Ковалентний зв'язок - хімічний зв'язок, утворений усуспільненням пари валентних електронних хмар. Забезпечують зв'язок електрони називаються загальною електронною парою.

Св-ва ковалентного зв'язку : спрямованість, насичуваність, полярність, поляризація - визначають хімічні та Фізичні властивостіз'єднань.

Спрямованість зв'язку зумовлює молекулярна будоваречовин та геометричну формуїх молекул. Кути між двома зв'язками називають валентними.

Насичуваність - здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Кількість зв'язків, утворених атомом, обмежена кількістю його зовнішніх атомних орбіталей.

Полярність зв'язку зумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної густини внаслідок відмінностей в електронегативності атомів. За цією ознакою ковалентні зв'язки поділяються на неполярні та полярні.

Поляризованість зв'язку виявляється у зміщенні електронів зв'язку під впливом зовнішнього електричного поля, у тому числі й іншої частинки, що реагує. Поляризується визначається рухливістю електронів. Полярність і поляризованість ковалентних зв'язків визначає реакційну здатність молекул по відношенню до полярних реагентів.

Іонний зв'язок.

Іонний тип зв'язку можливий лише між атомами, що різко відрізняються за властивостями. Різка відмінність у властивостях елементів призводить до того, що атом металу втрачає свої валентні електрони, а атом неметала приєднує їх. Утворені позитивно і негативно заряджені іони в молекулах і кристалічних ґратах силами електростатичного тяжіння. Такий зв'язок називається іонним.

Приклад утворення молекули NaCL у газовій фазі.

Неспецифічні види зв'язку.

Металевий зв'язок - хімічний зв'язок, зумовлений наявністю щодо вільних електронів. Характерна як для чистих металів, так і їх сплавів і інтерметалевих сполук.

Механізм металевого зв'язку: У всіх вузлах кристалічних ґрат розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу рухаються валентні електрони, що відчепилися від атомів при утворенні іонів. Ці електрони грають роль цементу, утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку грати розпалися б під дією сил відштовхування між іонами. Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічних ґрат і не можуть її покинути. Сили зв'язку не локалізовані та не спрямовані. Тому здебільшого виявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 чи 8).

Інші властивості: Електрони, що вільно рухаються, обумовлюють високу електро- і теплопровідність. Речовини, що мають металевий зв'язок, часто поєднують міцність з пластичністю, так як при зміщенні атомів один щодо одного не відбувається розрив зв'язків.

Ван-дер-ваальсові сили - сили міжмолекулярної взаємодії з енергією 0,8 – 8,16 кДж/моль. Цим терміном спочатку позначалися всі такі сили, сучасній науцівін зазвичай застосовується до сил, що виникають при поляризації молекул та утворенні диполів. Відкрито Я. Д. ван дер Ваальсом в 1869 році.

До ван-дер-ваальсових сил відносяться взаємодії між диполями (постійними та індукованими). Назва пов'язана з тим фактом, що ці сили є причиною виправлення на внутрішній тиск у рівнянні стану реального газу Ван-дер-Ваальса. Ці взаємодії переважно визначають сили, відповідальні формування просторової структури біологічних макромолекул.

Теми кодифікатора ЄДІ: Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок

Внутрішньомолекулярні хімічні зв'язки

Спочатку розглянемо зв'язки, що виникають між частинками всередині молекул. Такі зв'язки називають внутрішньомолекулярними.

Хімічний зв'язок між атомами хімічних елементівмає електростатичну природу та утворюється за рахунок взаємодії зовнішніх (валентних) електронів, більшою чи меншою мірою утримуваних позитивно зарядженими ядрамизв'язуваних атомів.

Ключове поняття тут – ЕЛЕКТРОВІДІЙНІСТЬ. Саме вона визначає тип хімічного зв'язкуміж атомами та властивості цього зв'язку.

- Це здатність атома притягувати (утримувати) зовнішні(Валентні) електрони. Електронегативність визначається ступенем тяжіння зовнішніх електронів до ядра і залежить, переважно, від радіусу атома та заряду ядра.

Електронегативність складно визначити однозначно. Л.Полінг склав таблицю відносних електронегативностей (на основі енергій зв'язків двоатомних молекул). Найбільш електронегативний елемент - фторзі значенням 4 .

Важливо, що у різних джерелах можна зустріти різні шкали та таблиці значень електронегативності. Цього не варто лякатися, оскільки при утворенні хімічного зв'язку грає роль атомів, а вона приблизно однакова у будь-якій системі.

Якщо один із атомів у хімічному зв'язку А:В сильніше притягує електрони, то електронна пара зміщується до нього. Чим більше різницю електронегативностейатомів, тим більше зміщується електронна пара.

Якщо значення електронегативності взаємодіючих атомів рівні або приблизно рівні: ЕО(А)≈ЕО(В), то загальна електронна пара не зміщується до жодного з атомів: А: В. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної.

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються, але не сильно (різниця електронегативностей приблизно від 0,4 до 2: 0,4<ΔЭО<2 ), то електронна пара зміщується до одного з атомів. Такий зв'язок називається ковалентна полярна .

Якщо електронегативності взаємодіючих атомів відрізняються суттєво (різниця електронегативностей більша за 2: ΔЕО>2), то один з електронів практично повністю переходить до іншого атома, з утворенням іонів. Такий зв'язок називається іонна.

Основні типи хімічних зв'язків ковалентна, іоннаі металевазв'язку. Розглянемо їх докладніше.

Ковалентний хімічний зв'язок

Ковалентний зв'язок – це хімічний зв'язок , утворена за рахунок утворення загальної електронної пари А: . При цьому у двох атомів перекриваютьсяатомні орбіталі. Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з невеликою різницею електронегативностей (як правило, між двома неметалами) або атомів одного елемента.

