1.
Значення енергії і довжини деяких зв'язків
| зв'язок | r 0 , нм | Е, кДж / моль |
| З - З | 0, 154 | 347 |
| С \u003d С | 0,135 | 607 |
| З С | 0,121 | 867 |
| H - F | 0,092 | 536 |
| H - Cl | 0,128 | 432 |
| H - Br | 0,142 | 360 |
| H - I | 0,162 | 299 |
3. валентні кути
залежать від просторової структури.
Властивості ковалентного зв'язку
1. Спрямованість ковалентного зв'язку виникає в напрямку максимального перекривання електронних орбіталей взаємодіючих атомів, що обумовлює просторову структуру молекул, тобто їх форму.
розрізняють -зв'язку - зв'язки, утворені вздовж лінії, яка зв'язує центри атомів. -зв'язку можуть утворювати s - s, s - p і p - p електронні хмари.
-зв'язок може бути утворена тільки р - р електронними хмарами.
-зв'язок - це зв'язок, утворена по обидві сторони від лінії, яка зв'язує центри атомів. Цей зв'язок характерна тільки для з'єднань з кратними зв'язками (подвійними і потрійними).
Схеми освіти - і - зв'язків представлені на рис. 3.1.
Мал. 3.1. Схеми освіти - і - зв'язків.
2. Насичуваність ковалентного зв'язку - повне використання атомом валентних орбіталей.
3.3. металева зв'язок
Атоми більшості металів на зовнішньому енергетичному рівні містять невелику кількість електронів (1 е - 16 елементів; 2 е - 58 елементів,
3 е - 4 елементи; по 5 е у Sb і Bi, а 6 е у Ро). Останні три елементи не є типовими металами.
У звичайних умовах метали являють собою тверді кристалічні речовини (крім ртуті). У вузлах металевої кристалічної решітки знаходяться катіони металів.
Мал. 3.2. схема освіти металевої зв'язку.
Валентні електрони володіють невеликою енергією іонізації, і тому слабо утримуються в атомі. Електрони переміщаються по всій кристалічній решітці і належать всім його атомам, представляючи собою так званий "електронний газ" або "море валентних електронів". Таким чином, хімічний зв'язок в металах сильно делокалізованних. Цим визначаються такі характерні для металів властивості як високі тепло- і електропровідність, ковкість, пластичність.
Металева зв'язок характерна для металів і сплавів в твердому і рідкому стані. У пароподібному стані метали складаються з окремих молекул (одноатомних і двохатомних), пов'язаних між собою ковалентними зв'язками.
Вперше про таке поняття як ковалентний зв'язок вчені-хіміки заговорили після відкриття Гілберта Ньютона Льюїса, який описав як усуспільнення двох електронів. Пізніші дослідження дозволили описати і сам принцип ковалентного зв'язку. слово ковалентнийможна розглядати в рамках хімії як здатність атома утворювати зв'язку з іншими атомами.
Пояснимо на прикладі:
Є два атома з незначними відмінностями в електронегативності (С і CL, С і Н). Як правило, це яких максимально близько до будови електронної оболонки інертних газів.
При виконанні даних умов виникає тяжіння ядер цих атомів до електронної пари, загальною для них. При цьому електронні хмари не просто накладаються один на одного, як при Ковалентний зв'язок забезпечує надійне з'єднання двох атомів за рахунок того, що перерозподіляється електронна щільність і змінюється енергія системи, що викликано "втягуванням" в меж'ядерних простір одного атома електронного хмари іншого. Чим ширше взаємне перекриття електронних хмар, тим зв'язок вважається більш міцною.
звідси, ковалентний зв'язок - це утворення, що виникло шляхом взаємного усуспільнення двох електронів, що належать двом атомам.
Як правило, речовини з молекулярної кристалічною решіткою утворюються за допомогою саме ковалентного зв'язку. Характерними для є плавлення і кипіння при низьких температурах, погана розчинність в воді і низька електропровідність. Звідси можна зробити висновок: в основі будови таких елементів, як германій, кремній, хлор, водень - ковалентний зв'язок.
Властивості, характерні для даного виду з'єднання:
- Насичуваність.Під цією властивістю зазвичай розуміється максимальна кількість зв'язків, яке вони можуть встановити конкретні атоми. Визначається це кількість загальним числом тих орбіталей в атомі, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. Валентність атома, з іншого боку, може бути визначена числом вже використаних з цією метою орбіталей.
- спрямованість. Всі атоми прагнуть утворювати максимально міцні зв'язки. Найбільша міцність досягається в разі збігу просторової спрямованості електронних хмар двох атомів, оскільки вони перекривають один одного. Крім того, саме така властивість ковалентного зв'язку як спрямованість впливає на просторове розташування молекул тобто відповідає за їх "геометричну форму".
- Поляризуемость.В основі цього положення лежить уявлення про те, що ковалентний зв'язок існує двох видів:
- полярна або несиметрична. Зв'язок даного виду можуть утворювати лише атоми різні видів, тобто ті, чия електронний торгівельний істотно відрізняється, або у випадках, коли загальна електронна пара несиметрично розділена.
- виникає між атомами, електронегативність яких практично дорівнює, а розподіл електронної щільності рівномірно.