Основні властивості ковалентних зв'язків

• спрямованість,
• насичуваність,
• полярність,
• поляризованість.

Ці властивості зв'язку впливають на хімічні та фізичні властивості речовин.

Спрямованість зв'язку характеризує хімічну будову та форму речовин. Кути між двома зв'язками називаються валентними. Наприклад, у молекулі води валентний кут H-O-H дорівнює 104,45 о, тому молекула води — полярна, а молекулі метану валентний кут Н-С-Н 108 про 28′.

Насиченість - Це здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних хімічних зв'язків. Кількість зв'язків, здатних утворювати атом, називається .

Полярністьзв'язку виникає через нерівномірний розподіл електронної щільності між двома атомами з різною електронегативністю. Ковалентні зв'язки поділяють на полярні та неполярні.

Поляризованість зв'язку - це здатність електронів зв'язку зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля(зокрема, електричного поля іншої частки). Поляризуемість залежить від рухливості електронів. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим він більш рухливий, відповідно і молекула більш поляризується.

Ковалентний неполярний хімічний зв'язок

Існує 2 види ковалентного зв'язування – ПОЛЯРНИЙі НЕПОЛЯРНИЙ .

Приклад . Розглянемо будову молекули водню H2. Кожен атом водню на зовнішньому енергетичному рівні несе один неспарений електрон. Для відображення атома використовуємо структуру Льюїса – це схема будови зовнішнього рівня енергії атома, коли електрони позначаються точками. Моделі точкових структур Люїса непогано допомагають при роботі з елементами другого періоду.

H. +. H = H:H

Таким чином, у молекулі водню одна загальна електронна пара та один хімічний зв'язок H–H. Ця електронна пара не зміщується до жодного з атомів водню, т.к. електронегативність у атомів водню однакова. Такий зв'язок називається ковалентної неполярної .

Ковалентний неполярний (симетричний) зв'язок – це ковалентний зв'язок, утворений атомами з рівною елетронегативністю (як правило, однаковими неметалами) і, отже, з рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів.

Дипольний момент неполярних зв'язків дорівнює 0.

Приклади: H 2 (H-H), O 2 (O = O), S 8 .

Ковалентний полярний хімічний зв'язок

Ковалентний полярний зв'язок – це ковалентний зв'язок, який виникає між атомами з різною електронегативністю (як правило, різними неметалами) і характеризується зміщеннямзагальної електронної пари до більш негативного атома (поляризацією).

Електронна щільність зміщена до більш електронегативного атома – отже, у ньому виникає частковий негативний заряд (δ-), але в менш електроотрицательном атомі виникає частковий позитивний заряд (δ+, дельта +).

Чим більша відмінність в електронегативності атомів, тим вище полярністьзв'язку і тим більше дипольний момент . Між сусідніми молекулами та протилежними за знаком зарядами діють додаткові сили тяжіння, що збільшує міцністьзв'язку.

Полярність зв'язку впливає фізичні та хімічні властивості сполук. Від полярності зв'язку залежить механізми реакцій і навіть реакційна здатність сусідніх зв'язків. Полярність зв'язку найчастіше визначає полярність молекулиі, таким чином, безпосередньо впливає такі фізичні властивості як температурі кипіння і температура плавлення, розчинність в полярних розчинниках.

Приклади: HCl, CO2, NH3.

Механізми утворення ковалентного зв'язку

Ковалентний хімічний зв'язок може виникати за двома механізмами:

1. Обмінний механізм утворення ковалентного хімічного зв'язку – це коли кожна частка надає для утворення загальної електронної пари один неспарений електрон:

А . + . В= А:В

2. утворення ковалентного зв'язку – це такий механізм, при якому одна з частинок надає неподілену електронну пару, а інша частка надає вакантну орбіталь для цієї електронної пари:

А: + B= А:В

При цьому один із атомів надає неподілену електронну пару ( донор), а інший атом надає вакантну орбіталь для цієї пари ( акцептор). Через війну освіти зв'язку обидва енергія електронів зменшується, тобто. це вигідно для атомів.

Ковалентний зв'язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняєтьсяза властивостями від інших ковалентних зв'язків, утворених обмінним механізмом. Утворення ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму притаманно атомів або з великою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (донори електронів), або навпаки, з дуже малою кількістю електронів (акцептори електронів). Докладніше валентні можливості атомів розглянуті у відповідній.

Ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом утворюється:

– у молекулі чадного газу CO(зв'язок у молекулі – потрійний, 2 зв'язки утворені за обмінним механізмом, один – за донорно-акцепторним): C≡O;

– у іоні амонію NH 4 + , в іонах органічних амінів, Наприклад, в іоні метиламонію CH 3 -NH 2 + ;

– у комплексних з'єднаннях, хімічний зв'язок між центральним атомом і групами лігандів, наприклад, тетрагідроксоалюмінату натрію Na зв'язок між алюмінієм і гідроксид-іонами;

– у азотної кислоти та її солях- нітратах: HNO 3 , NaNO 3 в деяких інших сполуках азоту;

– у молекулі озону O 3 .

Основні характеристики ковалентного зв'язку

Ковалентний зв'язок, як правило, утворюється між атомами неметалів. Основними характеристиками ковалентного зв'язку є довжина, енергія, кратність та спрямованість.

Кратність хімічного зв'язку

Кратність хімічного зв'язку - це число спільних електронних пар між двома атомами у поєднанні. Кратність зв'язку досить легко можна визначити із значення атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад , У молекулі водню H 2 кратність зв'язку дорівнює 1, т.к. у кожного водню лише один неспарений електрон на зовнішньому енергетичному рівні, отже, утворюється одна загальна електронна пара.

У молекулі кисню O 2 кратність зв'язку дорівнює 2 т.к. у кожного атома на зовнішньому енергетичному рівні є по 2 неспарені електрони: O=O.

У молекулі азоту N 2 кратність зв'язку дорівнює 3 т.к. між у кожного атома по 3 неспарених електрона на зовнішньому енергетичному рівні, і атоми утворюють 3 загальні електронні пари N≡N.

Довжина ковалентного зв'язку

Довжина хімічного зв'язку - Це відстань між центрами ядер атомів, що утворюють зв'язок. Її визначають експериментальними фізичними методами. Оцінити величину довжини зв'язку можна приблизно, за правилом адитивності, згідно з яким довжина зв'язку в молекулі АВ приблизно дорівнює напівсумі довжин зв'язків у молекулах А 2 і 2:

Довжину хімічного зв'язку можна оцінити приблизно за радіусами атомів, що утворюють зв'язок, або за кратністю зв'язкуякщо радіуси атомів не сильно відрізняються.

У разі збільшення радіусів атомів, що утворюють зв'язок, довжина зв'язку збільшиться.

Наприклад

При збільшенні кратності зв'язку між атомами (атомні радіуси яких не відрізняються, або незначно відрізняються) довжина зв'язку зменшиться.

Наприклад . У ряду: C–C, C=C, C≡C довжина зв'язку зменшується.

Енергія зв'язку

Мірою міцності хімічного зв'язку є енергія зв'язку. Енергія зв'язку визначається енергією, необхідної для розриву зв'язку та видалення атомів, що утворюють цей зв'язок, на нескінченно велику відстань один від одного.

Ковалентний зв'язок є дуже міцною.Її енергія становить від кількох десятків до кількох сотень кДж/моль. Чим більша енергія зв'язку, тим більша міцність зв'язку, і навпаки.

Міцність хімічного зв'язку залежить від довжини зв'язку, полярності зв'язку та кратності зв'язку. Чим довший хімічний зв'язок, тим легше його розірвати, і тим менша енергія зв'язку, тим нижча її міцність. Чим коротший хімічний зв'язок, тим він міцніший, і тим більша енергія зв'язку.

Наприклад, у ряді сполук HF, HCl, HBr зліва направо міцність хімічного зв'язку зменшується, т.к. збільшується довжина зв'язку.

Іонний хімічний зв'язок

Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, заснований на електростатичному тяжінні іонів.

Іониутворюються у процесі прийняття чи віддачі електронів атомами. Наприклад, атоми всіх металів слабо утримують електрони зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів металів характерні відновлювальні властивості- Здатність віддавати електрони.

Приклад. Атом натрію містить на 3 енергетичному рівні 1 електрон. Легко віддаючи його, атом натрію утворює набагато стійкіший іон Na + з електронною конфігурацією благородного газу неону Ne. В іоні натрію міститься 11 протонів і лише 10 електронів, тому сумарний заряд іона -10+11 = +1:

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

Приклад. Атом хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить 7 електронів. Щоб придбати конфігурацію стабільного інертного атома аргону Ar, хлору необхідно приєднати 1 електрон. Після приєднання електрона утворюється стабільний іон хлору, що складається з електронів. Сумарний заряд іона дорівнює -1:

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

Зверніть увагу:

• Властивості іонів відрізняються від властивостей атомів!
• Стійкі іони можуть утворювати не лише атоми, але і групи атомів. Наприклад: іон амонію NH 4 + , сульфат-іон SO 4 2- та ін. Хімічні зв'язки, утворені такими іонами, також вважаються іонними;
• Іонний зв'язок, як правило, утворюють між собою металиі неметали(групи неметалів);

Іони, що утворилися, притягуються за рахунок електричного тяжіння: Na + Cl - , Na 2 + SO 4 2- .

Наочно узагальним різницю між ковалентними та іонними типами зв'язку:

Металевий зв'язок - це зв'язок, який утворюють відносно вільні електрониміж іонами металів, що утворюють кристалічну решітку

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні зазвичай розташовані від одного до трьох електронів. Радіуси в атомів металів, зазвичай, великі — отже, атоми металів, на відміну неметалів, досить легко віддають зовнішні електрони, тобто. є сильними відновниками.

Віддаючи електрони, атоми металів перетворюються на позитивно заряджені іони . Електрони, що відірвалися відносно вільно переміщуютьсяміж позитивно зарядженими іонами металів Між цими частинками виникає зв'язок, т.к. загальні електрони утримують катіони металів, розташовані шарами, разом створюючи таким чином досить міцну металеві кристалічні грати . У цьому електрони безупинно хаотично рухаються, тобто. постійно виникають нові нейтральні атоми та нові катіони.

Міжмолекулярні взаємодії

Окремо варто розглянути взаємодії, що виникають між окремими молекулами в речовині. міжмолекулярні взаємодії . Міжмолекулярні взаємодії це такий вид взаємодії між нейтральними атомами, при якому не з'являються нові ковалентні зв'язки. Сили взаємодії між молекулами виявлені Ван-дер Ваальсом у 1869 році, і названі на честь нього Ван-дар-Ваальсовими силами. Сили Ван-дер-Ваальса поділяються на орієнтаційні, індукційні і дисперсійні . Енергія міжмолекулярних взаємодій набагато менша за енергію хімічного зв'язку.

Орієнтаційні сили тяжіння виникають між полярними молекулами (диполь-диполь взаємодія). Ці сили з'являються між полярними молекулами. Індукційні взаємодії — це взаємодія між полярною молекулою та неполярною. Неполярна молекула поляризується через полярну дію, що і породжує додаткове електростатичне тяжіння.

Особливий вид міжмолекулярної взаємодії – водневі зв'язки. - це міжмолекулярні (або внутрішньомолекулярні) хімічні зв'язки, що виникають між молекулами, в яких є сильно полярні ковалентні зв'язки. H-F, H-O або H-N. Якщо в молекулі є такі зв'язки, між молекулами виникатимуть додаткові сили тяжіння .