Крім того, існують певні кількісні:
- енергія зв'язку. Даний параметр характеризує полярну зв'язок з точки зору її міцності. Під енергією розуміється то кількість тепла, яке було необхідно для руйнування зв'язку двох атомів, а також ту кількість тепла, що було виділено при їх з'єднанні.
- під довжиною зві в молекулярній хімії розуміється довжина прямої між ядрами двох атомів. Цей параметр також характеризує міцність зв'язку.
- дипольний момент - величина, яка характеризує полярність валентного зв'язку.
ковалентний зв'язок
вид хімічного зв'язку; здійснюється парою електронів, загальних для двох атомів, що утворюють зв'язок. Атоми в молекулі можуть бути з'єднані одинарної ковалентним зв'язком (H2, H3C-CH3), подвійний (H2C \u003d CH2) або потрійний (N2, HCCH). Атоми, що розрізняються по електронегативності, утворюють т.зв. полярну ковалентний зв'язок (HCl, H3C-Cl).
ковалентний зв'язок
один з видів хімічного зв'язку між двома атомами, яка здійснюється загальною для них електронної парою (по одному електрону від кожного атома). К. с. існує як в молекулах (в будь-яких агрегатних станах), Так і між атомами, що утворюють решітку кристала. К. с. може пов'язувати однакові атоми (в молекулах H2, Cl2, в кристалах алмазу) або різні (в молекулах води, в кристалах карборунда SiC). Майже всі види основних зв'язків в молекулах органічних сполук є ковалентними (С ≈ С, С ≈ Н, С ≈ N і ін.). К. с. дуже міцні. Цим пояснюється мала хімічна активність парафінових вуглеводнів. Багато неорганічні сполуки, кристали яких мають атомну решітку, тобто утворюються за допомогою К. с., Є тугоплавкими, мають високу твердість і зносостійкість. До них належать деякі карбіди, силіциди, бориди, нітриди (зокрема, відомий боразон BN), що знайшли застосування в новій техніці. Див. Також Валентність і Хімічний зв'язок.
══В. А. Кірєєв.
вікіпедія
ковалентний зв'язок
ковалентний зв'язок (Від лат. co - «спільно» і vales - «має силу») - хімічний зв'язок, утворена перекриттям пари валентних електронних хмар. Забезпечують зв'язок електронні хмари називаються загальної електронної парою.
Термін ковалентний зв'язок був вперше введений лауреатом Нобелівської премії Ирвингом Ленгмюром в 1919 році. Цей термін ставився до хімічного зв'язку, обумовленої спільним володінням електронами, на відміну від металевої зв'язку, в якій електрони були вільними, або від іонної зв'язку, в якій один з атомів віддавав електрон і ставав катіоном, а інший атом брав електрон і ставав аніоном.
Пізніше (1927 рік) Ф. Лондон і В. Гайтлер на прикладі молекули водню дали перший опис ковалентного зв'язку з точки зору квантової механіки.
З урахуванням статистичної інтерпретації хвильової функції М. Борна щільність ймовірності знаходження зв'язують електронів концентрується в просторі між ядрами молекули (рис.1). В теорії відштовхування електронних пар розглядаються геометричні розміри цих пар. Так, для елементів кожного періоду існує певний середній радіус електронної пари:
0,6 для елементів аж до неону; 0,75 для елементів аж до аргону; 0,75 для елементів аж до криптону і 0,8 для елементів аж до ксенону.
Характерні властивості ковалентного зв'язку - спрямованість, насичуваність, полярність, поляризованість - визначають хімічні і фізичні властивості з'єднань.
Спрямованість зв'язку обумовлена молекулярною будовою речовини і геометричної форми їх молекули. Кути між двома зв'язками називають валентними.
Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежене число ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежено числом його зовнішніх атомних орбіталей.
Полярність зв'язку обумовлена \u200b\u200bнерівномірним розподілом електронної щільності внаслідок відмінностей в електронний торгівельний атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки підрозділяються на неполярні і полярні (неполярні - двухатомная молекула складається з однакових атомів (H, Cl, N) і електронні хмари кожного атома розподіляються симетрично щодо цих атомів; полярні - двухатомная молекула складається з атомів різних хімічних елементів, І загальне електронне хмара зміщується в бік одного з атомів, утворюючи тим самим асиметрію розподілу електричного заряду в молекулі, породжуючи дипольний момент молекули).
Поляризуемость зв'язку виражається в зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, в тому числі і інший реагує частки. Поляризуемость визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.
Однак, двічі лауреат Нобелівської премії Л. Полінг вказував, що «в деяких молекулах є ковалентні зв'язки, обумовлені одним або трьома електронами замість загальної пари». Одноелектронні хімічний зв'язок реалізується в молекулярному іоні водню H.
Молекулярний іон водню H містить два протона і один електрон. Єдиний електрон молекулярної системи компенсує електростатичне відштовхування двох протонів і утримує їх на відстані 1,06 Å (довжина хімічного зв'язку H). Центр електронної щільності електронного хмари молекулярної системи рівновіддалений від обох протонів на борівський радіус α \u003d 0,53 А і є центром симетрії молекулярного іона водню H.