Механізм освіти водневого зв'язку частково електростатичний, а частково донорно-акцепторний. При цьому донором електронної пари виступають атом сильно-негативного елемента (F, O, N), а акцептором - атоми водню, з'єднані з цими атомами. Для водневого зв'язку характерні спрямованість у просторі та насичуваність.

Водневий зв'язок можна позначати точками: Н ··· O. Чим більша електронегативність атома, сполученого з воднем, і чим менші його розміри, тим міцніший водневий зв'язок. Вона характерна насамперед для з'єднань фтору з воднем , а також до олію з воднем , в меншій мірі азоту з воднем .

Водневі зв'язки виникають між такими речовинами:

— фтороводород HF(газ, розчин фтороводню у воді - плавикова кислота), вода H 2 O (пар, лід, рідка вода):

— розчин аміаку та органічних амінів- між молекулами аміаку та води;

— органічні сполуки, у яких зв'язку O-H або N-H: спирти, карбонові кислоти, аміни, амінокислоти, феноли, анілін та його похідні, білки, розчини вуглеводів - моносахаридів та дисахаридів.

Водневий зв'язок впливає на фізичні та хімічні властивості речовин. Так, додаткове тяжіння між молекулами ускладнює кипіння речовин. У речовин із водневими зв'язками спостерігається аномальне підвищення теператури кипіння.

Наприклад Як правило, при підвищенні молекулярної маси спостерігається підвищення температури кипіння речовин. Однак у ряді речовин H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Teми не спостерігаємо лінійної зміни температур кипіння.

А саме, у води температура кипіння аномально висока - не менше -61 про С, як показує нам пряма лінія, а набагато більше +100 про С. Ця аномалія пояснюється наявністю водневих зв'язків між молекулами води. Отже, за звичайних умов (0-20 о С) вода є рідиноюза фазовим станом.

Ковалентний зв'язок

Характеристики хімічного зв'язку. Гібридизація.

лекція №3. Хімічний зв'язок та будова молекул. Валентність.

Лише небагато хімічних елементів у природних умовах перебувають у одноатомному стані (наприклад, інертні гази). Вільні атоми інших елементів утворюють складніші системи – молекули, мають найбільш стабільні електронні зміни. Це явище зветься утворення хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок - це взаємодія двох або кількох атомів, у результаті якого утворюється хімічно стійка дво-або багатоатомна система. Утворення хімічного зв'язку супроводжується зменшенням повної енергії системи.

В основі теорії хімічного зв'язку лежать уявлення про електронні взаємодії. Найбільш стійкими (міцними) угрупованнями електронів є завершені зовнішні електронні шари атомів інертних газів (двохелекронний у гелію і восьмиелектронний у інших шляхетних газів). Незавершені зовнішні електронні шари решти елементів є нестійкими і за з'єднанні таких атомів коїться з іншими атомами відбувається перебудова їх електронних оболонок. Хімічний зв'язок утворюється з допомогою валентних електронів, але здійснюється по-різному.

Валентними називаються електрони, які беруть участь у освіті хімічних зв'язків, переважно це електрони останнього чи передостаннього енергетичного рівня.

Існує кілька типів хімічного зв'язку: іонна, металева, ковалентна та воднева.

Найпростіший приклад ковалентного зв'язку – утворення молекули водню. Атоми водню мають електронну оболонку із одного непарного s-електрона, тобто. до завершення рівня не вистачає одного електрона. При зближенні атомів водню до певної відстані відбувається взаємодія електронів із антипаралельними спинами з формуванням спільноїелектронної пари. Загальна електронна пара утворюється в результаті часткового перекриття s-орбіталей і при цьому в області перекриття орбіталей створюється найбільша щільність.

Зв'язок атомів за допомогою загальних електронних пар називається ковалентний.

Молекула з ковалентним зв'язком може бути записана у вигляді двох формул: електронної (електрон позначається точкою) та структурної (загальна електронна пара позначається рисою).

1. Довжина зв'язку - Це відстань між ядрами атомів. Виявляється у нм. Хімічний зв'язок тим міцніший, чим менша його довжина. Проте мірою міцності зв'язку є її енергія.

2. Енергія зв'язку – це кількість енергії, що виділяється при утворенні хімічного зв'язку і отже, це та робота, яку треба витратити на розрив зв'язку. Виявляється у кДж/моль. Енергія зв'язку збільшується із зменшенням довжини зв'язку.

3. Під насичуваністю розуміють здатність атомів утворювати обмежену кількість ковалентних зв'язків. Наприклад, атом водню, маючи один неспарений електрон, може утворювати один зв'язок, а атом вуглецю у збудженому стані – не більше чотирьох зв'язків. Внаслідок насиченості зв'язків молекули мають певний склад. Однак і при насичених ковалентних зв'язках можуть утворюватися складніші молекули донорно-акцепторного механізму.

4. Кратність визначається числом загальних електронних пар між атомами, тобто. кількістю хімічних зв'язків. У розглянутій молекулі водню, а також у молекулах фтору та хлору зв'язок між атомами здійснюється за рахунок однієї електронної пари, такий зв'язок називається одинарний. У молекулі кисню – подвійна, а молекулі азоту – потрійна.

Причому ковалентний зв'язок може бути двох типів:

1) Якщо електронні хмари перекриваються у напрямі прямої, яка з'єднує ядра атомів (тобто осі зв'язку ), такий ковалентний зв'язок називається сигма-зв'язком . Ковалентні сигма-зв'язки утворюються при перекриванні орбіталей: s-s (молекула водню), s-p (хлороводень) та р-р (молекула хлору).

2) Якщо перекриваються р-орбіталі, спрямовані перпендикулярно до осі зв'язку, утворюються дві області перекриття по обидва боки осі зв'язку і такий зв'язок називається пі-зв'язком .

Незважаючи на те, що енергія пі-зв'язку менша, ніж сигма, сумарна енергія подвійного, а потрійного зв'язку вище одинарної.

5. Полярність зв'язку визначається розташуванням загальної електронної пари, якщо вона розподіляється у просторі симетрично щодо ядер обох атомів, то такий ковалентний зв'язок називається неполярний . Прикладом є двоатомні молекули, що складаються з атомів одного і того ж елемента, тобто. прості речовини.

У разі ж полярного ковалентного зв'язку , молекулу утворюють атоми різних елементів та електронну хмару зв'язку, в даному випадку зміщено до атома з більшою відносною електронегативністю. Наприклад, при утворенні молекули HCl загальна електронна пара зміщена до атома хлору, так як він має більшу ЕО.

ЕО– це здатність атомів елементів притягати себе загальні електронні пари. Атом, більш ЕО елемента приймає ефективний негативний заряд d-, а другий атом – ефективний заряд позитивний d+. В результаті виникає диполь. Мірою полярності зв'язку служить електричний дипольний момент .

6. Спрямованістьковалентного зв'язку зумовлює просторову структуру молекул, тобто. їхню геометричну форму. Кількісно спрямованість визначається валентним кутом - Це кут між хімічними зв'язками. Ковалентні зв'язки, що утворюються багатовалентними атомами, завжди мають просторову спрямованість.

Найчастіше при утворенні зв'язку відбувається узагальнення електронів зв'язуваних атомів. Такий тип хімічного зв'язку називають ковалентним зв'язком (приставка "ко-" в латинській мові означає спільність, "валенс" - має силу). Зв'язувальні електрони знаходяться переважно в просторі між атомами, що зв'язуються. За рахунок тяжіння ядер атомів до цих електронів утворюється хімічний зв'язок. Таким чином, ковалентний зв'язок - це хімічний зв'язок, що виникає за рахунок збільшення електронної густини в області між хімічно зв'язаними атомами.

Перша теорія ковалентного зв'язку належить американському фізикохіміку Г.-Н. Льюїсу. У 1916 р. він припустив, що зв'язок між двома атомами здійснюється парою електронів, у своїй навколо кожного атома зазвичай формується восьмиелектронна оболонка (правило октету).

Одна з істотних властивостей ковалентного зв'язку - її насичення. При обмеженій кількості зовнішніх електронів у областях між ядрами утворюється обмежена кількість електронних пар поблизу кожного атома (і, отже, число хімічних зв'язків). Саме це число тісно пов'язане з поняттям валентності атома у молекулі (валентністю називають загальну кількість ковалентних зв'язків, що утворюються атомом). Інша важлива властивість ковалентного зв'язку – її спрямованість у просторі. Це проявляється у приблизно однаковій геометричній будові близьких за складом хімічних частинок. Особливістю ковалентного зв'язку є також її поляризованість.

Для опису ковалентного зв'язку використовують переважно два методи, засновані на різних наближеннях при вирішенні рівняння Шредінгера: метод молекулярних орбіталей та метод валентних зв'язків. В даний час у теоретичній хімії використовується майже виключно метод молекулярних орбіталей. Однак метод валентних зв'язків, незважаючи на велику складність обчислень, дає наочніше уявлення про утворення та будову хімічних частинок.

Параметри ковалентного зв'язку

Сукупність атомів, що утворюють хімічну частину, суттєво відрізняється від сукупності вільних атомів. Утворення хімічного зв'язку призводить, зокрема, до зміни радіусів атомів та їхньої енергії. Відбувається також перерозподіл електронної щільності: підвищується ймовірність знаходження електронів у просторі між атомами, що зв'язуються.

Довжина хімічного зв'язку

При утворенні хімічного зв'язку завжди відбувається зближення атомів - відстань між ними менша, ніж сума радіусів ізольованих атомів:

r(A-B) r(A) + r(B)

Радіус атома водню становить 53 пм, атома фтору - 71 пм, а відстань між ядрами атомів у молекулі HF дорівнює 92 пм:

Міжядерна відстань між хімічно зв'язаними атомами називається довжиною хімічного зв'язку.

У багатьох випадках довжину зв'язку між атомами молекули речовини можна передбачити, знаючи відстані між цими атомами в інших хімічних речовинах. Довжина зв'язку між атомами вуглецю в алмазі дорівнює 154 пм, між атомами галогену в молекулі хлору – 199 пм. Напівсума відстаней між атомами вуглецю та хлору, розрахована з цих даних, становить 177 пм, що збігається з експериментально виміряною довжиною зв'язку в молекулі CCl 4 . У той самий час це виконується який завжди. Наприклад, відстань між атомами водню та брому у двоатомних молекулах становить 74 та 228 пм, відповідно. Середнє арифметичне цих чисел становить 151 пм, проте реальна відстань між атомами в молекулі бромоводню дорівнює 141 пм, тобто помітно менше.

Відстань між атомами суттєво зменшується при утворенні кратних зв'язків. Чим вища кратність зв'язку, тим коротша міжатомна відстань.

Довжини деяких простих та кратних зв'язків

Валентні кути

Напрямок ковалентних зв'язків характеризується валентними кутами - кутами між лініями, що з'єднують атоми, що зв'язуються. Графічна формула хімічної частки не несе інформації про валентні кути. Наприклад, у сульфат-іоні SO 4 2- валентні кути між зв'язками сірка-кисень дорівнюють 109,5 o , а в тетрахлоропалладат-іоні 2- - 90 o . Сукупність довжин зв'язків та валентних кутів у хімічній частині визначає її просторову будову. Для визначення валентних кутів використовують експериментальні методи вивчення структури хімічних сполук. Оцінити значення валентних кутів можна теоретично виходячи з електронної будови хімічної частки.

Енергія ковалентного зв'язку

Хімічне з'єднання утворюється з окремих атомів лише тому випадку, якщо це енергетично вигідно. Якщо сили тяжіння переважають над силами відштовхування, потенційна енергія атомів, що взаємодіють, знижується, в іншому випадку − підвищується. На деякій відстані (рівній довжині зв'язку r 0) ця енергія мінімальна.

Таким чином, при утворенні хімічного зв'язку енергія виділяється, при її розриві поглинається. Енергія E 0 , необхідна для того, щоб роз'єднати атоми та видалити їх один від одного на відстань, на якій вони не взаємодіють, називається енергією зв'язку. Для двоатомних молекул енергія зв'язку визначається як енергія дисоціації молекули на атоми. Вона може бути виміряна експериментально.

У молекулі водню енергія зв'язку чисельно дорівнює енергії, що виділяється при утворенні молекули Н2 з атомів Н:

Н + Н = Н 2 + 432 кДж

Цю ж енергію треба витратити, щоб розірвати зв'язок Н-Н:

H 2 = H + H − 432 кДж

Для багатоатомних молекул ця величина є умовною і відповідає енергії такого процесу, при якому цей хімічний зв'язок зникає, а решта залишаються без зміни. За наявності декількох однакових зв'язків (наприклад, для молекули води, що містить два зв'язки кисень-водень), їх енергію можна розрахувати, використовуючи закон Гесса. Величини енергії розпаду води на прості речовини, а також енергії дисоціації водню та кисню на атоми відомі:

2Н 2 О = 2Н 2 + О 2; 484 кДж/моль

Н2 = 2Н; 432 кДж/моль

Про 2 = 2О; 494 кДж/моль

Враховуючи, що у двох молекулах води міститься 4 зв'язки, енергія зв'язку кисень-водень дорівнює:

Е(О-Н) = (2.432 + 494 + 484) / 4 = 460,5 кДж/моль

У молекулах складу AB nпослідовний відрив атомів супроводжується певними (не завжди однаковими) витратами енергії. Наприклад, значення енергії (кДж/моль) послідовного відщеплення атомів водню від молекули метану суттєво різняться:

	427		368		519		335
СН 4	→	СН 3	→	СН 2	→	СН	→	З

При цьому енергія зв'язку А-В визначається як середня величина витраченої енергії на всіх стадіях:

СН 4 = ​​З + 4Н; 1649 кДж/моль

Е(С-Н) = 1649/4 = 412 кДж/моль

Чим вище енергія хімічного зв'язку, тим міцніший зв'язок. Зв'язок вважається міцним, або сильним, якщо його енергія перевищує 500 кДж/моль (наприклад, 942 кДж/моль для N 2), слабким - якщо її енергія менше 100 кДж/моль (наприклад, 69 кДж/моль для NO 2). Якщо при взаємодії атомів виділяється енергія менше 15 кДж/моль, то вважають, що хімічний зв'язок не утворюється, а спостерігається міжмолекулярна взаємодія (наприклад, 2 кДж/моль Xe 2). Міцність зв'язку зазвичай зменшується зі збільшенням його довжини.

Одинарний зв'язок завжди слабший, ніж кратні зв'язки - подвійний і потрійний - між тими самими атомами.

Енергії деяких простих та кратних зв'язків

Полярність ковалентного зв'язку

Полярність хімічного зв'язку залежить від різниці електронегативностей атомів, що зв'язуються.

Електронегативність− умовна величина, що характеризує здатність атома в молекулі притягувати електрони. Якщо в двоатомній молекулі А-В утворюють зв'язок електрони притягуються до атома сильніше, ніж до атома А, то атом вважається більш електронегативним.

Шкала електронегативності була використана Л. Полінгомдля кількісної характеристики здатності атомів до поляризації ковалентних зв'язків Для кількісного опису електронегативності, крім термохімічних даних, використовують також дані про геометрію молекул (метод Сандерсона) або спектральні характеристики (метод Горді). Широко використовують також шкалу Олреда та Рохова, у якій при розрахунку використовують ефективний заряд ядра та атомний ковалентний радіус. Найбільш ясний фізичний сенс має метод, запропонований американським фізикохіміком Р. Маллікена (1896-1986). Він визначив електронегативність атома як напівсуму його спорідненості до електрона та потенціалу іонізації. Значення електронегативності, що базуються на методі Маллікена та поширені на широке коло різноманітних об'єктів, називають абсолютними.

Найвище значення електронегативності має фтор. Найменш електронегативний елемент – цезій. Чим вище значення різниці електронегативностей двох атомів, тим палярнішим є хімічний зв'язок між ними.

Залежно від цього, як відбувається перерозподіл електронної щільності при утворенні хімічного зв'язку, розрізняють кілька типів. Граничний випадок поляризації хімічного зв'язку – повний перехід електрона від одного атома до іншого. При цьому утворюються два іони, між якими виникає іонний зв'язок. Для того, щоб два атоми змогли створити іонний зв'язок, необхідно, щоб їх електронегативності дуже відрізнялися. Якщо електронегативність атомів дорівнює (при утворенні молекул з однакових атомів), зв'язок називають неполярної ковалентної. Найчастіше зустрічається полярна ковалентназв'язок - вона утворюється між будь-якими атомами, що мають різні значення електронегативності.

Кількісною оцінкою полярності("іонності") зв'язку можуть бути ефективні заряди атомів. Ефективний заряд атома характеризує різницю між числом електронів, що належать даному атому в хімічному з'єднанні, і числом електронів вільного атома. Атом електронегативнішого елемента притягує електрони сильніше. Тому електрони виявляються ближче до нього, і він отримує певний негативний заряд, який називають ефективним, а у його партнера з'являється такий же позитивний заряд. Якщо електрони, що утворюють зв'язок між атомами, належать їм рівною мірою, ефективні заряди дорівнюють нулю. У іонних з'єднаннях ефективні заряди повинні співпадати із зарядами іонів. А для решти частинок вони мають проміжні значення.

Найкращий метод оцінки зарядів атомів у молекулі – вирішення хвильового рівняння. Однак це можливо лише за наявності малої кількості атомів. Якісно розподіл заряду можна оцінити за шкалою електронегативності. Використовують різні експериментальні методи. Для двоатомних молекул охарактеризувати полярність зв'язку та визначити ефективні заряди атомів можна на основі виміру дипольного моменту:

μ = q r,

де q− заряд полюса диполя, рівний для двоатомної молекули ефективного заряду, r− міжядерна відстань.

Дипольний момент зв'язку векторною величиною. Він спрямований від позитивно зарядженої частини молекули її негативної частини. З виміру дипольного моменту було встановлено, що у молекулі хлороводорода HCl на атомі водню є позитивний заряд +0,2 частки заряду електрона, але в атомі хлору негативний заряд −0,2. Отже, зв'язок H-Cl на 20% має іонний характер. А зв'язок Na-Cl є іонним на 90%.

Чому атоми можуть з'єднуватися один з одним та утворювати молекули? Яка причина можливого існування речовин, до складу яких входять атоми різних хімічних елементів? Це глобальні питання, що стосуються основоположних понять сучасної фізичної та хімічної науки. Відповісти на них можна, маючи уявлення про електронну будову атомів і знаючи характеристики ковалентного зв'язку, що є базовою основою більшості класів з'єднань. Мета нашої статті – ознайомитися з механізмами утворення різних типів хімічного зв'язку та сполук, що містять їх у своїх молекулах.

Електронна будова атома

Електронейтральні частинки матерії, що є її структурними елементами, мають будову, що дзеркально відображає пристрій Сонячної системи. Як планети обертаються навколо центральної зірки - Сонця, і електрони в атомі рухаються навколо позитивно зарядженого ядра. Для характеристики ковалентного зв'язку значущими будуть електрони, що розташовуються на останньому енергетичному рівні та найбільш віддалені від ядра. Оскільки їх зв'язок із центром власного атома мінімальний, вони здатні легко притягуватися ядрами інших атомів. Це дуже важливо для виникнення міжатомних взаємодій, що призводять до утворення молекул. Чому саме молекулярна форма є основним видом існування матерії нашій планеті? Давайте розберемося.

Основна властивість атомів

Здатність електронейтральних частинок до взаємодії, що призводить до виграшу енергії, - їх найважливіша особливість. Адже у звичайних умовах молекулярний стан речовини стійкіший, ніж атомний. Основні положення сучасного атомно-молекулярного вчення пояснюють принципи утворення молекул, так і характеристики ковалентного зв'язку. Нагадаємо, що на атомі може бути від 1 до 8 електронів, в останньому випадку шар буде завершеним, а значить, дуже стійким. Таку структуру зовнішнього рівня мають атоми благородних газів: аргону, криптону, ксенону – інертних елементів, які завершують кожен період у системі Д. І. Менделєєва. Винятком тут буде гелій, у якого на останньому рівні знаходиться не 8, а лише 2 електрони. Причина проста: у першому періоді – лише два елементи, атоми яких мають єдиний електронний шар. У решти хімічних елементів на останньому, незавершеному шарі розташовується від 1 до 7 електронів. У процесі взаємодії між собою атоми прагнутимуть заповнитись електронами до октету та відновити конфігурацію атома інертного елемента. Такий стан може бути досягнуто двома шляхами: втратою власних або прийняттям чужих негативно заряджених частинок. Ці форми взаємодії пояснюють, як визначити, який зв'язок - іонний або ковалентний - виникне між атомами, що вступають у реакцію.

Механізми утворення стійкої електронної конфігурації

Уявімо, що в реакцію сполуки вступають дві прості речовини: металевий натрій та газоподібний хлор. Утворюється речовина класу солей – хлорид натрію. Воно має іонний тип хімічного зв'язку. Чому і як вона виникла? Знову звернемося до будови атомів вихідних речовин. У натрію на останньому шарі знаходиться лише один електрон, що слабко пов'язаний з ядром внаслідок великого радіусу атома. Енергія іонізації в усіх лужних металів, яких належить і натрій, мала. Тому електрон зовнішнього рівня залишає енергетичний рівень, притягується ядром атома хлору та залишається у його просторі. Це створює прецедент переходу атома Cl у форму негативно зарядженого іона. Тепер ми маємо справу вже не з електронейтральними частинками, а із зарядженими катіонами натрію та аніонами хлору. Відповідно до законів фізики між ними виникають сили електростатичного тяжіння, і з'єднання утворює іонну кристалічну решітку. Розглянутий нами механізм формування іонного типу хімічного зв'язку допоможе чіткіше з'ясувати специфіку та основні характеристики ковалентного зв'язку.

Загальні електронні пари

Якщо іонний зв'язок виникає між атомами елементів, що сильно відрізняються електронегативністю, тобто металами та неметалами, то ковалентний тип з'являється при взаємодії атомів як одного і того ж, так і різних неметалічних елементів. У першому випадку прийнято говорити про неполярний, а в іншому - про полярний вид ковалентного зв'язку. Механізм їх утворення загальний: кожен із атомів частково віддає у загальне користування електрони, які попарно об'єднуються. А ось просторове розташування електронних пар щодо ядер атомів буде неоднаковим. За цією ознакою і розрізняють типи ковалентного зв'язку - неполярну та полярну. Найчастіше в хімічних сполуках, що з атомів неметалевих елементів, зустрічаються пари, які з електронів з протилежними спинами, т. е. обертаються навколо своїх ядер у протилежні боку. Оскільки рух негативно заряджених частинок у просторі веде до утворення електронних хмар, що зрештою закінчується взаємним їх перекриттям. Якими є наслідки цього процесу для атомів і до чого він призводить?

Фізичні властивості ковалентного зв'язку

Виявляється, що між центрами двох атомів, що взаємодіють, виникає двоелектронна хмара, що має велику щільність. Посилюються електростатичні сили тяжіння між самим негативно зарядженим хмарою та ядрами атомів. Вивільняється порція енергії та зменшуються відстані між атомними центрами. Наприклад, на початку утворення молекули H 2 відстань між ядрами водневих атомів становить 1,06 А, після перекриття хмар та утворення загальної електронної пари - 0,74 А. Приклади ковалентного зв'язку, що формується за вищеописаним механізмом, можна зустріти як серед простих, так і серед неорганічних складних речовин. Її головна риса - наявність спільних електронних пар. У результаті після виникнення ковалентного зв'язку між атомами, наприклад, водню кожен з них набуває електронної конфігурації інертного гелію, і молекула, що утворилася, має стійку структуру.

Просторова форма молекули

Ще одна дуже важлива фізична властивість ковалентного зв'язку – це спрямованість. Він залежить від просторова зміна молекули речовини. Наприклад, при перекриванні двох електронів із сферичною формою хмари вид молекули лінійний (хлороводень або бромоводень). Форма молекул води, у якої гібридизуються s- та p-хмари – кутова, а дуже міцні частинки газоподібного азоту мають вигляд піраміди.

Будова простих речовин – неметалів

З'ясувавши, який зв'язок називають ковалентним, які ознаки він має, тепер саме час розібратися з його різновидами. Якщо у взаємодію між собою вступають атоми одного і того ж неметалу - хлору, азоту, кисню, брому тощо, то формуються відповідні прості речовини. Їхні загальні електронні пари розташовуються на однаковій відстані від центрів атомів, не зміщуючись. Для з'єднань з неполярним видом ковалентного зв'язку притаманні такі ознаки: низькі температури кипіння та плавлення, нерозчинність у воді, діелектричні властивості. Далі ми з'ясуємо, для яких речовин характерний ковалентний зв'язок, за якого відбувається зміщення загальних електронних пар.

Електронегативність та її вплив на тип хімічного зв'язку

Властивість певного елемента притягувати себе електрони від атома іншого елемента в хімії називають електронегативністю. Шкалу величин даного параметра, запропоновану Л. Полінгом, можна зустріти у всіх підручниках з неорганічної та загальної хімії. Найбільше його значення – 4,1 еВ – має фтор, менше – інші активні неметали, а найменший показник характерний для лужних металів. Якщо між собою реагують елементи, що відрізняються своєю електронегативністю, то неминуче один, більш активний, притягатиме до свого ядра негативно заряджені частинки атома пасивнішого елемента. Таким чином, фізичні властивості ковалентного зв'язку залежать від здатності елементів віддавати електрони в загальне користування. Загальні пари, що утворюються при цьому, вже не розташовуються симетрично щодо ядер, а зміщуються в бік більш активного елемента.

Особливості з'єднань з полярним зв'язком

До речовин, у молекулах яких спільні електронні пари несиметричні щодо ядер атомів, можна віднести галогеноводороди, кислоти, сполуки халькогенів із воднем та кислотні оксиди. Це сульфатна і нітратна кислоти, оксиди сірки та фосфору, сірководень, і т. д. Наприклад, молекула хлороводню містить одну загальну електронну пару, утворену неспареними електронами водню та хлору. Вона зміщена ближче до центру атома Cl, що є електронегативним елементом. Всі речовини з полярним зв'язком у водних розчинах дисоціюють на іони та проводять електричний струм. З'єднання, які мають ми привели, мають також більш високі температури плавлення і кипіння в порівнянні з простими речовинами-неметалами.

Способи розриву хімічних зв'язків

В органічній хімії граничних вуглеводнів з галогенами йдуть радикальним механізмом. Суміш метану і хлору на світлі і за нормальної температури реагує в такий спосіб, що молекули хлору починають розщеплюватися частинки, несуть неспарені електрони. Інакше висловлюючись, спостерігається руйнація загальної електронної пари та утворення дуже активних радикалів -Cl. Вони здатні так впливати на молекули метану, що у них відбувається розрив ковалентного зв'язку між атомами вуглецю та водню. Утворюється активна частка -H, а вільна валентність атома вуглецю приймає радикал хлору, першим продуктом реакції стає хлорметан. Такий механізм розщеплення молекул називається гомолітичним. Якщо ж загальна пара електронів повністю переходить у володіння одного з атомів, то говорять про гетеролітичний механізм, характерний для реакцій, що проходять у водних розчинах. У цьому випадку полярні молекули води посилюватимуть швидкість руйнування хімічних зв'язків з'єднання, що розчиняється.

Подвійні та потрійні зв'язки

Переважна більшість органічних речовин і деякі неорганічні сполуки містять у молекулах не одну, а кілька загальних електронних пар. Кратність ковалентного зв'язку зменшує відстань між атомами та збільшує стабільність з'єднань. Про них прийнято говорити як про хімічно стійкі. Наприклад, у молекулі азоту є три пари електронів, вони позначаються у структурній формулі трьома рисочками та зумовлюють її міцність. Проста речовина азот хімічно інертний і може реагувати з іншими сполуками, наприклад, з воднем, киснем або металами тільки при нагріванні або підвищеному тиску, а також у присутності каталізаторів.

Подвійні та потрійні зв'язки притаманні таким класам органічних сполук, як ненасичені дієнові вуглеводні, а також речовини ряду етилену або ацетилену. Кратні зв'язки зумовлюють основні хімічні властивості: реакції приєднання та полімеризації, що йдуть у місцях їхнього розриву.

У нашій статті ми дали загальну характеристику ковалентного зв'язку та розглянули її основні види.